- Usando símbolos de Lewis e estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do
a partir de átomos de Si e de Cl , mostrando os elétrons da camada de valência. Qual a geometria desse composto? E sua polaridade?
Passo 1
O enunciado pede três coisas claras:
- Fazer um diagrama de formação de
usando símbolos/estruturas de Lewis, a partir de átomos de Si e de Cl, mostrando os elétrons da camada de valência. - Dizer qual a geometria desse composto.
- Dizer se o composto é polar ou apolar (e por quê).
Informações dadas (implícitas no enunciado) que vamos usar:
- Temos um átomo de silício (
) e quatro átomos de cloro ( ). - Precisa-se mostrar explicitamente os elétrons de valência de cada átomo e como se organizam na estrutura final.
Passo 2
Contar elétrons de valência — por que e como:
- “Elétrons de valência” são os elétrons na camada mais externa do átomo; eles participam das ligações químicas.
- Para saber quantos elétrons de valência cada átomo tem usamos a posição na tabela periódica:
- Silício (
) está no grupo 14 → tem elétrons de valência. - Cloro (
) está no grupo 17 → tem elétrons de valência cada.
- Silício (
- Calcular o total de elétrons de valência disponíveis para a molécula:
Isso significa que, ao desenhar a estrutura de Lewis, devemos distribuir
elétrons (contando pares de elétrons) entre ligações e pares não ligantes.
Passo 3
Escolher a disposição inicial (esqueleto) — por que o Si fica no centro:
- Regra prática para estruturas de Lewis: normalmente o átomo menos eletronegativo (ou o único do tipo) fica no centro e os mais eletronegativos vão nas posições externas. Aqui temos um Si e quatro Cl; Si é menos eletronegativo que Cl, além disso só há um Si → Si fica no centro.
- Ligamos o Si a cada Cl com uma ligação simples inicial. Cada ligação simples usa 2 elétrons.
- Número de elétrons usados nas 4 ligações Si–Cl:
- Elétrons restantes para distribuir como pares não ligantes:
Passo 4
Distribuir os elétrons restantes obedecendo à regra do octeto (explicação da regra):
- Regra do octeto: a maioria dos átomos principais (C, N, O, F, Si, Cl, etc.) tende a ficar cercada por 8 elétrons (contando elétrons de ligações e pares isolados) para ficar estável.
- Temos 24 elétrons para colocar como pares não ligantes. Colocamos esses elétrons preferencialmente nos átomos mais eletronegativos (aqui, os quatro
). - Se colocarmos 3 pares (6 elétrons) em cada átomo de
, usamos exatamente:
- Resultado: cada
fica com 3 pares isolados (seis elétrons) além da única ligação ao Si, completando seu octeto. O Si, por sua vez, tem 4 ligações simples (8 elétrons ao redor) e nenhum par isolado — também satisfaz o octeto.
Passo 5
Calcular cargas formais (para verificar se a estrutura é razoável) e explicar a fórmula:
- Fórmula da carga formal:
- Para
: valência , elétrons não-ligantes , elétrons ligados (4 ligações × 2):
- Para cada
: valência , elétrons não-ligantes (3 pares), elétrons ligados (1 ligação):
- Todas as cargas formais são zero → estrutura estável e plausível.
Passo 6
Desenho final (descrição do diagrama de Lewis) — como representar com símbolos:
- A forma mais clara de escrever isso em texto: o átomo central
ligado a quatro por ligações simples; cada tem três pares solitários (três pares isolados) e o não tem pares isolados. - Em palavras: cada ligação
representa um par de elétrons compartilhado; além disso cada mostra três pares (seis elétrons) fora da ligação. - (No papel, desenhe o Si no centro, quatro traços para quatro Cl, e em cada Cl desenhe três pares de pontos ao redor — esses pontos são os pares não ligantes. Isso atende ao pedido de “mostrar os elétrons da camada de valência”.)
Passo 7
Determinar a geometria molecular usando VSEPR (explicação e aplicação):
- VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion; ideia: os pares de elétrons na camada de valência se repelem e se arranjam para minimizar repulsões.
- Contamos “domínios eletrônicos” ao redor do átomo central: cada ligação simples conta como um domínio. Aqui o Si tem quatro domínios (4 ligações), e não tem pares isolados.
- Configuração com 4 domínios e 0 pares isolados → geometria tetraédrica. Isso implica ângulos de ligação aproximados de
entre ligações Si–Cl. - Um exemplo análogo é o
(metano), também tetraédrico.
Passo 8
Determinar polaridade da molécula (explicação física e conclusão):
- Primeiro: cada ligação
é polar porque cloro é bem mais eletronegativo que silício; há, portanto, um dipolo individual apontando do Si para cada Cl. - Valores indicativos de eletronegatividade (Pauling):
, . A diferença indica ligações polares. - Porém a molécula tem geometria tetraédrica simétrica: os quatro vetores dipolo das ligações são iguais em magnitude e dispostos simetricamente no espaço.
- Resultado: os dipolos de ligação se cancelam vetorialmente (soma vetorial zero) → molécula sem dipolo resultante.
- Conclusão: embora as ligações Si–Cl sejam polares, a molécula
é apolar (não polar) por simetria.
Resposta
Estrutura de Lewis: Si central ligado a quatro Cl por ligações simples; cada
tem três pares isolados (seis elétrons) e
não tem pares isolados — todos com carga formal zero.
Geometria: tetraédrica, ângulos aproximadamente .
Polaridade: ligações polares, mas molécula apolar (dipolos se cancelam por simetria).
Geometria: tetraédrica, ângulos aproximadamente
Polaridade: ligações