Enlace químico y geometría molecular

a) Hibridación del carbono: $sp^3$.

El carbono tiene cuatro electrones de valencia ($2s^2 2p^2$) y forma cuatro enlaces $\sigma$ con los flúor. No hay pares solitarios:$$\text{zonas de densidad electrónica} = 4 \;\Longrightarrow\; \text{hibridación } \boxed{sp^3}$$Se combinan un orbital $2s$ y los tres $2p$ para dar cuatro orbitales híbridos equivalentes, dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular:$$\text{geometría: tetraédrica} \qquad \widehat{\text{FCF}} = 109{,}5^\circ$$

b) Enlaces polares, molécula apolar.

Los enlaces $\text{C}\!-\!\text{F}$ son muy polares. El flúor es el elemento más electronegativo de la tabla:$$\Delta\chi = \chi(\text{F}) - \chi(\text{C}) = 4{,}0 - 2{,}5 = 1{,}5$$Cada enlace tiene un momento dipolar considerable, dirigido del carbono hacia el flúor. De hecho, el $\text{C}\!-\!\text{F}$ es uno de los enlaces covalentes más polares que existen.

La molécula, sin embargo, es apolar. La polaridad global es la suma vectorial de los cuatro dipolos de enlace. Y en un tetraedro regular, con cuatro sustituyentes idénticos, esos cuatro vectores de igual módulo se cancelan exactamente:$$\vec{\mu}_{\text{total}} = \vec{\mu}_1 + \vec{\mu}_2 + \vec{\mu}_3 + \vec{\mu}_4 = \vec{0} \;\Longrightarrow\; \mu = 0$$$$\boxed{\text{enlaces } \textbf{polares} \;;\quad \text{molécula } \textbf{apolar}}$$Es el mismo caso que el $\text{CCl}_4$ o el $\text{CH}_4$. Basta con sustituir uno de los flúor por otro átomo para romper la simetría: el $\text{CHF}_3$ ya es polar.

c) NO es soluble en agua.

Aplicando la regla "lo semejante disuelve a lo semejante":

• El agua es un disolvente muy polar que forma enlaces de hidrógeno consigo misma.
• El $\text{CF}_4$ es apolar y no tiene ningún hidrógeno unido a N, O o F.

Entre ambos solo podrían actuar débiles fuerzas de dispersión de London, insuficientes para compensar la energía que costaría romper los enlaces de hidrógeno del agua para abrir hueco a la molécula.$$s(\text{CF}_4 \text{ en agua}) \approx 0{,}02 \text{ g}\cdot\text{L}^{-1} \qquad \text{(prácticamente insoluble)}$$Sí sería soluble en disolventes apolares como el hexano o el tetracloruro de carbono. De hecho, el $\text{CF}_4$ es un gas extraordinariamente inerte (su enlace $\text{C}\!-\!\text{F}$ es muy fuerte), y por eso los perfluorocarbonos se emplean como refrigerantes y gases aislantes.