Kalay klorür (II) ya da kalay klorür, kimyasal formül SnCb _2, beyaz kristalli bir katı bileşik, kalay reaksiyon ürünü olan ve hidroklorik asit solüsyonu konsantre edildi: Sn (k) + 2HCI (konsantre) => SnCb ₂ (sulu) + H ₂ (g) eklenmiştir. Sentez (hazırlama) süreci, asitle reaksiyona girmeleri için dosyalanmış kalay parçalarının eklenmesinden oluşur.

Kalay parçalarını ekledikten sonra, inorganik tuz elde edilene kadar dehidrasyon ve kristalizasyon gerçekleştirilir. Bu bileşikte kalay, klor atomlarıyla bağlar oluşturmak için valans kabuğundan iki elektron kaybetmiştir.

Kalay valans konfigürasyonu olarak kabul edilir, bu daha iyi anlaşılabilir (5s ² 5p _x ² s _y ⁰ p _z ⁰ ) p işgal elektron çifti olan, _x yörünge H aktarılır ⁺ proton , böylece şekillendirme iki atomlu bir hidrojen molekülü. Yani, bu redoks tipi bir reaksiyondur.

Fiziksel ve kimyasal özellikler

SnCl ₂ bağları iyonik mi yoksa kovalent mi? Kalay (II) klorürün fiziksel özellikleri ilk seçeneği dışlar. Bu bileşik için erime ve kaynama noktaları 247 ° C ve 623 ° C'dir, bu, kovalent bileşikler için yaygın bir gerçek olan zayıf moleküller arası etkileşimlerin göstergesidir.

Kristalleri beyazdır ve görünür spektrumda sıfır absorpsiyona dönüşür.

Valencia konfigürasyonu

Yukarıdaki resimde, sol üst köşesinde, bir izole edilmiş SnCb ₂ molekülü gösterilmektedir .

Merkez atom hibridizasyon sp için moleküler geometri düz olmalıdır ² (3 sp ² orbitalleri ve kovalent bağlar oluşturmak üzere yörünge saf p), ancak elektron serbest çifti hacim kaplar ve aşağı klorin atomu iter moleküle açısal bir geometri vermek.

Gaz fazında bu bileşik izole edildiğinden diğer moleküller ile etkileşime girmez.

P _x yörüngesindeki elektron çiftinin kaybı olarak , kalay Sn ²⁺ iyonuna dönüştürülür ve sonuçta ortaya çıkan elektron konfigürasyonu 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ^{0 olur} ve tüm p orbitalleri aşağıdaki bağları kabul edebilir. diğer türler.

Cl ^- iyonları , kalay klorüre yol açmak için Sn2 ⁺ iyonu ile koordine olur . Bu tuzdaki kalayın elektron konfigürasyonu 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ^0'dır ve serbest p _z yörüngesinde başka bir çift elektron kabul edebilir _.

Örneğin, başka bir iyon Cı kabul ^- , (üçgen bir baz ile bir piramit) köşeli düzlem geometri kompleksi ve negatif yüklü oluşturulması ^- .

Reaktivite

SnCb ₂ kendi değerlik sayı grubunu tamamlamak için yüksek reaktiviteye ve Lewis asidi (elektron alıcı) gibi davranır için bir eğilim vardır.

Tıpkı bir Cl ^- iyonunu kabul ettiği gibi , su molekülünü doğrudan kalaya bağlayarak kalay atomunu "hidratlayan" suyla da aynı şey olur ve ikinci bir su molekülü ilkiyle hidrojen bağı etkileşimi oluşturur.

Bunun sonucu SnCb olmasıdır ₂ saf değil, ama dihidrat tuzu su ile koordine: SnCb ₂ · 2H ₂ O

SnCl ₂ , polar bir bileşik olduğu için suda ve polar çözücüler içinde çok çözünür. Bununla birlikte, kütlece ağırlığından daha az olan suda çözünürlüğü, bazik ve çözünmeyen bir tuz oluşturmak için bir hidroliz reaksiyonunu (bir su molekülünün parçalanması) aktive eder:

SnCb ₂ (sulu) + H ₂ O (I) <=> Sn (OH) CI (k) + HCI (sulu)

Çift ok, HCl konsantrasyonları artarsa ​​sola doğru (reaktanlara doğru) bir denge kurulduğunu gösterir. Bu nedenle, SnCb ₂ çözeltiler hidroliz istenmeyen tuzu, ürünün çökmesini önlemek üzere, bir asit pH değerine sahip kullanılır.

Azaltıcı aktivite

Havadaki oksijenle reaksiyona girerek kalay (IV) klorür veya stanik klorür oluşturur:

6 SnCb ₂ (sulu) + O ₂ (g) + 2H ₂ O (I) => 2SnCl ₄ (aq) + 4Sn (OH) CI (lar)

Bu reaksiyonda kalay oksitlenerek elektronegatif oksijen atomu ile bir bağ oluşturur ve klor atomları ile bağ sayısı artar.

Genel olarak, halojen elektronegatif atomu (F, Cl, Br ve I) (IV) 'ün bileşikleri, Sn bağları stabilize etmek ve SnCb neden olması açıklar ₂ bir indirgeme maddesidir.

Oksitlendiğinde ve tüm değerlik elektronlarını kaybettiğinde, Sn ⁴⁺ iyonu 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ konfigürasyonuyla kalır, 5s yörüngesindeki elektron çifti "yakalanması" en zor olanıdır.

Kimyasal yapı

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.