Karbonat Barium Egenskaper, Kemisk Struktur, Användningar

den bariumkarbonat är ett oorganiskt salt av bariummetall, näst sista elementet i grupp 2 i det periodiska bordet och tillhör jordalkalimetallerna. Dess kemiska formel är BaCO₃ och den är tillgänglig på marknaden i form av kristallint vitt pulver.

Hur får du det? Bariummetallen finns i mineraler, såsom barit (BaSO)₄) och whiterita (BaCO)₃). Whiterite är associerad med andra mineraler som subtraherar renhetsnivåer från sina vita kristaller i utbyte mot färgningar.

Att generera BaCO₃ av syntetisk användning är det nödvändigt att eliminera föroreningarna av whiterit, såsom indikeras av följande reaktioner:

BaCO₃(s, oren) + 2NH₄Cl (s) + Q (värme) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (1) + CO₂(G)

BaCl₂(aq) + (NH₄)₂CO₃(s) => BaCO₃(s) + 2NH₄Cl (aq)

Bariten är dock huvudkällan till barium, och därför börjar de industriella produktionerna av bariumföreningar från den. Bariumsulfid (BaS) syntetiseras från denna mineralprodukt, från vilken syntesen av andra föreningar och BaCO₃:

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

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

index

• 1 Fysikaliska och kemiska egenskaper
  • 1.1 Termisk sönderdelning
• 2 Kemisk struktur
• 3 användningsområden
• 4 risker
• 5 referenser

Fysikaliska och kemiska egenskaper

Det är ett pulverformigt, vitt och kristallint fastämne. Det är luktfritt, fult och dess molekylvikt är 197,89 g / mol. Den har en densitet av 4,43 g / ml och ett obefintligt ångtryck.

Den har brytningsindex av 1 529, 1 676 och 1 677. Meteriten avger ljus när den absorberar ultraviolett strålning: från ett klart vitt ljus med blåaktiga toner till ett gult ljus.

Det är mycket olösligt i vatten (0,02 g / L) och i etanol. I sura lösningar av HCl bildas det lösliga saltet av bariumklorid (BaCl₂), vilket förklarar dess löslighet i dessa sura medier. I fallet med svavelsyra fälls det ut som det olösliga saltet BaSO₄.

BaCO₃(s) + 2HCl (aq) => BaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂O (l)

BaCO₃(er) + H₂SW₄(aq) => BaSO₄(s) + CO₂(g) + H₂O (l)

Eftersom det är en jonisk fast substans, är den också olöslig i apolära lösningsmedel. Bariumkarbonatet smälter vid 811 ºC; Om temperaturen ökar runt 1380-1400 ºC, genomgår den salta vätskan kemisk sönderdelning istället för kokning. Denna process gäller för alla metallkarbonater: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(G).

Termisk sönderdelning

BaCO₃(s) => BaO (s) + CO₂(G)

Om de joniska fastämnena kännetecknas av att de är mycket stabila, sönderfaller karbonaterna därför? Byter metall M temperaturen vid vilken fastämnet sönderdelas? De joner som utgör bariumkarbonatet är Ba²⁺ och CO₃^2-, både skrymmande (dvs med stora jonradier). CO₃^2- Det ansvarar för nedbrytningen:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Oxidjonen (O^2-) är bunden till metallen för att bilda MO, metalloxiden. MO genererar en ny jonstruktur där i allmänhet ju mer lika storleken av dess joner desto stabilare är den resulterande strukturen (nätverksentalpi). Det motsatta händer om M ionerna⁺ och O^2- de har mycket ojämna jonradier.

Om nätverksenthalpin för MO är stor, är sönderdelningsreaktionen energetiskt föredragen, vilket kräver lägre uppvärmningstemperaturer (lägre kokpunkter).

Å andra sidan, om MO har en liten nätverksenthali (som i fallet med BaO, där Ba²⁺ har en större jonisk radie än O^2-) sönderdelning är mindre gynnad och kräver högre temperaturer (1380-1400ºC). I fallet MgCO₃, CaCO₃ och SrCO₃, de sönderdelas vid lägre temperaturer.

Kemisk struktur

CO-anjonen₃^2- har en dubbelbindning resonans mellan tre syreatomer, två av dessa negativt laddade för att attrahera Ba-katjonen²⁺.

Medan båda jonerna kan betraktas som laddade sfärer, är CO₃^2- den har en trigonalplan geometri (den platta triangeln dras av de tre syreatomerna), eventuellt blir en negativ "kudde" för Ba²⁺.

Dessa joner interagerar elektrostatiskt för att bilda ett kristallint arrangemang av orthorhombisk typ, med övervägande joniska bindningar.

Varför är BaCO inte lösligt?₃ i vatten? Förklaringen baseras helt enkelt på det faktum att joner stabiliseras bättre i kristallgitteret än hydratiseras av molekylära sfäriska vattenlager.

Från en annan vinkel kan vattenmolekyler vara svårt att övervinna de starka elektrostatiska attraktionerna mellan de två jonerna. Inom dessa kristallina nätverk kan de få orenheter som ger färg till sina vita kristaller.

tillämpningar

Vid en blick, en del av BaCO₃ får inte lova någon praktisk tillämpning i det dagliga livet, men om du ser en vitare mineralsk kristall, vit som mjölk, börjar det förstå varför din ekonomiska efterfrågan.

Det används för att göra bariumglasögon eller som tillsats för att stärka dem. Det används också vid tillverkning av optiska glasögon.

Grund av dess stora entalpi nätverk och olöslighet, det används vid tillverkning av olika typer av legeringar, gummi, ventiler, golvbeläggningar, färger, keramer, smörjmedel, plaster, fetter och cement.

På samma sätt används den som ett gift för möss. I syntes används detta salt för att framställa andra bariumföreningar, och tjänar således som material för elektroniska anordningar.

BaCO₃ kan syntetiseras som nanopartiklar och uttrycker på mycket små skalor nya intressanta egenskaper hos whiterite. Dessa nanopartiklar används för att impregnera metallytor, specifikt kemiska katalysatorer.

Det har visat sig att förbättra oxidationskatalysatorerna, och det på något sätt gynnar migrationen av syremolekyler genom dess yta.

De betraktas som verktyg för att påskynda de processer i vilka oxygener ingår. Och slutligen används de för att syntetisera supramolekylära material.

risker

BaCO₃ Det är giftigt genom intag och orsakar oändliga obehagliga symptom som leder till dödsfall från andningsfel eller hjärtstopp. Av denna anledning rekommenderas inte att transporteras bredvid ätbara varor.

Det orsakar rodnad i ögonen och huden, förutom att hosta och ont i halsen. Det är en giftig förening, även om den lätt kan manipuleras med nakna händer om intaget undviks till varje pris.

Det är inte brandfarligt, men vid höga temperaturer sönderdelas det bildande av BaO och CO₂, giftiga och oxiderande produkter som kan bränna andra material.

I organismen deponeras barium i ben och andra vävnader, som ersätter kalcium i många fysiologiska processer. Det blockerar också kanalerna där Kionerna reser⁺, förhindra dess diffusion genom cellmembran.

referenser

1. PubChem. (2018). Bariumkarbonat. Hämtad den 24 mars 2018, från PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Bariumkarbonat. Hämtad den 24 mars 2018, från Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Bariumkarbonat. Hämtat den 24 mars 2018, från ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bariumkarbonat Nanopartiklar som synergistiska Katalysatorer för Oxygen reduktionsreaktionen på La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Solid-oxidbränslecell katoder. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983). Robbins Collectors Book of Fluorescent Minerals. Beskrivning av fluorescerande mineraler, p-117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi i Strukturen av enkla fasta ämnen (fjärde upplagan, s. 99-102). Mc Graw Hill.