Chlorid cínu (II), nebo chlorid cínatý, chemický vzorec SnCl _2, je bílá krystalická pevná látka, sloučenina, reakční produkt z cínu a koncentrovaný roztok kyseliny chlorovodíkové: Sn (s) + 2HCl (konc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Proces jeho syntézy (přípravy) spočívá v přidání kousků cínu, které se podávají tak, aby reagovaly s kyselinou.

Po přidání kousků cínu se provádí dehydratace a krystalizace, dokud se nezíská anorganická sůl. V této sloučenině cín ztratil dva elektrony ze své valenční skořápky, aby vytvořil vazby s atomy chloru.

To lze lépe pochopit, vezmeme-li v úvahu valenční konfiguraci cínu (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰), z níž se pár elektronů zabírajících p _x orbitál převede na protony H ⁺, čímž se vytvoří diatomická molekula vodíku. To znamená, že se jedná o reakci redoxního typu.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Jsou vazby SnCl ₂ iontové nebo kovalentní? Fyzikální vlastnosti chloridu cínatého vylučují první možnost. Teploty tání a teploty varu této sloučeniny jsou 247 ° C a 623 ° C, což ukazuje na slabé intermolekulární interakce, což je běžná skutečnost pro kovalentní sloučeniny.

Jeho krystaly jsou bílé, což se ve viditelném spektru promítá do nulové absorpce.

Konfigurace ve Valencii

Na obrázku výše, v levém horním rohu, izolovaná SnCl ₂ molekula je znázorněna.

Molekulární geometrie by měla být plochá, protože hybridizace centrálního atomu je sp ² (3 sp ² orbitaly a čistý p orbitál za vzniku kovalentních vazeb), ale volný pár elektronů zabírá objem a tlačí atomy chloru dolů, což dává molekule úhlovou geometrii.

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

Jako ztráta páru elektronů v orbitálu p _x se cín transformuje na iont Sn2 ⁺ a jeho výsledná konfigurace elektronů je 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰, přičemž všechny jeho orbitaly jsou k dispozici pro přijímání vazeb jiné druhy.

Cl ^- ionty se koordinují s iontem Sn ²⁺ za vzniku chloridu cínu. Elektronovou konfiguraci cínu v této soli je 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰, je schopen přijmout další pár elektronů ve volné p _Z orbitální .

Například může přijmout další ion Cl ^-, který tvoří komplex geometrie trigonální roviny (pyramida s trojúhelníkovou základnou) a záporně nabitý ^-.

Reaktivita

SnCl ₂ má vysokou reaktivitu a tendenci chovat se jako Lewisova kyselina (akceptor elektronů) k dokončení svého valenčního oktetu.

Stejně jako se akceptuje Cl ^- iontu, stejně se stane s vodou, která „hydráty“ cínu atomu vazbou molekuly vody přímo na cín, a druhý interakcí molekuly vody formy vodíkové vazby s první.

Výsledkem toho je, že SnCl _{2 je} čistý, ale koordinována s vodou ve svém dihydrátu soli: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ je velmi rozpustný ve vodě a v polárních rozpouštědlech, protože se jedná o polární sloučeninu. Jeho rozpustnost ve vodě, menší než její hmotnostní hmotnost, však aktivuje hydrolytickou reakci (rozklad molekuly vody) za vzniku bazické a nerozpustné soli:

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

Dvojitá šipka označuje, že je ustavena rovnováha, zvýhodněná doleva (směrem k reaktantům), pokud se koncentrace HC1 zvýší. Z tohoto důvodu jsou SnCl ₂ řešení používá mají kyselé pH, aby se zabránilo srážení nežádoucí soli produktu hydrolýzy.

Snižování aktivity

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

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

Při této reakci se cín oxiduje a vytváří vazbu s elektronegativním atomem kyslíku a zvyšuje se počet vazeb s atomy chloru.

Obecně platí, že elektronegativní atomy halogeny (F, Cl, Br a I), stabilizaci vazby Sn (IV) sloučeniny, a tato skutečnost vysvětluje, proč SnCl ₂ je redukční činidlo.

Když se oxiduje a ztrácí všechny valenční elektrony, Sn ⁴⁺ iont je vlevo s 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ konfigurace, pár elektronů v 5s orbitální jsou velmi obtížně „unesli“.

Chemická struktura

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.