Alvas hlorīds (SnCl2), īpašības, struktūra, pielietojumi un riski

The alvas hlorīds (II) vai alvas hlorīds ar ķīmisko formulu SnCl_2, ir balts kristālisks ciets savienojums, alvas un koncentrētas sālsskābes šķīduma reakcijas produkts: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl₂(aq) + H₂(g) Tās sintēzes process (sagatavošana) sastāv no alvas kārbu gabalu pievienošanas, lai reaģētu ar skābi.

Pēc alvas gabalu pievienošanas tā turpina veikt dehidratāciju un kristalizāciju, līdz iegūst neorganisko sāli. Šajā savienojumā alva ir zaudējusi divus elektronus no savas valences apvalka, lai veidotu saites ar hlora atomiem.

To var labāk saprast, ja ņem vērā alvas valences konfigurāciju (5s²5p_x²p_un⁰p_z⁰), no kuriem elektronu pāris, kas aizņem orbitālu p_x tiek dots protoniem H⁺, lai izveidotu ūdeņraža diatomisko molekulu. Tas ir, tas ir redoksveida reakcija.

Indekss

• 1 Fizikālās un ķīmiskās īpašības
  • 1.1. Valensijas konfigurācija
  • 1.2. Reaktivitāte
  • 1.3. Reduktīvā darbība
• 2 Ķīmiskā struktūra
• 3 Lietojumi
• 4 Riski
• 5 Atsauces

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

SnCl saites₂ Vai tie ir joniski vai kovalenti? Alvas (II) hlorīda fizikālās īpašības izslēdz pirmo iespēju. Šā savienojuma kušanas un viršanas temperatūra ir 247 ° C un 623 ° C, kas liecina par vāju starpmolekulāru mijiedarbību, parasto faktu par kovalentiem savienojumiem..

Tās kristāli ir balti, kas redzamajā spektrā nozīmē nulles absorbciju.

Valensijas konfigurācija

Iepriekš attēlā augšējā kreisajā stūrī ir attēlota izolēta SnCl molekula₂.

Molekulārajai ģeometrijai jābūt līdzenai, jo centrālā atoma hibridizācija ir sp² (3 orbitālās sp² un tīrs p orbitāls, lai izveidotu kovalentās saites), bet brīvais elektronu pāris aizņem tilpumu un nospiež hlora atomus uz leju, dodot molekulai leņķisku ģeometriju.

Gāzes fāzē šis savienojums ir izolēts, tāpēc tas mijiedarbojas ar citām molekulām.

Kā elektronu pāra zaudējums orbitālajā p_x, alva pārvēršas jonā Sn²⁺ un tā rezultātā izveidotā elektroniskā konfigurācija ir 5s²5p_x⁰p_un⁰p_z⁰, ir pieejamas visas tās orbitāli, lai pieņemtu saites no citām sugām.

Cl joni^- koordinēt ar Sn jonu²⁺ lai iegūtu alvas hlorīdu. Alvas elektroniskā konfigurācija šajā sāli ir 5s²5p_x²p_un²p_z⁰, spēja pieņemt citu elektronu pāri brīvajā orbitālajā p_z.

Piemēram, jūs varat pieņemt citu Cl jonu^-, veidojot trigonālās plaknes ģeometrijas kompleksu (piramīdu ar trīsstūrveida pamatni) un negatīvi uzlādētu [SnCl₃]^-.

Reaktivitāte

SnCl₂ ir augsta reaktivitāte un tendence rīkoties tāpat kā Lewis skābe (elektronu receptoru), lai pabeigtu valences oktetu.

Tāpat kā tā pieņem Cl jonu^-, tas pats notiek ar ūdeni, kas "hidratē" alvas atomu, savienojot ūdens molekulu tieši ar alvu, un otrā ūdens molekula veido ūdeņraža saiti mijiedarbībā ar pirmo..

Rezultāts ir tāds, ka SnCl₂ tas nav tīrs, bet saskaņots ar ūdeni tā dihidrātajā sālē: SnCl₂· 2H₂O.

SnCl₂ Tas ir ļoti labi šķīst ūdenī un polārajos šķīdinātājos, jo tas ir polārs savienojums. Tomēr tā šķīdība ūdenī, mazāka par masas svaru, aktivizē hidrolīzes reakciju (ūdens molekulas plīsumu), lai radītu bāzisku un nešķīstošu sāli:

SnCl₂(aq) + H₂O (l) <=> Sn (OH) Cl (s) + HCl (aq)

Dubultā bultiņa norāda, ka ir izveidojies līdzsvars, kas labvēlīgs kreisajam (pret reaģentu), ja HCl koncentrācija palielinās. Šim nolūkam SnCl risinājumi₂ izmantotās skābes pH, lai izvairītos no nevēlama hidrolīzes sāls produkta nokrišņu.

Reduktīvā darbība

Reaģē ar skābekli gaisā, veidojot alvas (IV) hlorīdu vai alvas hlorīdu:

6 SnCl₂(aq) + O₂(g) + 2H₂O (l) => 2SnCl₄(aq) + 4Sn (OH) Cl (s)

Šajā reakcijā alvas oksidējas, veidojot saiti ar elektronegatīvo skābekļa atomu un palielinot to skaitu ar hlora atomiem.

Kopumā halogēnu (F, Cl, Br un I) elektronegatīvie atomi stabilizē Sn (IV) savienojumu saites un šis fakts izskaidro, kāpēc SnCl₂ tas ir reducējošs līdzeklis.

Kad tas oksidējas un zaudē visus savas valences elektronus, Sn jonu⁴⁺ tas paliek ar 5 sekunžu konfigurāciju⁰5p_x⁰p_un⁰p_z⁰, ir elektronu pāris orbitālajā 5s, kas ir visgrūtākais, ko "izlaupīt".

Ķīmiskā struktūra

SnCl₂ ir ororombombiska kristāla struktūra, līdzīga zāģu rindām, kurās zobu galiņi ir hlorīdi..

Katra rinda ir SnCl ķēde₃ Cl tilta veidošana ar citu Sn atomu (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···), kā redzams iepriekš attēlā. Divas ķēdes, kas saistītas ar vāju Sn-Cl tipa mijiedarbību, veido vienu kārtas kārtu, kas ir pārklāta ar citu slāni, un tā tālāk, līdz tiek noteikta kristāliskā cietviela..

Brīvais elektronu pāris 5s² rada izkropļojumus struktūrā, jo tas aizņem apjomu (elektroniskā mākoņa apjoms).

Sn var būt koordinācijas numurs, kas ir vienāds ar deviņiem, kas ir tāds pats kā deviņiem kaimiņiem, zīmējot trigonālu prizmu ar šo, kas atrodas ģeometriskā attēla centrā un Cl virsotnēs, papildus citiem Cl, kas atrodas katrā prizmas kvadrātveida sejas.

To ir vieglāk novērot, ja tiek ņemta vērā ķēde, kur Sn (tumši pelēki sfēras) norāda uz augšu, un trīs ar to saistītie Cl veido trīsstūrveida grīdu, bet trīs augšējie Cl - trīsstūrveida jumts.

Lietojumi

Organiskās sintēzes gadījumā to izmanto kā reduktoru aromātiskiem nitro savienojumiem (Ar-NO₂ à Ar-NH₂). Tā kā tā ķīmiskā struktūra ir lamināra, tā pasaulē izmanto organisko reakciju katalīzi, turklāt tā ir potenciāla katalītiskā atbalsta kandidāte..

Tās reducējošo īpašību izmanto, lai noteiktu zelta savienojumu klātbūtni, pārklātu brilles ar sudraba spoguļiem un darbotos kā antioksidants.

Arī savā molekulārajā ģeometrijā trigonālā piramīda (: SnX3^- M⁺) tiek izmantots kā Lewis bāze daudzu savienojumu (piemēram, Pt klastera kompleksa) sintēzes \ t₃Sn₈Cl₂₀, kur elektronu brīvais pāris ir saskaņots ar Lewis skābi) \ t.

Riski

SnCl₂ Tas var sabojāt baltos asinsķermenīšus. Tas ir kodīgs, kairinošs, kancerogēns, un tam ir liela negatīva ietekme uz sugām, kas dzīvo jūras ekosistēmās.

Tā var sadalīties augstās temperatūrās, atbrīvojot kaitīgo hlora gāzi. Saskaroties ar ļoti oksidējošām vielām, tas izraisa sprādzienbīstamas reakcijas.

Atsauces

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija In Grupas 14 elementi (ceturtais izdevums, 329. lpp.). Mc Graw kalns.
2. ChemicalBook. (2017). Saturs iegūts 2018. gada 21. martā no ChemicalBook: chemicalbook.com
3. PubChem. (2018). Alvas hlorīds. Saturs iegūts 2018. gada 21. martā no PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Vikipēdija. (2017). Alvas (II) hlorīds. Saturs iegūts 2018. gada 21. martā no Wikipedia: en.wikipedia.org
5. E. G. Rochow, E. W. (1975). Germanijas ķīmija: alva un svins (pirmais red.). p-82,83. Pergamom Press.
6.  F. Hulliger. (1976). Slāņa tipa fāžu strukturālā ķīmija. P-120,121. D. Reidel Publishing Company.