Karbonatna barijeva svojstva, kemijska struktura, uporaba

barijev karbonat je anorganska sol metala barija, pretposljednji element skupine 2 periodnog sustava i pripada zemnoalkalnim metalima. Njegova kemijska formula je BaCO₃ i dostupan je na tržištu u obliku kristalnog bijelog praha.

Kako ste ga dobili? Barij se nalazi u mineralima, kao što je barit (BaSO)₄) i whiterita (BaCO)₃). Whiterite je povezan s drugim mineralima koji oduzimaju razinu čistoće iz njihovih bijelih kristala u zamjenu za obojenja.

Za generiranje BaCO₃ od sintetske upotrebe potrebno je ukloniti nečistoće biteretne, kao što pokazuju sljedeće reakcije:

Baco₃(s, nečisti) + 2NH₄Cl (s) + Q (toplina) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (1) + CO₂(G)

BaC₂(aq) + (NH₄)₂CO₃(s) => BaCO₃(s) + 2NH₄Cl (aq)

Barit je, međutim, glavni izvor barija i zato od njega polaze industrijske proizvodnje barijevih spojeva. Iz ovog minerala sintetizira se barijev sulfid (BaS), proizvod iz kojeg se sintetiziraju drugi spojevi i BaCO₃:

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

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

indeks

• 1 Fizikalna i kemijska svojstva
  • 1.1 Toplinska razgradnja
• 2 Kemijska struktura
• 3 Upotreba
• 4 Rizici
• 5 Reference

Fizikalna i kemijska svojstva

To je praškasta, bijela i kristalinična krutina. Bez mirisa je, neugledan, a njegova molekularna težina je 197,89 g / mol. Ima gustoću od 4,43 g / mL i nepostojeći tlak para.

Indeksi loma su 1,529, 1,676 i 1,677. Witherite emitira svjetlo kada upija ultraljubičasto zračenje: od svijetlo bijelog svjetla s plavičastim tonovima, do žutog svjetla.

Visoko je netopljiv u vodi (0,02 g / L) i etanolu. U kiselim otopinama HCl tvori topljivu sol barijevog klorida (BaCl₂), što objašnjava njegovu topljivost u tim kiselim medijima. U slučaju sumporne kiseline, taloži se kao netopljiva sol BaSO₄.

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

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

Budući da je ionska krutina, također je netopiva u apolarnim otapalima. Barijev karbonat se tali na 811 ° C; Ako se temperatura poveća oko 1380-1400 ºC, slane tekućine podliježu kemijskoj razgradnji umjesto vrenja. Ovaj proces se događa za sve metalne karbonate: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(G).

Toplinska razgradnja

Baco₃(s) => BaO (s) + CO₂(G)

Ako su ionske krute tvari karakteristične po tome što su vrlo stabilne, zašto se karbonati razgrađuju? Mijenja li metal M temperaturu na kojoj se krutina raspada? Ioni koji čine barijev karbonat su Ba²⁺ i CO₃^2-, oboje glomazni (tj. s velikim ionskim radijusima). CO₃^2- Odgovoran je za dekompoziciju:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Oksidni ion (O^2-) je vezan za metal da bi se formirao MO, metalni oksid. MO stvara novu ionsku strukturu u kojoj je, kao opće pravilo, sličnija veličina njezinih iona, stabilnija je rezultirajuća struktura (entalpija mreže). Suprotno se događa ako su M ioni⁺ i O^2- imaju vrlo nejednake ionske radijuse.

Ako je entalpija mreže za MO velika, reakcija razgradnje je energetski povoljnija, što zahtijeva niže temperature zagrijavanja (niže točke vrenja).

S druge strane, ako MO ima malu entalpiju mreže (kao u slučaju BaO, gdje je Ba²⁺ ima veći ionski radijus od O^2-) razgradnja je manje omiljena i zahtijeva više temperature (1380-1400ºC). U slučajevima MgCO₃, CaCO₃ i SrCO₃, razgrađuju se na nižim temperaturama.

Kemijska struktura

CO anion₃^2- ima dvostruku vezu koja rezonira između tri atoma kisika, od kojih su dva negativno nabijena da privuku kation²⁺.

Dok se oba iona mogu smatrati nabijenim sferama, CO₃^2- ima geometriju trigonalne ravnine (ravan trokut nacrtan s tri atoma kisika), vjerojatno postaje negativan "jastuk" za Ba²⁺.

Ovi ioni interaktivno elektrostatički formiraju kristalnu strukturu ortoromskog tipa, s pretežno ionskim vezama.

U tom slučaju, zašto BaCO nije topljiv?₃ u vodi? Objašnjenje se jednostavno temelji na činjenici da su ioni bolje stabilizirani u kristalnoj rešetki, nego hidrirani molekularnim sferičnim slojevima vode..

Iz drugog ugla, molekulama vode teško je prevladati jake elektrostatičke atrakcije između dvaju iona. Unutar tih kristalnih mreža mogu sadržavati nečistoće koje daju boju njihovim bijelim kristalima.

aplikacije

Na prvi pogled, dio BaCO-a₃ možda neće obećati nikakvu praktičnu primjenu u svakodnevnom životu, ali ako vidite bjeličasti mineralni kristal, bijeli kao mlijeko, počinje imati smisla zašto vaša ekonomska potražnja.

Koristi se za izradu barijalnih stakala ili kao dodatak za njihovo učvršćivanje. Također se koristi u proizvodnji optičkih stakala.

Zbog velike entalpije mreže i netopivosti, koristi se u proizvodnji različitih vrsta legura, guma, ventila, podnih obloga, boja, keramike, maziva, plastike, masti i cementa..

Isto tako, koristi se kao otrov za miševe. U sintezi, ova se sol koristi za proizvodnju drugih spojeva barija i tako služi kao materijal za elektroničke uređaje.

BaCO₃ može se sintetizirati kao nanočestice, izražavajući na vrlo malim skalama nova zanimljiva svojstva bjelokosti. Ove nanočestice se koriste za impregniranje metalnih površina, posebno kemijskih katalizatora.

Utvrđeno je da poboljšava oksidacijske katalizatore, a to nekako pogoduje migraciji molekula kisika po površini.

Oni se smatraju alatima za ubrzavanje procesa u koje su ugrađeni kisici. I konačno, koriste se za sintezu supramolekularnih materijala.

rizici

BaCO₃ otrovan je zbog gutanja, uzrokujući beskonačnost neugodnih simptoma koji dovode do smrti od respiratornog zatajenja ili zastoja srca; Zbog toga se ne preporuča transport uz jestive proizvode.

To uzrokuje crvenilo očiju i kože, uz kašalj i upalu grla. To je otrovni spoj, premda ga je lako manipulirati golim rukama ako se njegov unos izbjegne po svaku cijenu.

Nije zapaljiv, ali pri visokim temperaturama razgrađuje se BaO i CO₂, toksični i oksidirajući proizvodi koji mogu sagorijevati druge materijale.

U organizmu se barij taloži u kostima i drugim tkivima, zamjenjujući kalcij u mnogim fiziološkim procesima. Također blokira kanale u kojima putuju K ioni⁺, sprečavajući njegovu difuziju kroz stanične membrane.

reference

1. Pubchem. (2018.). Barijev karbonat. Preuzeto 24. ožujka 2018. iz PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Barijev karbonat. Preuzeto 24. ožujka 2018. s Wikipedije: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Barijev karbonat. Preuzeto 24. ožujka 2018. godine iz tvrtke ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Nanočestice barijevog karbonata kao sinergijski katalizatori za reakciju redukcije kisika na katodama gorivih ćelija La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D. ChemElectroChem 3, 1-10.
5. Robbins Manuel A. (1983.) Robbins The Collector's Book fluorescentnih minerala. Opis fluorescentnih minerala, str.
6. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija u Struktura jednostavnih krutina (četvrto izdanje, str. 99-102). Mc Graw Hill.