Chlorid cínu (II), alebo chlorid cínatý, chemický vzorec SnCl _2, je biela kryštalická pevná látka, zlúčenina, reakčný produkt z cínu a koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkovej: Sn (s) + 2HCl (konc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Proces jeho syntézy (prípravy) spočíva v pridaní kúskov cínu, ktoré sa podávajú tak, aby reagovali s kyselinou.

Po pridaní kúskov cínu sa uskutoční dehydratácia a kryštalizácia, až kým sa nezíska anorganická soľ. V tejto zlúčenine cín stratil dva elektróny zo svojho valenčného obalu, aby vytvorili väzby s atómami chlóru.

Toto sa dá lepšie pochopiť, ak sa vezme do úvahy valenčná konfigurácia cínu (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), z ktorej sa pár elektrónov zaberajúcich orbitál p _x prenesie na protóny H ⁺ , čím sa vytvorí diatomická molekula vodíka. To znamená, že ide o reakciu redoxného typu.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Sú SnCl ₂ väzby iónovej alebo kovalentnej? Fyzikálne vlastnosti chloridu cínatého vylučujú prvú možnosť. Teploty topenia a teploty varu tejto zlúčeniny sú 247 ° C a 623 ° C, čo poukazuje na slabé intermolekulárne interakcie, čo je bežná skutočnosť pre kovalentné zlúčeniny.

Jeho kryštály sú biele, čo sa vo viditeľnom spektre prejavuje nulovou absorpciou.

Konfigurácia Valencia

Na obrázku vyššie, v ľavom hornom rohu, izolovaná SnCl ₂ molekula je znázornená .

Molekulárna geometria by mala byť plochá, pretože hybridizácia centrálny atóm je sp ² (3 sp ² orbitálov a čistý p orbital za vzniku kovalentnej väzby), ale bez dvojice elektrónov zaberá objem a tlačí nadol atómy chlóru, čo dáva molekule uhlovú geometriu.

V plynnej fáze je táto zlúčenina izolovaná, takže neinteraguje s inými molekulami.

Ako strata páru elektrónov v p _x orbitále sa cín transformuje na ión Sn2 ⁺ a jeho výsledná konfigurácia elektrónov je 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , pričom všetky jeho orbitaly sú k dispozícii na prijatie väzieb iné druhy.

Cl ^- ióny sa koordinujú s iónom Sn ²⁺ za vzniku chloridu cínu. Elektrónovú konfiguráciu cínu v tejto soli je 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , je schopný prijať ďalší pár elektrónov vo voľnej p _Z orbitálnej _.

Napríklad môže prijať ďalší ión Cl ^- , ktorý tvorí komplex geometrie trigonálnej roviny (pyramída s trojuholníkovou základňou) a negatívne nabitý ^- .

reaktivita

SnCl ₂ má vysokú reaktivitu a tendenciu správať sa ako Lewisovej kyseliny (elektrónový donor) pre dokončenie jeho valencie oktet.

Rovnako ako sa akceptuje Cl ^- iónu , rovnako sa stane s vodou, ktorá "hydráty" cínu atómu väzbou molekuly vody priamo na cín, a druhý interakcií molekuly vody formy vodíkové väzby s prvou.

Výsledkom toho je, že SnCl _{2 je} čistý, ale koordinovaná s vodou vo svojom dihydrátu soli: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ , je veľmi rozpustný vo vode a v polárnych rozpúšťadlách, pretože sa jedná o polárne zlúčenina. Jeho rozpustnosť vo vode, nižšia ako jej hmotnosť, však aktivuje hydrolytickú reakciu (rozklad molekuly vody) za vzniku bázickej a nerozpustnej soli:

SnCl ₂ (aq) + H ₂ O (l) <=> Sn (OH) C (s) + HCl (aq)

Dvojitá šípka označuje, že je vytvorená rovnováha, zvýhodnená vľavo (smerom k reaktantom), ak sa zvýši koncentrácia HCl. Z tohto dôvodu sú SnCl ₂ riešenie používa majú kyslé pH, aby sa zabránilo zrážaniu nežiaduce soli produktu hydrolýzy.

Znižovanie aktivity

Reaguje s kyslíkom na vzduchu za vzniku chloridu cínatého alebo chloridu cíničitého:

6 SnCl ₂ (aq) + O ₂ (g) + 2 H ₂ O (l) => 2SnCl ₄ (aq) + 4SN (OH) C (s)

Pri tejto reakcii sa cín oxiduje a vytvára väzbu s elektrónovým atómom kyslíka a zvyšuje sa počet väzieb s atómami chlóru.

Všeobecne platí, že elektronegativní atómy halogény (F, Cl, Br a I), stabilizáciu väzby Sn (IV) zlúčeniny, a táto skutočnosť vysvetľuje, prečo SnCl ₂ je redukčné činidlo.

Keď sa oxiduje a stráca všetky valenčné elektróny, Sn ⁴⁺ ión je vľavo s 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ konfigurácie , pár elektrónov v 5s orbitálnej sú veľmi ťažko "uniesli".

Chemická štruktúra

Riesgos

El SnCl₂ puede dañar las células blancas de la sangre. Es corrosivo, irritante, cancerígeno, y tiene altos impactos negativos en las especies que habitan los ecosistemas marinos.

Puede descomponerse a altas temperaturas, liberando el nocivo gas cloro. En contacto con agentes muy oxidantes desencadena reacciones explosivas.

Referencias

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. En Los elementos del grupo 14 (cuarta edición., pág. 329). Mc Graw Hill.
2. ChemicalBook . (2017). Recuperado el 21 de marzo de 2018, de ChemicalBook: chemicalbook.com
3. PubChem. (2018). Tin Chloride. Recuperado el 21 de marzo de 2018, de PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Wikipedia. (2017). Tin(II) chloride. Recuperado el 21 de marzo de 2018, de Wikipedia: en.wikipedia.org
5. E. G. Rochow, E. W. (1975). The Chemistry of Germanium: Tin and Lead (first ed.). p-82,83. Pergamom Press.
6. F. Hulliger. (1976). Structural Chemistry of Layer-Type Phases. P-120,121. D. Reidel Publishing Company.