Svojstva, struktura, uporaba i rizici kositrovog klorida (SnCl2)

kalijev klorid (II) ili kositar klorida, kemijske formule SnCl_2, je bijela kristalna čvrsta tvar, produkt reakcije kositra i koncentrirana otopina klorovodične kiseline: Sn (s) + 2HCl (konc) => SnCl₂(aq) + H₂(G). Proces njegove sinteze (pripreme) sastoji se od dodavanja komada kositrnih strugotina u reakciju s kiselinom.

Nakon dodavanja komada kositra, nastavlja se dehidracija i kristalizacija dok se ne dobije anorganska sol. U ovom spoju, kositar je izgubio dva elektrona iz svoje valentne ljuske da formira veze s atomima klora.

To se može bolje razumjeti ako se uzme u obzir valentna konfiguracija kositra (5s²5p_x²p_i⁰p_z⁰), od kojih par elektrona zauzima orbitalu p_x je dana protonima H⁺, kako bi se formirala dijatomejska molekula vodika. To jest, ovo je reakcija redoks tipa.

indeks

• 1 Fizikalna i kemijska svojstva
  • 1.1 Konfiguracija u Valenciji
  • 1.2 Reaktivnost
  • 1.3 Reduktivna aktivnost
• 2 Kemijska struktura
• 3 Upotreba
• 4 Rizici
• 5 Reference

Fizikalna i kemijska svojstva

SnCl veze₂ Jesu li ionski ili kovalentni? Fizička svojstva kositar (II) klorida isključuju prvu opciju. Tališta i vrelišta za ovaj spoj su 247 ° C i 623 ° C, što ukazuje na slabe intermolekularne interakcije, česta činjenica za kovalentne spojeve.

Njezini kristali su bijeli, što se pretvara u apsorpciju nule u vidljivom spektru.

Valencia konfiguracija

Na slici iznad, u gornjem lijevom kutu, prikazana je izolirana molekula SnCl₂.

Molekularna geometrija treba biti ravna jer je hibridizacija središnjeg atoma sp² (3 orbitalne sp² i čista p orbitalna tvore kovalentne veze), ali slobodni par elektrona zauzima volumen i gura atome klora prema dolje, dajući molekuli kutnu geometriju.

U plinskoj fazi taj je spoj izoliran, tako da ne utječe na druge molekule.

Kao gubitak para elektrona u orbiti p_x, kositar se transformira u ion Sn²⁺ i rezultirajuća elektronička konfiguracija je 5s²5p_x⁰p_i⁰p_z⁰, sa svim svojim p orbitale na raspolaganju za prihvaćanje linkova od drugih vrsta.

Ioni Cl^- koordinirati s Sn ionom²⁺ da se dobije tin klorid. Elektronska konfiguracija kositra u ovoj soli je 5s²5p_x²p_i²p_z⁰, biti u stanju prihvatiti još jedan par elektrona u slobodnoj orbitali p_z.

Na primjer, možete prihvatiti drugi Cl ion^-, formiranje kompleksa trigonalne geometrije (piramida s trokutnom bazom) i negativno nabijene [SnCl₃]^-.

reaktivnost

SnCl₂ ima visoku reaktivnost i tendenciju da se ponaša kao Lewisova kiselina (elektronski receptor) da dovrši svoj valentni oktet.

Baš kao što prihvaća Cl ion^-, isto se događa s vodom, koja "hidrira" atom kositra povezivanjem molekule vode izravno s kositrom, a druga molekula vode stvara interakcije vodikovih veza s prvim.

Rezultat toga je da je SnCl₂ nije čista, već je koordinirana s vodom u svojoj dihidratnoj soli: SnCl₂· 2H₂O.

SnCl₂ Vrlo je topljiv u vodi i polarnim otapalima, jer je polarni spoj. Međutim, njegova topljivost u vodi, manja od njezine mase, aktivira reakciju hidrolize (pucanje molekule vode) kako bi se dobila bazična i netopljiva sol:

SnC₂(aq) + H₂O (l) <=> Sn (OH) Cl (s) + HCl (aq)

Dvostruka strelica pokazuje da je uspostavljena ravnoteža, preferirana lijevo (prema reaktantima) ako se koncentracije HCl povećaju. Za to, otopine SnCl₂ Upotrijebljeni pH ima kiselinski pH, kako bi se izbjeglo taloženje neželjenog proizvoda hidrolize soli.

Reduktivna aktivnost

Reagira s kisikom u zraku u obliku kositrovog (IV) klorida ili klorida:

6 SnCl₂(aq) + 0₂(g) + 2H₂O (l) => 2SnCl₄(aq) + 4Sn (OH) Cl (s)

U ovoj reakciji kositar oksidira formirajući vezu s elektronegativnim atomom kisika i povećava broj veza s atomima klora.

Općenito, elektronegativni atomi halogena (F, Cl, Br i I) stabiliziraju veze spojeva Sn (IV) i ta činjenica objašnjava zašto je SnCl₂ on je redukcijski agens.

Kada oksidira i izgubi sve svoje valentne elektrone, Sn ion⁴⁺ ostaje s konfiguracijom od 5s⁰5p_x⁰p_i⁰p_z⁰, biti par elektrona u orbitalnim 5-ima najteže se "zgrabiti".

Kemijska struktura

SnCl₂ predstavlja kristalnu strukturu ortoromskog tipa, sličnu redovima pila, u kojima su vrhovi zuba kloridi.

Svaki red je SnCl lanac₃ formiranje Cl mosta s drugim Sn atomom (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···), kao što se može vidjeti na slici iznad. Dva lanca, povezana slabim interakcijama Sn-Cl tipa, tvore jedan sloj rasporeda, koji se nalazi na drugom sloju, i tako dalje dok se ne definira kristalna krutina.

Par slobodnih elektrona 5s² uzrokuje izobličenja u strukturi jer zauzima volumen (volumen elektroničkog oblaka).

Sn može imati koordinacijski broj jednak devet, koji je isti kao da ima devet susjeda, crtajući trigonalnu prizmu koja se nalazi u središtu geometrijske figure i Cl u vrhovima, uz ostale Cl koje se nalaze u svakom kvadratnih lica prizme.

To je lakše promatrati ako se uzme u obzir lanac gdje Sn (tamno siva sfera) pokazuje prema gore, a tri Cl povezane na njega tvore trokutasti pod, dok tri gornja Cls tvore trokutasti krov..

aplikacije

U organskoj sintezi koristi se kao redukcijsko sredstvo za aromatske nitro spojeve (Ar-NO₂ à Ar-NH₂). Budući da je njegova kemijska struktura laminarna, ona se koristi u svijetu katalize organskih reakcija, osim što je potencijalni kandidat za katalitičku podršku..

Njegovo reducirajuće svojstvo koristi se za određivanje prisutnosti spojeva zlata, premazivanje naočala sa srebrnim ogledalima i djelovanje kao antioksidansa.

Također, u svojoj molekularnoj geometriji trigonalna piramida (: SnX3^- M⁺) koristi se kao Lewisova baza za sintezu velikog broja spojeva (kao što je kompleks Pt klastera)₃Sn₈cl₂₀, gdje je par bez elektrona koordiniran s Lewis-ovom kiselinom).

rizici

SnCl₂ Može oštetiti bijele krvne stanice. To je korozivno, nadražujuće, kancerogeno i ima visoke negativne učinke na vrste koje obitavaju morski ekosustavi.

Može se raspasti pri visokim temperaturama, oslobađajući štetni plin klora. U kontaktu s visoko oksidirajućim agensima aktivira eksplozivne reakcije.

reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija u Elementi skupine 14 (četvrto izdanje, str. 329). Mc Graw Hill.
2. ChemicalBook. (2017). Preuzeto 21. ožujka 2018. godine iz tvrtke ChemicalBook: chemicalbook.com
3. Pubchem. (2018.). Tin klorid. Preuzeto 21. ožujka 2018. godine iz PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Wikipedia. (2017). Tin (II) klorid. Preuzeto 21. ožujka 2018. s Wikipedije: en.wikipedia.org
5. E. G. Rochow, E.W. (1975). Kemija germanija: kositar i olovo (prvi ed.). p-82,83. Pergamom Press.
6.  F. Hulliger. (1976). Strukturna kemija faznih slojeva. P-120.121. D. Reidel Publishing Company.