Vlastnosti uhličitanu barnatého, chemická štruktúra, použitia



uhličitan bárnatý je anorganická soľ kovového bária, predposledný prvok skupiny 2 periodickej tabuľky a patrí do kovov alkalických zemín. Jeho chemický vzorec je BaCO3 a je dostupný na trhu vo forme kryštalického bieleho prášku.

Ako sa vám to? Kov bária sa nachádza v mineráloch, ako je baryt (BaSO)4) a whiterita (BaCO)3). Whiterite je spojený s inými minerálmi, ktoré odoberajú úrovne čistoty z ich bielych kryštálov výmenou za sfarbenie.

Na generovanie BaCO3 syntetického použitia je potrebné odstrániť nečistoty z whiteritu, ako to naznačujú nasledujúce reakcie: \ t

Baco3(s, nečisté) + 2NH4Cl (s) + Q (teplo) => BaCl2(aq) + 2NH3(g) + H2O (l) + CO2(G)

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

Baryt je však hlavným zdrojom bária a preto z neho vychádzajú priemyselné produkcie zlúčenín bária. Z tohto minerálu sa syntetizuje sulfid bárnatý (BaS), z ktorého sa pripravuje syntéza ďalších zlúčenín a BaCO3:

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

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

index

  • 1 Fyzikálne a chemické vlastnosti
    • 1.1 Tepelný rozklad
  • 2 Chemická štruktúra
  • 3 Použitie
  • 4 Riziká
  • 5 Referencie

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Je to prášková, biela a kryštalická pevná látka. Je bez zápachu, nevzhľadný a jeho molekulová hmotnosť je 197,89 g / mol. Má hustotu 4,43 g / ml a neexistuje žiadny tlak pár.

Má index lomu 1,529, 1,676 a 1,677. Witherit vyžaruje svetlo, keď absorbuje ultrafialové žiarenie: od jasného bieleho svetla s modrastými tónmi až po žlté svetlo.

Je vysoko nerozpustný vo vode (0,02 g / l) a v etanole. V kyselinových roztokoch HCl tvorí rozpustnú soľ chloridu bárnatého (BaCl.)2), čo vysvetľuje jeho rozpustnosť v týchto kyslých médiách. V prípade kyseliny sírovej sa vyzráža ako nerozpustná soľ BaSO4.

Baco3(s) + 2HCI (aq) => BaCl2(aq) + CO2(g) + H2O (l)

Baco3(s) + H2SW4(aq) => BaSO4(s) + CO2(g) + H2O (l)

Pretože je to iónová pevná látka, je tiež nerozpustná v nepolárnych rozpúšťadlách. Uhličitan bárnatý sa topí pri 811 ° C; Ak sa teplota zvýši okolo 1380-1400 ° C, slaná kvapalina podlieha chemickému rozkladu namiesto varu. Tento proces prebieha pre všetky uhličitany kovov: MCO3(s) => MO (s) + CO2(G).

Tepelný rozklad

Baco3(s) => BaO (s) + CO2(G)

Ak sú iónové pevné látky charakterizované tým, že sú veľmi stabilné, prečo sa uhličitany rozkladajú? Mení kov M teplotu, pri ktorej sa tuhá látka rozkladá? Ióny, ktoré tvoria uhličitan bárnatý, sú Ba2+ a CO32-, objemné (tj s veľkými polomermi iónov). CO32- Zodpovedá za rozklad:

CO32-(s) => 02-(g) + CO2(G)

Oxidový ión (O2-) je viazaný na kov za vzniku MO, oxidu kovu. MO generuje novú iónovú štruktúru, v ktorej, ako všeobecné pravidlo, čím je podobná veľkosť iónov, tým stabilnejšia je výsledná štruktúra (entalpia siete). Opak sa stane, ak M ióny+ a O2- majú veľmi rozdielne polomery iónov.

Ak je entalpia siete pre MO veľká, reakcia rozkladu je energeticky zvýhodnená, čo vyžaduje nižšie teploty ohrevu (nižšie teploty varu)..

Na druhej strane, ak MO má malú entalpiu siete (ako v prípade BaO, kde Ba2+ má väčší iónový polomer ako O2-) rozklad je menej priaznivý a vyžaduje vyššie teploty (1380-1400 ° C). V prípadoch MgCO3, CaCO3 a SrCO3, rozkladajú sa pri nižších teplotách.

Chemická štruktúra

Anión CO32- má dvojitú väzbu rezonujúcu medzi tromi atómami kyslíka, dve z nich negatívne nabité na pritiahnutie katiónu Ba2+.

Zatiaľ čo oba ióny môžu byť považované za nabité sféry, CO32- má geometriu trigonálnych rovín (plochý trojuholník ťahaný tromi atómami kyslíka), ktorý sa môže stať negatívnym "vankúšom" pre Ba2+.

Tieto ióny interagujú elektrostaticky za vzniku kryštalického usporiadania ortorombického typu s prevažne iónovými väzbami.

V tomto prípade, prečo je BaCO nerozpustný?3 vo vode? Vysvetlenie je založené len na skutočnosti, že ióny sú lepšie stabilizované v kryštálovej mriežke, než hydratované molekulárnymi sférickými vrstvami vody..

Z iného uhla je pre molekuly vody ťažké prekonať silné elektrostatické atrakcie medzi dvoma iónmi. V týchto kryštalických sieťach môžu obsahovať nečistoty, ktoré dávajú farbu ich bielym kryštálom.

aplikácie

Na prvý pohľad, časť BaCO3 nemusí sľubovať žiadne praktické uplatnenie v každodennom živote, ale ak vidíte minerálny kryštál whiterite, biely ako mlieko, začína dávať zmysel, prečo váš ekonomický dopyt.

Používa sa na výrobu báriových skiel alebo ako prísada na ich posilnenie. Používa sa aj pri výrobe optických skiel.

Vďaka svojej veľkej entalpii siete a nerozpustnosti sa používa pri výrobe rôznych typov zliatin, kaučukov, ventilov, podlahových krytín, farieb, keramiky, mazív, plastov, tukov a cementov..

Podobne sa používa ako jed pre myši. Pri syntéze sa táto soľ používa na výrobu iných zlúčenín bária, a teda slúži ako materiál pre elektronické zariadenia.

BaCO3 môžu byť syntetizované ako nanočastice, ktoré vo veľmi malých mierkach vyjadrujú nové zaujímavé vlastnosti whiteritu. Tieto nanočastice sa používajú na impregnáciu kovových povrchov, konkrétne chemických katalyzátorov.

Bolo zistené, že sa zlepšujú oxidačné katalyzátory a že nejakým spôsobom podporuje migráciu molekúl kyslíka jeho povrchom.

Považujú sa za nástroje na urýchlenie procesov, v ktorých sú zabudované kyslík. A nakoniec sa používajú na syntézu supramolekulových materiálov.

riziká

BaCO3 je jedovatý pri požití, čo spôsobuje nekonečnosť nepríjemných príznakov, ktoré vedú k smrti v dôsledku respiračného zlyhania alebo srdcovej zástavy; Z tohto dôvodu sa neodporúča prepravovať vedľa jedlých výrobkov.

Spôsobuje sčervenanie očí a pokožky, okrem kašľa a bolesti v krku. Je to toxická zlúčenina, aj keď sa dá ľahko manipulovať holými rukami, ak sa jej požitie za každú cenu vyhne.

Nie je horľavý, ale pri vysokých teplotách sa rozkladá za vzniku BaO a CO2, toxické a oxidujúce produkty, ktoré môžu spaľovať iné materiály.

V organizme sa bárium ukladá do kostí a iných tkanív, pričom v mnohých fyziologických procesoch nahradzuje vápnik. Blokuje aj kanály, kde sa pohybujú ióny K+, zabránenie jeho difúzie cez bunkové membrány.

referencie

  1. PubChem. (2018). Uhličitan bárnatý. Získané 24. marca 2018, z PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  2. Wikipedia. (2017). Uhličitan bárnatý. Zdroj: 24. marca 2018, z Wikipédie: sk.wikipedia.org
  3. ChemicalBook. (2017). Uhličitan bárnatý. Zdroj: marec 24, 2018, od ChemicalBook: chemicalbook.com
  4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Nanočastice uhličitanu bárnatého ako synergické katalyzátory pre reakciu na redukciu kyslíka na katódach palivových článkov s oxidom tuhým oxidom. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
  5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins Kniha zberateľov fluorescenčných minerálov. Opis fluorescenčných minerálov, p-117.
  6. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chémia v Štruktúra jednoduchých pevných látok (štvrté vydanie, str. 99-102). Mc Graw Hill.