Chlorid cínu (SnCl2) Vlastnosti, struktura, použití a rizika

chlorid cínu (II) nebo chlorid cínatý, chemického vzorce SnCl_2, je bílá krystalická pevná látka, produkt reakce cínu a koncentrovaného roztoku kyseliny chlorovodíkové: Sn (s) + 2HCl (konc.) => SnCl₂(aq) + H₂(g) Proces jeho syntézy (příprava) spočívá v přidávání kousků cínových pilin k reakci s kyselinou.

Po přidání kousků cínu se provede dehydratace a krystalizace, dokud se nezíská anorganická sůl. V této sloučenině, cín ztratil dva elektrony od jeho valence shell tvořit vazby s atomy chloru.

To lze lépe pochopit, pokud vezmeme v úvahu valenční konfiguraci cínu (5s)²5p_x²str_a⁰str_z⁰), z toho pár elektronů zabírajících orbitál p_x je dán protonům H⁺, za účelem vytvoření diatomové molekuly vodíku. To je reakce redoxního typu.

Index

• 1 Fyzikální a chemické vlastnosti
  • 1.1 Valencie
  • 1.2 Reaktivita
  • 1.3 Redukční aktivita
• 2 Chemická struktura
• 3 Použití
• 4 Rizika
• 5 Odkazy

Fyzikální a chemické vlastnosti

Spojení SnCl₂ Jsou iontové nebo kovalentní? Fyzikální vlastnosti chloridu cínatého vylučují první možnost. Teplota tání a teploty varu této sloučeniny je 247 ° C a 623 ° C, což svědčí o slabých intermolekulárních interakcích, což je běžný fakt pro kovalentní sloučeniny..

Jeho krystaly jsou bílé, což se projevuje nulou absorpcí ve viditelném spektru.

Valencie konfigurace

Na obrázku nahoře v levém horním rohu je znázorněna izolovaná molekula SnCl₂.

Molekulární geometrie by měla být plochá, protože hybridizace centrálního atomu je sp² (3 orbital sp² a čistý p orbitál tvořit kovalentní vazby), ale volný pár elektronů zabírá objem a tlačí atomy chloru dolů, dávat molekulu úhlová geometrie.

V plynné fázi je tato sloučenina izolována, takže neinteraguje s ostatními molekulami.

Jako ztráta dvojice elektronů v orbitálu p_x, cín se přemění na iont Sn²⁺ a jeho výsledná elektronická konfigurace je 5s²5p_x⁰str_a⁰str_z⁰, se všemi jeho p orbitály k dispozici přijmout odkazy z jiných druhů.

Ionty Cl^- s iontem Sn²⁺ za vzniku chloridu cínatého. Elektronická konfigurace cínu v této soli je 5s²5p_x²str_a²str_z⁰, schopnost přijmout další pár elektronů ve svém volném orbitálu p_z.

Můžete například přijmout další iont Cl^-, vytvoření komplexu trigonální geometrie roviny (pyramida s trojúhelníkovou základnou) a záporně nabitá [SnCl₃]^-.

Reaktivita

SnCl₂ má vysokou reaktivitu a tendenci se chovat jako Lewisova kyselina (elektronový receptor) k dokončení valenčního oktetu.

Stejně jako přijímá iont Cl^-, totéž se děje s vodou, která "hydratuje" atom cínu spojením molekuly vody přímo s cínem a druhá molekula vody tvoří interakce s vodíkovými vazbami s první.

Výsledkem je, že SnCl₂ není čistá, ale koordinovaná s vodou ve své dihydrátované soli: SnCl₂2H₂O.

SnCl₂ Je velmi rozpustný ve vodě a v polárních rozpouštědlech, protože se jedná o polární sloučeninu. Nicméně jeho rozpustnost ve vodě, nižší než jeho hmotnostní hmotnost, aktivuje hydrolytickou reakci (prasknutí molekuly vody) za vzniku bazické a nerozpustné soli:

SnCl₂(aq) + H₂O (l) <=> Sn (OH) Cl (s) + HCl (aq)

Dvojitá šipka označuje, že je ustavena rovnováha, která je zvýhodněna vlevo (směrem k reaktantům), pokud koncentrace HCl vzrůstají. Pro tento účel byly použity roztoky SnCl₂ mají kyselé pH, aby se zabránilo vysrážení nežádoucího solného produktu hydrolýzy.

Redukční aktivita

Reaguje s kyslíkem ve vzduchu za vzniku chloridu cínatého nebo chloridu cíničitého:

6 SnCl₂(aq) + O₂(g) + 2H₂O (l) => 2SnCl₄(aq) + 4Sn (OH) Cl (s)

V této reakci cín oxiduje za vzniku vazby s elektronegativním atomem kyslíku a zvyšuje počet vazeb s atomy chloru.

Obecně elektronegativní atomy halogenů (F, Cl, Br a I) stabilizují vazby sloučenin Sn (IV) a tato skutečnost vysvětluje, proč SnCl₂ je to redukční činidlo.

Když oxiduje a ztrácí všechny své valenční elektrony, Sn ion⁴⁺ zůstává s konfigurací 5s⁰5p_x⁰str_a⁰str_z⁰, být pár elektronů v orbitálu 5s nejtěžší být “snatched”.

Chemická struktura

SnCl₂ představuje krystalovou strukturu ortorombického typu, podobnou řadám pil, ve kterých jsou zuby zubů chloridy.

Každý řádek je řetězec SnCl₃ vytvoření můstku Cl s jiným atomem Sn (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···), jak je vidět na obrázku výše. Dva řetězce, spojené slabou interakcí typu Sn-Cl, tvoří jednu vrstvu uspořádání, která je navrstvena na jinou vrstvu, a tak dále, dokud není definována krystalická pevná látka..

Volný elektronový pár 5s² způsobuje zkreslení struktury, protože zabírá objem (objem elektronického oblaku).

Sn může mít koordinační číslo rovné devíti, který je stejný jak mít devět sousedů, kreslit trigonální hranol s tímto umístěným ve středu geometrického obrazce a Cl v vrcholech, kromě jiného Cl lokalizovaný v každém. čtvercových ploch hranolu.

Toto je snadnější pozorovat jestliže jeden zvažuje řetěz kde Sn (tmavě šedé koule) směřují nahoru, a tři Cl spojený s tím tvořit trojúhelníkovou podlahu, zatímco tři horní Cls tvoří trojúhelníkovou střechu \ t.

Použití

V organické syntéze se používá jako redukční činidlo pro aromatické nitrosloučeniny (Ar-NO.)₂ Ar-NH₂). Protože jeho chemická struktura je laminární, nachází uplatnění ve světě katalýzy organických reakcí, kromě toho, že je potenciálním kandidátem na katalytickou podporu.

Jeho redukční vlastnosti se používají k určení přítomnosti sloučenin zlata, k potahování skel se stříbrnými zrcátky ak působení jako antioxidant.

Také, v jeho molekulární geometrii trigonální pyramida (: SnX3^- M⁺) se používá jako Lewisova báze pro syntézu velkého počtu sloučenin (například komplexu Pt klastrů).₃Sn₈Cl₂₀, kde pár bez elektronů je koordinován s Lewisovou kyselinou).

Rizika

SnCl₂ Může poškodit bílé krvinky. Je korozivní, dráždivé, karcinogenní a má negativní negativní dopad na druhy, které obývají mořské ekosystémy.

Při vysokých teplotách se může rozkládat a uvolňovat škodlivý plynný chlor. Při styku s vysoce oxidačními činidly spouští výbušné reakce.

Odkazy

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chemie In Prvky skupiny 14 (čtvrté vydání, strana 329). Mc Graw Hill.
2. ChemicalBook. (2017). Citováno dne 21. března 2018, z ChemicalBook: chemicalbook.com
3. PubChem. (2018). Chlorid cínu. Získaný 21. března 2018, od PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Wikipedia. (2017). Chlorid cínatý. Citováno dne 21. března 2018, z Wikipedie: en.wikipedia.org
5. E. G. Rochow, E. W. (1975). Chemie germania: cín a olovo (první ed.). p-82.83. Pergamom Press.
6.  F. Hulliger. (1976). Strukturální chemie fázových fází. P-120,121. Vydavatelství D. Reidel.