Bariumkarbonat: Egenskaper, kemisk struktur, användningsområden
Bariumkarbonat är ett oorganiskt salt av bariummetall, näst sista elementet i det periodiska bordets grupp 2 och tillhör jordalkalimetaller. Den kemiska formeln är BaCO 3 och finns tillgänglig på marknaden som ett vitt kristallint pulver.
Hur får du det? Bariummetallen finns i mineraler, såsom barit (BaSO 4 ) och whiterit (BaCO 3 ). Whiterite är associerad med andra mineraler som subtraherar renhetsnivåer från sina vita kristaller i utbyte mot färgningar.
För att generera BaCO 3 för syntetisk användning är det nödvändigt att eliminera föroreningar från whiteriten, såsom indikeras av följande reaktioner:
BaCO 3 (s, oren) + 2NH 4 Cl (s) + Q (värme) => BaCl2 (aq) + 2NH3 (g) + H2O (1) + CO2 (g)
BaCl2 (aq) + (NH4) 2CO3 (s) => BaCO3 (s) + 2NH4Cl (aq)
Bariten är dock huvudkällan till barium, och därför börjar de industriella produktionerna av bariumföreningar från den. Från detta mineral syntetiseras bariumsulfid (BaS), en produkt från vilken syntesen av andra föreningar och BaCO3 leder till :
BaS (s) + Na2C03 (s) => BaCO3 (s) + Na2S (s)
BaS (s) + CO2 (g) + H20 (l) => BaCO3 (s) + (NH4) 2S (aq)
Fysikaliska och kemiska egenskaper
Det är ett pulverformigt, vitt och kristallint fastämne. Det är luktfritt, fult och dess molekylvikt är 197, 89 g / mol. Den har en densitet av 4, 43 g / ml och ett obefintligt ångtryck.
Den har brytningsindex av 1 529, 1 676 och 1 677. Meteriten utsänder ljus när det absorberar ultraviolett strålning: från ett klart vitt ljus med blåaktiga toner till ett gult ljus.
Det är mycket olösligt i vatten (0, 02 g / L) och i etanol. I sura lösningar av HCl bildas det lösliga saltet av bariumklorid (BaCl2), vilket förklarar dess löslighet i dessa sura medier. När det gäller svavelsyra fälls den ut som det olösliga saltet BaSO4.
BaCO3 (s) + 2HCl (aq) => BaCl2 (aq) + CO2 (g) + H20 (l)
BaCO3 (s) + H2S04 (aq) => BaS04 (s) + CO2 (g) + H20 (l)
Eftersom det är en jonisk fast substans, är den också olöslig i apolära lösningsmedel. Bariumkarbonatet smälter vid 811 ºC; Om temperaturen ökar omkring 1380-1400 ºC, genomgår den salta vätskan kemisk sönderdelning istället för kokning. Denna process gäller för alla metallkarbonater: MCO 3 (s) => MO (s) + CO 2 (g).
Termisk sönderdelning
BaCO3 (s) => BaO (s) + CO2 (g)
Om de joniska fastämnena kännetecknas av att de är mycket stabila, sönderfaller karbonaterna därför? Byter metall M temperaturen vid vilken fastämnet sönderdelas? De joner som utgör bariumkarbonatet är Ba2 + och CO3 2-, båda skrymmande (det vill säga med stora joniska radier). CO 3 2- ansvarar för nedbrytningen:
CO3 2- (s) => O2- (g) + CO2 (g)
Oxidjonen (O2-) binder till metallen för att bilda MO, metalloxiden. MO genererar en ny jonstruktur där i allmänhet ju mer jonens storlek är desto stabilare är den resulterande strukturen (nätverksentalpi). Det motsatta sker om M + och O2-joner har mycket ojämna jonradier.
Om nätverksenthalpin för MO är stor, är sönderdelningsreaktionen energetiskt föredragen, vilket kräver lägre uppvärmningstemperaturer (lägre kokpunkter).
Å andra sidan, om MO har en liten nätverksenthali (som i fallet med BaO, där Ba2 + har en större jonisk radie än O2-) är sönderdelningen mindre gynnad och kräver högre temperaturer (1380-1400ºC). I fallen MgCO3, CaCO3 och SrCO3 sönderdelas de vid lägre temperaturer.
Kemisk struktur
CO3-2-anjonen har en dubbelbindning som resonerar mellan tre syreatomer, två av dessa negativt laddade för att attrahera Ba2 + -katjonen.
Medan båda jonerna kan betraktas som laddade sfärer, har CO 3 2- en trigonalplan geometri (den platta triangeln dras av de tre syreatomerna), eventuellt blir en negativ "kudde" för Ba2 +.
Dessa joner interagerar elektrostatiskt för att bilda ett kristallint arrangemang av ortorhombisk typ, varvid bindningarna är övervägande joniska.
Varför är BaCO 3 inte lösligt i vatten? Förklaringen baseras helt enkelt på det faktum att joner stabiliseras bättre i kristallgitteret än hydratiseras av molekylära sfäriska vattenlagor.
Från en annan vinkel kan vattenmolekyler vara svårt att övervinna de starka elektrostatiska attraktionerna mellan de två jonerna. Inom dessa kristallina nätverk kan de få orenheter som ger färg till sina vita kristaller.
tillämpningar
Vid första anblicken kan en del av BaCO 3 inte lova någon praktisk tillämpning i det dagliga livet, men om du tittar på en kristall av vitareitmineral, som är mjölkvit, börjar orsaken till din ekonomiska efterfrågan vara meningsfull.
Det används för att göra bariumglasögon eller som tillsats för att stärka dem. Det används också vid tillverkning av optiska glasögon.
På grund av sin stora enthalpi av nät och olöslighet används den vid tillverkning av olika typer av legeringar, gummi, ventiler, golvbeläggningar, färger, keramik, smörjmedel, plast, fetter och cement.
På samma sätt används den som ett gift för möss. Kort sagt används detta salt för att producera andra bariumföreningar, och tjänar därmed som material för elektroniska anordningar.
BaCO 3 kan syntetiseras som nanopartiklar, som vid mycket små vågar uttrycker nya intressanta egenskaper hos whiterit. Dessa nanopartiklar används för att impregnera metallytor, specifikt kemiska katalysatorer.
Det har visat sig att förbättra oxidationskatalysatorerna, och till viss del gynnar migrationen av syremolekyler genom deras yta.
De betraktas som verktyg för att påskynda de processer i vilka oxygener ingår. Och slutligen används de för att syntetisera supramolekylära material.
risker
BaCO 3 är giftigt vid förtäring, vilket orsakar oändliga obehagliga symptom som leder till dödsfall från andningsfel eller hjärtstillestånd. Av denna anledning rekommenderas inte att transporteras tillsammans med ätbara varor.
Det orsakar rodnad i ögonen och huden, förutom att hosta och ont i halsen. Det är en giftig förening, även om den lätt hanteras med nakna händer om intaget undviks till varje pris.
Det är inte brandfarligt, men vid höga temperaturer sönderdelas det bildande av BaO och CO 2, giftiga produkter och oxidanter som kan bränna andra material.
I organismen deponeras barium i ben och andra vävnader, som ersätter kalcium i många fysiologiska processer. Det blockerar också kanalerna genom vilka K + joner reser, förhindrar deras diffusion genom cellmembran.
