Chlorek cyny (II) lub chlorek cyny I, wzór chemiczny SnCI _2, jest biały krystaliczny związek stały produkt reakcji cyny i stężony kwas chlorowodorowy: Sn (s) + 2HCl (stężony) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Proces jego syntezy (przygotowania) polega na dodaniu kawałków opiłki cyny tak, aby reagowały z kwasem.

Po dodaniu kawałków cyny odwadnianie i krystalizację prowadzi się do uzyskania soli nieorganicznej. W związku tym cyna straciła dwa elektrony ze swojej powłoki walencyjnej, tworząc wiązania z atomami chloru.

Można to lepiej zrozumieć, jeśli weźmiemy pod uwagę konfigurację walencyjną cyny (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), z której para elektronów zajmujących orbital p _x jest przenoszona do protonów H ⁺ , tworząc w ten sposób dwuatomowa cząsteczka wodoru. Oznacza to, że jest to reakcja typu redoks.

Fizyczne i chemiczne właściwości

Czy wiązania SnCl _{2 są} jonowe czy kowalencyjne? Fizyczne właściwości chlorku cyny (II) wykluczają pierwszą opcję. Temperatury topnienia i wrzenia tego związku wynoszą 247 ° C i 623 ° C, co wskazuje na słabe interakcje międzycząsteczkowe, co jest powszechnym faktem w przypadku związków kowalencyjnych.

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

Konfiguracja Valencia

W powyższej ilustracji w prawym górnym rogu, izolowane SnCI ₂ cząsteczka zilustrowano .

Geometria molekularna powinna być płaska, ponieważ hybrydyzacja atomu centralnego to sp ² (3 orbitale sp ² i czysty orbital p tworzące wiązania kowalencyjne), ale wolna para elektronów zajmuje objętość i wypycha atomy chloru w dół, nadanie cząsteczce geometrii kątowej.

W fazie gazowej związek ten jest izolowany, więc nie wchodzi w interakcje z innymi cząsteczkami.

W wyniku utraty pary elektronów na orbicie p _x , cyna jest przekształcana w jon Sn ^2+, a jej wynikowa konfiguracja elektronowa wynosi 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , a wszystkie jej orbitale p są dostępne do przyjmowania wiązań inne gatunki.

Jony Cl ^- koordynują się z jonem Sn ^2+, tworząc chlorek cyny. Konfiguracja elektronowa cyny w tej soli to 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , będąc w stanie przyjąć inną parę elektronów w swoim swobodnym orbicie p _z.

Na przykład może przyjąć inny jon Cl ^- , tworzący kompleks geometrii płaszczyzny trygonalnej (piramida o trójkątnej podstawie) i naładowany ujemnie ^- .

Reaktywność

SnCl ₂ ma wysoką reaktywność i tendencję do zachowywania się jak kwas Lewisa (akceptor elektronów), aby uzupełnić swój oktet walencyjny.

Podobnie jak przyjmuje jon Cl ^- , to samo dzieje się z wodą, która „uwadnia” atom cyny poprzez wiązanie cząsteczki wody bezpośrednio z cyną, a druga cząsteczka wody tworzy interakcje wiązania wodorowego z pierwszą.

W rezultacie SnCl ₂ nie _jest czysty, ale skoordynowany z wodą w jego dwuwodnej soli: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalnikach polarnych, ponieważ jest związkiem polarnym. Jednak jego rozpuszczalność w wodzie, mniejsza niż jego masa w masie, aktywuje reakcję hydrolizy (rozpad cząsteczki wody), aby wytworzyć zasadową i nierozpuszczalną sól:

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

Podwójna strzałka wskazuje, że równowaga jest ustalona, ​​faworyzowana po lewej stronie (w kierunku reagentów), jeśli stężenie HCl wzrośnie. Z tego powodu, SnCI ₂ roztwory stosowane mieć kwaśne pH, aby zapobiec wytrącaniu się niepożądanego produktu soli hydrolizy.

Zmniejszenie aktywności

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

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

W tej reakcji cyna ulega utlenieniu, tworząc wiązanie z elektroujemnym atomem tlenu i zwiększa się liczba jego wiązań z atomami chloru.

Ogólnie, elektroujemnymi atomami chlorowców (F, Cl, Br i I) stabilizację wiązania Sn (IV), związki i fakt ten wyjaśnia dlaczego SnCI ₂ jest środek redukujący.

Kiedy jest utleniany i traci wszystkie elektrony walencyjne, jon Sn ⁴⁺ pozostaje w konfiguracji 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , przy czym para elektronów na orbicie 5s jest najtrudniejsza do „wyrwania”.

Struktura chemiczna

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.