Cloreto de Estanho (SnCl2): Propriedades, Estrutura, Usos - Ciência - 2023

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o cloreto de estanho (II) ou cloreto estanoso, com a fórmula química SnCl_2,é um composto sólido branco e cristalino, produto da reação de estanho e uma solução concentrada de ácido clorídrico: Sn (s) + 2HCl (conc) => SnCl₂(aq) + H₂(g). O processo de sua síntese (preparação) consiste em adicionar pedaços de estanho arquivados para que reajam com o ácido.

Após a adição dos pedaços de estanho, procede-se à desidratação e cristalização até à obtenção do sal inorgânico. Nesse composto, o estanho perdeu dois elétrons de sua camada de valência para formar ligações com os átomos de cloro.

Isso pode ser melhor compreendido considerando a configuração de valência do estanho (5s²5 p_x²p_Y⁰p_z⁰), dos quais o par de elétrons ocupando o orbital p_x é entregue aos prótons H⁺, a fim de formar uma molécula de hidrogênio diatômica. Ou seja, esta é uma reação do tipo redox.

Propriedades físicas e químicas

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

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

Configuração valencia

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

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

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

Como perda de par de elétrons no orbital p_x, o estanho torna-se o íon Sn²⁺ e sua configuração eletrônica resultante é 5s²5 p_x⁰p_Y⁰p_z⁰, com todos os seus orbitais p disponíveis para aceitar ligações de outras espécies.

Cl ions^– coordenar com o íon Sn²⁺ para dar origem ao cloreto de estanho. A configuração eletrônica do estanho neste sal é 5s²5 p_x²p_Y²p_z⁰, sendo capaz de aceitar outro par de elétrons em seu orbital p livre_z.

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

Reatividade

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 de Clion^–O mesmo ocorre com a água, que “hidrata” o átomo de estanho ao ligar uma molécula de água diretamente ao estanho, e uma segunda molécula de água forma interações de ligações de hidrogênio com a primeira.

O resultado disso é que o SnCl₂Não é puro, mas coordenado com água em seu sal diidratado: SnCl₂2h₂OU.

SnCl₂É muito solúvel em água e em solventes polares, pois é um composto polar. No entanto, sua solubilidade em água, menor que seu peso em massa, ativa uma reação de hidrólise (quebra 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 à esquerda (em direção aos reagentes) se as concentrações de HCl aumentam. Portanto, soluções SnCl₂usado tem um pH ácido, para evitar a precipitação do produto de sal indesejado da hidrólise.

Reduzindo a atividade

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)

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

Em geral, os átomos eletronegativos dos halogênios (F, Cl, Br e I) estabilizam as ligações dos compostos Sn (IV) e este fato explica porque SnCl₂é um agente redutor.

Quando se oxida e perde todos os seus elétrons de valência, o íon Sn⁴⁺ saiu com uma configuração de 5s⁰5 p_x⁰p_Y⁰p_z⁰, sendo o par de elétrons do orbital 5s o mais difícil de ser "arrebatado".

Estrutura química

SnCl₂ Possui estrutura cristalina do tipo ortorrômbica, semelhante a fileiras de serras, nas quais as pontas dos dentes são cloradas.

Cada linha é uma cadeia de SnCl₃ formando uma ponte Cl com outro átomo 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 do arranjo, que se sobrepõe a outra camada e assim sucessivamente até definir o sólido cristalino.

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 o mesmo que ter nove vizinhos, desenhando um prisma trigonal com ele localizado no centro da figura geométrica e os Cls nos vértices, além dos outros Cls localizados em cada um. das faces quadradas do prisma.

Isso é mais fácil de observar se uma cadeia é considerada onde os Sn (esferas cinza escuro) apontam para cima, e os três Cl ligados a ela formam o piso triangular, enquanto os três primeiros Cl formam o teto triangular.

Formulários

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

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

Além disso, em sua geometria molecular da pirâmide trigonal (: SnX3^– M⁺) é usado como uma base de Lewis para a síntese de uma grande quantidade de compostos (como o complexo de cluster de Pt₃Sn₈Cl₂₀, onde o par de elétrons livre se coordena com um ácido de Lewis).

Riscos

SnCl₂pode danificar os glóbulos brancos. É corrosivo, irritante, cancerígeno e tem altos impactos negativos sobre as espécies que habitam os ecossistemas marinhos.

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

Referências

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