Властивості, структура, застосування та ризики хлориду олова (SnCl2)

The хлорид олова (II) або хлорид олова, хімічної формули SnCl_2, являє собою білу кристалічну тверду сполуку, продукт реакції олова і концентрований розчин соляної кислоти: Sn (s) + 2HCl (конц) => SnCl \ t₂(aq) + H₂(g) Процес його синтезу (приготування) складається з додавання шматочків олов'яних стружок до реакції з кислотою.

Після додавання шматочків олова вона проходить дегідратацію і кристалізацію до отримання неорганічної солі. У цьому з'єднанні олово втратило два електрони з валентної оболонки, утворивши зв'язки з атомами хлору.

Це можна краще зрозуміти, якщо врахувати валентну конфігурацію олова (5s²5p_x²стор_і⁰стор_z⁰), з яких пара електронів, що займають орбіталь p_x дається протонам Н⁺, з метою утворення двоатомної молекули водню. Тобто це реакція окисно-відновного типу.

Індекс

• 1 Фізико-хімічні властивості
  • 1.1 Конфігурація Валенсії
  • 1.2 Реактивність
  • 1.3 Редукційна діяльність
• 2 Хімічна структура
• 3 Використання
• 4 Ризики
• 5 Посилання

Фізико-хімічні властивості

З'єднання SnCl₂ Чи є вони іонними або ковалентними? Фізичні властивості хлориду олова (II) виключають перший варіант. Точки плавлення і кипіння для цього з'єднання становлять 247 ° С і 623 ° С, що вказує на слабкі міжмолекулярні взаємодії, що є загальним фактом для ковалентних сполук.

Його кристали є білими, що призводить до нульового поглинання у видимому спектрі.

Конфігурація Валенсії

На зображенні вище у верхньому лівому куті проілюстрована ізольована молекула SnCl₂.

Молекулярна геометрія повинна бути плоскою, оскільки гібридизація центрального атома є sp² (3 орбітальні sp² і чистий p-орбіталь для утворення ковалентних зв'язків), але вільна пара електронів займає обсяг і штовхає атоми хлору вниз, надаючи молекулі кутову геометрію.

У газовій фазі ця сполука виділяється, тому вона не взаємодіє з іншими молекулами.

Як втрати пари електронів в орбітальній p_x, олово перетворюється в іон Sn²⁺ і його результуюча електронна конфігурація є 5s²5p_x⁰стор_і⁰стор_z⁰, з усіма його р-орбіталями доступні приймати посилання з інших видів.

Іони Cl^- координати з іоном Sn²⁺ дають початок хлориду олова. Електронна конфігурація олова в цій солі становить 5s²5p_x²стор_і²стор_z⁰, здатність приймати іншу пару електронів у вільній орбіталі p_z.

Наприклад, можна прийняти інший іон Cl^-, формування комплексу тригональної площинної геометрії (піраміда з трикутною основою) і негативно зарядженої [SnCl₃]^-.

Реактивність

SnCl₂ володіє високою реакційною здатністю і схильністю вести себе як кислота Льюїса (електронний рецептор) для завершення свого валентного октету.

Так само, як він приймає іон Cl^-, те ж саме відбувається і з водою, яка "гідратує" атом олова, зв'язуючи молекулу води безпосередньо з оловом, а друга молекула води утворює взаємодію водневих зв'язків з першим.

Результатом цього є те, що SnCl₂ вона не чиста, але координована з водою в її дигидратированной солі: SnCl₂· 2H₂O.

SnCl₂ Він дуже розчинний у воді і в полярних розчинниках, тому що він є полярним з'єднанням. Однак його розчинність у воді, менша, ніж її масова маса, активує реакцію гідролізу (розрив молекули води) для отримання основної і нерозчинної солі:

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

Подвійна стрілка вказує на те, що встановлено рівновагу, прихильна ліворуч (по відношенню до реагентів), якщо концентрації HCl зростають. Для цього використовують розчини SnCl₂ використовуються кислотні pH, щоб уникнути осадження небажаного сольового продукту гідролізу.

Редукційна діяльність

Реагує з киснем повітря, утворюючи хлорид олова (IV) або хлорид олова:

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

У цій реакції олово окислюється, утворюючи зв'язок з електронегативним атомом кисню і збільшує його кількість зв'язків з атомами хлору.

Загалом, електронегативні атоми галогенів (F, Cl, Br і I) стабілізують зв'язки сполук Sn (IV) і це пояснює, чому SnCl₂ це відновник.

Коли вона окислюється і втрачає всі свої валентні електрони, іон Sn⁴⁺ вона залишається з конфігурацією 5s⁰5p_x⁰стор_і⁰стор_z⁰, будучи парою електронів в орбітальній 5s, найбільш важко "вирвати".

Хімічна структура

SnCl₂ представлена ​​кристалічна структура орторомбічного типу, подібна рядам пилок, в яких кінчики зубів є хлоридами.

Кожен рядок є ланцюгом SnCl₃ формування моста Cl з іншим атомом Sn (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···), як видно на зображенні вище. Дві ланцюги, пов'язані слабкими взаємодіями типу Sn-Cl, складають один шар компонування, який накладається на інший шар, і так далі, поки не визначено кристалічне тверде речовина.

Пара вільних електронів 5s² викликає спотворення структури, оскільки займає обсяг (обсяг електронної хмари).

Sn може мати координаційне число, що дорівнює дев'яти, яке є таким же, як і дев'ять сусідів, малюючи тригональну призму, розташовану в центрі геометричної фігури і Cl у вершинах, крім іншого Cl, розташованого в кожному квадратних граней призми.

Це легше спостерігати, якщо розглядати ланцюг, де Sn (темно-сірі сфери) вказують вгору, а три Cl, пов'язані з нею, утворюють трикутний підлогу, а три верхні Cls утворюють трикутний дах..

Використання

В органічному синтезі його використовують як відновник для ароматичних нітросполук (Ar-NO₂ à Ar-NH₂). Оскільки його хімічна структура є ламінарною, вона знаходить застосування в світі каталізу органічних реакцій, крім того, що є потенційним кандидатом для каталітичного підтримки.

Його відновлююче властивість використовується для визначення присутності сполук золота, покриття окулярів срібними дзеркалами і дії антиоксиданту.

Також у своїй молекулярній геометрії тригональна піраміда (: SnX3^- М⁺) використовується як основа Льюїса для синтезу великої кількості сполук (наприклад, кластерний комплекс Pt)₃Sn₈Cl₂₀, де електрон-вільна пара координується з кислотою Льюїса).

Ризики

SnCl₂ Це може пошкодити лейкоцити. Він є корозійним, дратівним, канцерогенним і має високий негативний вплив на види, що населяють морські екосистеми.

Він може розкладатися при високих температурах, звільняючи шкідливий газ хлору. При контакті з сильно окислювальними агентами він викликає вибухові реакції.

Список літератури

1. Shiver & Atkins. (2008). Неорганічна хімія В Елементи групи 14 (четверте видання. стор. 329). Mc Graw Hill.
2. Хімічна книжка. (2017). Отримано 21 березня 2018 року з ChemicalBook: chemicalbook.com
3. PubChem. (2018). Хлорид олова. Отримано 21 березня 2018 р. З PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Вікіпедія. (2017). Хлорид олова (II). Отримано 21 березня 2018 року з Вікіпедії: en.wikipedia.org
5. Е. Г. Рохув, Е. В. (1975). Хімія германію: олово і свинець (перший ред.). p-82.83. Pergamom Press.
6.  F. Hulliger. (1976). Структурна хімія фаз типу шару. P-120,121. D. Reidel Publishing Company.