Tin chloride (II) vai alvas hlorīda, ķīmiskā formula SnCl _2, ir balts kristālisks solid savienojums, reakcijas produkts no alvas un koncentrētas sālsskābes šķīdumu: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Tās sintēzes (sagatavošanas) process sastāv no pievienotu alvas gabalu pievienošanas, lai tie reaģētu ar skābi.

Pēc alvas gabalu pievienošanas dehidrēšanu un kristalizāciju veic, līdz iegūst neorganisko sāli. Šajā savienojumā alva ir zaudējusi divus elektronus no sava valences apvalka, veidojot saites ar hlora atomiem.

To var labāk saprast, ja ņem vērā alvas valences konfigurāciju (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), no kuriem elektronu pāri, kas aizņem p _x orbitāli, tiek pārnesti uz H ⁺ protoniem , tādējādi veidojot diatomīta ūdeņraža molekula. Tas ir, šī ir redoksa tipa reakcija.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Vai SnCl ₂ saites ir jonu vai kovalentas? Pirmais variants ir alvas (II) hlorīda fizikālās īpašības. Šī savienojuma kušanas un viršanas temperatūra ir 247ºC un 623ºC, kas norāda uz vāju starpmolekulāru mijiedarbību, kovalentu savienojumu izplatīts fakts.

Tās kristāli ir balti, kas redzamā spektrā pārvēršas par nulles absorbciju.

Valensijas konfigurācija

Izolèts SnCl ₂ molekula ir parādīts attēlā iepriekš, kas atrodas augšējā kreisajā stūrī .

Molekulārajai ģeometrijai jābūt plakanai, jo centrālā atoma hibridizācija ir sp ² (3 sp ² orbitāles un viena tīra p orbitāla, lai veidotu kovalentās saites), bet brīvais elektronu pāris uzņem tilpumu un nospiež hlora atomus, piešķirot molekulai leņķisko ģeometriju.

Gāzes fāzē šis savienojums ir izolēts, tāpēc tas nav mijiedarbojas ar citām molekulām.

Zaudējot elektronu pāri p _x orbitālē , alva tiek pārveidota par Sn ²⁺ jonu, un tā rezultātā iegūtā elektronu konfigurācija ir 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ ar visām tā p orbitālēm, kas ir pieejamas, lai pieņemtu citas sugas.

Cl ^- joni koordinējas ar Sn ²⁺ jonu, veidojot alvas hlorīdu. Alvas elektronu konfigurācija šajā sālī ir 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , tā brīvajā p _z orbitālē spējot pieņemt vēl vienu elektronu pāri _.

Piemēram, tas var pieņemt citu jonu Cl ^- , veidojot trigonālās plaknes ģeometrijas kompleksu (piramīdu ar trīsstūrveida pamatni) un negatīvi uzlādēts ^- .

Reaģētspēja

SnCl ₂ ir augsta reaģētspēja un tieksme izturēties kā Lūisa skābe (elektronu akceptors), lai pabeigtu savu valences oktetu.

Tāpat kā tas pieņem Cl ^- jonu , tas pats notiek ar ūdeni, kas "hidratē" alvas atomu, saistot ūdens molekulu tieši ar alvu, un otra ūdens molekula veido ūdeņraža saites mijiedarbību ar pirmo.

Tā rezultātā ir tāds, ka SnCl _{2 ir} ne tīrs, bet saskaņota ar ūdeni tā dihidrāta sāls: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ labi šķīst ūdenī un polārajos šķīdinātājos, jo tas ir polārs savienojums. Tomēr tā šķīdība ūdenī, kas ir mazāka par masas masu, aktivizē hidrolīzes reakciju (ūdens molekulas sadalīšana), veidojot bāzisku un nešķīstošu sāli:

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

Divkāršā bultiņa norāda, ka ir izveidojies līdzsvars, kas ir labvēlīgs pa kreisi (pret reaģentiem), ja palielinās HCl koncentrācija. Šī iemesla dēļ izmantotajiem SnCl ₂ šķīdumiem ir skābs pH, lai izvairītos no nevēlama hidrolīzes sāls produkta izgulsnēšanās.

Darbības samazināšana

Reaģē ar skābekli gaisā, veidojot alvas (IV) hlorīdu vai stannic hlorīdu:

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

Šajā reakcijā alva tiek oksidēta, veidojot saiti ar elektronegatīvo skābekļa atomu, un palielinās tā saišu skaits ar hlora atomiem.

Kopumā electronegative atomi halogēna atomiem (F, Cl, Br un I) stabilizētu obligācijas Sn (IV) savienojumus un šis fakts ir paskaidrots, kāpēc SnCl ₂ ir reducētājs.

Kad tas oksidējas un zaudē visus valences elektronus, Sn ⁴⁺ jons tiek atstāts ar 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ konfigurāciju , un visgrūtāk ir "satvert" elektronu pāri 5s orbitālē.

Ķīmiskā struktūra

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.