QuímicaDifícil2,5 pts

Enlace químico y geometría molecular

También trata: Sistema periódico y propiedades periódicas · Estructura atómica y números cuánticos

Comunidad de Madrid · 2026 · Julio

Enunciado

Considere la molécula de difluoruro de azufre y responda a las siguientes cuestiones:

a) (0,5 puntos) Escriba para cada uno de los elementos, flúor y azufre, su símbolo, configuración electrónica, periodo y grupo al que pertenece y el número de electrones desapareados que tiene.

b) (0,5 puntos) Justifique cuál es el ion más estable de cada elemento y escriba el símbolo y la carga. Compare el radio del átomo de azufre con el de su ion más estable, razonando la respuesta.

c) (1 punto) Dibuje la estructura de Lewis de la molécula, y nombre y represente su geometría molecular, utilizando la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV). Indique la hibridación del átomo central.

d) (0,5 puntos) Justifique la polaridad de la molécula.

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Resultado

a) F: $1s^2\,2s^2\,2p^5$ , periodo 2, grupo 17, 1 electrón desapareado. S: $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4$ , periodo 3, grupo 16, 2 desapareados.
b) $\text{F}^-$ y $\text{S}^{2-}$ (configuración de gas noble). $r(\text{S}^{2-}) > r(\text{S})$ .
c) $\text{AX}_2\text{E}_2$ : geometría angular (ángulo menor de 109,5°); S con hibridación $sp^3$ .
d) Polar: enlaces S–F polares en una molécula angular, cuyos momentos dipolares no se anulan.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Todo sale de las configuraciones electrónicas del F (

Z = 9

) y del S (

Z = 16

a) Configuración → capa de valencia (periodo) y electrones de valencia (grupo). Los desapareados se cuentan repartiendo los electrones $p$ con la regla de Hund.
b) El ion estable es el que alcanza la configuración del gas noble siguiente. Un anión es mayor que su átomo: mismos protones, más electrones.
c) En el $\text{SF}_2$ el azufre es el átomo central. Se cuentan los pares alrededor del S (enlazantes y solitarios): la disposición de los pares da la hibridación y la de los átomos, la geometría.
d) Polaridad de los enlaces (diferencia de electronegatividad) + geometría (¿se anulan los momentos dipolares?).

Desarrollo

a) Flúor y azufre.

	Flúor	Azufre
Símbolo	F	S
$Z$	9	16
Configuración	$1s^2\,2s^2\,2p^5$ ( $[\text{He}]\,2s^2\,2p^5$ )	$1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$ ( $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4$ )
Periodo	2	3
Grupo	17 (halógenos)	16 (anfígenos)
Electrones desapareados	1	2

Los desapareados salen de repartir los electrones

p

entre los tres orbitales según la regla de Hund (primero uno en cada orbital, con el mismo espín):

\text{F: } 2p^5 = (\uparrow\downarrow)(\uparrow\downarrow)(\uparrow) \qquad\qquad \text{S: } 3p^4 = (\uparrow\downarrow)(\uparrow)(\uparrow)

b) Iones más estables y radio del azufre.

Flúor: $\text{F}^-$ . Le falta un electrón para completar su capa de valencia: al ganarlo queda con $1s^2\,2s^2\,2p^6$ , la configuración del neón. Su afinidad electrónica es muy alta y su electronegatividad, la mayor de la tabla.
Azufre: $\text{S}^{2-}$ . Le faltan dos: al ganarlos queda con $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^6$ , la configuración del argón.

En los dos casos el ion es estable porque tiene configuración de gas noble (octeto completo).

Radio del S frente al del $\text{S}^{2-}$ :

\;r(\text{S}^{2-}) > r(\text{S})

.

El ion y el átomo tienen el mismo núcleo (16 protones), pero el ion tiene 18 electrones en lugar de 16. Los dos electrones añadidos aumentan la repulsión entre los electrones y el apantallamiento, de modo que la carga nuclear efectiva que nota cada electrón externo es menor: la nube electrónica se expande. (Los valores reales: unos 104 pm para el átomo y unos 184 pm para el ion.)

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

c) Estructura de Lewis, geometría e hibridación.

Electrones de valencia:

6\ (\text{S}) + 2\cdot 7\ (\text{F}) = 20

electrones, 10 pares. El azufre, menos electronegativo, va en el centro, unido a cada flúor por un enlace sencillo; cada flúor completa su octeto con tres pares solitarios, y al azufre le quedan dos pares solitarios:

:\!\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{F}}}\!-\!\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{S}}}\!-\!\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{F}}}\!:

Recuento: 2 enlaces (4 electrones) + 2 pares en el S (4) + 6 pares en los F (12) = 20 electrones. Los tres átomos tienen octeto.

Geometría (TRPECV). Alrededor del S hay 4 pares de electrones: 2 enlazantes y 2 solitarios (tipo

\text{AX}_2\text{E}_2

, como el agua).

Los 4 pares se orientan hacia los vértices de un tetraedro (disposición electrónica tetraédrica).
La geometría molecular, que solo mira la posición de los átomos, es angular:

\begin{array}{ccccc} & & \overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{S}}} & & \\ & \diagup & & \diagdown & \\ \text{F} & & & & \text{F} \end{array}

El ángulo F–S–F es menor que el tetraédrico de 109,5°, porque los dos pares solitarios repelen más que los enlazantes y cierran el ángulo (el real es de unos 98°).

Hibridación del átomo central: cuatro pares en disposición tetraédrica → $sp^3$ . Dos de los híbridos forman los enlaces σ S–F y los otros dos alojan los pares solitarios.

En la simulación, el

\text{OF}_2

hace de modelo del

\text{SF}_2

: el mismo tipo

\text{AX}_2\text{E}_2

y la misma forma angular (cambia el átomo central, de O a S, del mismo grupo).

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d) Polaridad.

Enlaces polares. El flúor (electronegatividad 4,0) es mucho más electronegativo que el azufre (2,6): cada enlace S–F tiene un momento dipolar dirigido hacia el F.
No se anulan. En una molécula lineal se cancelarían, pero el $\text{SF}_2$ es angular: la suma de los dos momentos dipolares es un vector no nulo, a lo largo de la bisectriz del ángulo F–S–F. Los dos pares solitarios del S acentúan la asimetría de la carga.

Por tanto, el

\text{SF}_2

es una molécula polar.

Consejo

En c) se piden tres cosas distintas y se puntúan por separado: la estructura de Lewis (con todos los pares solitarios, también los de los flúor), el nombre de la geometría con su dibujo y la hibridación. No confundas la disposición de los pares (tetraédrica) con la geometría (angular).

En b) razona el tamaño con las partículas: mismo número de protones, más electrones → más repulsión y menor carga nuclear efectiva → ion más grande. Decir solo «los aniones son mayores» no basta.

Paso 1 de 3

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