1. Usando símbolos de Lewis e estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do \mathrm{SiCl}_{4} 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 \mathrm{SiCl}_4 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 ( \mathrm{Si}) e quatro átomos de cloro ( \mathrm{Cl}).
  • 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 ( \mathrm{Si}) está no grupo 14 → tem \;4\; elétrons de valência.
    • Cloro ( \mathrm{Cl}) está no grupo 17 → tem \;7\; elétrons de valência cada.
  • Calcular o total de elétrons de valência disponíveis para a molécula:
\text{elétrons totais} = 4 + 4\times 7 = 4 + 28 = 32.é
Isso significa que, ao desenhar a estrutura de Lewis, devemos distribuir \;32\; 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:
4\\ \text{ligações}\times 2\\ \text{elétrons/ligação} = 8\\ \text{elétrons}.çõéçãé
  • Elétrons restantes para distribuir como pares não ligantes:
32 - 8 = 24\\ \text{elétrons}.é

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 \mathrm{Cl}).
  • Se colocarmos 3 pares (6 elétrons) em cada átomo de \mathrm{Cl}, usamos exatamente:
4\\ \text{átomos } \mathrm{Cl}\times 6\\ \text{elétrons} = 24\\ \text{elétrons}.áéé
  • Resultado: cada \mathrm{Cl} 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:
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo}) - (\text{elétrons não-ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons ligados}).éêáéãé
  • Para \mathrm{Si}: valência =4, elétrons não-ligantes =0, elétrons ligados =8 (4 ligações × 2):
\text{carga formal}_{\mathrm{Si}} = 4 - 0 - \tfrac{1}{2}(8) = 4 - 4 = 0.
  • Para cada \mathrm{Cl}: valência =7, elétrons não-ligantes =6 (3 pares), elétrons ligados =2 (1 ligação):
\text{carga formal}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 6 - \tfrac{1}{2}(2) = 7 - 6 - 1 = 0.
  • 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 \mathrm{Si} ligado a quatro \mathrm{Cl} por ligações simples; cada \mathrm{Cl} tem três pares solitários (três pares isolados) e o \mathrm{Si} não tem pares isolados.
  • Em palavras: cada ligação \mathrm{Si}\!-\!\mathrm{Cl} representa um par de elétrons compartilhado; além disso cada \mathrm{Cl} 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 \;109{,}5^\circ\; entre ligações Si–Cl.
  • Um exemplo análogo é o \mathrm{CH}_4 (metano), também tetraédrico.

Passo 8

Determinar polaridade da molécula (explicação física e conclusão):
  • Primeiro: cada ligação \mathrm{Si}\!-\!\mathrm{Cl} 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): \chi(\mathrm{Si})\approx 1{,}90, \chi(\mathrm{Cl})\approx 3{,}16. 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 \mathrm{SiCl}_4 é apolar (não polar) por simetria.

Resposta

Estrutura de Lewis: Si central ligado a quatro Cl por ligações simples; cada \mathrm{Cl} tem três pares isolados (seis elétrons) e \mathrm{Si} não tem pares isolados — todos com carga formal zero.
Geometria: tetraédrica, ângulos aproximadamente \;109{,}5^\circ.
Polaridade: ligações \mathrm{Si}\!-\!\mathrm{Cl} polares, mas molécula apolar (dipolos se cancelam por simetria).

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