Karbonát-bárium tulajdonságai, kémiai szerkezete, felhasználása

az bárium-karbonát a bárium fém szervetlen sója, a periódusos rendszer 2. csoportjának utolsó előtti eleme, és az alkáliföldfémekhez tartozik. Kémiai képlete BaCO₃ és a piacon kristályos fehér por formájában kapható.

Hogyan kapod meg? A bárium fém az ásványi anyagokban, például a baritban (BaSO) található.₄) és whiterita (BaCO)₃). A whiterite más ásványi anyagokkal van társítva, amelyek színváltozásért cserélik a fehér kristályok tisztasági szintjét.

A BaCO létrehozása₃ szintetikus felhasználás esetén a fehérítő szennyeződését el kell távolítani, amint azt a következő reakciók jelzik:

Baco₃(s, szennyezett) + 2NH₄Cl (s) + Q (hő) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (l) + CO₂(G)

BaCl₂(aq) + (NH₄)₂CO₃s) => BaCO₃(s) + 2NH₄Cl (aq)

A barit azonban a fő báriumforrás, ezért kezdődik belőle a báriumvegyületek ipari termelése. A bárium-szulfidot (BaS) ennek az ásványi anyagnak a szintéziséből állítják elő, amelyből más vegyületek és a BaCO szintézisét végzik₃:

BaS (s) + Na₂CO₃s) => BaCO₃(s) + Na₂S (s)

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

index

• 1 Fizikai és kémiai tulajdonságok
  • 1.1 Termikus bomlás
• 2 Kémiai szerkezet
• 3 Használat
• 4 Kockázatok
• 5 Referenciák

Fizikai és kémiai tulajdonságok

Poros, fehér és kristályos szilárd anyag. Szagtalan, csúnya és molekulatömege 197,89 g / mol. Sűrűsége 4,43 g / ml és nem létező gőznyomás.

A törésmutatói 1,529, 1,676 és 1,677. Az aritit fényt bocsát ki, amikor elnyeli az ultraibolya sugárzást: a fényes fehér fénytől a kékes tónusoktól a sárga fényig.

Vízben (0,02 g / l) és etanolban erősen oldhatatlan. A sósavoldatokban a bárium-klorid (BaCl) oldható sóját képezik₂), amely magyarázza az oldhatóságát ezekben a savas közegekben. A kénsav esetében az oldhatatlan só BaSO-ként kicsapódik₄.

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

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

Mivel egy ionos szilárd anyag, az apoláros oldószerekben is oldhatatlan. A bárium-karbonát 811 ° C-on olvad; Ha a hőmérséklet 1380-1400 ° C körül emelkedik, a sós folyadék kémiai bomlást okoz a forralás helyett. Ez az eljárás minden fémkarbonát esetében: MCO₃s) => MO (s) + CO₂(G).

Hőbomlás

Baco₃s) => BaO (s) + CO₂(G)

Ha az ionos szilárd anyagot nagyon stabil jellemzi, miért bomlik a karbonátok? Megváltozik-e a fém M hőmérséklete, amelyen a szilárd anyag lebomlik? A bárium-karbonátot alkotó ionok Ba²⁺ és CO₃^2-, mind nagyméretű (azaz nagy ion sugárral). A CO₃^2- Felelős a bomlásért:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Az oxidion (O^2-) a fémhez kapcsolódik, hogy MO-t képezzen, a fém-oxidot. Az MO egy új ionstruktúrát generál, amelyben minél inkább hasonló az ionok mérete, annál stabilabb a kapott szerkezet (hálózati entalpia). Ellenkező esetben az M ionok⁺ és O^2- nagyon egyenlőtlen ion sugaraik vannak.

Ha a MO-ra vonatkozó hálózati entalpia nagy, a bomlási reakció energikusan előnyös, alacsonyabb fűtési hőmérsékletet igényel (alacsonyabb forráspontok).

Másrészt, ha az MO-nak kis hálózati entalpiája van (mint a BaO esetében, ahol Ba²⁺ nagyobb ionos sugárral rendelkezik, mint O^2-) a bomlás kevésbé kedvező, és magasabb hőmérsékletet igényel (1380-1400 ° C). A MgCO esetében₃, CaCO₃ és SrCO₃, alacsonyabb hőmérsékleten bomlanak.

Kémiai szerkezet

A CO anion₃^2- a kettőskötés három oxigénatom között rezonál, ezek közül kettő negatív töltésű a Ba kation vonzására²⁺.

Míg mindkét ion töltött gömböknek tekinthető, a CO₃^2- trigonális sík geometriája (a három oxigénatom által húzott lapos háromszög), amely esetleg negatív "párnává" válhat a Ba számára.²⁺.

Ezek az ionok elektrosztatikusan kölcsönhatásba lépnek az ortorombikus típusú kristályos elrendezés kialakításával..

Ebben az esetben miért nem oldható a BaCO?₃ vízben? A magyarázat egyszerűen azon a tényen alapul, hogy az ionok jobban stabilizálódnak a kristályrácsban, mint a molekuláris gömb alakú vízrétegek által hidratáltak..

Egy másik szögből a vízmolekulák nehezen tudják leküzdeni a két ion közötti erős elektrosztatikus látványosságokat. Ezeken a kristályos hálózatokon belül szennyeződéseket hordozhatnak, amelyek a fehér kristályok színét adják.

alkalmazások

Röviden, a BaCO egy része₃ nem ígérhet semmilyen gyakorlati alkalmazást a mindennapi életben, de ha fehérebb, fehérebb ásványi kristályt lát, akkor elkezd értelme, hogy miért van szükséged a gazdasági keresletre.

Báriumüvegek készítésére vagy azok erősítésére szolgáló adalékanyagként használatos. Optikai üvegek gyártásához is használják.

Nagyszerű hálózati entalpia és oldhatatlansága miatt különböző típusú ötvözetek, kaucsuk, szelepek, padlóburkolatok, festékek, kerámia, kenőanyagok, műanyagok, zsírok és cementek gyártására használják..

Hasonlóképpen az egerek méregeként is használják. A szintézis során ezt a sót más báriumvegyületek előállítására használják, és így elektronikus eszközök anyagaként szolgálnak.

A BaCO₃ nanorészecskékként szintetizálható, nagyon kis skálákban kifejezve a fehérebb érdekes tulajdonságait. Ezeket a nanorészecskéket fémfelületek, különösen kémiai katalizátorok impregnálására használják.

Úgy találták, hogy javítja az oxidációs katalizátorokat, és ez valamilyen módon elősegíti az oxigénmolekuláknak a felületén történő migrációját.

Az eszközöket úgy tekintik, hogy felgyorsítsák az oxigéneket tartalmazó folyamatokat. Végül pedig szupramolekuláris anyagok szintetizálására használják.

kockázatok

A BaCO₃ lenyeléssel mérgező, ami olyan kellemetlen tüneteket okoz, amelyek a légzési elégtelenség vagy a szívmegállás következtében halálhoz vezetnek; Ezért nem ajánlott szállítani az ehető áruk mellett.

A köhögés és a torokfájás mellett a szem és a bőr vörösségét is okozza. Ez egy mérgező vegyület, bár könnyen kezelhető csupasz kézzel, ha minden áron elkerüljük a lenyelését.

Nem gyúlékony, de magas hőmérsékleten bomlik, és képezi a BaO és a CO₂, mérgező és oxidáló termékek, amelyek más anyagokat éghetnek.

A szervezetben a báriumot csontokban és más szövetekben lerakják, és számos fiziológiai folyamatban elhelyezi a kalciumot. Azt is blokkolja a csatornákat, ahol a K ionok utaznak⁺, megakadályozza a sejtmembránokon keresztüli diffúzióját.

referenciák

1. Pubchem. (2018). Bárium-karbonát. 2018 március 24-én, a PubChem-ből: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Bárium-karbonát. Szerkesztve 2018. március 24-én, Wikipédiából: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Bárium-karbonát. 2018 március 24-én, a ChemicalBook-ból származik: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bárium-karbonát nanorészecskék szinergikus katalizátorként az oxigéncsökkentési reakcióhoz La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983), Robbins A gyűjtő könyve a fluoreszkáló ásványokról. Fluoreszcens ásványi anyagok leírása, p-117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Szervetlen kémia -ban Az egyszerű szilárd anyagok szerkezete (negyedik kiadás, 99-102. o.). Mc Graw-hegy.