Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura SI4 Lewis tem um átomo de enxofre (S) no centro que é rodeado por quatro átomos de iodo (I). Existem 4 ligações simples entre o átomo de enxofre (S) e cada átomo de iodo (I). Há 1 par isolado no átomo de enxofre (S) e 3 pares isolados nos quatro átomos de iodo (I).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de Lewis do SI4, então fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis do SI4.
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do SI4.
Etapas para desenhar a estrutura SI4 Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência na molécula SI4
Para encontrar o número total de elétrons de valência na molécula SI4 , primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de enxofre, bem como no átomo de iodo.
(Elétrons de valência são os elétrons presentes na órbita mais externa de qualquer átomo.)
Aqui vou lhe dizer como encontrar facilmente os elétrons de valência do enxofre e também do iodo usando uma tabela periódica.
Elétrons totais de valência na molécula SI4
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de enxofre:
O enxofre é um elemento do grupo 16 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no enxofre são 6 .
Você pode ver os 6 elétrons de valência presentes no átomo de enxofre, conforme mostrado na imagem acima.
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de iodo:
O iodo é um elemento do grupo 17 da tabela periódica. [2] Portanto, os elétrons de valência presentes no iodo são 7 .
Você pode ver os 7 elétrons de valência presentes no átomo de iodo, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência na molécula SI4 = elétrons de valência doados por 1 átomo de enxofre + elétrons de valência doados por 4 átomos de iodo = 6 + 7(4) = 34 .
Passo 2: Selecione o átomo central
Para selecionar o átomo central, devemos lembrar que o átomo menos eletronegativo permanece no centro.
Agora, aqui a molécula dada é SI4 e contém átomos de enxofre (S) e iodo (I).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de enxofre (S) e do átomo de iodo (I) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do enxofre (S) e do iodo (I), então o átomo de enxofre é menos eletronegativo .
Aqui, o átomo de enxofre (S) é o átomo central e os átomos de iodo (I) são os átomos externos.
Etapa 3: Conecte cada átomo colocando um par de elétrons entre eles
Agora na molécula SI4 devemos colocar os pares de elétrons entre o átomo de enxofre (S) e os átomos de iodo (I).
Isso indica que o enxofre (S) e o iodo (I) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula SI4.
Etapa 4: tornar os átomos externos estáveis
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula SI4 você pode ver que os átomos externos são átomos de iodo.
Esses átomos externos de iodo formam um octeto e são, portanto, estáveis.
Além disso, na etapa 1, calculamos o número total de elétrons de valência presentes na molécula SI4.
A molécula SI4 tem um total de 34 elétrons de valência e destes, apenas 32 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 34 – 32 = 2 .
Você precisa colocar esses 2 elétrons no átomo de enxofre central no diagrama acima da molécula SI4.
Agora vamos passar para a próxima etapa.
Passo 5: Verifique a estabilidade da estrutura de Lewis
Agora você chegou à última etapa em que precisa verificar a estabilidade da estrutura de Lewis do SI4.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, devemos agora encontrar a carga formal dos átomos de enxofre (S), bem como dos átomos de iodo (I) presentes na molécula SI4.
Para calcular o imposto formal, deve-se utilizar a seguinte fórmula:
Carga formal = Elétrons de valência – (Elétrons ligantes)/2 – Elétrons não ligantes
Você pode ver o número de elétrons ligantes e elétrons não ligantes para cada átomo da molécula SI4 na imagem abaixo.
Para o átomo de Enxofre (S):
Elétrons de valência = 6 (porque o enxofre está no grupo 16)
Elétrons de ligação = 8
Elétrons não ligantes = 2
Para o átomo de iodo (I):
Elétron de valência = 7 (porque o iodo está no grupo 17)
Elétrons de ligação = 2
Elétrons não ligantes = 6
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| S | = | 6 | – | 02/08 | – | 2 | = | 0 |
| EU | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
A partir dos cálculos de carga formal acima, você pode ver que o átomo de enxofre (S), bem como o átomo de iodo (I), têm carga formal “zero” .
Isto indica que a estrutura de Lewis do SI4 acima é estável e não há mais alterações na estrutura do SI4 acima.
Na estrutura de pontos de Lewis de SI4 acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Fazer isso resultará na seguinte estrutura de Lewis de SI4.
Espero que você tenha entendido completamente todas as etapas acima.
Para mais prática e melhor compreensão, você pode tentar outras estruturas de Lewis listadas abaixo.
Experimente (ou pelo menos veja) estas estruturas de Lewis para uma melhor compreensão: