و كلوريد القصدير (II) أو كلوريد قصديري، والصيغة الكيميائية SnCl _2، هو مركب صلب بلوري أبيض، ناتج تفاعل القصدير وتتركز محلول حمض الهيدروكلوريك: القصدير (ق) + 2HCl (اضرب) => SnCl ₂ (aq) + H ₂ (g). تتكون عملية تركيبه (تحضيره) من إضافة قطع من القصدير بحيث تتفاعل مع الحمض.

بعد إضافة قطع القصدير ، يتم إجراء الجفاف والتبلور حتى يتم الحصول على الملح غير العضوي. في هذا المركب ، فقد القصدير إلكترونين من غلاف التكافؤ لتكوين روابط مع ذرات الكلور.

يمكن فهم ذلك بشكل أفضل إذا تم اعتبار تكوين التكافؤ للقصدير (5s ² 5p _x ² p _y ⁰ p _z ⁰) ، حيث يتم نقل زوج الإلكترونات التي تشغل المدار p _x إلى H ⁺ البروتونات ، وبالتالي تشكيل جزيء ثنائي الذرة من الهيدروجين. هذا هو رد فعل من نوع الأكسدة والاختزال.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية

هل روابط SnCl ₂ أيونية أم تساهمية؟ تستبعد الخصائص الفيزيائية لكلوريد القصدير (II) الخيار الأول. نقاط الانصهار والغليان لهذا المركب هي 247 درجة مئوية و 623 درجة مئوية ، مما يدل على ضعف التفاعلات الجزيئية ، وهي حقيقة شائعة للمركبات التساهمية.

بلوراته بيضاء ، مما يُترجم إلى امتصاص صفري في الطيف المرئي.

تكوين فالنسيا

في الصورة أعلاه ، في الزاوية اليسرى العليا ، تم توضيح جزيء SnCl ₂ المعزول.

يجب أن تكون الهندسة الجزيئية مسطحة لأن تهجين الذرة المركزية هو sp ² (3 sp ² مدارات و p مداري نقي لتكوين روابط تساهمية) ، لكن الزوج الحر من الإلكترونات يشغل الحجم ويدفع ذرات الكلور للأسفل ، إعطاء الجزيء هندسة زاوية.

في الطور الغازي ، يتم عزل هذا المركب ، لذلك لا يتفاعل مع الجزيئات الأخرى.

كخسارة في زوج الإلكترونات في المدار p _x ، يتم تحويل القصدير إلى أيون Sn ²⁺ ويكون تكوين الإلكترون الناتج هو 5s ² 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ ، مع جميع مداراتها p المتاحة لقبول روابط من الأنواع الأخرى.

الكلورين ^- أيونات تنسق مع القصدير ²⁺ أيون أن تؤدي إلى كلوريد القصدير. تكوين الإلكترون للقصدير في هذا الملح هو 5s ² 5p _x ² p _y ² p _z ⁰ ، بحيث يكون قادرًا على قبول زوج آخر من الإلكترونات في مداره الحر p _z.

على سبيل المثال ، يمكن أن يقبل أيونًا آخر Cl ^- ، مكونًا معقدًا للهندسة المستوية المثلثية (هرم بقاعدة مثلثة) وشحنة سالبة ^-.

التفاعلية

يتميز SnCl ₂ بفاعلية عالية ويميل إلى التصرف مثل حمض لويس (متقبل الإلكترون) لإكمال ثماني بتات التكافؤ.

تمامًا كما يقبل Cl ^- ion ، يحدث الشيء نفسه مع الماء ، الذي "يرطب" ذرة القصدير بربط جزيء ماء مباشرة بالقصدير ، ويشكل جزيء ماء ثان تفاعلات رابطة هيدروجينية مع الأول.

والنتيجة هي أن SnCl ₂ ليس نقيًا ، ولكنه منسق مع الماء في الملح المجفف: SnCl ₂ · 2H ₂ O.

SnCl ₂ قابل للذوبان بشكل كبير في الماء وفي المذيبات القطبية ، لأنه مركب قطبي. ومع ذلك ، فإن قابليته للذوبان في الماء ، أقل من وزنه بالكتلة ، ينشط تفاعل التحلل المائي (تكسر جزيء الماء) لتوليد ملح أساسي وغير قابل للذوبان:

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

يشير السهم المزدوج إلى أنه تم إنشاء توازن ، مفضلًا إلى اليسار (باتجاه المواد المتفاعلة) إذا زادت تركيزات حمض الهيدروكلوريك. لهذا السبب ، تحتوي محاليل SnCl ₂ المستخدمة على درجة حموضة حمضية ، لتجنب ترسب منتج الملح غير المرغوب فيه في عملية التحلل المائي.

تقليل النشاط

يتفاعل مع الأكسجين الموجود في الهواء لتكوين كلوريد القصدير (IV) أو كلوريد الستانيك:

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

في هذا التفاعل ، يتأكسد القصدير ، مكونًا رابطة مع ذرة الأكسجين الكهربية ويزداد عدد الروابط مع ذرات الكلور.

بشكل عام ، تعمل ذرات الهالوجينات الكهربية (F ، Cl ، Br ، I) على استقرار روابط مركبات Sn (IV) وهذه الحقيقة تفسر سبب كون SnCl ₂ عامل اختزال.

عندما يتأكسد ويفقد كل إلكترونات التكافؤ ، يتم ترك أيون Sn ⁴⁺ بتكوين 5s ⁰ 5p _x ⁰ p _y ⁰ p _z ⁰ ، ويكون زوج الإلكترونات في مدار 5s هو الأكثر صعوبة "للخطف".

التركيب الكيميائي

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.