Својства, структура, употреба и ризици коситровог хлорида (СнЦл2)



Тхе тин цхлорид (ИИ) или коситров хлорид, хемијске формуле СнЦл2, је бело кристално чврсто једињење, производ реакције коситра и концентровани раствор хлороводоничне киселине: Сн (с) + 2ХЦл (конц.) => СнЦл2(ак) + Х2(г) Процес његове синтезе (припреме) састоји се од додавања комада коситра у реакцију са киселином.

После додавања делова калаја, наставља се дехидрација и кристализација све док се не добије неорганска со. У овом једињењу, коситар је изгубио два електрона из своје валентне љуске да формира везе са атомима хлора.

Ово се може боље разумјети ако се узме у обзир валентна конфигурација коситра (5с25пк2пи0пз0), од којих пар електрона заузима орбиталу пк се даје протонима Х+, да би се формирао двоатомски молекул водоника. То је реакција редокс типа.

Индек

  • 1 Физичка и хемијска својства
    • 1.1 Конфигурација у Валенцији
    • 1.2 Реактивност
    • 1.3 Редуктивна активност
  • 2 Хемијска структура
  • 3 Усес
  • 4 Ризици
  • 5 Референце

Физичке и хемијске особине

СнЦл линкови2 Јесу ли они ионски или ковалентни? Физичке особине коситар (ИИ) хлорида искључују прву опцију. Тачке топљења и кључања за ово једињење су 247 ° Ц и 623 ° Ц, што указује на слабе интермолекуларне интеракције, уобичајена чињеница за ковалентне једињења.

Његови кристали су бели, што се претвара у апсорпцију нуле у видљивом спектру.

Валенциа цонфигуратион

На слици изнад, у горњем левом углу, илустрована је изолована молекула СнЦл2.

Молекуларна геометрија би требала бити равна јер је хибридизација централног атома сп2 (3 орбитал сп2 и чиста п орбитала да формира ковалентне везе), али слободни пар електрона заузима волумен и гура атоме хлора наниже, дајући молекулу угаону геометрију.

У гасној фази ово једињење је изоловано, тако да не ступа у интеракцију са другим молекулима.

Као губитак пара електрона у орбитали пк, коситар се трансформише у ион Сн2+ и резултујућа електронска конфигурација је 5с25пк0пи0пз0, са свим п орбиталима доступним да прихвате везе од других врста.

Цл иони- координирати са Сн ионима2+ да се добије тин хлорид. Електронска конфигурација коситра у овој соли је 5с25пк2пи2пз0, у могућности да прихвати други пар електрона у својој слободној орбитали пз.

На пример, можете прихватити други Цл ион-, формирање комплекса тригоналне геометрије (пирамида са троугластом базом) и негативно набијене [СнЦл3]-.

Реактивност

СнЦл2 има високу реактивност и тенденцију да се понаша као Левисова киселина (електронски рецептор) да заврши свој валентни октет.

Као што прихвата Цл ион-, исто се дешава са водом, која "хидрира" атом коситра повезивањем молекула воде директно са коситром, а други молекул воде формира интеракције водоничних веза са првим.

Резултат тога је да је СнЦл2 није чиста, већ је координирана са водом у њеној дихидратној соли: СнЦл2· 2Х2О.

СнЦл2 Веома је растворљив у води и поларним растварачима, јер је поларна једињења. Међутим, његова растворљивост у води, мања од њене масе, активира реакцију хидролизе (пуцање молекула воде) да би се добила базична и нерастворна со:

СнЦл2(ак) + Х2О (л) <=> Сн (ОХ) Цл (с) + ХЦл (ак)

Двострука стрелица указује да је успостављена равнотежа, фаворизована лево (према реактантима) ако се концентрације ХЦл повећају. За ово, СнЦл раствори2 Користи се кисели пХ, да би се избегло таложење нежељеног соли хидролизе.

Редуктивна активност

Реагује са кисеоником у ваздуху да би формирао калај (ИВ) хлорид или клорид: \ т

6 СнЦл2(ак) + О2(г) + 2Х2О (л) => 2СнЦл4(ак) + 4Сн (ОХ) Цл (с)

У овој реакцији коситар оксидује формирајући везу са електронегативним атомом кисеоника и повећава број веза са атомима хлора..

Генерално, електронегативни атоми халогена (Ф, Цл, Бр и И) стабилизују везе Сн (ИВ) једињења и ова чињеница објашњава зашто СнЦл2 то је редукциони агенс.

Када оксидира и изгуби све своје валентне електроне, Сн ион4+ остаје са конфигурацијом од 5с05пк0пи0пз0, што је пар електрона у орбиталној 5с најтеже се "зграбити".

Хемијска структура

СнЦл2 представља кристалну структуру орторомског типа, сличну редовима тестера, у којима су врхови зуба хлориди.

Сваки ред је СнЦл ланац3 формирање Цл моста са другим Сн атомом (Цл-Сн (Цл)2-Цл- ···), као што се може видети на слици изнад. Два ланца, повезана слабим интеракцијама Сн-Цл типа, чине један слој распореда, који се поставља на други слој, и тако даље док се не дефинише кристална чврста супстанца..

Пар слободних електрона 5с2 изазива дисторзију у структури јер заузима волумен (волумен електронског облака).

Сн може имати координациони број једнак девет, који је исти као да има девет комшија, цртајући тригоналну призму која се налази у центру геометријске фигуре и Цл у врховима, поред других Цл који се налазе у сваком квадратних лица призме.

Ово је лакше уочити ако се узме у обзир ланац у којем Сн (тамно сива сфера) показује према горе, а три Цл повезане на њега формирају троугласти под, док три горња Цлс формирају трокутасти кров..

Усес

У органској синтези користи се као редукционо средство за ароматичне нитро спојеве (Ар-НО2 а-Ар2). Пошто је његова хемијска структура ламинарна, она се користи у свету катализе органских реакција, осим што је потенцијални кандидат за каталитичку подршку..

Његова редукциона својства се користе за одређивање присуства једињења злата, за наношење наочара сребрним огледалима и као антиоксидант.

Такође, у својој молекуларној геометрији тригонална пирамида (: СнКс3- М+) користи се као Левисова база за синтезу великог броја једињења (као што је Пт кластер комплекс)3Сн8Цл20, где је пар без електрона координисан са Левис-овом киселином).

Ризици

СнЦл2 Може оштетити леукоците. Корозивно је иритантно, канцерогено и има велики негативни утицај на врсте које обитавају морски екосистеми..

Може се разградити на високим температурама, ослобађајући штетни гас клора. У контакту са високо оксидирајућим средствима, активира експлозивне реакције.

Референце

  1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија Ин Елементи групе 14 (четврто издање, страна 329). Мц Грав Хилл.
  2. ЦхемицалБоок. (2017). Преузето 21. марта 2018. године, од стране ЦхемицалБоок: цхемицалбоок.цом
  3. ПубЦхем. (2018). Тин Цхлориде. Преузето 21. марта 2018. из ПубЦхем: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
  4. Википедиа. (2017). Тин (ИИ) хлорид. Преузето 21. марта 2018. из Википедије: ен.википедиа.орг
  5. Е. Г. Роцхов, Е.В. (1975). Хемија германијума: лим и олово (први ед.). п-82.83. Пергамом Пресс.
  6.  Ф. Хуллигер. (1976). Структурна хемија фазних слојева. П-120,121. Д. Реидел Публисхинг Цомпани.