Kositrov klorid (II) ali kositrov klorid, kemijska formula SnCl _2, je bela kristalinična trdna snov spojina, reakcijski produkt kositra in koncentrirano raztopino klorovodikove kisline: Sn (y) + 2HCI (konc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Postopek njegove sinteze (priprave) je sestavljen iz dodajanja kosov kositra, vloženih tako, da reagirajo s kislino.

Po dodajanju kosov kositra se izvede dehidracija in kristalizacija, dokler ne dobimo anorganske soli. V tej spojini je kositer izgubil dva elektrona iz svoje valenčne lupine in je tvoril vezi z atomi klora.

To je mogoče bolje razumeti, če upoštevamo valenčno konfiguracijo kositra (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), od tega se par elektronov, ki zasedata p _x orbital , prenese v protone H ⁺ in tako tvori diatomska molekula vodika. To je reakcija redoks tipa.

Fizikalne in kemijske lastnosti

So vezi SnCl ₂ ionske ali kovalentne? Fizikalne lastnosti kositra (II) klorida izključujejo prvo možnost. Tališča in vrelišče te spojine sta 247 ° C in 623 ° C, kar kaže na šibke medmolekulske interakcije, kar je skupno dejstvo za kovalentne spojine.

Njeni kristali so beli, kar v vidnem spektru prevede v ničelno absorpcijo.

Konfiguracija Valencije

Na zgornji sliki je v zgornjem levem kotu prikazana izolirana molekula SnCl ₂ .

Molekularna geometrija mora biti ravna, ker je hibridizacija osrednjega atoma sp ² (3 sp ² orbitale in čista p orbitala, da tvori kovalentne vezi), vendar prosti par elektronov zaseda volumen in potisne atome klora navzdol, kar daje molekuli kotno geometrijo.

V plinski fazi je ta spojina izolirana, tako da ne deluje med drugimi molekulami.

Kot izguba para elektronov v p _x orbitali se kositer pretvori v ion Sn ²⁺ in njegova posledična elektronska konfiguracija je 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , pri čemer so na voljo vse njegove p orbitale za sprejemanje vezi druge vrste.

Cl ^- ioni usklajujejo z ionom Sn ^2+, da nastane kositrov klorid. Elektronska konfiguracija kositra v tej soli je 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , s čimer lahko v svojo prosto p _z orbitolo sprejmemo še en par elektronov _.

Na primer, lahko sprejme drug ion Cl ^- , ki tvori kompleks trigonske geometrije ravnine (piramida s trikotno osnovo) in negativno nabit ^- .

Reaktivnost

SnCl ₂ ima visoko reaktivnost in se ponaša kot Lewisova kislina (sprejemnik elektronov), da dokonča svoj valenčni oktet.

Tako kot sprejema Cl ^- ion , se isto zgodi z vodo, ki "hidratira" atom kositra tako, da veže molekulo vode neposredno na kositer, druga molekula vode pa tvori interakcije vodikove vezi s prvim.

Rezultat tega je, da SnCl ₂ ni čist, ampak je usklajen z vodo v njegovi dihidrirani soli: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ je zelo topen v vodi in v polarnih topilih, ker je polarna spojina. Vendar njegova topnost v vodi, manjša od njene mase, aktivira reakcijo hidrolize (razpad molekule vode), da nastane bazična in netopna sol:

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

Dvojna puščica kaže, da se vzpostavi ravnotežje, ki daje prednost levo (proti reaktantom), če se koncentracije HCl zvišajo. Zaradi tega imajo uporabljene raztopine SnCl ₂ kisli pH, da se prepreči obarjanje neželenega solnega produkta hidrolize.

Zmanjšanje aktivnosti

Reagira s kisikom v zraku in tvori kositer (IV) klorid ali staninski klorid:

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

Pri tej reakciji se kositer oksidira, tvori vez z elektronegativnim kisikovim atomom in poveča se njegovo število vezi z atomi klora.

Na splošno elektronegativni atomi halogena (F, Cl, Br in I) stabilizirajo vezi spojin Sn (IV) in to dejstvo razloži, zakaj je SnCl ₂ reducent.

Ko se oksidira in izgubi vse valenčne elektrone, ostane ion Sn ⁴⁺ s konfiguracijo 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , pri čemer je par elektronov v orbiti 5s najtežje "ugrabiti".

Kemična zgradba

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.