Vlastnosti uhličitanu barnatého, chemická struktura, použití



uhličitan barnatý je anorganická sůl kovového barya, předposlední prvek skupiny 2 periodické tabulky a patří k kovům alkalických zemin. Jeho chemický vzorec je BaCO3 a je k dispozici na trhu ve formě krystalického bílého prášku.

Jak se vám to? Kov barya je nalezený v nerostech, takový jako baryt (BaSO) \ t4) a whiterita (BaCO)3). Whiterite je spojován s jinými minerály, které odečítají úrovně čistoty od jejich bílých krystalů výměnou za zbarvení.

Pro generování BaCO3 syntetického použití je nutné odstranit nečistoty z whiteritu, jak ukazuje následující reakce:

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

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

Baryt je však hlavním zdrojem barya, a proto z něj vycházejí průmyslové výroby sloučenin barya. Sulfid barnatý (BaS) je syntetizován z tohoto minerálu, produktu, ze kterého je syntéza dalších sloučenin a BaCO3:

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

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

Index

  • 1 Fyzikální a chemické vlastnosti
    • 1.1 Tepelný rozklad
  • 2 Chemická struktura
  • 3 Použití
  • 4 Rizika
  • 5 Odkazy

Fyzikální a chemické vlastnosti

Jedná se o práškovou, bílou a krystalickou pevnou látku. Je bez zápachu, nevzhledný a jeho molekulová hmotnost je 197,89 g / mol. Má hustotu 4,43 g / ml a neexistuje žádný tlak par.

Má index lomu 1,529, 1,676 a 1,677. Witherit vyzařuje světlo, když absorbuje ultrafialové záření: od jasně bílého světla s modravými tóny až po žluté světlo.

Je vysoce nerozpustný ve vodě (0,02 g / l) a v ethanolu. V kyselých roztocích HCl tvoří rozpustnou sůl chloridu barnatého (BaCl.)2), což vysvětluje jeho rozpustnost v těchto kyselých médiích. V případě kyseliny sírové se vysráží jako nerozpustná sůl BaSO4.

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

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

Jelikož se jedná o iontovou pevnou látku, je také nerozpustná v nepolárních rozpouštědlech. Uhličitan barnatý taje při 811 ° C; Pokud teplota stoupne kolem 1380-1400 ° C, slaná kapalina podléhá chemickému rozkladu namísto varu. Tento proces probíhá pro všechny uhličitany kovů: MCO3(s) => MO (s) + CO2(g).

Tepelný rozklad

BaCO3(s) => BaO (s) + CO2(g)

Pokud jsou iontové pevné látky charakterizovány velmi stabilní, proč se uhličitany rozkládají? Změní kov M teplotu, při které se pevná látka rozkládá? Ionty, které tvoří uhličitan barnatý, jsou Ba2+ a CO32-, oba objemné (tj. s velkým poloměrem iontů). CO32- Je zodpovědný za rozklad:

CO32-(s) => O2-(g) + CO2(g)

Oxidový iont (O2-) je vázán na kov za vzniku MO, oxidu kovu. MO generuje novou iontovou strukturu, ve které, obecněji, čím více je podobná velikost jejích iontů, tím stabilnější výsledná struktura (síťová entalpie). Opak se stane, když M ionty+ a O2- mají velmi rozdílné poloměry iontů.

Pokud je síťová entalpie pro MO velká, reakce rozkladu je energeticky zvýhodněna, což vyžaduje nižší teploty ohřevu (nižší teploty varu).

Na druhou stranu, pokud má MO malou entalpii sítě (jako v případě BaO, kde Ba2+ má větší iontový poloměr než O2-) rozklad je méně příznivý a vyžaduje vyšší teploty (1380-1400 ° C). V případech MgCO3, CaCO3 a SrCO3, rozkládají se při nižších teplotách.

Chemická struktura

CO anion32- má dvojnou vazbu, rezonující mezi třemi atomy kyslíku, z nichž dvě jsou záporně nabity k přilákání kationtu Ba2+.

Zatímco oba ionty mohou být považovány za nabité koule, CO32- to má trigonal geometrii roviny (plochý trojúhelník tažený třemi atomy kyslíku), možná stávat se záporným “polštářem” pro Ba.2+.

Tyto ionty interagují elektrostaticky za vzniku krystalického uspořádání ortorombického typu s převážně iontovými vazbami.

Proč v tomto případě není BaCO rozpustný?3 ve vodě? Vysvětlení je založeno pouze na skutečnosti, že ionty jsou lépe stabilizovány v krystalové mřížce, než hydratované molekulárními sférickými vrstvami vody..

Z jiného úhlu, molekuly vody je obtížné překonat silné elektrostatické atrakce mezi dvěma ionty. V těchto krystalických sítích mohou uchovávat nečistoty, které dávají barvu jejich bílým krystalům.

Použití

Na první pohled, část BaCO3 nemusí slibovat žádné praktické použití v každodenním životě, ale pokud vidíte minerální krystal whiterite, bílý jako mléko, začíná dávat smysl, proč vaše ekonomická poptávka.

Používá se k výrobě sklenic barya nebo jako přísada k jejich posílení. Používá se také při výrobě optických skel.

Díky své velké entalpii sítě a nerozpustnosti se používá při výrobě různých typů slitin, pryží, ventilů, podlahových krytin, barev, keramiky, maziv, plastů, maziv a cementů..

Podobně se používá jako jed pro myši. Při syntéze se tato sůl používá k výrobě dalších sloučenin barya a slouží tak jako materiál pro elektronická zařízení.

BaCO3 mohou být syntetizovány jako nanočástice, které exprimují ve velmi malých měřítcích nové zajímavé vlastnosti whiteritu. Tyto nanočástice se používají k impregnaci kovových povrchů, konkrétně chemických katalyzátorů.

Bylo zjištěno, že se zlepšují oxidační katalyzátory a že nějakým způsobem podporuje migraci molekul kyslíku jeho povrchem.

Jsou považovány za nástroje pro urychlení procesů, ve kterých jsou obsaženy kyslíky. A konečně se používají k syntéze supramolekulárních materiálů.

Rizika

BaCO3 je požití jedovatý, což způsobuje nekonečnost nepříjemných symptomů, které vedou k úmrtí na respirační selhání nebo srdeční zástavu; Z tohoto důvodu se nedoporučuje přepravovat vedle jedlého zboží.

To způsobuje zarudnutí očí a kůže, kromě kašle a bolest v krku. Je to toxická sloučenina, i když snadno manipulovatelná holýma rukama, pokud se jí za každou cenu vyhnete jejímu požití.

Není hořlavý, ale při vysokých teplotách se rozkládá za vzniku BaO a CO2, toxické a oxidující produkty, které mohou spalovat jiné materiály.

V organismu je baryum uloženo v kostech a jiných tkáních a v mnoha fyziologických procesech nahrazuje vápník. Blokuje také kanály, kde se pohybují ionty K+, zabránění jeho difúze přes buněčné membrány.

Odkazy

  1. PubChem. (2018). Uhličitan barnatý. Získaný 24. března 2018, od PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  2. Wikipedia. (2017). Uhličitan barnatý. Citováno dne 24. března 2018, z Wikipedie: en.wikipedia.org
  3. ChemicalBook. (2017). Uhličitan barnatý. Citováno dne 24. března 2018, z ChemicalBook: chemicalbook.com
  4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Nanočástice karbonátu barnatého jako synergické katalyzátory pro reakci s redukcí kyslíku na katodách palivových článků La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3'D. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
  5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins Sběratelská kniha fluorescenčních minerálů. Popis fluorescenčních minerálů, p-117.
  6. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chemie In Struktura jednoduchých pevných látek (čtvrté vydání, str. 99-102). Mc Graw Hill.