Karbonaattibaariominaisuudet, kemiallinen rakenne, käyttö



bariumkarbonaatti on epäorgaaninen bariummetallisuola, jaksollisen taulukon ryhmän 2 viimeinen elementti ja kuuluu maa-alkalimetalleihin. Sen kemiallinen kaava on BaCO3 ja se on markkinoilla markkinoilla kiteisen valkoisen jauheen muodossa.

Miten saat sen? Bariummetalli löytyy mineraaleista, kuten bariitista (BaSO)4) ja whiterita (BaCO)3). Valkoisempi liittyy muihin mineraaleihin, jotka vähentävät puhtausasteita valkoisilta kiteistään värjäyksiä vastaan.

Luo BaCO3 synteettisestä käytöstä on välttämätöntä poistaa valkoisemman epäpuhtaudet, kuten seuraavat reaktiot osoittavat:

BaCO3(s, epäpuhdas) + 2NH4Cl (s) + Q (lämpö) => BaCl2(aq) + 2NH3(g) + H2O (l) + CO2(G)

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

Bariitti on kuitenkin bariumin pääasiallinen lähde, ja tästä syystä bariumyhdisteiden teolliset tuotokset alkavat siitä. Bariumisulfidi (BaS) syntetisoidaan tästä mineraali- tuotteesta, josta syntyy muiden yhdisteiden ja BaCO: n synteesi3:

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

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

indeksi

  • 1 Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
    • 1.1 Terminen hajoaminen
  • 2 Kemiallinen rakenne
  • 3 Käyttö
  • 4 Riskit
  • 5 Viitteet

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Se on jauhemainen, valkoinen ja kiteinen kiinteä aine. Se on hajuton, ruma ja sen molekyylipaino on 197,89 g / mol. Sen tiheys on 4,43 g / ml ja höyrynpaine ei ole olemassa.

Sen taitekertoimet ovat 1 529, 1 676 ja 1 677. Ateriitti säteilee valoa, kun se absorboi ultraviolettisäteilyä: kirkkaasta valkoisesta valosta ja sinertävistä sävyistä keltaiselle valolle.

Se on hyvin liukenematon veteen (0,02 g / l) ja etanoliin. HCl: n happoliuoksissa muodostuu bariumkloridin (BaCl: n) liukoinen suola2), joka selittää sen liukoisuuden näihin happamiin väliaineisiin. Rikkihapon tapauksessa se saostuu liukenemattomana suolana BaSO4.

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

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

Koska se on ioninen kiinteä aine, se on myös liukenematon apolaarisiin liuottimiin. Bariumkarbonaatti sulaa 811 ° C: ssa; Jos lämpötila nousee noin 1380-1400 ºC, suolainen neste hajoaa kemiallisesti kiehumisen sijaan. Tämä prosessi tapahtuu kaikkien metallikarbonaattien osalta: MCO3(s) => MO (s) + CO2(G).

Terminen hajoaminen

BaCO3(s) => BaO (s) + CO2(G)

Jos ioniset kiinteät aineet ovat hyvin stabiileja, miksi karbonaatit hajoavat? Onko metalli M muuttaa lämpötilaa, jolla kiinteä aine hajoaa? Bariumkarbonaattia muodostavat ionit ovat Ba2+ ja CO32-, molemmat vieviä (eli suuria ionisäteitä). CO32- Se vastaa hajoamisesta:

CO32-(s) => O2-(g) + CO2(G)

Oksidi-ioni (O2-) on sitoutunut metalliin MO: n muodostamiseksi, metallioksidi. MO synnyttää uuden ionirakenteen, jossa yleisesti ottaen sitä enemmän samanlainen kuin sen ionien koko, mitä stabiilimmin tuloksena oleva rakenne (verkon entalpia). Päinvastoin tapahtuu, jos M-ionit+ ja O2- niillä on hyvin epätasainen ionisäde.

Jos MO: n entalpia on suuri, hajoamisreaktio suosii energisesti, mikä vaatii alhaisempia kuumennustiloja (alemmat kiehumispisteet).

Toisaalta, jos MO: lla on pieni verkon entalpia (kuten BaO: n tapauksessa, jossa Ba2+ on suurempi ionisäde kuin O2-) hajoaminen on vähemmän suotuisa ja vaatii korkeampia lämpötiloja (1380–1400 ºC). MgCO: n tapauksessa3, CaCO3 ja SrCO3, ne hajoavat alhaisissa lämpötiloissa.

Kemiallinen rakenne

CO-anioni32- sillä on kaksoissidos, joka resonoi kolmen happiatomin välillä, joista kaksi on negatiivisesti varautunut houkuttelemaan Ba-kationia2+.

Vaikka molempia ioneja voidaan pitää varautuneina palloina, CO32- siinä on trigonaalitason geometria (kolmen happiatomin vetämä tasainen kolmio), josta voi tulla negatiivinen "tyyny" Ba: lle2+.

Nämä ionit vaikuttavat sähköstaattisesti muodostaen ortorombisen tyypin kiteisen järjestelyn, jossa on pääasiassa ionisia sidoksia.

Missä tapauksessa BaCO ei liukene?3 vedessä? Selitys perustuu yksinkertaisesti siihen tosiasiaan, että ionit ovat paremmin stabiloituneet kidehilassa kuin molekyylien pallomaiset kerrokset hydratoituneet.

Toiselta kulmalta vesimolekyyleillä on vaikea ratkaista vahvoja sähköstaattisia nähtävyyksiä kahden ionin välillä. Näissä kiteisissä verkoissa ne voivat sisältää epäpuhtauksia, jotka antavat väriä valkoisille kiteilleen.

sovellukset

Lyhyesti, osa BaCO: sta3 ei ehkä lupaa mitään käytännön sovelluksia jokapäiväisessä elämässä, mutta jos näet valkoisemman mineraalikiteen, valkoinen kuin maito, se alkaa ymmärtää, miksi taloudellinen kysyntäsi.

Sitä käytetään bariumlasien valmistamiseen tai lisäaineena niiden vahvistamiseen. Sitä käytetään myös optisten lasien valmistuksessa.

Suuren verkon entalpian ja liukenemattomuuden vuoksi sitä käytetään erilaisten seosten, kumien, venttiilien, lattianpäällysteiden, maalien, keramiikan, voiteluaineiden, muovien, rasvojen ja sementtien valmistukseen..

Samoin sitä käytetään myrkkynä hiirille. Synteesissä tätä suolaa käytetään muiden bariumyhdisteiden tuottamiseen, ja siten ne toimivat elektronisten laitteiden materiaaleina.

BaCO3 voidaan syntetisoida nanopartikkeleina, jotka ilmentävät hyvin pieniä mittakaavoja valkoisemman uuden mielenkiintoisen ominaisuuden. Näitä nanohiukkasia käytetään metallipintojen, erityisesti kemiallisten katalyyttien, kyllästämiseen.

On havaittu parantavan hapetuskatalyyttejä, ja se suosii jotenkin happimolekyylien siirtymistä sen pinnalla.

Niitä pidetään välineinä, joilla nopeutetaan prosesseja, joissa oksygeenit on sisällytetty. Ja lopuksi niitä käytetään supramolekyylisten materiaalien syntetisoimiseen.

riskejä

BaCO3 se on myrkyllistä nieltynä, mikä aiheuttaa äärettömän epämiellyttäviä oireita, jotka johtavat hengitysvajauksen tai sydämen pysähtymisen kuolemaan; Tästä syystä ei suositella kuljetettavaksi syötävien tavaroiden viereen.

Se aiheuttaa silmien ja ihon punoitusta yskän ja kurkkukipun lisäksi. Se on myrkyllinen yhdiste, vaikka sitä voidaan helposti käsitellä paljain käsin, jos sen nauttiminen vältetään joka tapauksessa.

Se ei ole syttyvää, mutta korkeissa lämpötiloissa se hajoaa muodostaen BaO: n ja CO: n2, myrkyllisiä ja hapettavia tuotteita, jotka voivat polttaa muita materiaaleja.

Organisaatiossa barium kerääntyy luuhun ja muihin kudoksiin, jotka korvaavat kalsiumin monissa fysiologisissa prosesseissa. Se estää myös kanavat, joissa K-ionit kulkevat+, estämään sen diffuusion solukalvojen läpi.

viittaukset

  1. Pubchem. (2018). Bariumkarbonaatti. Haettu 24. maaliskuuta 2018 osoitteesta PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  2. Wikipedia. (2017). Bariumkarbonaatti. Haettu 24. maaliskuuta 2018 Wikipediasta: en.wikipedia.org
  3. ChemicalBook. (2017). Bariumkarbonaatti. Haettu 24. maaliskuuta 2018 ChemicalBookista: chemicalbook.com
  4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bariumkarbonaatti-nanohiukkaset synergistisinä katalysaattoreina hapen pelkistysreaktiolle La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D: llä. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
  5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins Collector's Fluorescent Mineralsin kirja. Fluoresoivien mineraalien kuvaus, p-117.
  6. Shiver & Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia sisään Yksinkertaisten kiinteiden aineiden rakenne (neljäs painos., s. 99-102). Mc Graw Hill.