Karbonato bario savybės, cheminė struktūra, panaudojimas



The bario karbonatas yra neorganinė bario metalo druska, periodinės lentelės 2 grupės priešpaskutinis elementas ir priklauso šarminiams žemės metalams. Jo cheminė formulė yra BaCO3 ir jis yra rinkoje baltos spalvos miltelių pavidalu.

Kaip tai gauti? Bario metalas randamas mineraluose, tokiuose kaip baritas (BaSO).4) ir whiterita (BaCO)3). Baltesnis yra susijęs su kitomis mineralinėmis medžiagomis, atimančiomis grynumo lygį nuo baltų kristalų mainais į spalvą.

Sukurti „BaCO“3 sintetinio naudojimo atveju būtina pašalinti baltumo priemaišas, kaip rodo šios reakcijos:

BaCO3(s, priemaiša) + 2NH4Cl (s) + Q (šiluma) => BaCl2(aq) + 2NH3(g) + H2O (l) + CO2(g)

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

Tačiau baritas yra pagrindinis bario šaltinis, todėl iš jo prasideda bario junginių pramoninės produkcijos. Iš šio mineralinio produkto, iš kurio gaunama kitų junginių ir BaCO sintezė, sintetinamas bario sulfidas (BaS)3:

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

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

Indeksas

  • 1 Fizinės ir cheminės savybės
    • 1.1 Terminis skilimas
  • 2 Cheminė struktūra
  • 3 Naudojimas
  • 4 Rizika
  • 5 Nuorodos

Fizinės ir cheminės savybės

Tai yra miltelių pavidalo, balta ir kristalinė kieta medžiaga. Jis yra bekvapis, negražus ir jo molekulinė masė yra 197,89 g / mol. Jo tankis yra 4,43 g / ml, o garų slėgis neegzistuoja.

Jų lūžio rodikliai yra 1,529, 1,676 ir 1,677. Nerūdija skleidžia šviesą, kai ji sugeria ultravioletinę spinduliuotę: nuo šviesiai baltos šviesos su melsvaisiais tonais iki geltonos šviesos.

Jis labai netirpsta vandenyje (0,02 g / l) ir etanolyje. HCl rūgštuose tirpaluose susidaro tirpi bario chlorido druska (BaCl2), kuris paaiškina jo tirpumą šiose rūgštinėse terpėse. Sieros rūgšties atveju ji nusodina kaip netirpi druska BaSO4.

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

BaCO3(s) + H2SO4(aq) => BaSO4s) CO2(g) + H2O (l)

Kadangi tai yra joninė kieta medžiaga, ji taip pat netirpsta apoliniuose tirpikliuose. Bario karbonatas ištirpsta esant 811 ° C temperatūrai; Jei temperatūra pakyla apie 1380–1400 ° C, sūrus skystis chemiškai skilsta vietoj virimo. Šis procesas vyksta visiems metalų karbonatams: MCO3s) => MO (s) + CO2(g).

Terminis skilimas

BaCO3s) => BaO (s) + CO2(g)

Jei joninės kietosios medžiagos yra labai stabilios, kodėl karbonatai suskaidomi? Ar metalas M keičia temperatūrą, kurioje kietoji medžiaga suskaidoma? Jonai, kurie sudaro bario karbonatą, yra Ba2+ ir CO32-, tiek didelių gabaritų (ty su dideliais jonų spinduliais). CO32- Ji yra atsakinga už skaidymą:

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

Oksido jonas (O2-) yra prijungtas prie metalo, kad susidarytų MO, metalo oksidas. MO generuoja naują jonų struktūrą, kurioje, kaip taisyklė, kuo panašesnis yra jo jonų dydis, tuo stabilesnė gauta struktūra (tinklo entalpija). Priešingai, jei jonai yra+ ir O2- jie turi labai nevienodus jonų spindulius.

Jei tinklinio tinklo entalpija yra didelė, skilimo reakcija yra energingai palanki, todėl reikia mažesnės kaitinimo temperatūros (žemesnės virimo temperatūros).

Kita vertus, jei MO turi mažą tinklo entalpiją (kaip ir BaO atveju, kur Ba2+ turi didesnį jonų spindulį nei O2-) skilimas yra mažiau palankus ir reikalauja aukštesnės temperatūros (1380–1400 ° C). MgCO atveju3, CaCO3 ir SrCO3, jie skaidosi žemesnėje temperatūroje.

Cheminė struktūra

CO anijonas32- turi dvigubą jungtį, rezonuojančią tarp trijų deguonies atomų, du iš jų neigiamai įkrauti, kad pritrauktų Ba cation2+.

Nors abu jonus galima laikyti įkrovomis, CO32- ji turi trigoninės plokštumos geometriją (plokščią trikampį, kurį sudaro trys deguonies atomai), galbūt tapus neigiamu „pagalvė“ Ba2+.

Šie jonai elektrostatiškai sąveikauja suformuojant kristalinį ortorombišką tipą, turintį daugiausia jonų..

Tokiu atveju, kodėl „BaCO“ nėra tirpus?3 vandenyje? Paaiškinimas grindžiamas tik tuo, kad jonai yra geriau stabilizuoti kristalų grotelėse, nei hidratuoti molekuliniais sferiniais vandens sluoksniais..

Kitu kampu vandens molekulės sunku įveikti stiprius elektrostatinius atrakcionus tarp dviejų jonų. Šiuose kristaliniuose tinkluose jie gali užteršti priemaišas, kurios suteikia spalvą jų baltiems kristalams.

Naudojimas

Trumpai tariant, dalis BaCO3 negali pažadėti jokio praktinio taikymo kasdieniame gyvenime, bet jei matote baltesnį mineralinį kristalą, baltą kaip pieną, jis pradeda jausti, kodėl jūsų ekonominis poreikis.

Jis naudojamas bario akiniams gaminti arba kaip priedas jų stiprinimui. Jis taip pat naudojamas gaminant optinius stiklus.

Dėl didelio tinklo entalpijos ir netirpumo jis naudojamas įvairių rūšių lydinių, gumos, vožtuvų, grindų dangų, dažų, keramikos, tepalų, plastikų, tepalų ir cementų gamyboje..

Taip pat jis naudojamas kaip nuodų pelėms. Sintezės metu ši druska naudojama gaminant kitus bario junginius ir tokiu būdu naudojama kaip elektroninių prietaisų medžiaga.

BaCO3 gali būti sintezuojamos kaip nanodalelės, labai mažomis skalėmis išreiškiant naujas įdomias baltumo savybes. Šios nanodalelės naudojamos metalo paviršių, ypač cheminių katalizatorių, impregnavimui.

Nustatyta, kad jis pagerina oksidacijos katalizatorius, o tai tam tikru būdu skatina deguonies molekulių migraciją jos paviršiuje.

Jie laikomi įrankiais, kurie pagreitina procesus, kuriuose yra įtraukti oksigenai. Galiausiai jie naudojami supramolekulinių medžiagų sintezei.

Rizika

BaCO3 jis yra nuodingas nurijus, sukelia nemalonių simptomų begalybę, dėl kurių miršta kvėpavimo nepakankamumas arba širdies sustojimas; Dėl šios priežasties nerekomenduojama vežti šalia maisto produktų.

Jis sukelia akių ir odos paraudimą, be kosulio ir gerklės skausmo. Tai yra toksiškas junginys, nors ir lengvai manipuliuojamas su plikomis rankomis, jei jo vartojimas vengiama bet kokia kaina.

Jis nėra degus, tačiau esant aukštai temperatūrai jis suyra, sudarant BaO ir CO2, toksiški ir oksiduojantys produktai, kurie gali deginti kitas medžiagas.

Organizme baris nusodinamas kauluose ir kituose audiniuose, daugelyje fiziologinių procesų išskiriant kalcio. Jis taip pat blokuoja kanalus, kuriuose vyksta K jonai+, užkirsti kelią jo difuzijai per ląstelių membranas.

Nuorodos

  1. PubChem. (2018). Bario karbonatas. Gauta 2018 m. Kovo 24 d. Iš PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  2. Vikipedija. (2017). Bario karbonatas. Gauta 2018 m. Kovo 24 d. Iš Wikipedia: en.wikipedia.org
  3. „ChemicalBook“. (2017). Bario karbonatas. Gauta 2018 m. Kovo 24 d. Iš „ChemicalBook“: chemicalbook.com
  4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bario karbonato nanodalelės kaip sinergetiniai katalizatoriai deguonies mažinimo reakcijai La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Kieto oksido kuro elementų katodai. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
  5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins Fluorescentinių mineralų kolekcionieriaus knyga. Fluorescencinių mineralų aprašymas, p-117.
  6. Shiver & Atkins. (2008). Neorganinė chemija Į Paprastų kietųjų medžiagų struktūra (ketvirtasis leidimas, p. 99-102). Mc Graw kalnas.