Хлорид олова (II) або хлорид олова, хімічна формула SnCl _2, являє собою біла кристалічна тверде з'єднання, продукт реакції олова і концентрують розчин кислоти хлористоводневої: Sn (тв) + 2HCl (конц) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Процес його синтезу (приготування) складається з додавання шматочків олова, поданих так, щоб вони вступали в реакцію з кислотою.

Після додавання шматочків олова проводять зневоднення та кристалізацію до отримання неорганічної солі. У цій сполуці олово втратило два електрони зі своєї валентної оболонки, утворюючи зв’язки з атомами хлору.

Це можна краще зрозуміти, якщо розглядати валентну конфігурацію олова (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), з яких пара електронів, що займають орбіталь p _x , переноситься на протони H ⁺ , утворюючи таким чином. діатомічна молекула водню. Тобто це реакція окислювально-відновного типу.

Фізичні та хімічні властивості

Чи є зв’язки SnCl ₂ іонними чи ковалентними? Фізичні властивості хлориду олова (II) виключають перший варіант. Температури плавлення та кипіння для цієї сполуки становлять 247ºC та 623ºC, що свідчить про слабку міжмолекулярну взаємодію, що є загальним фактом для ковалентних сполук.

Його кристали білі, що перетворюється на нульове поглинання у видимому спектрі.

Конфігурація Валенсії

На зображенні вище, у верхньому лівому куті, зображена ізольована молекула SnCl ₂ .

Молекулярна геометрія повинна бути плоскою, оскільки гібридизація центрального атома є sp ² (3 sp ² орбіталі і чистий p орбітал для утворення ковалентних зв'язків), але вільна пара електронів займає об'єм і штовхає атоми хлору вниз, надання молекулі кутової геометрії.

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

Як втрата пари електронів на орбіталі p _x , олово перетворюється на іон Sn ²⁺ і його результуюча електронна конфігурація дорівнює 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , при цьому всі його p орбіталі можуть приймати зв'язки інші види.

Cl ^- іони координують з іоном Sn ^2+, щоб створити хлорид олова. Конфігурація електронів олова в цій солі дорівнює 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , маючи можливість прийняти іншу пару електронів у своїй вільній p _z орбіталі _.

Наприклад, він може прийняти інший іон Cl ^- , утворюючи комплекс трикутної геометрії площини (піраміда з трикутною основою) і негативно заряджений ^- .

Реактивність

SnCl ₂ має високу реакційну здатність і схильність вести себе як кислота Льюїса (акцептор електронів) для завершення свого валентного октету.

Так само, як він приймає іон Cl ^{- те} , що відбувається з водою, яка "зволожує" атом олова, зв'язуючи молекулу води безпосередньо з оловом, а друга молекула води утворює взаємодію водневих зв'язків з першою.

Результатом цього є те, що SnCl ₂ не _є чистим, а узгодженим з водою у його двогідратованій солі: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ дуже розчинний у воді та в полярних розчинниках, оскільки є полярною сполукою. Однак його розчинність у воді, менша за вагою по масі, активує реакцію гідролізу (розпад молекули води) для утворення основної та нерозчинної солі:

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

Подвійна стрілка вказує на встановлення рівноваги, яка надається перевагу ліворуч (у напрямку до реагентів), якщо концентрація HCl зростає. З цієї причини використовувані розчини SnCl ₂ мають кислотний рН, щоб уникнути осадження небажаного сольового продукту гідролізу.

Зниження активності

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

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

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

Загалом електронегативні атоми галогенів (F, Cl, Br та I) стабілізують зв’язки сполук Sn (IV), і цей факт пояснює, чому SnCl ₂ є відновлювачем.

Коли він окислюється і втрачає всі свої валентні електрони, іон Sn ⁴⁺ залишається з конфігурацією 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , причому пару електронів в орбіталі 5s найскладніше "вирвати".

Хімічна структура

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.