Desenhe a estrutura de Lewis de
\mathrm{SCl}_{2};

Passo 1

O enunciado pede para desenhar a estrutura de Lewis de \mathrm{SCl_2}.
Informações relevantes (o que temos explicitamente do enunciado):
  • A molécula é \mathrm{SCl_2} (um átomo de enxofre ligado a dois átomos de cloro).
  • Não há outras informações fornecidas.

Passo 2

Contar os elétrons de valência disponíveis (passo obrigatório em toda estrutura de Lewis). Vou explicar o porquê: os elétrons de valência são os elétrons na camada mais externa dos átomos e são os que formam ligações e pares livres. Para elementos do grupo principal, o número de elétrons de valência é igual ao número do grupo na tabela periódica.
  • Enxofre: \mathrm{S} está no grupo 16, então tem \,6 elétrons de valência.
    Escrevendo em LaTeX: \text{valência de S} = 6ê.
  • Cloro: \mathrm{Cl} está no grupo 17, então cada \mathrm{Cl} tem \,7 elétrons de valência.
    \text{valência de Cl} = 7ê.
Agora somamos para toda a molécula:
\text{Elétrons totais} = 6 + 2\cdot 7 = 6 + 14 = 20.é
Ou seja, temos \,20 elétrons (ou 10 pares de elétrons) para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Escolher o átomo central (regra prática): geralmente o átomo menos eletronegativo (entre aqueles diferentes) é o central. Aqui com \mathrm{S} e \mathrm{Cl}, o enxofre ( \mathrm{S}) é menos eletronegativo que \mathrm{Cl}, então \mathrm{S} será o átomo central.
Esqueleto inicial (colocar ligações simples entre o central e os substituintes):
\mathrm{Cl} - \mathrm{S} - \mathrm{Cl}
Explicação didática: comece sempre ligando os átomos com ligações simples; cada ligação simples consome 2 elétrons da reserva total.

Passo 4

Subtrair os elétrons usados nas ligações iniciais. Fizemos duas ligações simples ( \mathrm{S}\!-\!\mathrm{Cl} e \mathrm{S}\!-\!\mathrm{Cl}), cada uma usa 2 elétrons, portanto:
\text{elétrons usados em ligações} = 2 \times 2 = 4.éçõ
Elétrons restantes para distribuir como pares livres:
20 - 4 = 16 \text{ elétrons} \quad(\text{ou 8 pares}).é

Passo 5

Distribuir os elétrons restantes para satisfazer a regra do octeto (quando aplicável) — passo a passo:
  1. Primeiro, complete o octeto dos átomos mais eletronegativos (aqui os cloros). Cada \mathrm{Cl} precisa de 8 elétrons ao seu redor; já tem 2 em cada ligação com o S, então precisa de mais 6 elétrons (3 pares) cada um. Portanto atribuímos 3 pares a cada cloro:
    \text{elétrons para os 2 Clos} = 2 \times 6 = 12.é
    Após isso, restam:
    16 - 12 = 4 \text{ elétrons} \quad(\text{ou 2 pares}).é
  2. Os elétrons restantes colocam-se ao redor do átomo central ( \mathrm{S}). Colocando os 4 elétrons como dois pares livres em \mathrm{S}, o enxofre passa a ter, contando as duas ligações (4 elétrons compartilhados) + 4 elétrons não compartilhados = 8 elétrons total ao redor de \mathrm{S}, portanto o octeto de \mathrm{S} também fica completo.
Resumo da distribuição:
  • Cada \mathrm{Cl}: 3 pares livres (6 elétrons) + 1 ligação (2 elétrons compartilhados) → octeto completo.
  • \mathrm{S}: 2 pares livres (4 elétrons) + 2 ligações (4 elétrons compartilhados) → octeto completo.
Verificação rápida do total:
\text{elétrons usados} = 2\text{ lig.}\times2 + 2\text{ Cl}\times6 + 1\text{ S}\times4 = 4 + 12 + 4 = 20,é
que bate com os \,20 elétrons que tínhamos.

Passo 6

Verificar cargas formais (para checar estabilidade da estrutura). A fórmula da carga formal é:
\text{carga formal} = \text{valência do átomo} - (\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\,\text{elétrons ligantes}).êáéãé
Calculemos para cada tipo de átomo:
  • Para cada \mathrm{Cl}: valência =7; elétrons não-ligantes =6; elétrons ligantes (na ligação \mathrm{Cl}-\mathrm{S}) =2.
\text{carga formal(Cl)} = 7 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 7 - (6 + 1) = 0.
  • Para \mathrm{S}: valência =6; elétrons não-ligantes =4 (dois pares); elétrons ligantes (duas ligações simples) =4.
\text{carga formal(S)} = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4 + 2) = 0.
Todas as cargas formais são zero — bom sinal: a estrutura é a preferível (estável) e não há necessidade de ligações múltiplas ou estruturas alternativas.

Passo 7

Desenho final e interpretação geométrica/VSEPR (pra saber o formato da molécula na prova):
  • A estrutura de Lewis final (descrita): átomo central \mathrm{S} ligado a dois \mathrm{Cl} por ligações simples; cada \mathrm{Cl} tem três pares livres; \mathrm{S} tem dois pares livres.
  • Em notação verbal curta: cada \mathrm{Cl} → 3 pares livres; \mathrm{S} → 2 pares livres e 2 ligações simples com \mathrm{Cl}.
  • Geometria (VSEPR): notação \mathrm{AX_2E_2} (A = S, X = dois Cl, E = dois pares isolados) → geometria molecular “angular” ou “dobrado” (bent), semelhante à da água. O ângulo aproximado é perto de \,103^\circ (valor experimental para \mathrm{SCl_2} é aproximadamente \,103^\circ), porque os pares isolados comprimem o ângulo entre as ligações.
Dica prática para a prova: sempre faça na ordem — contar elétrons, escolher central, ligar com ligações simples, completar octetos dos terminais, colocar restantes no central, checar cargas formais. Isso evita erros.

Resposta

A estrutura de Lewis de \mathrm{SCl_2}: átomo central \mathrm{S} ligado por duas ligações simples a dois \mathrm{Cl}; cada \mathrm{Cl} possui três pares solitários (3 pares livres) e \mathrm{S} possui dois pares solitários (2 pares livres). Todas as cargas formais são zero.

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