Kositreni klorid (II) ili kositar klorid, kemijske formule SnC _2, je u obliku bijele kristalne krutine Spoj, reakcijski produkt kositra i koncentrirana otopina klorovodične kiseline: Sn (s) + 2HCI (konc) => SnC ₂ (aq) + H ₂ (g). Postupak njegove sinteze (priprema) sastoji se od dodavanja komadića kositra podnesenih tako da reagiraju s kiselinom.

Nakon dodavanja komada kositra vrši se dehidracija i kristalizacija dok se ne dobije anorganska sol. U ovom spoju, kositar je izgubio dva elektrona iz svoje valentne ljuske da bi stvorio veze s atomima klora.

To se može bolje razumjeti ako se razmotri valentna konfiguracija kositra (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰), od kojih se par elektrona koji zauzimaju p _x orbitalu prenosi u H ⁺ protone, stvarajući tako. dijatomska molekula vodika. Odnosno, ovo je reakcija redoks tipa.

Fizička i kemijska svojstva

Jesu li veze SnCl ₂ ionske ili kovalentne? Fizička svojstva kositrenog (II) klorida isključuju prvu mogućnost. Talište i vrelište za ovaj spoj su 247 ° C i 623 ° C, što ukazuje na slabe međuljukularne interakcije, što je uobičajena činjenica za kovalentne spojeve.

Kristali su mu bijeli, što u vidljivom spektru znači apsorpciju nula.

Konfiguracija Valencije

Na slici iznad, u gornjem lijevom kutu izolirani SnC ₂ molekule je prikazana.

Molekularni Geometrija mora biti ravan, jer hibridizacija je središnji atom sp ² (3 sp ² orbitale i čista p orbitalnog da tvore kovalentne veze), a slobodni par elektrona zauzima volumen i gura prema dolje atome klora, dajući molekuli kutnu geometriju.

U plinskoj fazi ovaj spoj je izoliran, tako da ne komunicira s drugim molekulama.

Kao gubitak para elektrona u p _x orbitali, kositar se pretvara u ion Sn ²⁺ i njegova rezultirajuća elektronska konfiguracija je 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰, sa svim svojim p orbitalima na raspolaganju za prihvaćanje veza od druge vrste.

Cl ^- ioni koordiniraju s ionom Sn ²⁺ da bi nastao kositreni klorid. Konfiguracija elektrona kositra u ovoj soli je 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰, koji je u svojoj slobodnoj p _z orbitali mogao prihvatiti još jedan par elektrona .

Na primjer, može prihvatiti drugi ion Cl ^-, tvoreći sloj geometrije trokutaste ravnine (piramida s trokutastom bazom) i negativno nabijen ^-.

Reaktivnost

SnCl ₂ ima visoku reaktivnost i tendenciju da se ponaša poput Lewisove kiseline (akceptor elektrona) radi dovršavanja svog okteta valence.

Kao što prihvaća Cl ^- ion, isto se događa i s vodom koja "hidrira" atom kositra vezujući molekulu vode izravno na kalaj, a druga molekula vode tvori interakcije vodikove veze s prvom.

Rezultat toga je da SnC ₂ ne čisti, već koordinira s vodom u dehidrirani soli: SnC ₂ · 2H ₂ O.

SnC ₂ je dobro topljiv u vodi i u polarnim otapalima, jer je polarna spoj. Međutim, njegova topljivost u vodi, manja od mase mase, aktivira reakciju hidrolize (raspad molekule vode) da bi se dobila osnovna i netopljiva sol:

SnC ₂ (aq) + H ₂ O (l) <=> Sn (OH) Cl (s) + HCl (aq)

Dvostruka strelica označava da je uspostavljena ravnoteža, favorizirana s lijeve strane (prema reaktantima) ako se koncentracija HCl poveća. Iz tog razloga, u SnC ₂ rješenja koriste imaju kiselu pH, kako bi se izbjeglo taloženje soli produkta neželjene hidrolize.

Smanjenje aktivnosti

Reagira s kisikom u zraku da tvori kositar (IV) klorid ili staninski klorid:

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

U toj se reakciji oksid oksidira, formirajući vezu s elektronegativnim atomom kisika i povećava se njegov broj s atomima klora.

Općenito, elektronegativna atoma halogena (F, Cl, Br i I), stabiliziranje veze Sn (IV), a to spojevi činjenica objašnjava zašto SnC ₂ je redukcijsko sredstvo.

Kad se oksidira i izgubi sve svoje valencijske elektrone, ion Sn ⁴⁺ ostaje s konfiguracijom 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰, a par elektrona u orbitalu 5s najteže je "ugrabiti".

Kemijska 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.