RiesgosA bárium-karbonát a fémbárium, a periódusos rendszer 2. utolsó előtti elemcsoportjának szervetlen sója, amely alkáliföldfémekhez tartozik. Vegyi képlete BaCO 3, és a kereskedelemben kapható fehér kristályos por formájában.
Hogyan nyerik? A bárium-fém ásványokban található meg, mint például a baritban (BaSO 4) és a fehérnél (BaCO 3). A fehiteritet más ásványi anyagokkal társítják, amelyek kivonják a tisztaságot fehér kristályaikból színváltásért cserébe.
A szintetikus felhasználásra szánt BaCO 3 előállításához el kell távolítani a szennyeződéseket a fehértől, amint azt a következő reakciók jelzik:
BaCO 3 (s, szennyezett) + 2NH 4 Cl (ek) + Q (hő) => BaCl 2 (aq) + 2NH 3 (g) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
BaCI 2 (aq) + (NH 4) 2 CO 3 (s) => Bačo 3 (s) + 2NH 4 Cl (aq)
A barit azonban a bárium fő forrása, ezért a báriumvegyületek ipari előállítása ezen alapul. Ebből az ásványból szintetizálják a bárium-szulfidot (BaS), amely termék más vegyületek és BaCO 3 szintézisével jár:
BaS (s) + Na 2 CO 3 (s) => BaCO 3 (s) + Na 2 S (s)
BaS (ek) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => BaCO 3 (s) + (NH 4) 2 S (aq)
Fizikai és kémiai tulajdonságok
Fehér, kristályos, por alakú szilárd anyag. Szagtalan, íztelen, molekulatömege 197,89 g / mol. Sűrűsége 4,43 g / ml és nem létező gőznyomás.
A törésmutatója 1,529, 1,676 és 1,677. A viteriit fényt bocsát ki, amikor elnyeli az ultraibolya sugárzást: a kékes árnyalatú fényes fehér fénytől a sárga fényig.
Nagyon oldhatatlan vízben (0,02 g / L) és etanolban. A sósav savas oldataiban képezi a bárium-klorid (BaCl 2) oldódó sóját, amely magyarázza annak oldhatóságát ezekben a savas közegekben. Abban az esetben, kénsav, kicsapódik, mint az oldhatatlan sót BaSO 4.
BaCO 3 (s) + 2HCl (aq) => BaCl 2 (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
BACO 3 (s) + H 2 SO 4 (aq) => BaSO 4 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Mivel ez egy ionos szilárd anyag, nem oldódik nem poláros oldószerekben is. Bárium-karbonát 811 ° C-on olvad; Ha a hőmérséklet 1380–1400 ºC körülire emelkedik, a sós folyadék forrás helyett kémiailag lebomlik. Ez a folyamat minden fémes karbonát esetében megtörténik: MCO 3 (s) => MO (s) + CO 2 (g).
Termikus bomlás
BaCO 3 (s) => BaO (s) + CO 2 (g)
Ha az ionos szilárd anyagokat nagyon stabil jellemzik, akkor miért bomlanak el a karbonátok? Megváltoztatja az M fém a hőmérsékletet, amelyen a szilárd anyag bomlik? A bárium-karbonátot alkotó ionok Ba 2+ és CO 3 2–, mindkettő terjedelmes (vagyis nagy iontartalmú). CO 3 2– felelős a bomlásért:
CO 3 2– (s) => O 2– (g) + CO 2 (g)
Az oxidion (O 2–) a fémhez kötődik, hogy MO-t, a fém-oxidot képezzen. A MO egy új ionos szerkezetet hoz létre, amelyben általános szabály, hogy minél hasonlóbb az ionok mérete, annál stabilabb a kapott szerkezet (rács entalpia). Ellenkező esetben fordul elő, ha az M + és O 2– ionok ionos sugarai nagyon eltérőek.
Ha a MO-rácsos entalpia nagy, akkor a bomlási reakció kedvezően kedvező, alacsonyabb hőmérsékletet (alacsonyabb forráspontot) megkövetelve.
Másrészről, ha az MO kis rácsos entalpiával rendelkezik (mint például a BaO esetében, ahol a Ba 2+ -nál nagyobb ion sugara van, mint O 2–), akkor a bomlás kevésbé előnyös és magasabb hőmérsékletet igényel (1380–1400ºC). Az MgCO 3, CaCO 3 és SrCO 3 esetében alacsonyabb hőmérsékleten bomlanak le.
Kémiai szerkezet
Original text
Riesgos
El BaCO3 es venenoso por ingestión, causando una infinidad de síntomas desagradables que conducen a la muerte por insuficiencia respiratoria o paro cardíaco; por este motivo no se recomienda ser transportado junto a bienes comestibles.
Produce enrojecimiento de los ojos y de la piel, además de tos y dolor de garganta. Es un compuesto tóxico, aunque fácilmente manipulable con las manos desnudas si se evita a toda costa su ingestión.
No es inflamable, pero a altas temperaturas se descompone formando BaO y CO2, productos tóxicos y oxidantes que pueden hacer arder otros materiales.
En el organismo el bario se deposita en los huesos y otros tejidos, suplantando al calcio en muchos procesos fisiológicos. También bloquea los canales por donde viaja los iones K+, impidiendo su difusión a través de las membranas celulares.
Referencias
- PubChem. (2018). Barium Carbonate. Recuperado el 24 de marzo de 2018, de PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Wikipedia. (2017). Barium carbonate. Recuperado el 24 de marzo de 2018, de Wikipedia: en.wikipedia.org
- ChemicalBook. (2017). Barium carbonate. Recuperado el 24 de marzo de 2018, de ChemicalBook: chemicalbook.com
- Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Barium Carbonate Nanoparticles as Synergistic Catalysts for the Oxygen Reduction Reaction on La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3!d Solid-Oxide Fuel Cell Cathodes. ChemElectroChem 3, 1 – 10.
- Robbins Manuel A. (1983).Robbins The Collector’s Book of Fluorescent Minerals. Fluorescent minerals description, p-117.
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. En La estructura de los sólidos simples (cuarta edición., pág. 99-102). Mc Graw Hill.