Калај хлорид (ИИ) или калај хлорид, хемијска формула СнЦлз _{2, је} бела кристална супстанца једињење, производ реакције лима и концентроване хлороводоничне киселине раствор: Сн (с) + 2ХЦл (цонц) => СнЦлз ₂ (ак) + Х ₂ (г). Поступак његове синтезе (припрема) састоји се од додавања комадића кала поднесених тако да реагују са киселином.

Након додавања комада кала изводи се дехидратација и кристализација све док се не добије анорганска со. У овом једињењу, кала је изгубила два електрона из своје валентне љуске да би формирала везе са атомима хлора.

То се може боље разумети ако се размотри валентна конфигурација коситра (5с ² 5п _к ² п _и ⁰ п _з ⁰ ), од којих се пар електрона који заузимају п _к орбиталу преноси на Х ⁺ протоне , формирајући тако. дијатомска молекула водоника. Односно, ово је редокс-реакција.

Физичка и хемијска својства

Да ли су СнЦл ₂ ионске или ковалентне? Физичка својства коситра (ИИ) хлорида искључују прву могућност. Тачке топљења и врелишта овог једињења су 247 ° Ц и 623 ° Ц, што указује на слабе интермолекуларне интеракције, што је уобичајена чињеница за ковалентна једињења.

Њени кристали су бели, што у видљивом спектру претвара у нулту апсорпцију.

Конфигурација Валенције

На слици изнад, у горњем левом углу, изоловани СнЦлз ₂ молекула илустрован .

Молекуларни Геометрија треба да буде равна јер хибридизације централног атома је сп ² (3 сп ² орбитале и чисто п орбитала формирају ковалентне везе), али слободан пар електрона заузима запремину и гура атоме хлора доле, дајући молекулу угаону геометрију.

У гасној фази ово једињење је изоловано, тако да не ступа у интеракцију са другим молекулима.

Како је губитак пара електрона у п _к орбитали , коситар се трансформише у јон Сн ²⁺ и његова резултирајућа електронска конфигурација је 5с ² 5п _к ⁰ п _и ⁰ п _з ⁰ , са свим његовим п орбиталима на располагању за прихватање веза од друге врсте.

Цл ^- јони се координишу са јоном Сн ²⁺ да би се створио коситрени хлорид. Конфигурација електрона калаја у овој соли је 5с ² 5п _к ² п _и ² п _з ⁰ , а може да прихвати још један пар електрона у својој слободној п _з орбитали _.

На пример, може да прихвати још један јон Цл ^- , формира комплекс тригоналне равни геометрије (пирамида са троугластом основом) и негативно набијен ^- .

Реактивност

СнЦл ₂ има високу реактивност и тенденцију да се понаша попут Левисове киселине (акцептор електрона) да испуни свој октет валенције.

Баш као што прихвата Цл ^- јон , исто се догађа и са водом која „хидрира“ атом коситра везујући молекул воде директно на калај, а други молекул воде формира интеракције водоничне везе са првим.

Резултат тога је да СнЦлз _{2 је} нечист, али координиран са водом у његовој дихидратед соли: СнЦлз ₂ · 2Х ₂ О.

СнЦлз ₂ је веома растворљив у води и у поларним растварачима, јер је поларна једињења. Међутим, његова растворљивост у води, мања од масе масе, активира реакцију хидролизе (распад молекула воде) да би се добила основна и нерастворљива со:

СнЦлз ₂ (ак) + Х ₂ О (л) <=> Сн (ОХ) Цл (с) + ХЦл (ак)

Двострука стрелица означава да је успостављена равнотежа, фаворизована улево (према реактантима) ако се концентрације ХЦл повећају. Из тог разлога, СнЦУ ₂ раствори користи имају киселу пХ, да се избегне таложење нежељених соли производа хидролизе.

Смањење активности

Реагира са кисеоником у ваздуху да формира калај (ИВ) хлорид или станински хлорид:

6 СнЦлз ₂ (ак) + О ₂ (г) + 2Х ₂ О (л) => 2СнЦл ₄ (ак) + 4Сн (ОХ) Цл (с)

У овој реакцији, кала се оксидује, формирајући везу са електронегативним атомом кисеоника и број његових веза са атомима хлора расте.

Генерално, електронегативним атоми халогена (Ф, Цл, Бр и И) стабилизују обвезнице Сн (ИВ) једињења и ова чињеница објашњава зашто СнЦлз ₂ је редукционо средство.

Кад се оксидира и изгуби све валентне електроне, ион Сн ⁴⁺ остаје са конфигурацијом 5с ⁰ 5п _к ⁰ п _и ⁰ п _з ⁰ , а пар електрона у орбити 5с је најтеже „уграбити“.

Хемијска 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.