Carbonate Barium Properties, Chemical Structure, Uses

den bariumcarbonat er et uorganisk salt af bariummetal, næstsidste element i gruppe 2 i det periodiske bord og tilhører jordalkalimetallerne. Dens kemiske formel er BaCO₃ og den er tilgængelig på markedet i form af krystallinsk hvidt pulver.

Hvordan får du det? Bariummetalet findes i mineraler, såsom barit (BaSO)₄) og whiterita (BaCO)₃). Whiterite er forbundet med andre mineraler, der trækker renhedsniveauer fra deres hvide krystaller i bytte for farvninger.

At generere BaCO₃ af syntetisk brug er det nødvendigt at fjerne urenheder af whiterite, som angivet ved følgende reaktioner:

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

BaCI₂(aq) + (NH₄)₂CO₃(s) => BaCO₃(s) + 2NH₄Cl (aq)

Baritten er imidlertid den vigtigste kilde til barium, og derfor starter de industrielle produktioner af bariumforbindelser fra det. Bariumsulfid (BaS) syntetiseres fra dette mineralprodukt, hvorfra syntesen af ​​andre forbindelser og BaCO₃:

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

BaS (s) + CO₂(g) + H₂O (1) => BaCO₃(s) + (NH₄)₂S (aq)

indeks

• 1 Fysiske og kemiske egenskaber
  • 1.1 Termisk nedbrydning
• 2 Kemisk struktur
• 3 anvendelser
• 4 risici
• 5 referencer

Fysiske og kemiske egenskaber

Det er et pulverformigt, hvidt og krystallinsk faststof. Det er lugtfri, stygge og dets molekylvægt er 197,89 g / mol. Den har en densitet på 4,43 g / ml og et ikke-eksisterende damptryk.

Det har brydningsindekser på 1.529, 1.676 og 1.677. Theeritiet udsender lys, når det absorberer ultraviolet stråling: fra et klart hvidt lys med blålige toner til et gult lys.

Det er meget uopløseligt i vand (0,02 g / l) og i ethanol. I sure opløsninger af HCI dannes det opløselige salt af bariumchlorid (BaCl₂), hvilket forklarer dets opløselighed i disse sure medier. I tilfælde af svovlsyre udfældes det som det uopløselige salt BaSO₄.

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

Baco₃(s) + H₂SW₄(aq) => BaSO₄(r) + CO₂(g) + H₂O (l)

Da det er et ionisk faststof, er det også uopløseligt i apolære opløsningsmidler. Bariumcarbonatet smelter ved 811 ºC; Hvis temperaturen stiger omkring 1380-1400 ºC, gennemgår den salte væske kemisk nedbrydning i stedet for kogning. Denne proces finder sted for alle metalcarbonater: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(G).

Termisk dekomponering

Baco₃(s) => BaO (s) + CO₂(G)

Hvis de ioniske faste stoffer karakteriseres ved at være meget stabile, hvorfor nedbryder karbonaterne? Ændrer metal M temperaturen, hvorved det faste stof nedbrydes? De ioner, der udgør bariumcarbonatet, er Ba²⁺ og CO₃^2-, både omfangsrige (dvs. med store ionradier). CO₃^2- Det er ansvarlig for nedbrydning:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Oxidionen (O^2-) er bundet til metallet for at danne MO, metaloxidet. MO genererer en ny ionstruktur, hvor den mere ensartede størrelse af dets ioner er, jo mere stabile den resulterende struktur (netværksentalhali). Det modsatte sker, hvis M ionerne⁺ og o^2- de har meget ulige ionradier.

Hvis netværksenthalpien for MO er stor, er dekomponeringsreaktionen energisk favoriseret, hvilket kræver lavere varmetemperaturer (lavere kogepunkter).

På den anden side, hvis MO har et lille netværk entalpy (som i tilfælde af BaO, hvor Ba²⁺ har en større ionradius end O^2-) nedbrydning er mindre begunstiget og kræver højere temperaturer (1380-1400ºC). I tilfælde af MgCO₃, CaCO₃ og SrCO₃, de nedbrydes ved lavere temperaturer.

Kemisk struktur

CO anionen₃^2- har en dobbeltbinding resonerende mellem tre oxygenatomer, hvoraf to af disse er negativt ladet for at tiltrække Ba-kationen²⁺.

Mens begge ioner kan betragtes som ladede kugler, er CO₃^2- den har en trigonalplan geometri (den flade trekant tegnet af de tre oxygenatomer), muligvis bliver en negativ "pude" til Ba²⁺.

Disse ioner interagerer elektrostatisk til dannelse af et krystallinsk arrangement af orthorhombisk type, med overvejende ioniske bindinger.

Hvorfor er BaCO derfor ikke opløseligt?₃ i vand? Forklaringen er baseret simpelthen på, at ionerne er bedre stabiliseret i krystalgitteret end hydreret ved molekylære sfæriske lag vand.

Fra en anden vinkel finder vandmolekyler det svært at overvinde de stærke elektrostatiske attraktioner mellem de to ioner. Indenfor disse krystallinske netværk kan de beskytte urenheder, der giver farve til deres hvide krystaller.

applikationer

Et overblik, en del af BaCO₃ Må ikke love nogen praktisk anvendelse i det daglige liv, men hvis du ser en hvidere mineralsk krystal, hvid som mælk, begynder det at give mening, hvorfor din økonomiske efterspørgsel.

Det bruges til at lave bariumbriller eller som additiv til at styrke dem. Det bruges også til fremstilling af optiske glas.

På grund af sin store netværk entalpy og uopløselighed, det bruges til fremstilling af forskellige typer legeringer, gummi, ventiler, gulvbelægninger, maling, keramik, smøremidler, plast, fedt og cement..

Ligeledes anvendes det som en gift for mus. Ved syntese anvendes dette salt til fremstilling af andre bariumforbindelser og tjener således som materialer til elektroniske enheder.

BaCO₃ kan syntetiseres som nanopartikler, der udtrykker på meget små skalaer nye interessante egenskaber af whiterite. Disse nanopartikler bruges til at imprægnere metaloverflader, specifikt kemiske katalysatorer.

Det har vist sig at forbedre oxidationskatalysatorerne, og det favoriserer på en måde migrationen af ​​oxygenmolekyler ved overfladen.

De betragtes som redskaber til at fremskynde de processer, hvori oxygener er inkorporeret. Og endelig er de vant til at syntetisere supramolekylære materialer.

risici

BaCO₃ det er giftigt ved indtagelse, hvilket forårsager uendelige ubehagelige symptomer, der fører til døden fra åndedrætssvigt eller hjertestop; Af denne grund anbefales det ikke at blive transporteret ved siden af ​​spiselige varer.

Det forårsager rødme i øjnene og huden, udover hoste og ondt i halsen. Det er en giftig forbindelse, selvom den nemt kan manipuleres med bare hænder, hvis dens indtagelse undgås for enhver pris.

Det er ikke brandfarligt, men ved høje temperaturer nedbrydes det at danne BaO og CO₂, giftige og oxiderende produkter, som kan brænde andre materialer.

I organismen deponeres barium i knogler og andre væv, der erstatter calcium i mange fysiologiske processer. Det blokerer også kanalerne, hvor K ionerne rejser⁺, forhindre diffusion gennem cellemembraner.

referencer

1. Pubchem. (2018). Bariumcarbonat. Hentet den 24. marts 2018, fra PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Bariumcarbonat. Hentet den 24. marts 2018, fra Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Bariumcarbonat. Hentet den 24. marts 2018 fra ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bariumcarbonat Nanopartikler som Synergistiske Katalysatorer til Oxygen Reduktionsreaktionen på La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Solid Oxid Brændselscellekatoder. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983). Robbins Collector's Book of Fluorescent Minerals. Beskrivelse af fluorescerende mineraler, s. 117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi i Strukturen af ​​simple faste stoffer (fjerde udgave., s. 99-102). Mc Graw Hill.