Химическая формула олово хлористое

Хлорид олова (SnCl2) свойства, структура, использование и риски

хлорид олова (II) или хлорид олова, химической формулы SnCl_2, представляет собой белое кристаллическое твердое соединение, продукт реакции олова и концентрированного раствора соляной кислоты: Sn (s) + 2HCl (конц) => SnCl₂(вод) + H₂(G). Процесс его синтеза (приготовления) состоит из добавления кусочков оловянных опилок для взаимодействия с кислотой.

После добавления кусочков олова происходит дегидратация и кристаллизация до тех пор, пока не будет получена неорганическая соль. В этом соединении олово потеряло два электрона из его валентной оболочки, чтобы сформировать связи с атомами хлора.

Это может быть лучше понято, если учесть валентную конфигурацию олова (5 с 2 5p_х 2 р_и 0 р_Z 0 ), из которых пара электронов занимает орбиталь р_х дается протонам H + , для того, чтобы сформировать двухатомную молекулу водорода. То есть это реакция окислительно-восстановительного типа.

• 1 Физико-химические свойства
  • 1.1 Конфигурация Валенсии
  • 1.2 Реакционная способность
  • 1.3 Восстановительная активность
• 2 Химическая структура
• 3 использования
• 4 риска
• 5 ссылок

Физико-химические свойства

Ссылки SnCl₂ Они ионные или ковалентные? Физические свойства хлорида олова (II) исключают первый вариант. Точки плавления и кипения для этого соединения составляют 247 ° C и 623 ° C, что свидетельствует о слабых межмолекулярных взаимодействиях, что является распространенным фактом для ковалентных соединений..

Его кристаллы белого цвета, что приводит к нулевому поглощению в видимом спектре.

Конфигурация Валенсии

На изображении выше, в верхнем левом углу, показана изолированная молекула SnCl₂.

Молекулярная геометрия должна быть плоской, потому что гибридизация центрального атома является sp 2 (3 орбитальных зр 2 и чистой орбитали для образования ковалентных связей), но свободная пара электронов занимает объем и отталкивает атомы хлора вниз, придавая молекуле угловую геометрию.

В газовой фазе это соединение изолировано, поэтому оно не взаимодействует с другими молекулами.

Как потеря пары электронов на орбите р_х, олово превращается в ион Sn 2+ и его итоговая электронная конфигурация составляет 5 с 2 5p_х 0 р_и 0 р_Z 0 , со всеми его p-орбиталями, доступными для приема ссылок от других видов.

Ионы Cl — координировать с ионом Sn 2+ дать хлорид олова. Электронная конфигурация олова в этой соли составляет 5 с 2 5p_х 2 р_и 2 р_Z 0 , возможность принять другую пару электронов в своей свободной орбитальной р_Z.

Например, вы можете принять другой ион Cl — , образующий комплекс геометрии треугольной плоскости (пирамида с треугольным основанием) и отрицательно заряженный [SnCl₃] — .

реактивность

SnCl₂ имеет высокую реакционную способность и склонность вести себя как кислота Льюиса (электронный рецептор), чтобы завершить свой валентный октет.

Так же, как он принимает ион Cl — , то же самое происходит с водой, которая «гидратирует» атом олова, связывая молекулу воды непосредственно с оловом, и вторая молекула воды образует взаимодействия водородных связей с первым.

Результатом этого является то, что SnCl₂ это не чисто, но согласовано с водой в его дигидратированной соли: SnCl₂· 2Н₂О.

SnCl₂ Он очень растворим в воде и в полярных растворителях, потому что это полярное соединение. Однако его растворимость в воде, меньшая, чем его массовый вес, активирует реакцию гидролиза (разрыв молекулы воды) с образованием основной и нерастворимой соли:

SnCl₂(вод) + H₂O (l) Sn (OH) Cl (s) + HCl (водн.)

Двойная стрелка указывает на то, что установлено равновесие, благоприятное для левой стороны (по отношению к реагентам), если концентрации HCl увеличиваются. Для этого растворы SnCl₂ используемый имеет кислотный рН, чтобы избежать осаждения нежелательного солевого продукта гидролиза.

Восстановительная активность

Реагирует с кислородом в воздухе с образованием хлорида олова (IV) или хлорида олова:

В этой реакции олово окисляется, образуя связь с электроотрицательным атомом кислорода и увеличивает количество связей с атомами хлора..

В целом, электроотрицательные атомы галогенов (F, Cl, Br и I) стабилизируют связи соединений Sn (IV), и этот факт объясняет, почему SnCl₂ это восстановитель.

Когда он окисляется и теряет все свои валентные электроны, ион Sn 4+ это остается с конфигурацией 5s 0 5p_х 0 р_и 0 р_Z 0 , будучи парой электронов в орбитальных 5-ых, наиболее трудно быть «схваченным».

Химическая структура

SnCl₂ представлена ​​кристаллическая структура орторомбического типа, похожая на ряды пил, в которых кончики зубов представляют собой хлориды.

Каждый ряд представляет собой цепь SnCl₃ образуя мостик Cl с другим атомом Sn (Cl-Sn (Cl)₂-Cl- ···), как видно на изображении выше. Две цепи, связанные слабыми взаимодействиями типа Sn-Cl, составляют один слой расположения, который накладывается на другой слой и так далее, пока не будет определено кристаллическое твердое вещество..

Свободная электронная пара 5s 2 вызывает искажения в структуре, потому что он занимает объем (объем электронного облака).

Sn может иметь координационное число, равное девяти, то же самое, что иметь девять соседей, рисуя тригональную призму с этим, расположенным в центре геометрической фигуры, и Cl в вершинах, в дополнение к другим Cl, расположенным в каждом квадратных граней призмы.

Это легче заметить, если рассмотреть цепь, в которой Sn (темно-серые сферы) направлены вверх, а три Cl, связанные с ней, образуют треугольный пол, а три верхних Cls образуют треугольную крышу..

приложений

В органическом синтезе он используется в качестве восстановителя для ароматических нитросоединений (Ar-NO₂ à Ar-NH₂). Поскольку его химическая структура является ламинарной, он находит применение в мире катализа органических реакций, помимо того, что является потенциальным кандидатом на каталитическую поддержку.

Его восстановительное свойство используется для определения присутствия соединений золота, для покрытия стекол серебряными зеркалами и для действия в качестве антиоксиданта..

Также в своей молекулярной геометрии тригональная пирамида (: SnX3 — M + ) используется в качестве основы Льюиса для синтеза большого количества соединений (таких как кластерный комплекс Pt)₃Sn₈Cl₂₀, где безэлектронная пара координируется с кислотой Льюиса).

риски

SnCl₂ Это может повредить лейкоциты. Он вызывает коррозию, раздражение, канцерогенность и оказывает сильное негативное воздействие на виды, обитающие в морских экосистемах..

Он может разлагаться при высоких температурах, выделяя вредный газообразный хлор. При контакте с высокоокислительными агентами вызывает взрывные реакции.

Источник

Хлорид олова II

Хлорид олова II
Систематическое наименование	Хлорид олова II
Традиционные названия	хлористое олово, двухлористое олово
Хим. формула	SnCl2
Рац. формула	SnCl2
Состояние	твёрдое
Молярная масса	189,60 г/моль
Плотность	3,95 г/см³
Температура
• плавления	247 °C
• кипения	623 °C
Растворимость
• в воде	83,9 г/100 мл
Рег. номер CAS	7772-99-8
PubChem	24479
Рег. номер EINECS	231-868-0
SMILES
Кодекс Алиментариус	E512
ChEBI	78067
Номер ООН	3260
ChemSpider	22887
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Хлорид олова II (дихлорид олова, двухлористое олово) — бинарное химическое соединение олова и хлора с формулой SnCl₂, солянокислая соль олова.

При нормальных условиях представляет собой белый порошок. Плавится и кипит без разложения. При стоянии на воздухе постепенно гидролизуется влагой и окисляется O₂. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает в осадок. Образует кристаллогидрат SnCl₂∙2H₂O, который имеет строение [Sn(H₂O)Cl₂]∙H₂O («оловянная соль»). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель.

Содержание

Физические свойства

• Температура плавления 247 °C (кристаллогидрата 37,7 °C)
• Температура кипения 652 °C.

Получение

• Растворение олова в соляной кислоте;
• Нагревание олова в токе хлороводорода.

Хранение

В сухом прохладном месте.

Приготовление 10 % раствора: К 100 г SnCl₂·2H₂O добавить 100 мл концентрированной соляной кислоты, разбавить до 1 л водой и добавить немного олова.

Источник

Олово (II) хлористое, 2-водное

Олово (II) хлористое, 2-водное, или двухлористое олово двухводное, имеет химическую формулу SnCl₂*2H₂O. Является солянокислой солью олова, молекула которой образовала связи с двумя молекулами воды.

Получение . Двухлористое олово двухводное получают путем взаимодействия металлического олова с газообразным хловодором, соляной кислотой или другими хлоридами металлов.

Физические свойства . Вещество представляет собой порошок белого цвета, состоящий из массы бесцветных кристаллов. Одна из фракций вещества – кристаллогидрат. Олово (II) хлористое, 2-водное при плавлении (37,7º C ) и закипании (623º C ) не разлагается. Соль хорошо растворима в небольшом объеме воды – 83,9 г на 100 мл. В случае большего разбавления превращается в нерастворимый осадок. Вещество очень гигроскопично и способно впитывать влагу из воздуха, одновременно окисляясь. Также хорошо растворяется в органических растворителях – эфире, ацетоне, спирте.

Химические свойства . Сильный восстановитель, слабый окислитель. Вступает в реакцию со щелочами, гидратом аммиака.

Применение . Наиболее широко используется в текстильной промышленности как протрава при крашении (для закрепления пигмента на тканях и увеличения веса шелка) и при химическом лужении металлов.

Дигидрат двухлористого олова ТМ Клебріг находит применение в следующих направлениях:

• в роли катализатора полимеризации эпоксидов, получения пластиковой полимолочной кислоты ( PLA );
• в качестве восстановителя при органическом синтезе;
• в гальваническом производстве для обработки стеклянных и пластмассовых поверхностей перед нанесением металлических пленок, где способствует повышению сцепления (адгезии), а также в производстве зеркал и других поверхностей с высокой отражающей способностью;
• при сварочных работах в качестве флюса;
• при добавлении небольшого количества соляной кислоты применяется для покрытия стали слоем олова в электролитических ваннах;
• в роли источника получения металлического олова;
• для химанализа при определении наличия ионов хлора, йода, ртути ( II ), железа ( III );
• для колориметрического определения наличия золота (помогает отличить подделку слитков), хотя не является универсальным его индикатором;
• при обесцвечивании (размывании пигмента) нефтяных масел;
• в аквариумистике ценится как реактив, определяющий наличие фосфатов в воде;
• в косметической промышленности используется для получения ароматизаторов и мыльных красителей;
• задействован при изготовлении керамики;
• для получения ярких красок, таких как кошениль.

Определение наличия золота в растворе . Для обнаружения золота в растворе необходимо отсутствие ионов мешающих металлов, которые способны при химанализе давать интенсивную окраску, – это палладий, селен, платина, рутений, теллур, возможно некоторое наличие серебра.

При колориметрическом определении золота, содержащегося в цианистом растворе, используется дихлорид олова, который настолько чувствителен к ауруму, способен обнаружить меньше 0,04 г драгметалла. Этот метод считается более быстрым и точным, чем общепринятые пробирные методы, и вполне успешно с ним конкурирует.

Если золото пытаются найти в пресной воде, то вначале применяется адсорбирующий уголь, после чего производится озоление и дальнейшее растворение золы. Проявившееся золото обнаруживается дихлоридом олова.

Аналитическая химия . Наиболее часто используется 10% раствор хлорида олова двухводного.

Для приготовления 10 % раствора необходимо:

· олово (II) хлористое, 2-водное (SnCl₂∙2H₂O) – 100 г;

· соляная кислота (HCl) концентрированная – 100 мл.

Данную смесь развести водой до объема в 1 л, после чего добавить немного олова.

Аквариумистика . Олово (II) хлорид дигидрат необходим для приготовления тестов на наличие фосфатов в воде. Это важно для обеспечения оптимальной среды для роста растений и одновременно борьбы с нарастающими водорослями.

Внимание! Хранить в сухом, прохладном, хорошо проветриваемом помещении в закрытой таре, во избежание обводнения содержимого и контакта с сильными окислителями. Является едким токсичным веществом, его пыль может вызвать раздражение слизистых. Не горючее, но в огне выделяет токсичные пары.

Источник

Хлорид олова(IV)

Из Википедии — свободной энциклопедии

Пентагидрат хлорида олова(IV) Общие Хим. формула SnCl₄ Физические свойства Состояние дымящаяся жидкость Молярная масса

(пентагидрат) 350,60 г/моль

(безводный) 2,226 г/см³

(пентагидрат) 2,04 г/см³

Термические свойства Температура • плавления −33 °C • кипения 114,15 °C Химические свойства Растворимость • в воде

(пентагидрат) хорошо растворим • в спирте, бензоле, толуоле, хлороформе, ацетоне, керосине Классификация Рег. номер CAS 7646-78-8 PubChem 24287 Рег. номер EINECS 231-588-9 SMILES

RTECS XP8750000 Номер ООН 1827 ChemSpider 22707 Безопасность Пиктограммы ECB NFPA 704

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. Медиафайлы на Викискладе

Хлори́д о́лова(IV) (тетрахлорстанна́н, тетрахлори́д о́лова, оловя́нное ма́сло, хло́рное о́лово, четырёххло́рное о́лово) — бинарное соединение олова и хлора с формулой SnCl₄. Может рассматриваться как соль олова и соляной кислоты, а также как хлорпроизводное станнана.

Тяжёлая бесцветная (иногда желтоватая) жидкость с плотностью 2,226 г/см 3 , кипит около 114 °C, затвердевает около −33 °C. На воздухе дымит. Алхимики называли её Spiritus fumans (fammus) Libavii («дымящий/дымящийся спирт Либавия»).

Источник