Lastnosti kositrovega klorida (SnCl2), struktura, uporaba in tveganja



The kositrov klorid (II) ali kositrov klorid, s kemijsko formulo SnCl2, je bela kristalna trdna spojina, produkt reakcije kositra in koncentrirana raztopina klorovodikove kisline: Sn (s) + 2HCl (konc.) => SnCl2(aq) + H2(g) Proces njegove sinteze (priprave) je sestavljen iz dodajanja kosov kositrnih opilkov, 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, da bi tvoril vezi z atomi klora.

To je bolje razumeti, če upoštevamo valenčno konfiguracijo kositra (5s25px2strin0strz0), od tega par elektronov, ki zasedajo orbitalno px je dana protonom H+, za tvorbo diatomejske molekule vodika. To je reakcija tipa redox.

Indeks

  • 1 Fizikalne in kemijske lastnosti
    • 1.1 Konfiguracija v Valenciji
    • 1.2 Reaktivnost
    • 1.3 Reduktivna dejavnost
  • 2 Kemijska struktura
  • 3 Uporabe
  • 4 Tveganja
  • 5 Reference

Fizikalne in kemijske lastnosti

Povezave SnCl2 Ali so ti ionski ali kovalentni? Fizične lastnosti kositrovega (II) klorida izključujejo prvo možnost. Tališča in vrelišča te spojine so 247 ° C in 623 ° C, kar kaže na šibke intermolekularne interakcije, kar je običajno za kovalentne spojine.

Njegovi kristali so beli, kar pomeni, da se v vidnem spektru ne absorbira nič.

Valencia konfiguracija

Na zgornji sliki je v zgornjem levem kotu prikazana izolirana molekula SnCl2.

Molekularna geometrija mora biti ravna, ker je hibridizacija osrednjega atoma sp2 (3 orbitalni sp2 in čisti p orbital, da tvori kovalentne vezi), vendar prosti par elektronov zasede prostornino in potiska klorov atomi navzdol, kar daje molekuli kotno geometrijo.

V plinski fazi je ta spojina izolirana, zato ne vpliva na druge molekule.

Kot izguba para elektronov v orbitalni px, kositer se pretvori v ion Sn2+ in njegova elektronska konfiguracija je 5s25px0strin0strz0, z vsemi svojimi p orbitali, ki so na voljo za sprejem povezav drugih vrst.

Cl ioni- koordinata z Sn ionom2+ povzroči nastanek kositrovega klorida. Elektronska konfiguracija kositra v tej soli je 5s25px2strin2strz0, biti sposoben sprejeti še en par elektronov v svoji prosti orbitalni pz.

Na primer, lahko sprejmete drug Cl ion-, oblikovanje kompleksa trigonske geometrije (piramida s trikotno osnovo) in negativno nabite [SnCl3]-.

Reaktivnost

SnCl2 ima visoko reaktivnost in nagnjenost k obnašanju kot Lewisova kislina (elektronski receptor) za dokončanje svojega valentnega okteta.

Tako kot sprejema Cl ion-, enako se dogaja z vodo, ki "hidratizira" atom kositra s povezovanjem vodne molekule neposredno s kositrom, druga molekula vode pa tvori vodikove vezi z prvim.

Rezultat tega je, da je SnCl2 ni čista, ampak usklajena z vodo v svoji dihidrirani soli: SnCl2· 2H2O.

SnCl2 Je zelo topen v vodi in polarnih topilih, ker je polarna spojina. Vendar pa njegova topnost v vodi, manjša od njene mase, aktivira reakcijo hidrolize (razpok molekule vode), da se ustvari bazična in netopna sol:

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

Dvojna puščica pomeni, da se vzpostavi ravnotežje, ki je prednostno levo (proti reaktantom), če se koncentracije HCl povečajo. Za to, raztopine SnCl2 uporabljeni kislinski pH, da se prepreči obarjanje nezaželenega solnega produkta hidrolize.

Reduktivna dejavnost

Reagira s kisikom v zraku in tvori klorid kositra (IV) ali kositrov klorid: \ t

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

V tej reakciji kositer oksidira in tvori vez z elektronegativnim kisikovim atomom in poveča število vezav z atomi klora.

Na splošno elektronegativne atome halogenov (F, Cl, Br in I) stabilizirajo vezi Sn (IV) in to dejstvo pojasnjuje, zakaj je SnCl \ t2 je reducirno sredstvo.

Ko oksidira in izgubi vse svoje valentne elektrone, Sn ion4+ ostane s konfiguracijo 5s05px0strin0strz0, biti par elektronov v orbitalnih 5s najtežje "ugrabiti".

Kemijska struktura

SnCl2 predstavlja kristalno strukturo ortorombskega tipa, podobno vrstam žag, v katerih so vrhovi zob kloridi.

Vsaka vrstica je veriga SnCl3 tvorjenje Cl mostu z drugim atomom Sn (Cl-Sn (Cl) \ t2-Cl- ···), kot je prikazano na zgornji sliki. Dve verigi, povezani s šibkimi interakcijami tipa Sn-Cl, tvorita eno plast razporeditve, ki je prekrita z drugo plastjo in tako naprej, dokler ni določena kristalna trdna snov.

Par prostih elektronov 5s2 povzroča izkrivljanje strukture, ker zavzema prostornino (obseg elektronskega oblaka).

Sn ima lahko koordinacijsko število, ki je enako devetim, kar je enako kot devet sosedov, ki vlečejo trigonsko prizmo s tem, ki se nahaja v središču geometrijske figure in Cl v tockah, poleg drugih Cl, ki se nahajajo v vsaki kvadratnih obrazov prizme.

To je lažje opaziti, če upoštevamo verigo, kjer Sn (temno sive krogle) kažejo navzgor, in trije Cl, ki so z njo povezani, tvorijo trikotno dno, medtem ko trije zgornji Cls tvorijo trikotno streho..

Uporabe

V organski sintezi se uporablja kot reducent za aromatične nitro spojine (Ar-NO2 à Ar-NH2). Ker je njegova kemijska struktura laminarna, se uporablja v svetu katalize organskih reakcij, poleg tega, da je potencialni kandidat za katalitsko podporo..

Njegova redukcijska lastnost se uporablja za ugotavljanje prisotnosti zlata, za nanos stekel s srebrnimi ogledali in za delovanje kot antioksidant..

Tudi v svoji molekularni geometriji trigonalna piramida (: SnX3- M+) se uporablja kot Lewisova baza za sintezo velikega števila spojin (kot je kompleks Pt grozda)3Sn8Cl20, kjer je par brez elektronov usklajen z Lewisovo kislino).

Tveganja

SnCl2 Lahko poškoduje bele krvne celice. Je jedka, dražilna, rakotvorna in ima velike negativne vplive na vrste, ki živijo v morskih ekosistemih..

Lahko se razgradi pri visokih temperaturah in sprošča škodljiv klorov plin. V stiku z visoko oksidacijskimi sredstvi sproži eksplozivne reakcije.

Reference

  1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija V Elementi skupine 14 (četrta izdaja, stran 329). Mc Graw Hill.
  2. Chemical Book. (2017). Pridobljeno 21. marca 2018 iz ChemicalBook: chemicalbook.com
  3. PubChem. (2018). Kositrov klorid. Pridobljeno 21. marca 2018, iz PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Wikipedija. (2017). Kositrov (II) klorid. Pridobljeno 21. marca 2018 iz Wikipedije: en.wikipedia.org
  5. E. G. Rochow, E.W. (1975). Kemija germanija: kositer in svinec (prva izdaja). p-82.83. Pergamom Press.
  6.  F. Hulliger. (1976). Strukturna kemija faznih plasti. P-120,121. D. Reidel Publishing Company.