RiesgosDen bariumkarbonat er et uorganisk salt av metallet barium, nest siste element gruppe 2 av det periodiske system og som hører til alkaliske jordmetaller. Den kjemiske formelen er BaCO 3, og den er kommersielt tilgjengelig i form av et hvitt krystallinsk pulver.
Hvordan oppnås det? Bariummetall finnes i mineraler, som baritt (BaSO 4 ) og hviteritt (BaCO 3 ). Whiterite er assosiert med andre mineraler som trekker nivåer av renhet fra sine hvite krystaller i bytte mot fargestoffer.
For å generere BaCO 3 for syntetisk bruk, er det nødvendig å fjerne urenheter fra whiterite, som indikert av følgende reaksjoner:
BACO 3 (s, uren) 2 NH + 4 Cl (s) + Q (varme) => bacl 2 (aq) + 2 NH 3 (g) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Bacl 2 (aq) + (NH 4 ) 2 CO 3 (s) => Baco 3 (s) + 2 NH 4 Cl (aq)
Baritt er imidlertid den viktigste kilden til barium, og derfor er de industrielle produksjonene av bariumforbindelser basert på den. Bariumsulfid (BaS) blir syntetisert fra dette mineralet, et produkt som syntesen av andre forbindelser og BaCO 3 er resultatet av :
BaS (s) + Na 2 CO 3 (s) => BaCO 3 (s) + Na 2 S (s)
Bas (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Baco 3 (s) + (NH 4 ) 2 S (aq)
Fysiske og kjemiske egenskaper
Det er et hvitt, krystallinsk, pulveraktig faststoff. Den er luktfri, smakløs og molekylvekten er 197,89 g / mol. Den har en tetthet på 4,43 g / ml og et ikke-eksisterende damptrykk.
Den har brytningsindekser på 1.529, 1.676 og 1.677. Witherite avgir lys når den absorberer ultrafiolett stråling: fra sterkt hvitt lys med blåaktig fargetoner, til gult lys.
Den er svært uoppløselig i vann (0,02 g / L) og i etanol. I sure oppløsninger av HCl, danner det oppløselige salt av bariumklorid (bacl 2 ), noe som forklarer dens oppløselighet i disse sure media. For svovelsyre faller den ut som det uoppløselige saltet 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)
Siden det er et ionisk fast stoff, er det også uoppløselig i ikke-polare løsningsmidler. Bariumkarbonat smelter ved 811 ° C; hvis temperaturen stiger rundt 1380-1400 ºC, gjennomgår den salte væsken kjemisk spaltning i stedet for å koke. Denne prosessen skjer for alle metalliske karbonater: MCO 3 (s) => MO (r) + CO 2 (g).
Termisk spaltning
BaCO 3 (s) => BaO (s) + CO 2 (g)
Hvis ioniske faste stoffer er preget av å være veldig stabile, hvorfor brytes karbonater ned? Endrer metallet M temperaturen ved at det faste stoffet brytes ned? Ionene som utgjør bariumkarbonat er Ba 2+ og CO 3 2– , begge klumpete (det vil si med store ioniske radier). CO 3 2– er ansvarlig for nedbrytning:
CO 3 2– (s) => O 2– (g) + CO 2 (g)
Oksydionet (O 2– ) binder seg til metallet for å danne MO, metalloksidet. MO genererer en ny ionisk struktur der, som en generell regel, jo mer lik størrelsen på dets ioner, desto mer stabil blir den resulterende strukturen (gitterentalpi). Det motsatte skjer hvis M + og O 2– ionene har veldig ulik ioniske radier.
Hvis entalpien av gitter for MO er stor, foretrekkes spaltningsreaksjonen energisk, hvilket krever lavere oppvarmingstemperaturer (lavere kokepunkter).
På den annen side, hvis MO har en liten gitterentalpi (som for BaO, hvor Ba 2+ har en høyere ionisk radius enn O 2– ), er spaltning mindre foretrukket og krever høyere temperaturer (1380-1400 ºC). I tilfellene av MgCO 3 , CaCO 3 og SrCO 3 , dekomponerer de ved lavere temperaturer.
Kjemisk struktur
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.