Karbonaadi baariumi omadused, keemiline struktuur, kasutusalad

The baariumkarbonaat on baariummetallide anorgaaniline sool, perioodilise tabeli rühma 2 eelviimane element ja kuulub leelismuldmetallidele. Selle keemiline valem on BaCO₃ ja see on turul saadaval kristalse valge pulbri kujul.

Kuidas sa seda saad? Baariummetall leidub mineraalides, nagu bariit (BaSO).₄) ja whiterita (BaCO)₃). Whiterite on seotud teiste mineraalidega, mis lahutavad värvide eest nende valge kristallide puhtusastmed.

BaCO loomine₃ sünteetilisest kasutusest on vaja kõrvaldada valgemete lisandid, nagu on näidatud järgmistes reaktsioonides:

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

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

Bariit on aga baariumi peamine allikas, mistõttu algavad sellest baariumühendite tööstustoodang. Sellest mineraalsest saadusest, millest saadakse teiste ühendite ja BaCO süntees, sünteesitakse baariumsulfiid (BaS)₃:

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

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

Indeks

• 1 Füüsikalised ja keemilised omadused
  • 1.1 Termiline lagunemine
• 2 Keemiline struktuur
• 3 Kasutamine
• 4 Riskid
• 5 Viited

Füüsikalised ja keemilised omadused

See on pulbriline, valge ja kristalne tahke aine. See on lõhnatu, inetu ja selle molekulmass on 197,89 g / mol. Selle tihedus on 4,43 g / ml ja aururõhk puudub.

Selle murdumisnäitajad on 1,529, 1,676 ja 1,677. Eriti kiirgab valgus, kui see neelab ultraviolettkiirgust: heledast valgest valgest toonist kuni kollase valguni.

See on vees (0,02 g / l) ja etanoolis väga lahustumatu. HCl happelahustes moodustab baariumkloriidi (BaCl) lahustuva soola₂), mis selgitab selle lahustuvust nendes happelistes keskkondades. Väävelhappe puhul sadestub see lahustumatu soolana BaSO₄.

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

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

Kuna see on ioonne tahke aine, siis on see ka lahustumatu apolaarsetes lahustites. Baariumkarbonaat sulab temperatuuril 811 ° C; Kui temperatuur tõuseb umbes 1380-1400 ° C juures, toimub soola vedeliku keemiline lagunemine keetmise asemel. See protsess toimub kõigi metallkarbonaatide puhul: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(g).

Termiline lagunemine

BaCO₃(s) => BaO (s) + CO₂(g)

Kui ioonseid tahkeid aineid iseloomustab väga stabiilne, miks lagunevad karbonaadid? Kas metall M muudab tahke aine lagunemise temperatuuri? Bariumkarbonaadi moodustavad ioonid on Ba²⁺ ja CO₃^2-, mõlemad mahukad (st suurte ioonide raadiusega). CO₃^2- Ta vastutab lagunemise eest:

CO₃^2-s) => O^2-(g) + CO₂(g)

Oksüdioon (O^2-) on seotud metalliga, et moodustada MO, metallioksiid. MO genereerib uue ioonse struktuuri, milles üldjuhul seda sarnasem on tema ioonide suurus, seda stabiilsem on saadud struktuur (võrgutalpia). Vastupidine juhtub, kui M ioonid⁺ ja O^2- neil on väga ebavõrdsed ioonkiired.

Kui MO-i võrgutalpia on suur, siis lagunemisreaktsioon on energiliselt eelistatud, mis nõuab madalamat kuumutamistemperatuuri (madalamad keemistemperatuurid).

Teisest küljest, kui MO-l on väike võrgu entalpia (nagu BaO puhul, kus Ba²⁺ on suurem ioonraadius kui O^2-) lagunemine on vähem soodne ja nõuab kõrgemaid temperatuure (1380–1400 ° C). MgCO puhul₃, CaCO₃ ja SrCO₃, nad lagunevad madalamatel temperatuuridel.

Keemiline struktuur

CO anioon₃^2- on kaks hapniku aatomit, mis on resonantsed kolme hapniku aatomi vahel, millest kaks on negatiivselt laetud, et meelitada Ba katiooni²⁺.

Kuigi mõlemat iooni võib pidada laetud sfäärideks, siis CO₃^2- sellel on trigonaalse tasapinna geomeetria (kolme hapniku aatomiga tõmmatud lame kolmnurk), mis võib muutuda Ba negatiivseks "padjaks".²⁺.

Need ioonid mõjutavad elektrostaatiliselt, et moodustada ortorombilise tüübi kristalliline paigutus, kus on valdavalt ioonseid sidemeid..

Sel juhul miks ei ole BaCO lahustuv?₃ vees? Selgitus põhineb lihtsalt asjaolul, et ioonid on kristallvõres paremini stabiliseeritud kui hüdraatunud molekulaarsete sfääriliste veekihtidega..

Teisest vaatenurgast on veemolekulidel raskusi kahe iooni vaheliste tugevate elektrostaatiliste vaatamisväärsuste ületamisega. Nendes kristallvõrkudes võivad nad sisaldada lisandeid, mis annavad oma valgetele kristallidele värvi.

Kasutamine

Lühidalt, osa BaCO-st₃ ei pruugi igapäevaelus mingit praktilist rakendust lubada, kuid kui näete valgemat mineraal kristallit, valget piima, hakkab see mõistma, miks teie majanduslik nõudlus.

Seda kasutatakse baariumklaaside valmistamiseks või lisandina nende tugevdamiseks. Seda kasutatakse ka optiliste klaaside valmistamiseks.

Tänu oma suurele võrgu entalpiale ja lahustumatusele kasutatakse seda mitmesuguste sulamite, kummide, ventiilide, põrandakatete, värvide, keraamika, määrdeainete, plastide, määrete ja tsementide tootmisel..

Samuti kasutatakse seda mürgina hiirtel. Sünteesil kasutatakse seda soola teiste baariumühendite tootmiseks ja seega kasutatakse neid elektrooniliste seadmete materjalidena.

BaCO₃ võib sünteesida nanoosakestena, väljendades väga väikestes kaaludes uusi huvitavaid omadusi. Neid nanoosakesi kasutatakse metallpindade, eriti keemiliste katalüsaatorite immutamiseks.

On leitud, et see parandab oksüdatsioonikatalüsaatoreid ja see soodustab hapniku molekulide migratsiooni selle pinnal.

Neid peetakse tööriistadeks protsesside kiirendamiseks, milles hapnikud on ühendatud. Ja lõpuks kasutatakse neid supramolekulaarsete materjalide sünteesimiseks.

Riskid

BaCO₃ see on allaneelamisel mürgine, põhjustades lõputuid ebameeldivaid sümptomeid, mis põhjustavad surma hingamispuudulikkuse või südame seiskumise tõttu; Seetõttu ei ole soovitatav transportida söödavate kaupade kõrval.

See põhjustab silmade ja naha punetust, lisaks köha ja kurguvalu. See on mürgine ühend, kuigi kergesti manipuleeritav paljaste kätega, kui selle allaneelamist iga hinna eest vältida.

See ei ole tuleohtlik, kuid kõrgetel temperatuuridel see laguneb, moodustades BaO ja CO₂, toksilised ja oksüdeerivad tooted, mis võivad põletada teisi materjale.

Organismis ladestatakse baarium luudesse ja teistesse kudedesse, asendades kaltsiumi paljudes füsioloogilistes protsessides. Samuti blokeerib see kanalid, kus K ioonid reisivad⁺, vältida selle difusiooni rakumembraanide kaudu.

Viited

1. PubChem. (2018). Baariumkarbonaat. Välja otsitud 24. märtsil 2018 kell PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Baariumkarbonaat. Välja otsitud 24. märtsil 2018 Wikipedias: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Baariumkarbonaat. Välja otsitud 24. märtsil 2018 ChemicalBookist: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Baariumkarbonaadi nanoosakesed kui hapniku vähendamise reaktsiooni sünergistlikud katalüsaatorid La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D tahke-oksiidi kütuseelemendi katoodidel. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins Kollektsiooni fluorestseeruvate mineraalide raamat. Fluorestsentsmineraalide kirjeldus, p-117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia Sisse Lihtsate tahkete ainete struktuur (neljas väljaanne., lk 99-102). Mc Grawi mägi.