Các thiếc clorua (II) hoặc clorua thiếc, công thức hóa học SnCl _2, là một hợp chất rắn kết tinh màu trắng, sản phẩm phản ứng thiếc và tập trung dung dịch axit hydrochloric: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Quá trình tổng hợp (chuẩn bị) của nó bao gồm việc thêm các mảnh thiếc để chúng phản ứng với axit.

Sau khi thêm các mảnh thiếc, quá trình khử nước và kết tinh được thực hiện cho đến khi thu được muối vô cơ. Trong hợp chất này, thiếc đã mất hai điện tử từ lớp vỏ hóa trị của nó để tạo liên kết với các nguyên tử clo.

Điều này có thể hiểu rõ hơn nếu xem xét cấu hình hóa trị của thiếc (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), trong đó cặp electron chiếm obitan p _x được chuyển sang proton H ⁺ , do đó hình thành một phân tử diatomic của hydro. Đó là, đây là một phản ứng kiểu oxi hóa khử.

Các tính chất vật lý và hóa học

Liên kết SnCl _{2 là} liên kết ion hay cộng hóa trị? Tính chất vật lý của thiếc (II) clorua loại trừ phương án đầu tiên. Điểm nóng chảy và sôi của hợp chất này là 247 ° C và 623 ° C, cho thấy tương tác giữa các phân tử yếu, một thực tế phổ biến đối với các hợp chất cộng hóa trị.

Các tinh thể của nó có màu trắng, biến thành không hấp thụ trong quang phổ khả kiến.

Cấu hình Valencia

Trong hình trên, ở góc trên bên trái, một phân tử SnCl ₂ cô lập được minh họa .

Dạng hình học phân tử phải phẳng vì nguyên tử trung tâm lai hóa là sp ² (3 obitan sp ² và một obitan p nguyên chất để tạo liên kết cộng hóa trị), nhưng cặp electron tự do chiếm thể tích và đẩy nguyên tử clo xuống, tạo cho phân tử một dạng hình học góc.

Trong pha khí, hợp chất này bị cô lập nên không tương tác với các phân tử khác.

Khi mất đi cặp electron trong obitan p _x , thiếc được chuyển thành ion Sn ²⁺ và cấu hình electron thu được của nó là 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , với tất cả các obitan p của nó đều có sẵn để chấp nhận liên kết các loài khác.

Các ion Cl ^- phối hợp với ion Sn ²⁺ để tạo ra thiếc clorua. Cấu hình electron của thiếc trong muối này là 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , có thể nhận một cặp electron khác trong obitan p _z tự do của nó _.

Ví dụ, nó có thể chấp nhận một ion khác Cl ^- , tạo thành phức của hình học phẳng tam giác (hình chóp có đáy là tam giác) và tích điện âm ^- .

Phản ứng

SnCl ₂ có khả năng phản ứng cao và có xu hướng hoạt động giống như axit Lewis (chất nhận điện tử) để hoàn thành octet hóa trị của nó.

Cũng giống như nó chấp nhận ion Cl ^- , điều tương tự cũng xảy ra với nước, nước "hydrat hóa" nguyên tử thiếc bằng cách liên kết trực tiếp phân tử nước với thiếc, và phân tử nước thứ hai hình thành tương tác liên kết hydro với phân tử nước thứ nhất.

Kết quả của điều này là SnCl ₂ không phải _là tinh khiết, nhưng phối hợp với nước thành muối khử nước của nó: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ rất dễ tan trong nước và trong dung môi phân cực, vì nó là một hợp chất phân cực. Tuy nhiên, khả năng hòa tan của nó trong nước, nhỏ hơn khối lượng của nó, kích hoạt phản ứng thủy phân (phân hủy phân tử nước) để tạo ra muối cơ bản và không hòa tan:

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

Mũi tên kép chỉ ra rằng trạng thái cân bằng được thiết lập, nghiêng về bên trái (về phía chất phản ứng) nếu nồng độ HCl tăng. Vì lý do này, các dung dịch SnCl ₂ được sử dụng có pH axit, để tránh sự kết tủa của sản phẩm muối không mong muốn của quá trình thủy phân.

Giảm hoạt động

Phản ứng với oxy trong không khí để tạo thành thiếc (IV) clorua hoặc clorua stannic:

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

Trong phản ứng này, thiếc bị oxi hóa, tạo liên kết với nguyên tử oxi có độ âm điện và số liên kết của nó với nguyên tử clo tăng lên.

Nói chung, các nguyên tử có độ âm điện của halogen (F, Cl, Br và I) ổn định liên kết của các hợp chất Sn (IV) và thực tế này giải thích tại sao SnCl ₂ là một chất khử.

Khi nó bị oxi hóa và mất hết các electron hóa trị, ion Sn ⁴⁺ còn lại với cấu hình 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , cặp electron trong obitan 5s là cặp electron khó bị "giật" nhất.

Cấu tạo hóa học

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.