Alavo chloridas (II) arba alavo chloridas, cheminė formulė SnCl _2, yra balti kristalinė kieta medžiaga Junginys, reakcijos produktas alavo ir koncentruotos vandenilio chlorido rūgšties tirpalas: Sn (-ai) + 2HCl (conc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). Jos sintezės (paruošimo) procesą sudaro sudėti alavo gabalėliai, kad jie reaguotų su rūgštimi.

Sudėjus alavo gabaliukus, dehidracija ir kristalinimas atliekamas tol, kol gaunama neorganinė druska. Šiame junginyje alavas prarado du elektronus iš savo valentinio apvalkalo, kad sudarytų ryšius su chloro atomais.

Tai gali būti geriau suprantama, jei atsižvelgiama į alavo valentinę konfigūraciją (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰ ), iš kurių elektronų pora, užimanti p _x orbitalę , perkeliama į H ⁺ protonus , tokiu būdu susidarant diatominė vandenilio molekulė. Tai yra, tai yra redokso tipo reakcija.

Fizinės ir cheminės savybės

Ar SnCl ₂ jungtys yra joninės ar kovalentinės? Pirmosios galimybės atmeta fizinės alavo (II) chlorido savybės. Šio junginio lydymosi ir virimo taškai yra 247ºC ir 623ºC, tai rodo silpną tarpmolekulinę sąveiką, dažną faktą kovalentiniams junginiams.

Jos kristalai yra balti, o tai reiškia, kad matomame spektre absorbcija nėra lygi.

Valensijos konfigūracija

Aukščiau pateiktame vaizde, viršutiniame kairiajame kampe, izoliuota SnCl ₂ molekulė yra pavaizduota .

Molekulinė geometrija turėtų būti lygi, nes centrinio atomo hibridizacija yra sp ² (3 sp ² orbitalės ir gryna p orbitalė, kad sudarytų kovalentinius ryšius), tačiau laisvoji elektronų pora užima tūrį ir stumia chloro atomus žemyn, suteikiant molekulei kampinę geometriją.

Dujų fazėje šis junginys yra izoliuojamas, todėl jis nesąveikauja su kitomis molekulėmis.

Praradus elektronų porą p _x orbitalėje , alavas virsta Sn ²⁺ jonu, o jo gaunama elektronų konfigūracija yra 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ , o visos jo p orbitalės yra prieinamos tam, kad būtų galima priimti kitos rūšys.

Cl ^- jonai koordinuoja su Sn ²⁺ jonu, kad susidarytų alavo chloridas. Alavo elektronų konfigūracija šioje druskoje yra 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ , galinti priimti dar vieną elektronų porą laisvojoje p _z orbitalėje _.

Pavyzdžiui, ji gali priimti kitą joną Cl ^- , sudarantis kompleksas trigonalinio geometrija plokščių (piramidės, turinčią trikampio formos bazę) ir neigiamą krūvį ^- .

Reaktyvumas

„SnCl _2“ turi aukštą reaktyvumą ir yra linkęs elgtis kaip Lewiso rūgštis (elektronų akceptorius), kad užbaigtų savo valentinį oktetą.

Lygiai taip pat, kaip jis priima Cl ^- joną , tas pats nutinka ir su vandeniu, kuris „hidratuoja“ alavo atomą, jungdamas vandens molekulę tiesiai prie alavo, o antroji vandens molekulė sudaro vandenilio ryšių sąveiką su pirmuoju.

To rezultatas yra tai, kad SnCl _{2 yra} ne grynas, bet derinama su vandeniu savo dihidratuotos druskos: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ labai gerai tirpsta vandenyje ir poliniuose tirpikliuose, nes tai yra polinis junginys. Tačiau jo tirpumas vandenyje, mažesnis nei jo masė, suaktyvina hidrolizės reakciją (vandens molekulės skilimą), kad susidarytų šarminė ir netirpi druska:

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

Dviguba rodyklė rodo, kad yra pusiausvyra, palanki kairėn (link reagentų), jei HCl koncentracija padidėja. Dėl šios priežasties naudojami SnCl ₂ tirpalai turi rūgštinį pH, kad būtų išvengta nepageidaujamo druskos hidrolizės produkto nusėdimo.

Sumažinti aktyvumą

Reaguoja su deguonimi ore, sudarydamas alavo (IV) chloridą arba statinio chloridą:

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

Šioje reakcijoje alavas oksiduojasi, sudarydamas jungtį su elektroneigiamu deguonies atomu, padidėja jo jungčių su chloro atomais skaičius.

Apskritai, elektriškai neigiamą atomai nėra halogenų (F, Cl, Br ir I) stabilizuoti Sn obligacijas (IV) junginiai ir šis faktas paaiškina, kodėl SnCl ₂ yra redukuojantis agentas.

Kai jis oksiduojasi ir praranda visus savo valentinius elektronus, Sn ⁴⁺ jonui paliekama 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ konfigūracija , o elektronų pora 5s orbitalėje yra sunkiausia „pagrobti“.

Cheminė struktūra

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.