Właściwości chlorku cyny (SnCl2), struktura, zastosowania i zagrożenia

The chlorek cyny (II) lub chlorek cynawy o wzorze chemicznym SnCl_2, jest białym krystalicznym związkiem stałym, produktem reakcji cyny i stężonego roztworu kwasu chlorowodorowego: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl₂(aq) + H₂(g) Proces jego syntezy (przygotowania) polega na dodawaniu kawałków opiłków cyny do reakcji z kwasem.

Po dodaniu kawałków cyny przechodzi do dehydratacji i krystalizacji, aż do uzyskania soli nieorganicznej. W tym związku cyna straciła dwa elektrony ze swojej powłoki walencyjnej, tworząc wiązania z atomami chloru.

Można to lepiej zrozumieć, jeśli weźmie się pod uwagę konfigurację walencyjną cyny (5s²5p_x²str_i⁰str_z⁰), z których para elektronów zajmuje orbitę p_x jest podana protonom H⁺, w celu utworzenia dwuatomowej cząsteczki wodoru. Oznacza to, że jest to reakcja typu redoks.

Indeks

• 1 Właściwości fizyczne i chemiczne
  • 1.1 Konfiguracja Walencji
  • 1.2 Reaktywność
  • 1.3 Aktywność redukcyjna
• 2 Struktura chemiczna
• 3 zastosowania
• 4 Zagrożenia
• 5 referencji

Właściwości fizyczne i chemiczne

Łącza SnCl₂ Czy są jonowe czy kowalencyjne? Właściwości fizyczne chlorku cyny (II) wykluczają pierwszą opcję. Temperatura topnienia i wrzenia tego związku wynosi 247 ° C i 623 ° C, co wskazuje na słabe oddziaływania międzycząsteczkowe, wspólny fakt dla związków kowalencyjnych.

Jego kryształy są białe, co przekłada się na zerową absorpcję w widmie widzialnym.

Konfiguracja w Walencji

Na powyższym obrazku w lewym górnym rogu zilustrowano wyizolowaną cząsteczkę SnCl₂.

Geometria cząsteczkowa powinna być płaska, ponieważ hybrydyzacja centralnego atomu to sp² (3 orbital sp² i czysty orbital p tworzący wiązania kowalencyjne), ale wolna para elektronów zajmuje objętość i wypycha atomy chloru w dół, dając cząsteczce geometrię kątową.

W fazie gazowej związek ten jest izolowany, więc nie oddziałuje z innymi cząsteczkami.

Jako strata pary elektronów w orbicie p_x, cyna jest przekształcana w jon Sn²⁺ a jego wynikowa konfiguracja elektroniczna to 5s²5p_x⁰str_i⁰str_z⁰, z wszystkimi jego orbitaliami p dostępnymi do akceptowania linków z innych gatunków.

Jony Cl^- koordynować z jonami Sn²⁺ dać chlorek cyny. Elektroniczna konfiguracja cyny w tej soli to 5s²5p_x²str_i²str_z⁰, możliwość przyjęcia innej pary elektronów w swoim wolnym orbicie p_z.

Na przykład możesz zaakceptować inny jon Cl^-, tworząc kompleks geometrii płaszczyzny trygonalnej (piramida o podstawie trójkątnej) i naładowany ujemnie [SnCl₃]^-.

Reaktywność

SnCl₂ ma wysoką reaktywność i tendencję do zachowywania się jak kwas Lewisa (receptor elektronowy) w celu uzupełnienia oktetu wartościowości.

Tak jak akceptuje jon Cl^-, to samo dzieje się z wodą, która „uwadnia” atom cyny, łącząc cząsteczkę wody bezpośrednio z cyną, a druga cząsteczka wody tworzy interakcje wiązania wodorowego z pierwszą.

Wynikiem tego jest SnCl₂ nie jest czysty, ale skoordynowany z wodą w jego dihydratowanej soli: SnCl₂· 2H₂O.

SnCl₂ Jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach polarnych, ponieważ jest związkiem polarnym. Jednak jego rozpuszczalność w wodzie, mniejsza niż masa masy, aktywuje reakcję hydrolizy (zerwanie cząsteczki wody) w celu wytworzenia zasadowej i nierozpuszczalnej soli:

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

Podwójna strzałka wskazuje, że ustalono równowagę, faworyzowaną w lewo (w kierunku reagentów), jeśli stężenie HCl wzrasta. W tym celu rozwiązania SnCl₂ stosowane mają kwaśne pH, aby uniknąć wytrącania niepożądanego produktu hydrolizy soli.

Aktywność redukcyjna

Reaguje z tlenem w powietrzu, tworząc chlorek cyny (IV) lub chlorek cynowy:

6 SnCl₂(aq) + O₂(g) + 2H₂O (1) => 2SnCl₄(aq) + 4Sn (OH) Cl (s)

W tej reakcji cyna utlenia się tworząc wiązanie z elektroujemnym atomem tlenu i zwiększa liczbę wiązań z atomami chloru.

Ogólnie rzecz biorąc, elektroujemne atomy halogenów (F, Cl, Br i I) stabilizują wiązania związków Sn (IV) i ten fakt wyjaśnia, dlaczego SnCl₂ jest środkiem redukującym.

Gdy utlenia się i traci wszystkie swoje elektrony walencyjne, jon Sn⁴⁺ pozostaje w konfiguracji 5s⁰5p_x⁰str_i⁰str_z⁰, jako para elektronów w orbicie 5s najtrudniejsza do „porwania”.

Struktura chemiczna

SnCl₂ przedstawia strukturę krystaliczną typu rombowego, podobną do rzędów pił, w których wierzchołkami zębów są chlorki.

Każdy rząd jest łańcuchem SnCl₃ tworzenie mostka Cl z innym atomem Sn (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···, jak widać na obrazku powyżej. Dwa łańcuchy połączone słabymi oddziaływaniami typu Sn-Cl stanowią jedną warstwę układu, która nakłada się na inną warstwę i tak dalej, aż krystaliczne ciało stałe zostanie zdefiniowane.

Para wolnych elektronów 5s² powoduje zniekształcenie struktury, ponieważ zajmuje objętość (objętość chmury elektronicznej).

Sn może mieć liczbę koordynacyjną równą dziewięć, która jest taka sama jak posiadanie dziewięciu sąsiadów, rysujących pryzmat trygonalny z tym położonym w środku figury geometrycznej i Cl w wierzchołkach, oprócz innych Cl znajdujących się w każdym kwadratowych powierzchni pryzmatu.

Łatwiej jest to zaobserwować, jeśli weźmiemy pod uwagę łańcuch, w którym Sn (ciemnoszare kule) są skierowane w górę, a trzy Cl połączone z nim tworzą trójkątną podłogę, podczas gdy trzy górne Cls tworzą trójkątny dach.

Używa

W syntezie organicznej stosuje się go jako środek redukujący aromatyczne związki nitrowe (Ar-NO₂ à Ar-NH₂). Ponieważ jego struktura chemiczna jest laminarna, znajduje zastosowanie w świecie katalizy reakcji organicznych, oprócz tego, że jest potencjalnym kandydatem do wsparcia katalitycznego.

Jego właściwość redukująca jest używana do określenia obecności związków złota, do powlekania szkieł srebrnymi zwierciadłami i do działania jako przeciwutleniacz.

Również w piramidzie trygonalnej o geometrii molekularnej (: SnX3^- M⁺) jest stosowany jako zasada Lewisa do syntezy dużej liczby związków (takich jak kompleks klastrów Pt)₃Sn₈Cl₂₀, gdzie para bez elektronów jest skoordynowana z kwasem Lewisa).

Ryzyko

SnCl₂ Może uszkodzić białe krwinki. Jest żrący, drażniący, rakotwórczy i ma duży negatywny wpływ na gatunki zamieszkujące ekosystemy morskie.

Może się rozkładać w wysokich temperaturach, uwalniając szkodliwy gazowy chlor. W kontakcie z silnie utleniającymi czynnikami wywołuje reakcje wybuchowe.

Referencje

1. Shiver i Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna W Elementy grupy 14 (czwarte wydanie., strona 329). Mc Graw Hill.
2. ChemicalBook. (2017). Pobrane 21 marca 2018 r. Z ChemicalBook: chemicalbook.com
3. PubChem. (2018). Chlorek cyny. Pobrane 21 marca 2018 r. Z PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Wikipedia. (2017). Chlorek cyny (II). Pobrane 21 marca 2018 r. Z Wikipedii: en.wikipedia.org
5. E. G. Rochow, E. W. (1975). Chemia germanu: cyna i ołów (pierwsze wydanie). p-82,83. Pergamom Press.
6.  F. Hulliger. (1976). Chemia strukturalna faz typu warstwowego. P-120,121. D. Reidel Publishing Company.