Карбонатни баријум, хемијска структура, употреба



Тхе баријум карбонат је неорганска со метала баријума, претпоследњи елемент групе 2 периодног система и припада земноалкалним металима. Његова хемијска формула је БаЦО3 и доступан је на тржишту у облику кристалног белог праха.

Како то схватате? Баријум се налази у минералима, као што је барит (БаСО)4) и вхитерита (БаЦО)3). Вхитерите је повезан са другим минералима који одузимају нивое чистоће из њихових белих кристала у замену за боје.

Да генеришемо БаЦО3 од синтетичке употребе потребно је елиминисати нечистоће битерета, као што показују следеће реакције:

БаЦО3(с, нечисто) + 2НХ4Цл (с) + К (топлота) => БаЦл2(ак) + 2НХ3(г) + Х2О (л) + ЦО2(г)

БаЦл2(ак) + (НХ.)4)2ЦО3(с) => БаЦО3(с) + 2НХ4Цл (ак)

Барит је, међутим, главни извор баријума и зато од њега полазе индустријске производње баријумских једињења. Из овог минерала синтетише се баријум сулфид (БаС), производ из којег се синтеза других једињења и БаЦО3:

БаС (с) + На2ЦО3(с) => БаЦО3(с) + На2С (с)

БаС (с) + ЦО2(г) + Х2О (л) => БаЦО3(с) + (НХ4)2С (ак)

Индек

  • 1 Физичка и хемијска својства
    • 1.1 Термичка декомпозиција
  • 2 Хемијска структура
  • 3 Усес
  • 4 Ризици
  • 5 Референце

Физичке и хемијске особине

То је прашкаста, бела и кристална чврста супстанца. Без мириса је, неугледан, а његова молекуларна тежина је 197,89 г / мол. Има густину од 4.43 г / мЛ и непостојећи притисак паре.

Индекси лома су 1,529, 1,676 и 1,677. Витерит емитује светлост када апсорбује ултраљубичасто зрачење: од светло беле светлости са плавичастим тоновима, до жуте светлости.

Веома је нерастворљив у води (0.02 г / Л) и етанолу. У киселим растворима ХЦл формира растворну со баријум хлорида (БаЦл2), што објашњава његову растворљивост у овим киселим медијима. У случају сумпорне киселине, таложи се као нерастворна со БаСО4.

БаЦО3(с) + 2ХЦл (ак) => БаЦл2(ак) + ЦО2(г) + Х2О (л)

БаЦО3(с) + Х2СО4(ак) => БаСО4(с) + ЦО2(г) + Х2О (л)

Пошто је то јонска чврста материја, она је такође нерастворљива у аполарним растварачима. Баријум карбонат се топи на 811 ºЦ; Ако се температура повећа око 1380-1400 ºЦ, слана течност се подвргава хемијској разградњи уместо кључања. Овај процес се дешава за све металне карбонате: МЦО3(с) => МО (с) + ЦО2(г).

Тхермал децомпоситион

БаЦО3(с) => БаО (с) + ЦО2(г)

Ако су јонске чврсте материје веома стабилне, зашто се карбонати разграђују? Да ли метал М мења температуру при којој се чврстоћа разлаже? Јони који чине баријум карбонат су Ба2+ и ЦО32-, оба су гломазна (тј. са великим радијусима јона). ЦО32- Одговоран је за разградњу:

ЦО32-(с) => О2-(г) + ЦО2(г)

Оксидни јон (О2-) је везан за метал да формира МО, метални оксид. МО генерише нову јонску структуру у којој је, по правилу, сличнија величина његових јона, стабилнија добијена структура (енталпија мреже). Догађа се супротно ако су иони М+ и О2- они имају веома неравномерне радијусе јона.

Ако је енталпија мреже за МО велика, реакција разградње је енергетски повољнија, што захтијева ниже температуре загријавања (ниже тачке кључања).

С друге стране, ако МО има малу енталпију мреже (као у случају БаО, гдје је Ба2+ има већи ионски радијус од О2-) разградња је мање омиљена и захтијева више температуре (1380-1400ºЦ). У случајевима МгЦО3, ЦаЦО3 анд СрЦО3, разграђују се на нижим температурама.

Хемијска структура

ЦО анион32- има двоструку везу резонантну између три атома кисеоника, од којих су два негативно набијена да привуку катион2+.

Док се оба иона могу сматрати набијеним сферама, ЦО32- има геометрију тригоналне равнине (раван трокут нацртан од стране три атома кисеоника), вероватно постаје негативан "јастук" за Ба2+.

Ови иони интерактивно електростатички формирају кристалну структуру орторомског типа, са претежно ионским везама.

У том случају, зашто БаЦО није растворљив?3 у води? Објашњење се једноставно заснива на чињеници да су јони боље стабилизовани у кристалној решетки, него да су хидрирани молекуларним сферним слојевима воде..

Из другог угла, молекули воде тешко превазилазе јаке електростатичке атракције између два јона. Унутар ових кристалних мрежа могу се налазити нечистоће које дају боју њиховим бијелим кристалима.

Усес

На први поглед, део БаЦО-а3 можда неће обећати никакву практичну примјену у свакодневном животу, али ако видите бјеличасти минерални кристал, бијели као млијеко, почиње да има смисла зашто ваша економска потражња.

Користи се за прављење баријалних стакала или као адитив за њихово јачање. Такође се користи у производњи оптичких стакала.

Због велике енталпије мреже и нетопљивости, користи се у производњи различитих врста легура, гума, вентила, подних облога, боја, керамике, мазива, пластике, масти и цемента..

Исто тако, користи се као отров за мишеве. У синтези, ова со се користи за производњу других спојева баријума, и тако служи као материјал за електронске уређаје.

Тхе БаЦО3 могу се синтетизовати као наночестице, изражавајући на врло малим скалама нове интересантне особине битерета. Ове наночестице се користе за импрегнацију металних површина, посебно хемијских катализатора.

Утврђено је да побољшава оксидационе катализаторе, и то некако погодује миграцији молекула кисеоника по његовој површини.

Они се сматрају алатима за убрзавање процеса у којима су уграђени кисеоници. И на крају, користе се за синтезу супрамолекуларних материјала.

Ризици

Тхе БаЦО3 он је отрован због гутања, изазивајући бесконачност непријатних симптома који доводе до смрти од респираторне инсуфицијенције или срчаног застоја; Из тог разлога није препоручљиво транспортовати поред јестиве робе.

Он изазива црвенило очију и коже, поред кашља и упале грла. То је токсично једињење, мада је лако манипулирати голим рукама ако се његово гутање избегне по сваку цену.

Није запаљив, али се при високим температурама разграђује формирајући БаО и ЦО2, токсични и оксидујући производи који могу да сагоревају друге материјале.

У организму се бариј депонује у костима и другим ткивима, замењујући калцијум у многим физиолошким процесима. Такође блокира канале у којима путују К иони+, спречавање дифузије кроз ћелијске мембране.

Референце

  1. ПубЦхем. (2018). Баријум карбонат. Преузето 24. марта 2018. из ПубЦхем: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
  2. Википедиа. (2017). Баријум карбонат. Преузето 24. марта 2018. из Википедије: ен.википедиа.орг
  3. ЦхемицалБоок. (2017). Баријум карбонат. Преузето 24. марта 2018, од ЦхемицалБоок: цхемицалбоок.цом
  4. Хонг Т., С. Бринкман К., Ксиа Ц. (2016). Наночестице баријум карбоната као синергијски катализатори за реакцију редукције кисеоника на катодама чврстих оксида на горивим ћелијама Ла0.6Ср0.4Цо0.2Фе0.8О3! Д. ЦхемЕлецтроЦхем 3, 1 - 10.
  5. Роббинс Мануел А. (1983) Роббинс Тхе Цоллецтор'с Боок оф Флуоресцент Минералс. Опис флуоресцентних минерала, п-117.
  6. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија Ин Структура једноставних чврстих материја (четврто издање, стр. 99-102). Мц Грав Хилл.