Karbonat Barium Egenskaper, Kjemisk Struktur, Bruk

den bariumkarbonat er et uorganisk salt av bariummetall, nest siste element i gruppe 2 i det periodiske bordet og tilhører jordalkalimetaller. Dens kjemiske formel er BaCO₃ og den er tilgjengelig i markedet i form av krystallinsk hvitt pulver.

Hvordan får du det? Bariummetallet finnes i mineraler, for eksempel baritt (BaSO)₄) og whiterita (BaCO)₃). Whiterite er forbundet med andre mineraler som trekker renhetsnivåer fra deres hvite krystaller i bytte for farger.

Å generere BaCO₃ av syntetisk bruk er det nødvendig å eliminere urenheter av hviteritt, som indikert ved følgende reaksjoner:

Baco₃(s, urent) + 2NH₄Cl (s) + Q (varme) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (1) + CO₂(G)

bacl₂(aq) + (NH₄)₂CO₃(s) => BaCO₃(er) + 2NH₄Cl (aq)

Baritten er imidlertid den viktigste kilden til barium, og det er derfor de industrielle produktioner av bariumforbindelser starter fra det. Bariumsulfid (BaS) syntetiseres fra dette mineralproduktet, hvorfra syntesen av andre forbindelser og BaCO₃:

BaS (s) + Na₂CO₃(s) => BaCO₃(s) + Na₂S (s)

BaS (s) + CO₂(g) + H₂O (l) => BaCO₃(s) + (NH₄)₂S (aq)

index

• 1 Fysiske og kjemiske egenskaper
  • 1.1 Termisk nedbrytning
• 2 Kjemisk struktur
• 3 bruksområder
• 4 risikoer
• 5 referanser

Fysiske og kjemiske egenskaper

Det er et pulveraktig, hvitt og krystallinsk fast stoff. Det er luktfritt, stygt og dets molekylvekt er 197,89 g / mol. Den har en tetthet på 4,43 g / ml og et ikke-eksisterende damptrykk.

Den har brytningsindekser på 1 529, 1 676 og 1 677. The witherite gir lys når det absorberer ultrafiolett stråling: fra et klart hvitt lys med blåaktige toner, til et gult lys.

Det er svært uoppløselig i vann (0,02 g / L) og i etanol. I syreoppløsninger av HC1 dannes det oppløselige saltet av bariumklorid (BaCl₂), som forklarer dets løselighet i disse sure medier. Når det gjelder svovelsyre, utfelles det som det uoppløselige saltet BaSO₄.

Baco₃(s) + 2HCl (aq) => BaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂O (l)

Baco₃(er) + H₂SW₄(aq) => BaSO₄(e) + CO₂(g) + H₂O (l)

Som det er et ionisk fast stoff, er det også uoppløselig i apolære løsningsmidler. Bariumkarbonatet smelter ved 811 ºC; Hvis temperaturen øker rundt 1380-1400 ºC, blir den kalde væsken kjemisk dekomponering i stedet for å koke. Denne prosessen skjer for alle metallkarbonater: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(G).

Termisk dekomponering

Baco₃(s) => BaO (s) + CO₂(G)

Hvis de ioniske faste stoffene er karakterisert ved å være svært stabile, hvorfor bryter karbonatene seg? Bytter metall M temperaturen som det faste stoffet nedbryter? De ionene som utgjør bariumkarbonatet, er Ba²⁺ og CO₃^2-, både store (dvs. med store ionradier). CO₃^2- Det er ansvarlig for dekomponeringen:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Oksid-ionet (O^2-) er bundet til metallet for å danne MO, metalloksidet. MO genererer en ny ionisk struktur der i alminnelighet jo mer lik størrelsen av ioner, desto stabilere er den resulterende strukturen (nettverksentalpi). Det motsatte skjer hvis M ioner⁺ og O^2- de har veldig ulik ionradier.

Hvis nettverksenthalpien for MO er stor, er dekomponeringsreaksjonen energetisk favorisert, noe som krever lavere oppvarmingstemperaturer (lavere kokepunkter).

På den annen side, hvis MO har et lite nettverk entalpi (som i tilfelle av BaO, hvor Ba²⁺ har en større ionisk radius enn O^2-) dekomponering er mindre favorisert og krever høyere temperaturer (1380-1400ºC). I tilfeller av MgCO₃, CaCO₃ og SrCO₃, de brytes ned ved lavere temperaturer.

Kjemisk struktur

CO anion₃^2- har et dobbeltbinding resonerende mellom tre oksygenatomer, hvorav to av disse er negativt ladet for å tiltrekke Ba-kationen²⁺.

Mens begge ioner kan betraktes som ladede sfærer, vil CO₃^2- den har en trigonalplan geometri (den flate trekant tegnet av de tre oksygenatomene), muligens å bli en negativ "pute" for Ba²⁺.

Disse ionene interagerer elektrostatisk for å danne et krystallinsk arrangement av orthorhombic type, med overveiende ioniske bindinger.

I så fall er hvorfor BaCO ikke løselig?₃ i vann? Forklaringen er basert på det faktum at ionene er bedre stabilisert i krystallgitteret enn hydrert av molekylære sfæriske lag med vann.

Fra en annen vinkel finner vannmolekyler det vanskelig å overvinne de sterke elektrostatiske attraksjonene mellom de to ioner. Innenfor disse krystallinske nettverkene kan de havne urenheter som gir farge til deres hvite krystaller.

søknader

Et øyeblikk, en del av BaCO₃ Kan ikke love noen praktisk anvendelse i det daglige livet, men hvis du ser en hvitere mineralsk krystall, hvit som melk, begynner det å fornuft hvorfor din økonomiske etterspørsel.

Det brukes til å lage bariumbriller eller som additiv for å styrke dem. Det brukes også til fremstilling av optiske briller.

På grunn av sin store nettverk entalpi og uoppløselighet, brukes den til fremstilling av forskjellige typer legeringer, gummi, ventiler, gulvbelegg, maling, keramikk, smøremidler, plast, fett og sement..

På samme måte blir den brukt som en gift for mus. I syntese brukes dette saltet til å produsere andre bariumforbindelser, og tjener dermed som materialer for elektroniske enheter.

BaCO₃ kan syntetiseres som nanopartikler, og uttrykker på svært små skalaer nye interessante egenskaper av hviteritt. Disse nanopartikler brukes til å impregnere metalloverflater, spesielt kjemiske katalysatorer.

Det har blitt funnet å forbedre oksydasjonskatalysatorene, og det favoriserer på den måten migrasjonen av oksygenmolekyler ved overflaten.

De betraktes som verktøy for å akselerere prosessene der oksygen er innarbeidet. Og til slutt, er de vant til å syntetisere supramolekylære materialer.

risikoer

BaCO₃ det er giftig ved inntagelse, forårsaker en uendelig ubehagelig symptomer som fører til dødsfall fra respiratorisk svikt eller hjertestans; Av denne grunn anbefales det ikke å transporteres ved siden av spiselige varer.

Det forårsaker rødhet i øynene og huden, i tillegg til hoste og ondt i halsen. Det er en giftig forbindelse, men lett å manipulere med bare hender hvis inntaket unngås til enhver pris.

Det er ikke brannfarlig, men ved høye temperaturer dekomponeres det å danne BaO og CO₂, giftige og oksiderende produkter som kan brenne andre materialer.

I organismen blir barium avsatt i bein og annet vev, og erstatter kalsium i mange fysiologiske prosesser. Det blokkerer også kanalene der Kionene reiser⁺, forebygging av diffusjon gjennom cellemembraner.

referanser

1. Pubchem. (2018). Bariumkarbonat. Hentet 24. mars 2018, fra PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Bariumkarbonat. Hentet 24. mars 2018, fra Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Bariumkarbonat. Hentet 24. mars 2018, fra ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bariumkarbonat nanopartikler som synergistiske katalysatorer for oksygenreduksjonsreaksjonen på La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Solid-Oxid Fuel Cell Cathodes. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983). Robbins The Collector's Book of Fluorescent Minerals. Fluorescerende mineraler, p-117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi i Strukturen av enkle faste stoffer (fjerde utgave., s. 99-102). Mc Graw Hill.