A ón-klorid (II) vagy ón-klorid, kémiai képlet SnCl _2, egy fehér, kristályos szilárd anyag, reakciótermék ón és tömény sósav-oldatot: Sn (s) + 2 HCI (konc) => SnCI ₂ (aq) + H ₂ (g). A szintézisének (előállításának) folyamata abból áll, hogy hozzáadott óndarabokat adnak hozzá, hogy reagáljanak a savval.

Az óndarabok hozzáadása után a dehidrálást és a kristályosítást addig folytatjuk, amíg a szervetlen sót el nem kapjuk. Ebben a vegyületben az ón két elektronot elveszített a vegyértékhéjáról, hogy kötéseket képezzen a klóratomokkal.

Ez jobban megérthető, ha figyelembe vesszük az ón vegyértékkonfigurációját (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰), amelyekből a p _x orbitált elfoglaló elektronpár átkerül a H ⁺ protonokba, így diatóm hidrogén molekula. Vagyis ez egy redox típusú reakció.

Fizikai és kémiai tulajdonságok

Az SnCl ₂ kötés ionos vagy kovalens? Az ón (II) -klorid fizikai tulajdonságai kizárják az első lehetőséget. Ennek a vegyületnek az olvadási és forráspontja 247 ° C és 623 ° C, ami a gyenge intermolekuláris kölcsönhatásokra utal, ez a kovalens vegyületek általános tényezője.

Kristályai fehérek, ami a látható spektrumban nulla abszorpciót eredményez.

Valencia konfiguráció

A fenti képen, a bal felső sarokban, egy izolált SnCI ₂ -molekula mutatja.

A molekuláris geometriának síknak kell lennie, mivel a központi atom hibridizációja sp ² (3 sp ² orbitál és tiszta p orbitális, hogy kovalens kötéseket képezzen), de a szabad elektronpár elfoglalja a térfogatot és lenyomja a klór atomokat, így a molekula szöggeometria.

A gázfázisban ezt a vegyületet izolálják, tehát nem lép kölcsönhatásba más molekulákkal.

Az elektronpáros veszteség miatt a p _x orbitálban az ón Sn ²⁺ ionré alakul át, és ennek eredményeként létrejövő elektronkonfigurációja 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰, az összes p-pályájával elérhető az más fajok.

A Cl ^- ionok koordinálja a Sn ²⁺ iont, hogy emelkedik-ón-kloridot. Az elektron konfiguráció az ón ez a só 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰, hogy képes elfogadni egy másik pár elektronok szabad o _z orbitális .

Például képes elfogadni egy másik Cl ^- ionot, képezve a trigonális sík geometria komplexét (egy háromszög alapú piramis) és negatív töltéssel ^-.

Reakcióképesség

Az SnCl ₂ magas reakcióképességű és hajlamos úgy viselkedni, mint a Lewis sav (elektronakceptor), hogy kitöltse valencia oktetét.

Csakúgy, mint a Cl ^- ion elfogadása, ugyanez történik a vízzel, amely "hidratálja" az ónatomot azáltal, hogy egy vízmolekulát közvetlenül az ónhoz köti, és egy második vízmolekula hidrogénkötés kölcsönhatásokat hoz létre az elsővel.

Az eredmény az, hogy SnCI _{2 jelentése} nem tiszta, de összehangolt vízzel annak dihidratált só: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

Az SnCl ₂ vízben és poláris oldószerekben nagyon jól oldódik, mivel egy poláris vegyület. Vízben való oldhatósága azonban a tömegszázaléknál kisebb mértékben aktiválja a hidrolízis reakciót (egy vízmolekula lebontása) egy bázikus és oldhatatlan só előállításához:

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

A kettős nyíl jelzi az egyensúly kialakulását, balra előnyben részesítve (a reagensek felé), ha a HCl-koncentráció növekszik. Emiatt, a SnCI ₂ oldatok felhasználása, amely savas pH, hogy elkerüljék a csapadék a kívánt só termék a hidrolízis.

Csökkentő tevékenység

A levegőben lévő oxigénnel reagál, ón (IV) -kloridot vagy ón-kloridot képezve:

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

Ebben a reakcióban az ón oxidálódik, és kötést képez az elektronegatív oxigénatommal, és megnövekszik a klóratomokkal való kötések száma.

Általában a elektronegatív atomok halogének (F, Cl, Br és I) stabilizálja a kötvények Sn (IV) vegyületek, és ez a tény magyarázza, hogy miért SnCI ₂ egy redukálószer.

Amikor oxidálódik, és elveszíti összes vegyérték-elektronát, az Sn ⁴⁺ -ion 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ konfigurációjú marad, az 5s-es keringő elektronpárt a legnehezebb "elrabolni".

Kémiai szerkezet

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.