Karbonatne barijeve lastnosti, kemična struktura, uporaba



The barijev karbonat je anorganska sol barijevega metala, predzadnji element skupine 2 periodnega sistema in spada v zemljoalkalijske kovine. Njegova kemijska formula je BaCO3 in je na voljo na trgu v obliki kristaliničnega belega prahu.

Kako ga dobiš? Kovinski barij najdemo v mineralih, kot je barit (BaSO)4) in whiterita (BaCO)3). Whiterite je povezan z drugimi minerali, ki odštejejo ravni čistosti iz svojih belih kristalov v zameno za barvila.

Za ustvarjanje BaCO3 zaradi sintetične uporabe je treba odstraniti nečistoče bele, kar kažejo naslednje reakcije:

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

BaCl2(aq) + (NH4)2CO3(s) => BaCO3(s) + 2NH4Cl (aq)

Barit pa je glavni vir barija, zato iz njega pričnejo industrijske proizvodnje barijevih spojin. Iz tega minerala se sintetizira barijev sulfid (BaS), produkt iz katerega se sintetizirajo druge spojine in BaCO3:

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

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

Indeks

  • 1 Fizikalne in kemijske lastnosti
    • 1.1 Termična razgradnja
  • 2 Kemijska struktura
  • 3 Uporabe
  • 4 Tveganja
  • 5 Reference

Fizikalne in kemijske lastnosti

Je praškasta, bela in kristalinična trdna snov. Je brez vonja, grde in ima molekulsko maso 197,89 g / mol. Ima gostoto 4,43 g / ml in neobstoj parnega tlaka.

Ima lomne indekse 1,529, 1,676 in 1,677. Viterit oddaja svetlobo, ko absorbira ultravijolično sevanje: od svetlo bele svetlobe z modrikastimi toni, do rumene svetlobe.

Je zelo netopen v vodi (0,02 g / l) in v etanolu. V kislih raztopinah HCl nastane topna sol barijevega klorida (BaCl2), kar pojasnjuje njegovo topnost v teh kislih medijih. V primeru žveplove kisline se obori kot netopna sol BaSO4.

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

BaCO3(s) + H2SO4(aq) => BaSO4(s) + CO2(g) + H2O (l)

Ker je ionska trdna snov, je tudi netopna v nepolarnih topilih. Barijev karbonat se tali pri 811 ° C; Če se temperatura poveča za približno 1380-1400 ° C, se slano tekočino raztopi namesto vrenja. Ta proces poteka za vse kovinske karbonate: MCO3(s) => MO (s) + CO2(g).

Toplotna razgradnja

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

Če je za ionske trdne snovi značilno, da so zelo stabilne, zakaj se karbonati razgradijo? Ali kovina M spreminja temperaturo, pri kateri se razpade trdna snov? Ioni, ki tvorijo barijev karbonat, so Ba2+ in CO32-, oba obsežna (tj. z velikimi polmeri ionov). CO32- Odgovoren je za razgradnjo:

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

Oksidni ion (O2-) je vezan na kovino, da tvori MO, kovinski oksid. MO ustvari novo ionsko strukturo, v kateri je, kot splošno pravilo, bolj podobna velikost njenih ionov, bolj stabilna je nastala struktura (entalpija omrežja). Nasprotno se zgodi, če so ioni M+ in O2- imajo zelo neenake ionske polmere.

Če je entalpija omrežja za MO velika, je reakcija razgradnje energetsko ugodna, kar zahteva nižje temperature ogrevanja (nižje vrelišča)..

Po drugi strani pa, če ima MO majhno entalpijo omrežja (kot v primeru BaO, kjer je Ba2+ ima večji ionski polmer kot O2-) razgradnja je manj ugodna in zahteva višje temperature (1380-1400 ° C). V primerih MgCO3, CaCO3 in SrCO3, razpadejo pri nižjih temperaturah.

Kemijska struktura

CO anion32- ima dvojno vez, ki resonira med tremi atomi kisika, od katerih sta dva negativno nabita, da privabita kation2+.

Medtem ko se lahko oba iona štejeta za nabite krogle, je CO32- ima geometrijo trigonske ravnine (ploski trikotnik, ki ga sestavijo trije atomi kisika), kar lahko postane negativna "blazina" za Ba2+.

Ti ioni interakcijo elektrostatično tvorijo kristalinično razporeditev ortorombskega tipa, s pretežno ionskimi vezmi..

Zakaj BaCO ni topen?3 v vodi? Razlaga temelji na dejstvu, da so ioni bolje stabilizirani v kristalni rešetki, kot pa hidrirani z molekularnimi sferičnimi plastmi vode..

Iz drugega zornega kota so molekule vode težko premagati močne elektrostatične privlačnosti med dvema ionoma. V teh kristalnih mrežah lahko vsebujejo nečistoče, ki dajejo barvo njihovim belim kristalom.

Uporabe

Na prvi pogled del BaCO3 v vsakdanjem življenju morda ne obljublja nobene praktične uporabe, če pa vidite belino, kot belo mleko, se začne razumeti, zakaj je vaše gospodarsko povpraševanje.

Uporablja se za izdelavo barijevih stekel ali kot dodatek za njihovo krepitev. Uporablja se tudi pri izdelavi optičnih stekel.

Zaradi velike entalpije mreže in netopnosti se uporablja pri izdelavi različnih vrst zlitin, gume, ventilov, talnih oblog, barv, keramike, maziv, plastike, masti in cementov..

Prav tako se uporablja kot strup za miši. Pri sintezi se ta sol uporablja za proizvodnjo drugih barijevih spojin in tako služi kot material za elektronske naprave.

BaCO3 se lahko sintetizirajo kot nanodelci, kar pri zelo majhnih skalah izraža nove zanimive lastnosti beljakovine. Ti nanodelci se uporabljajo za impregniranje kovinskih površin, predvsem kemičnih katalizatorjev.

Ugotovljeno je bilo, da izboljšuje oksidacijske katalizatorje in da nekako spodbuja migracijo molekul kisika po njeni površini.

Štejejo se kot orodje za pospeševanje postopkov, v katerih so vključeni kisiki. In končno, uporabljajo se za sintezo supramolekularnih materialov.

Tveganja

BaCO3 strupena je pri zaužitju, kar povzroča neskončno neprijetnih simptomov, ki vodijo do smrti zaradi odpovedi dihanja ali srčnega zastoja; Zato ni priporočljivo, da se prevaža poleg užitnega blaga.

Povzroča rdečico oči in kože, poleg kašlja in bolečega grla. Je strupena zmes, čeprav jo je z golimi rokami mogoče enostavno manipulirati, če se za vsako ceno izognemo njenemu zaužitju.

Ni vnetljiv, vendar pri visokih temperaturah razpade in tvori BaO in CO2, strupeni in oksidativni produkti, ki lahko gorijo druge materiale.

V organizmu se barij odlaga v kosteh in drugih tkivih, kar v mnogih fizioloških procesih nadomešča kalcij. Prav tako blokira kanale, kjer potujejo K-ioni+, preprečevanje njene difuzije skozi celične membrane.

Reference

  1. PubChem. (2018). Barijev karbonat. Pridobljeno 24. marca 2018, iz PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  2. Wikipedija. (2017). Barijev karbonat. Pridobljeno 24. marca 2018 iz Wikipedije: en.wikipedia.org
  3. Chemical Book. (2017). Barijev karbonat. Pridobljeno 24. marca 2018 iz ChemicalBook: chemicalbook.com
  4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Nanodelci barijevega karbonata kot sinergični katalizatorji za reakcijo redukcije kisika na katodih gorivnih celic La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
  5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins The Collector's Book of Fluorescent Minerals. Opis fluorescentnih mineralov, str. 117. \ t.
  6. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija V Struktura preprostih trdnih snovi (četrta izdaja, str. 99-102). Mc Graw Hill.