Tinnklorid (SnCl2) Egenskaper, struktur, bruk og risiko



den tinnklorid (II) eller tannklorid, med kjemisk formel SnCl2, er en hvit krystallinsk fast forbindelse, produkt av reaksjonen av tinn og en konsentrert løsning av saltsyre: Sn (s) + 2HCl (kons) => SnCl2(aq) + H2(G). Prosessen med syntesen (preparatet) består i å tilsette stykker tinnfilinger for å reagere med syren.

Etter tilsetning av tinnbitene fortsetter den å utføre dehydrering og krystallisering inntil det uorganiske salt oppnås. I denne forbindelsen har tinn mistet to elektroner fra valensskallet for å danne bindinger med kloratomer.

Dette kan forstås bedre hvis man vurderer valenskonfigurasjonen av tinn (5s25px2pog0pz0), hvorav paret av elektroner okkuperer orbitalen px gis til protoner H+, for å danne et diatomisk molekyl av hydrogen. Det vil si, dette er en redoks-type reaksjon.

index

  • 1 Fysiske og kjemiske egenskaper
    • 1.1 Valencia konfigurasjon
    • 1.2 Reaktivitet
    • 1.3 Reduktiv aktivitet
  • 2 Kjemisk struktur
  • 3 bruksområder
  • 4 risikoer
  • 5 referanser

Fysiske og kjemiske egenskaper

SnCl-koblingene2 Er de ioniske eller kovalente? De fysiske egenskapene til tinn (II) klorid utelukker det første alternativet. Smeltepunktene og kokpunktene for denne forbindelsen er 247 ° C og 623 ° C, hvilket indikerer svake intermolekylære interaksjoner, vanlig for kovalente forbindelser.

Krystallene er hvite, som oversettes til null absorpsjon i det synlige spektret.

Valencia konfigurasjon

I bildet over, i øvre venstre hjørne, er et isolert SnCl-molekyl illustrert2.

Den molekylære geometrien skal være flat fordi hybridiseringen av det sentrale atom er sp2 (3 omløpssp2 og ren p orbital til å danne kovalente bindinger), men det frie elektronparet opptar volum og presser kloratomene ned, noe som gir molekylet en vinkelgeometri.

I gassfase er denne forbindelsen isolert, slik at den ikke interagerer med de andre molekylene.

Som et tap av paret elektroner i orbitalet px, tinnet blir transformert til ion Sn2+ og den resulterende elektroniske konfigurasjonen er 5s25px0pog0pz0, med alle sine p orbitaler tilgjengelige for å akseptere lenker fra andre arter.

Cl ioner- koordinere med Sn ion2+ å gi opphav til tinnklorid. Den elektroniske konfigurasjonen av tinn i dette saltet er 5s25px2pog2pz0, være i stand til å akseptere et annet par elektroner i sin frie orbitale pz.

For eksempel kan du akseptere en annen Cl ion-, danner komplekset av trigonalplan geometri (en pyramide med trekantet base) og negativt ladet [SnCl3]-.

reaktivitet

SnCl2 har høy reaktivitet og tendens til å oppføre seg som Lewis-syre (elektronreseptor) for å fullføre valensoktet.

Akkurat som det aksepterer en Cl ion-, så gjør vann, som "fukter" tinnatom bundet til et vannmolekyl direkte til tinn, og en andre vannmolekyl skjema hydrogenbindingsvekselvirkninger med den første.

Resultatet av dette er at SnCl2 Det er ikke rent, men koordinert med vannet i dets dihydrerte salt: SnCl2· 2H2O.

SnCl2 Det er meget løselig i vann og i polare løsningsmidler, fordi det er en polar forbindelse. Imidlertid aktiverer dets oppløselighet i vann, mindre enn dens massvekt, en hydrolysereaksjon (ruptur av et vannmolekyl) for å danne et grunnleggende og uoppløselig salt:

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

Den dobbelte pilen indikerer at en likevekt er etablert, favorisert til venstre (mot reaktantene) hvis HCl-konsentrasjonene øker. For dette er SnCl-løsningene2 Brukt har en syre-pH, for å unngå utfelling av uønsket saltprodukt av hydrolyse.

Reduktiv aktivitet

Reagerer med oksygen i luften for å danne tinn (IV) klorid eller stanniklorid:

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

I denne reaksjonen oksiderer tin og danner en binding med det elektronegative oksygenatomet og øker antall bindinger med kloratomene.

Generelt er de elektronegative halogenatomer (F, Cl, Br og I) stabil koblinger av forbindelsene med Sn (IV), og dette forklarer hvorfor SnCU2 det er et reduksjonsmiddel.

Når den oksiderer og mister alle sine valenselektroner, er Sn ion4+ det forblir med en 5s konfigurasjon05px0pog0pz0, å være paret elektroner i orbitalet 5s det vanskeligste å bli "snappet".

Kjemisk struktur

SnCl2 presenterer en krystallstruktur av orthorhombic type, ligner på sågarier, hvor tanntrådene er klorider.

Hver rad er en SnCl-kjede3 danner en Cl-bro med et annet Sn-atom (Cl-Sn (Cl)2-Cl- ···), som det fremgår av bildet ovenfor. To kjeder, knyttet ved svake vekselvirkninger av Sn-Cl-typen, utgjør ett lag av arrangementet, som er lagt på et annet lag, og så videre inntil det krystallinske faste stoffet er definert.

Det frie elektronparet 5s2 forårsaker forvrengning i strukturen fordi den inntar volum (volumet av det elektroniske skyet).

Den Sn kan ha et koordinasjonstall lik ni, noe som tilsvarer har ni naboer, og trekker et trigonal prisme med denne befinner seg i sentrum av den geometriske figuren og Cl ved hjørnene, sammen med andre Cl plassert i hvert av prismas firkantede flater.

Dette blir mest lett observeres når man vurderer en kjede der Sn (mørke grå områder) som peker oppover, og de tre Cl koblet til denne trekantformen gulvet, mens de tre øvre Cl danne trekantede taket.

søknader

I organisk syntese brukes den som et reduksjonsmiddel for aromatiske nitroforbindelser (Ar-NO2 à Ar-NH2). Siden den kjemiske strukturen er laminær, finner den bruk i katalyse av organiske reaksjoner, foruten å være en potensiell kandidat for katalytisk støtte.

Den reduserende egenskapen brukes til å bestemme tilstedeværelsen av gullforbindelser, å belegge briller med sølvspegler og å fungere som en antioksidant.

Også i sin molekylære geometri trigonalpyramid (: SnX3- M+) brukes som en Lewis-base for syntesen av et stort antall forbindelser (som Pt-klyngekomplekset)3Sn8cl20, hvor det elektronfrie paret er koordinert med en Lewis-syre).

risikoer

SnCl2 Det kan skade hvite blodlegemer. Det er etsende, irriterende, kreftfremkallende og har stor negativ påvirkning på artene som lever i marine økosystemer.

Det kan dekomponere ved høye temperaturer, og frigjøre den skadelige klorgassen. I kontakt med sterkt oksidasjonsmidler utløser det eksplosive reaksjoner.

referanser

  1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi i Elementene i gruppe 14 (fjerde utgave., side 329). Mc Graw Hill.
  2. ChemicalBook. (2017). Hentet 21. mars 2018, fra ChemicalBook: chemicalbook.com
  3. Pubchem. (2018). Tinnklorid. Hentet 21. mars 2018, fra PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Wikipedia. (2017). Tinn (II) klorid. Hentet 21. mars 2018, fra Wikipedia: en.wikipedia.org
  5. E. G. Rochow, E. W. (1975). Tysklands kjemi: Tinn og bly (første utgave). p-82,83. Pergamom Press.
  6.  F. Hulliger. (1976). Strukturell kjemi av lag-type faser. P-120121. D. Reidel Publishing Company.