El clorur d'estany (II) o clorur estanyós, de fórmula química SnCl _2, és un compost sòlid blanc i cristal·lí, producte de la reacció de l'estany i una solució concentrada d'àcid clorhídric: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). El procés de la seva síntesi (preparació) consisteix en afegir trossos d'estany llimats perquè reaccionin amb l'àcid.

Després afegir els trossos d'estany es procedeix a realitzar una deshidratació i cristal·lització fins a obtenir la sal inorgànica. En aquest compost, l'estany ha perdut dos electrons de la seva capa de valència per formar enllaços amb els àtoms de clor.

Això pot comprendre millor si es considera la configuració de valència de l'estany (5s ² 5p _x ² p _i ⁰ p _z ⁰), de la qual el parell d'electrons ocupant l'orbital p _x és cedit als protons H ⁺, per així formar una molècula diatòmica d'hidrogen. És a dir, aquesta és una reacció de tipus redox.

Propietats físiques i químiques

¿Els enllaços de l'SnCl ₂ són de tipus iònic o covalent? Les propietats físiques de l'clorur d'estany (II) descarten la primera opció. Els punts de fusió i ebullició per aquest compost són 247 ºC i 623 ºC, indicatius d'interaccions intermoleculars febles, fet comú per a compostos covalents.

Els seus cristalls són de color blanc, el que es tradueix en una absorció nul·la en l'espectre visible.

Configuració de valència

A la imatge de dalt, a la cantonada superior esquerra, està il·lustrada una molècula aïllada de SnCl ₂.

La geometria molecular hauria de ser plana a causa de que la hibridació de l'àtom central és sp ² (3 orbitals sp ² i un orbital p pur per formar enllaços covalents), però el parell lliure d'electrons ocupa volum i empeny els àtoms de clor a baix, atorgant a la molècula una geometria angular.

En fase gasosa aquest compost es troba aïllat, de manera que no interacciona amb les altres molècules.

Com pèrdua de el parell d'electrons en l'orbital p _x, l'estany es transforma en el ió Sn ²⁺ i la seva configuració electrònica resultant és 5s ² 5p _x ⁰ p _i ⁰ p _z ⁰, amb tots els seus orbitals p disponibles per acceptar enllaços de altres espècies.

Els ions Cl ^- es coordinen amb l'ió Sn ²⁺ per donar origen a el clorur d'estany. La configuració electrònica de l'estany en aquesta sal és 5s ² 5p _x ² p _i ² p _z ⁰, sent capaç d'acceptar un altre parell d'electrons en el seu orbital lliure p _z.

Per exemple, pot acceptar un altre ió Cl ^-, formant el complex de geometria pla trigonal (una piràmide amb base triangular) i carregat negativament ^-.

reactivitat

El SnCl ₂ té reactivitat i tendència altes a comportar-se com àcid Lewis (receptor d'electrons) per completar la seva octet de valència.

Així com accepta un ió Cl ^-, el mateix passa amb l'aigua, que "hidrata" l'àtom d'estany a l'enllaçar-una molècula d'aigua directament a l'estany, i una segona molècula d'aigua forma interaccions per ponts d'hidrogen amb la primera.

El resultat d'això és que el SnCl ₂ no es troba pur, sinó coordinat amb l'aigua en la seva sal dihidratada: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

El SnCl ₂ és molt soluble en aigua i en solvents polars, a causa que és un compost polar. No obstant això, la seva solubilitat en aigua, menor al seu pes en massa, activa una reacció d'hidròlisi (ruptura d'una molècula d'aigua) per generar una sal bàsica i insoluble:

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

La doble fletxa indica que s'estableix un equilibri, afavorit cap a l'esquerra (cap als reactius) si les concentracions de HCl augmenten. Per això, les solucions de SnCl ₂ empleades tenen un pH àcid, per evitar la precipitació de la sal indesitjada producte de la hidròlisi.

activitat reductora

Reacciona amb l'oxigen de l'aire per formar clorur d'estany (IV) o clorur estáñico:

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

En aquesta reacció l'estany s'oxida formant enllaç amb l'àtom electronegatiu d'oxigen i augmenta el seu nombre d'enllaços amb els àtoms de clor.

En general, els àtoms electronegatius dels halògens (F, Cl, Br i I) estabilitzen els enllaços dels compostos de Sn (IV) i aquest fet explica per què el SnCl ₂ és un agent reductor.

Quan s'oxida i perd tots els seus electrons de valència, l'ió Sn ⁴⁺ queda amb una configuració 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _i ⁰ p _z ⁰, sent el parell d'electrons en l'orbital 5s els més difícils de ser "arrabassats".

estructura química

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.