Ejercicio resuelto de Enlace Covalente y Geometría Molecular (3 de 3)

Solución: La afirmación es \( \textbf{falsa} \). - El \( \text{NH}_3 \) (amoniaco) tiene una geometría piramidal trigonal, ya que el nitrógeno presenta tres enlaces y un par libre de electrones. - El \( \text{H}_2\text{S} \) (sulfuro de hidrógeno) tiene una geometría angular, con dos pares libres en el átomo de azufre. - El \( \text{CH}_4 \) (metano) tiene geometría tetraédrica, con cuatro enlaces simples. \[ \textbf{Conclusión: } \text{Ninguna de estas moléculas es lineal.} \]

Solución: La afirmación es \( \textbf{falsa} \). - El \( \text{CH}_4 \) (metano) es el único con geometría \( \textbf{tetraédrica} \) real, con cuatro enlaces equivalentes y sin pares libres. - El \( \text{NH}_3 \) (amoniaco) tiene hibridación \( sp^3 \), pero al tener un par de electrones libres, su geometría molecular es \( \textbf{piramidal trigonal} \). - El \( \text{H}_2\text{S} \) presenta también hibridación \( sp^3 \), pero con dos pares libres, adoptando una geometría \( \textbf{angular} \). \[ \textbf{Conclusión: } \text{El metano es el único con geometría tetraédrica completa.} \]

Solución: La afirmación es \( \textbf{verdadera} \). - En \( \text{CH}_4 \), el carbono está unido a cuatro átomos de hidrógeno mediante enlaces sigma: 4 zonas de densidad electrónica \( \Rightarrow sp^3 \). - En \( \text{NH}_3 \), el nitrógeno forma tres enlaces con átomos de hidrógeno y tiene un par libre: 4 zonas de densidad electrónica \( \Rightarrow sp^3 \). - En \( \text{H}_2\text{S} \), el azufre forma dos enlaces y tiene dos pares libres: también 4 zonas de densidad electrónica \( \Rightarrow sp^3 \). Aunque sus geometrías sean diferentes (tetraédrica, piramidal, angular), todos tienen 4 regiones de densidad electrónica, lo que indica hibridación \( sp^3 \). \[ \textbf{Conclusión: } \text{Correcto, los tres átomos centrales están hibridados } sp^3. \]

Solución: La afirmación es \( \textbf{falsa} \). - \( \text{NH}_3 \): es una molécula polar. Tiene enlaces \( \text{N-H} \) polares y una geometría piramidal, lo que impide que los dipolos se cancelen. \( \Rightarrow \text{Polar} \). - \( \text{H}_2\text{S} \): también es polar. Aunque la diferencia de electronegatividad es baja, su geometría angular provoca un momento dipolar neto. \( \Rightarrow \text{Polar} \). - \( \text{CH}_4 \): es una molécula \( \textbf{no polar} \). A pesar de tener enlaces ligeramente polares \( \text{C-H} \), su geometría tetraédrica perfectamente simétrica hace que los dipolos se cancelen entre sí. \( \Rightarrow \text{Apolar} \). \[ \textbf{Conclusión: } \text{Solo } \text{NH}_3 \text{ y } \text{H}_2\text{S} \text{ son polares. } \text{CH}_4 \text{ es apolar.} \]