Carbonaat barium eigenschappen, chemische structuur, toepassingen

de bariumcarbonaat is een anorganisch zout van bariummetaal, het voorlaatste element van groep 2 van het periodiek systeem en behoort tot de aardalkalimetalen. De chemische formule is BaCO₃ en het is beschikbaar in de markt in de vorm van kristallijn wit poeder.

Hoe krijg je het? Het bariummetaal is te vinden in mineralen, zoals bariet (BaSO)₄) en whiterita (BaCO)₃). Whiterite wordt geassocieerd met andere mineralen die zuiverheidsniveaus aftrekken van hun witte kristallen in ruil voor kleuringen.

Om de BaCO te genereren₃ van synthetisch gebruik is het noodzakelijk om de onzuiverheden van whiterite te elimineren, zoals aangegeven door de volgende reacties:

BaCOs₃(s, onzuiver) + 2NH₄Cl (s) + Q (warmte) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (l) + CO₂(G)

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

De bariet is echter de belangrijkste bron van barium en daarom vertrekken de industriële producties van bariumverbindingen daaruit. Bariumsulfide (BaS) wordt gesynthetiseerd uit dit mineraal, product waaruit de synthese van andere verbindingen en BaCO₃:

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

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

index

• 1 Fysische en chemische eigenschappen
  • 1.1 Thermische ontbinding
• 2 Chemische structuur
• 3 Gebruik
• 4 Risico's
• 5 Referenties

Fysische en chemische eigenschappen

Het is een poederachtige, witte en kristallijne vaste stof. Het is geurloos, lelijk en het molecuulgewicht is 197,89 g / mol. Het heeft een dichtheid van 4,43 g / ml en een niet-bestaande dampspanning.

Het heeft brekingsindices van 1.529, 1.676 en 1.677. De witherite straalt licht uit wanneer het ultraviolette straling absorbeert: van een helder wit licht met blauwachtige tonen tot een geel licht.

Het is zeer onoplosbaar in water (0,02 g / l) en in ethanol. In zure oplossingen vormt HC1 het oplosbare zout van bariumchloride (BaCl₂), wat de oplosbaarheid in deze zure media verklaart. In het geval van zwavelzuur precipiteert het als het onoplosbare zout BaSO₄.

BaCOs₃(s) + 2HCl (aq) => BaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂O (l)

BaCOs₃(s) + H₂SW₄(aq) => BaSO₄(s) + CO₂(g) + H₂O (l)

Omdat het een ionische vaste stof is, is het ook onoplosbaar in apolaire oplosmiddelen. Het bariumcarbonaat smelt bij 811 ºC; Als de temperatuur rond 1380-1400 ° C stijgt, ondergaat de zoute vloeistof chemische ontleding in plaats van koken. Dit proces vindt plaats voor alle metaalcarbonaten: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(G).

Thermische ontbinding

BaCOs₃(s) => BaO (s) + CO₂(G)

Als de ionische vaste stoffen worden gekenmerkt door het feit dat ze erg stabiel zijn, waarom ontbinden de carbonaten dan? Verandert metaal M de temperatuur waarbij de vaste stof uiteenvalt? De ionen waaruit het bariumcarbonaat bestaat, zijn Ba²⁺ en CO₃^2-, beide volumineus (dwz met grote ionenstralen). De CO₃^2- Het is verantwoordelijk voor de ontbinding:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Het oxide-ion (O^2-) is gebonden aan het metaal om MO, het metaaloxide, te vormen. MO genereert een nieuwe ionische structuur waarin, hoe algemener de grootte van zijn ionen is, hoe stabieler de resulterende structuur (netwerk enthalpie) is. Het tegenovergestelde gebeurt als de M-ionen⁺ en O^2- ze hebben zeer ongelijke ionenstralen.

Als de netwerkenthalpie voor MO groot is, wordt de ontledingsreactie energetisch bevoordeeld, wat lagere verwarmingstemperaturen vereist (lagere kookpunten).

Aan de andere kant, als MO een kleine netwerkenthalpie heeft (zoals in het geval van BaO, waar Ba²⁺ heeft een grotere ionische straal dan O^2-) Ontleding heeft minder voorkeur en vereist hogere temperaturen (1380-1400ºC). In het geval van MgCO₃, CaCO₃ en SrCO₃, ze ontleden bij lagere temperaturen.

Chemische structuur

Het CO-anion₃^2- heeft een dubbele binding die resoneert tussen drie zuurstofatomen, waarvan twee negatief geladen zijn om de Ba-kation aan te trekken²⁺.

Hoewel beide ionen als geladen bollen kunnen worden beschouwd, is de CO₃^2- het heeft een trigonale vlakgeometrie (de platte driehoek getekend door de drie zuurstofatomen), mogelijk een negatief "kussen" voor de ba worden²⁺.

Deze ionen interageren elektrostatisch om een ​​kristallijnen rangschikking van orthorhombisch type te vormen, met overwegend ionische bindingen.

Waarom is BaCO in dat geval niet oplosbaar?₃ in water? De verklaring is eenvoudig gebaseerd op het feit dat de ionen beter zijn gestabiliseerd in het kristalrooster dan gehydrateerd door moleculaire bolvormige lagen water.

Vanuit een andere hoek vinden watermoleculen het moeilijk om de sterke elektrostatische aantrekkelijkheid tussen de twee ionen te overwinnen. Binnen deze kristallijne netwerken kunnen ze onzuiverheden bevatten die kleur geven aan hun witte kristallen.

toepassingen

In één oogopslag een deel van BaCO₃ mag geen praktische toepassing in het dagelijks leven beloven, maar als je een witter mineraal kristal ziet, wit als melk, begint het logisch te worden waarom je economische vraag.

Het wordt gebruikt om bariumglazen te maken of als additief om ze te versterken. Het wordt ook gebruikt bij de vervaardiging van optische glazen.

Vanwege de grote enthalpie en onoplosbaarheid van het netwerk, wordt het gebruikt bij de vervaardiging van verschillende soorten legeringen, rubbers, kleppen, vloerbedekkingen, verven, keramiek, smeermiddelen, kunststoffen, vetten en cementen..

Evenzo wordt het gebruikt als een gif voor muizen. In de synthese wordt dit zout gebruikt om andere bariumverbindingen te produceren en dient het dus als materiaal voor elektronische apparaten.

De BaCO₃ kan worden gesynthetiseerd als nanodeeltjes en op zeer kleine schaal nieuwe interessante eigenschappen van whiteriet tot expressie brengen. Deze nanodeeltjes worden gebruikt voor het impregneren van metalen oppervlakken, met name chemische katalysatoren.

Er is gevonden dat het de oxidatiekatalysatoren verbetert, en dat op de een of andere manier de migratie van zuurstofmoleculen door het oppervlak ervan bevordert.

Ze worden beschouwd als hulpmiddelen om de processen waarin zuurstoffen worden opgenomen te versnellen. En ten slotte worden ze gebruikt om supramoleculaire materialen te synthetiseren.

risico's

De BaCO₃ het is giftig door ingestie, waardoor een oneindigheid aan onaangename symptomen ontstaat die leiden tot de dood door respiratoir falen of hartstilstand; Om deze reden wordt het niet aanbevolen om naast eetbare goederen te worden vervoerd.

Het veroorzaakt roodheid van de ogen en de huid, naast hoest en keelpijn. Het is een giftige stof, hoewel gemakkelijk manipuleerbaar met blote handen als de inname ervan ten koste van alles wordt vermeden.

Het is niet brandbaar, maar bij hoge temperaturen ontbindt het vorming van BaO en CO₂, giftige en oxiderende producten die andere materialen kunnen verbranden.

In het organisme wordt het barium afgezet in botten en andere weefsels, waarbij calcium wordt verdrongen in vele fysiologische processen. Het blokkeert ook de kanalen waar de K ionen naartoe reizen⁺, voorkomen van de diffusie door celmembranen.

referenties

1. PubChem. (2018). Bariumcarbonaat. Opgehaald op 24 maart 2018, van PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Bariumcarbonaat. Opgehaald op 24 maart 2018, op Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Bariumcarbonaat. Opgehaald op 24 maart 2018, van ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bariumcarbonaat-nanodeeltjes als synergetische katalysatoren voor de zuurstofreductiereactie op La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Vasteoxidebrandstofcelcathoden. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983). Robbins Het boek van Fluorescerende mineralen van de verzamelaar. Beschrijving van fluorescerende mineralen, p-117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie in De structuur van eenvoudige vaste stoffen (vierde druk., pp. 99-102). Mc Graw Hill.