O cloreto de estanho (II) ou cloreto de estanho, fórmula química SnCl 2, é um composto sólido branco cristalino, produto da reacção de estanho e uma solução de ácido clorídrico concentrado: Sn (s) + 2 HCl (conc) => SnCl 2 (aq) + H 2 (g). O processo de sua síntese (preparação) consiste em adicionar pedaços de lata em lata para reagir com o ácido.
Após a adição dos pedaços de estanho, a desidratação e a cristalização são realizadas 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.
Isso pode ser melhor entendido considerando a configuração de valência do estanho (5s 2 5p x 2 p e 0 p z 0 ), a partir da qual o par de elétrons que ocupam o orbital p x é atribuído aos prótons H + , a fim de formar uma molécula de hidrogênio diatômica. Ou seja, esta é uma reação redox.
Propriedades físicas e químicas
As ligações SnCl 2 são iônicas ou covalentes? As propriedades físicas do cloreto de estanho (II) excluem a primeira opção. Os pontos de fusão e ebulição para este composto são 247 ° C e 623 ° C, indicativos de interações intermoleculares fracas, comuns para compostos covalentes.
Seus cristais são brancos, o que se traduz em absorção zero no espectro visível.
Configuração de Valência
Na imagem acima, no canto superior esquerdo, é ilustrada uma molécula isolada de SnCl 2 .
A geometria molecular deve ser plana porque a hibridação do átomo central é sp 2 (orbitais 3 sp 2 e um orbital p puro para formar ligações covalentes), mas o par sem elétrons ocupa volume e empurra os átomos de cloro para baixo, dando à molécula uma geometria angular.
Na fase gasosa, esse composto é isolado, portanto não interage com as outras moléculas.
Como uma perda do par de elétrons no orbital p x , o estanho é transformado no íon Sn 2+ e sua configuração eletrônica resultante é 5s 2 5p x 0 p e 0 p z 0 , com todos os seus orbitais p disponíveis para aceitar ligações de outras espécies
Íons Cl – coordene com o íon Sn 2+ para dar origem ao cloreto de estanho. A configuração electrónica de estanho em deste sal é 5s 2 5p x 2 p e 2 p z 0 , sendo capaz de aceitar outro par de electrões no seu livre orbital z.
Por exemplo, ele pode aceitar outro ião Cl – , formando o complexo trigonal geometria plana (base da pirâmide triangular) e carregados negativamente [SnCl 3 ] – .
Reatividade
SnCl 2 tem alta reatividade e tendência a se comportar como o ácido de Lewis (receptor de elétrons) para completar seu octeto de valência.
E aceita um ião Cl – , de modo que a água, que “hidrata” do átomo de estanho ligado a uma molécula de água directamente ao estanho, e um segundo interacções de moléculas de água formam ligações de hidrogénio com o primeiro.
O resultado disso é que o SnCl 2 não é puro, mas coordenado com a água em seu sal di-hidratado: SnCl 2 · 2H 2 O.
SnCl 2 é muito solúvel em água e solventes polares, porque é um composto polar. No entanto, sua solubilidade em água, menor que seu peso, ativa uma reação de hidrólise (ruptura de uma molécula de água) para gerar um sal básico e insolúvel:
SnCl 2 (aq) + H 2 O (l) <=> Sn (OH) Cl (s) + HCl (aq)
A seta dupla indica que um equilíbrio é estabelecido, favorecido à esquerda (na direção dos reagentes) se as concentrações de HCl aumentarem. Assim, as soluções de SnCl 2 utilizados possuem um pH ácido, para evitar a precipitação do produto de hidrólise de sal indesejada.
Reduzindo a atividade
Reage com o oxigênio no ar para formar cloreto de estanho (IV) ou cloreto estático:
6 SnCl 2 (aq) + O 2 (g) + 2H 2 O (l) => 2SnCl 4 (aq) + 4 Sn (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 de halogéneo electronegativos (F, Cl, Br e I) estabilizar as ligações dos compostos de Sn (IV), o que explica o SnCl 2 é um agente de redução.
Quando oxida e perde todos os seus elétrons de valência, o íon Sn 4+ fica com as configurações 5s 0 5p x 0 p e 0 p z 0 , sendo o par de elétrons no orbital 5s o mais difícil de ser “retirado”.
Estrutura quimica
O SnCl 2 possui uma estrutura cristalina do tipo ortorrômbico, semelhante às fileiras de serrote, nas quais as pontas dos dentes são cloretos.
Cada linha é uma cadeia de SnCl 3 formando uma ponte de Cl com outro átomo de Sn (Cl-Sn (Cl) 2- Cl- ···), como pode ser visto na imagem acima. Duas cadeias, unidas por interações fracas do tipo Sn-Cl, constituem uma camada da matriz que se sobrepõe a outra camada, e assim sucessivamente até que o sólido cristalino seja definido.
O par de elétrons livres 5s 2 causa distorção na estrutura porque ocupa volume (o volume da nuvem eletrônica).
O Sn pode ter um número de coordenação igual a nove, o que equivale a ter nove vizinhos, desenhando um prisma trigonal com este localizado no centro da figura geométrica e o Cl nos vértices, além de outro Cl localizado em cada das faces quadradas do prisma.
É mais fácil observar se uma corrente é considerada onde o Sn (esferas cinza escuro) aponta para cima, e os três Cls ligados a ela formam o piso triangular, enquanto os três Cl superiores formam o teto triangular.
Usos
Na síntese orgânica que é usada como agente de compostos nitro aromáticos (Ar-NO reduzindo 2 Ar-NH 2 ). Como sua estrutura química é laminar, encontra uso no mundo da catálise de reações orgânicas, além de ser um candidato potencial ao suporte catalítico.
Sua propriedade redutora é usada para determinar a presença de compostos de ouro, para revestir vidro com espelhos de prata e para atuar como antioxidante.
Além disso, em sua geometria molecular da pirâmide trigonal (: SnX3 – M + ), ela é usada como base de Lewis para a síntese de uma vasta quantidade de compostos (como, por exemplo, o complexo de aglomerados Pt 3 Sn 8 Cl 20 , onde o par livre de elétrons é coordenado com um ácido de Lewis).
Riscos
SnCl 2 pode danificar os glóbulos brancos. É corrosivo, irritante, cancerígeno e tem altos impactos negativos sobre as espécies que habitam os ecossistemas marinhos .
Pode se decompor em altas temperaturas, liberando o gás cloro prejudicial. O contato com agentes oxidantes desencadeia reações explosivas.
Referências
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