Bariumkarbonat: Egenskaper, kjemisk struktur, bruk
Bariumkarbonat er et uorganisk salt av bariummetall, nest siste element i gruppe 2 i det periodiske bordet og tilhører jordalkalimetaller. Dens kjemiske formel er BaCO 3 og er tilgjengelig i markedet som et hvitt krystallinsk pulver.
Hvordan får du det? Bariummetallet finnes i mineraler, for eksempel baritt (BaSO 4 ) og whiterite (BaCO 3 ). Whiterite er forbundet med andre mineraler som trekker renhetsnivåer fra deres hvite krystaller i bytte for farger.
For å generere BaCO 3 for syntetisk bruk er det nødvendig å eliminere urenheter fra hviterite, som angitt av følgende reaksjoner:
BaCO 3 (s, urent) + 2NH 4 Cl (s) + Q (varme) => BaCl2 (aq) + 2NH3 (g) + H20 (l) + CO2 (g)
BaCl2 (aq) + (NH4) 2CO3 (s) => BaCO3 (s) + 2NH4Cl (aq)
Baritten er imidlertid den viktigste kilden til barium, og det er derfor de industrielle produktioner av bariumforbindelser starter fra det. Fra dette mineralet syntetiseres bariumsulfid (BaS), produkt hvor syntese av andre forbindelser og BaCO3 fører til :
BaS (s) + Na2C03 (s) => BaCO3 (s) + Na2S (s)
BaS (s) + CO2 (g) + H20 (l) => BaCO3 (s) + (NH4) 2S (aq)
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 meteritt 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 sure løsninger av HC1 dannes det oppløselige saltet av bariumklorid (BaCl 2 ), som forklarer dets løselighet i disse sure medier. Når det gjelder svovelsyre, utfelles det som det uoppløselige saltet BaSO 4 .
BaCO3 (s) + 2HCl (aq) => BaCl2 (aq) + CO2 (g) + H20 (l)
BaCO3 (s) + H2SO4 (aq) => BaSO4 (s) + CO2 (g) + H20 (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: MCO 3 (s) => MO (s) + CO 2 (g).
Termisk dekomponering
BaCO 3 (s) => BaO (s) + CO 2 (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-, begge store (det vil si med store ioniske radier). CO 3 2- er ansvarlig for dekomponeringen:
CO 3 2- (s) => O2- (g) + CO2 (g)
Oxidjonen (O2-) binder seg til metallet for å danne MO, metalloksidet. MO genererer en ny ionisk struktur der i alminnelighet jo mer lik størrelsen på ioner, jo mer stabil er den resulterende strukturen (nettverksenthalpi). Det motsatte skjer dersom M + og O2- ioner har svært 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 en liten nettverksenthalpi (som i tilfelle av BaO, hvor Ba2 + har en større ionisk radius enn O2-), er dekomponeringen mindre favorisert og krever høyere temperaturer (1380-1400ºC). I tilfeller av MgCO3, CaCO3 og SrCO3 dekomponerer de ved lavere temperaturer.
Kjemisk struktur
CO 3 2-anionen har et dobbeltbinding resonerende mellom tre oksygenatomer, hvorav to av disse negativt ladet for å tiltrekke Ba 2+-kationen.
Mens begge ioner kan betraktes som ladede sfærer, har CO 3 2- en trigonalplan geometri (den flate trekant trukket av de tre oksygenatomene), muligens blitt en negativ "pute" for Ba2 +.
Disse ionene interagerer elektrostatisk for å danne et krystallinsk arrangement av ortorbombisk type, idet bindingene overveiende er ioniske.
I så fall er hvorfor BaCO 3 ikke løselig 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
Ved første øyekast kan en del av BaCO 3 ikke love noen praktisk anvendelse i dagliglivet, men hvis du ser på en krystall av hviterit mineral, hvitt som melk, begynner grunnen til din økonomiske etterspørsel å gi mening.
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 entalpi av nettverk 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. Kort sagt, dette saltet brukes til å produsere andre bariumforbindelser, og tjener dermed som materialer for elektroniske enheter.
BaCO 3 kan syntetiseres som nanopartikler, og uttrykker på svært små skala nye interessante egenskaper av hviteritt. Disse nanopartikler brukes til å impregnere metalloverflater, spesielt kjemiske katalysatorer.
Det har blitt funnet å forbedre oksydasjonskatalysatorene, og til en viss grad favoriserer migrasjonen av oksygenmolekyler gjennom 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
BaCO 3 er giftig ved inntagelse, og forårsaker uendelig ubehagelige symptomer som fører til dødsfall fra respirasjonsfeil eller hjertestans; Av denne grunn anbefales det ikke å transporteres sammen med spiselige varer.
Det forårsaker rødhet i øynene og huden, i tillegg til hoste og ondt i halsen. Det er en giftig forbindelse, men lett manipulert med bare hender hvis inntaket unngås til enhver pris.
Det er ikke brannfarlig, men ved høye temperaturer dekomponeres det å danne BaO og CO 2, giftige produkter og oksidanter 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 gjennom hvilke K + ioner reiser, og forhindrer diffusjonen gjennom cellemembraner.
