Propriedades, Estrutura, Usos e Riscos do Cloreto de Estanho (SnCl2)

O cloreto de estanho (II) ou cloreto estanoso de fórmula química SnCl_2, é um composto sólido cristalino branco, produto da reação de estanho e uma solução concentrada de ácido clorídrico: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl₂(aq) + H₂g) O processo de sua síntese (preparação) consiste em adicionar pedaços de limalha para que reajam com o ácido.

Depois de adicionar os pedaços de estanho, ele continua a desidratar e cristalizar até que o sal inorgânico seja obtido. Neste composto, o estanho perdeu dois elétrons de sua camada de valência para formar ligações com átomos de cloro.

Isto pode ser melhor compreendido considerando a configuração de valência do estanho (5s²5p_x²p_e⁰p_z⁰), a partir do qual o par de elétrons ocupando o orbital p_x é dado aos protões H⁺, a fim de formar uma molécula diatômica de hidrogênio. Isto é, esta é uma reação do tipo redox.

Índice

• 1 Propriedades físicas e químicas
  • 1.1 Configuração de valência
  • 1.2 Reatividade
  • 1.3 Atividade redutiva
• 2 estrutura química
• 3 usos
• 4 Riscos
• 5 referências

Propriedades físicas e químicas

Os links SnCl₂ Eles são iônicos ou covalentes? As propriedades físicas do cloreto de estanho (II) excluem a primeira opção. Os pontos de fusão e ebulição para este composto são de 247 ° C e 623 ° C, indicativos de interações intermoleculares fracas, fato comum para compostos covalentes.

Seus cristais são brancos, o que se traduz em absorção zero no espectro visível.

Configuração Valência

Na imagem acima, no canto superior esquerdo, uma molécula isolada de SnCl é ilustrada₂.

A geometria molecular deve ser plana porque a hibridação do átomo central é sp² (3 orbitais sp² e um orbital p puro para formar ligações covalentes), mas o par de elétrons livres ocupa o volume e empurra os átomos de cloro para baixo, dando à molécula uma geometria angular.

Na fase gasosa este composto é isolado, por isso não interage com as outras moléculas.

Como uma perda do par de elétrons no orbital p_x, o estanho é transformado no íon Sn²⁺ e sua configuração eletrônica resultante é de 5s²5p_x⁰p_e⁰p_z⁰, com todos os seus orbitais disponíveis para aceitar links de outras espécies.

Íons Cl^- eles coordenam com o íon Sn²⁺ para dar origem a cloreto de estanho. A configuração eletrônica do estanho neste sal é 5s²5p_x²p_e²p_z⁰, sendo capaz de aceitar outro par de elétrons em seu orbital livre_z.

Por exemplo, você pode aceitar outro íon Cl^-, formando o complexo de geometria do plano trigonal (uma pirâmide com base triangular) e carregado negativamente [SnCl₃]^-.

Reatividade

O SnCl₂ tem alta reatividade e tendência a se comportar como o ácido de Lewis (receptor de elétrons) para completar seu octeto de valência.

Assim como aceita um íon Cl^-o mesmo acontece com a água, que "hidrata" o átomo de estanho, ligando uma molécula de água diretamente a estanho, e uma segunda molécula de água forma interações hidrogênio-hidrogênio com a primeira.

O resultado disso é que o SnCl₂ não é puro, mas coordenado com a água em seu sal di-hidratado: SnCl₂· 2H₂O.

O SnCl₂ É muito solúvel em água e em solventes polares, porque é um composto polar. No entanto, a sua solubilidade em água, inferior ao seu peso em massa, ativa uma reação de hidrólise (ruptura de uma molécula de água) para gerar um sal básico e insolúvel:

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

A seta dupla indica que um equilíbrio é estabelecido, favorecido para a esquerda (em direção aos reagentes) se as concentrações de HCl aumentarem. Por causa disso, as soluções SnCl₂ empregues têm um pH ácido, para evitar a precipitação do produto salgado indesejado da hidrólise.

Atividade redutiva

Reage com o oxigênio do ar para formar cloreto de estanho (IV) ou cloreto estânico:

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

Nesta reação, o estanho oxida formando uma ligação com o átomo de oxigênio eletronegativo e aumenta seu número de ligações com os átomos de cloro.

Em geral, os átomos eletronegativos dos halogênios (F, Cl, Br e I) estabilizam as ligações dos compostos Sn (IV) e esse fato explica por que o SnCl₂ é um agente redutor.

Quando se oxida e perde todos os seus elétrons de valência, o íon Sn⁴⁺ fica com uma configuração 5s⁰5p_x⁰p_e⁰p_z⁰sendo o par de elétrons no orbital 5s o mais difícil de ser "roubado".

Estrutura química

O SnCl₂ Apresenta uma estrutura cristalina do tipo ortorrômbico, similar às fileiras de serras, nas quais as pontas dos dentes são cloretos.

Cada linha é uma cadeia de SnCl₃ formando uma ponte Cl com outro átomo de Sn (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···), como pode ser visto na imagem acima. Duas cadeias, ligadas por interações fracas do tipo Sn-Cl, constituem uma camada de disposição, que é sobreposta em outra camada, e assim por diante, até que o sólido cristalino seja definido.

O par de elétrons livres 5s² causa distorção na estrutura porque ocupa volume (o volume da nuvem eletrônica).

O Sn pode ter um número de coordenação igual a nove, que é igual a ter nove vizinhos, desenhando um prisma trigonal com este localizado no centro da figura geométrica e o Cl nos vértices, além de outros Cl localizados em cada das faces quadradas do prisma.

Isto é mais fácil de observar se considerarmos uma cadeia onde o Sn (esferas cinzas escuras) apontam para cima, e os três Cl ligados a ela formam o piso triangular, enquanto os três Cls superiores formam o telhado triangular.

Usos

Em síntese orgânica é utilizado como agente redutor para compostos nitro aromáticos (Ar-NO₂ à Ar-NH₂). Como sua estrutura química é laminar, encontra uso no mundo da catálise de reações orgânicas, além de ser um potencial candidato a suporte catalítico.

Sua propriedade redutora é usada para determinar a presença de compostos de ouro, revestir o vidro com espelhos de prata e atuar como um antioxidante.

Além disso, em sua pirâmide trigonal de geometria molecular (: SnX3^- M⁺) é usado como uma base de Lewis para a síntese de um grande número de compostos (como o complexo do cluster de Pt)₃Sn₈Cl₂₀, onde o par livre de elétrons é coordenado com um ácido de Lewis).

Riscos

O SnCl₂ Pode danificar os glóbulos brancos. É corrosivo, irritante, carcinogênico e tem altos impactos negativos nas espécies que habitam os ecossistemas marinhos.

Pode se decompor em altas temperaturas, liberando o gás cloro prejudicial. Em contato com agentes altamente oxidantes, desencadeia reações explosivas.

Referências

1. Arrepio e Atkins. (2008). Química Inorgânica Em Os elementos do grupo 14 (quarta edição., página 329). Mc Graw Hill.
2. ChemicalBook. (2017). Obtido em 21 de março de 2018, de ChemicalBook: chemicalbook.com
3. PubChem. (2018) Cloreto De Estanho. Obtido em 21 de março de 2018, pela PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Wikipédia. (2017). Cloreto de estanho (II). Obtido em 21 de março de 2018, da Wikipedia: en.wikipedia.org
5. E. G. Rochow, E. W. (1975). A Química do Germânio: Estanho e Chumbo (primeira ed.) p-82,83. Pergamon Press.
6. F. Hulliger. (1976). Química Estrutural de Fases Tipo-Camada. P-120.121. D. Reidel Editora.