Carbonate Barium Eigenschaften, chemische Struktur, Anwendungen

Die Bariumcarbonat ist ein anorganisches Salz von Bariummetall, vorletztes Element der Gruppe 2 des Periodensystems und gehört zu den Erdalkalimetallen. Seine chemische Formel ist BaCO₃ und es ist auf dem Markt in Form von kristallinem weißem Pulver erhältlich.

Wie bekommst du es? Das Bariummetall kommt in Mineralien wie Barit (BaSOl) vor₄) und whiterita (BaCO₃). Weißerit ist mit anderen Mineralien verbunden, die die Reinheitsgrade von ihren weißen Kristallen im Austausch für Färbungen subtrahieren.

Um das BaCO zu erzeugen₃ Für die synthetische Verwendung ist es notwendig, Verunreinigungen aus dem Weißerit zu entfernen, wie durch die folgenden Reaktionen angezeigt:

BaCO₃(s, unrein) + 2NH₄Cl (s) + Q (Wärme) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (I) + CO₂(G)

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

Baryt ist jedoch die Hauptquelle für Barium, und deshalb beginnt die industrielle Produktion von Bariumverbindungen. Aus diesem Mineral wird Bariumsulfid (BaS) synthetisiert, aus dem die Synthese anderer Verbindungen und BaCO entsteht₃:

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

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

Index

• 1 Physikalische und chemische Eigenschaften
  • 1.1 Thermische Zersetzung
• 2 Chemische Struktur
• 3 Verwendet
• 4 Risiken
• 5 Referenzen

Physikalische und chemische Eigenschaften

Es ist ein pulveriger, weißer und kristalliner Feststoff. Es ist geruchlos, unansehnlich und sein Molekulargewicht beträgt 197,89 g / mol. Es hat eine Dichte von 4,43 g / ml und einen nicht vorhandenen Dampfdruck.

Es hat Brechungsindizes von 1.529, 1.676 und 1.677. Der Witherit emittiert Licht, wenn er ultraviolette Strahlung absorbiert: von einem hellen weißen Licht mit bläulichen Tönen zu einem gelben Licht.

Es ist in Wasser (0,02 g / l) und in Ethanol sehr unlöslich. In sauren Lösungen von HCl bildet das lösliche Salz von Bariumchlorid (BaCl₂), was seine Löslichkeit in diesen sauren Medien erklärt. Im Fall von Schwefelsäure fällt es als das unlösliche Salz BaSO aus₄.

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

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

Da es sich um einen ionischen Feststoff handelt, ist es auch in unpolaren Lösungsmitteln unlöslich. Bariumcarbonat schmilzt bei 811 ° C; Wenn die Temperatur um 1380-1400 ºC ansteigt, wird die salzige Flüssigkeit chemisch zersetzt anstatt zu sieden. Dieser Prozess tritt für alle Metallcarbonate auf: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(g)

Thermische Zersetzung

BaCO₃(s) => BaO (s) + CO₂(G)

Wenn sich die ionischen Feststoffe dadurch auszeichnen, dass sie sehr stabil sind, warum zersetzen sich dann die Carbonate? Ändert Metall M die Temperatur, bei der sich der Feststoff zersetzt? Die Ionen, aus denen das Bariumcarbonat besteht, sind Ba²⁺ und CO₃^2-, beide sperrig (dh mit großen Ionenradien). Das CO₃^2- Es ist verantwortlich für die Zersetzung:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(G)

Das Oxidion (O^2-) bindet an das Metall, um MO, das Metalloxid, zu bilden. MO erzeugt eine neue ionische Struktur, in der, je ähnlicher die Größe der Ionen ist, desto stabiler die resultierende Struktur (Netzwerkenthalpie) ist. Das Gegenteil tritt auf, wenn die M-Ionen⁺ und O^2- Sie haben sehr ungleiche Ionenradien.

Wenn die Netzwerkenthalpie für MO groß ist, wird die Zersetzungsreaktion energetisch begünstigt, was niedrigere Erwärmungstemperaturen (niedrigere Siedepunkte) erfordert.

Auf der anderen Seite, wenn MO eine kleine Netzwerkenthalpie hat (wie im Fall von BaO, wobei Ba²⁺ hat einen größeren Ionenradius als O^2-) Zersetzung ist weniger begünstigt und erfordert höhere Temperaturen (1380-1400 ° C). In den Fällen von MgCO₃, CaCO₃ und SrCO₃zersetzen sie sich bei niedrigeren Temperaturen.

Chemische Struktur

Das CO-Anion₃^2- hat eine Doppelbindung, die zwischen drei Sauerstoffatomen in Resonanz ist, von denen zwei negativ geladen sind, um das Ba-Kation anzuziehen²⁺.

Während beide Ionen als geladene Kugeln betrachtet werden können, ist die CO₃^2- es hat eine trigonale Ebenengeometrie (das flache Dreieck, das von den drei Sauerstoffatomen gezeichnet wird) und wird möglicherweise zu einem negativen "Kissen" für das Ba²⁺.

Diese Ionen wechselwirken elektrostatisch, um eine kristalline Anordnung orthorhombischen Typs zu bilden, wobei die Bindungen vorwiegend ionisch sind.

Warum ist BaCO in diesem Fall nicht löslich?₃ im Wasser? Die Erklärung beruht einfach auf der Tatsache, dass die Ionen im Kristallgitter besser stabilisiert sind, als durch molekulare sphärische Wasserschichten hydratisiert.

Aus einem anderen Blickwinkel ist es für Wassermoleküle schwierig, die starke elektrostatische Anziehung zwischen den beiden Ionen zu überwinden. Innerhalb dieser Kristallgitter können sie Verunreinigungen enthalten, die ihren weißen Kristallen Farbe verleihen.

Verwendet

Auf einen Blick ein Teil von BaCO₃ es kann keine praktische Anwendung im täglichen Leben versprechen, aber wenn Sie sich einen Kristall aus weißem Mineral, weiß wie Milch ansehen, beginnt der Grund für Ihre wirtschaftliche Nachfrage einen Sinn zu ergeben.

Es wird zur Herstellung von Bariumgläsern oder als Zusatz zu deren Verstärkung verwendet. Es wird auch bei der Herstellung von optischen Gläsern verwendet.

Aufgrund seiner hohen Netzwerkenthalpie und Unlöslichkeit wird es bei der Herstellung von verschiedenen Arten von Legierungen, Kautschuken, Ventilen, Bodenbelägen, Farben, Keramik, Schmierstoffen, Kunststoffen, Fetten und Zementen verwendet.

Ebenso wird es als Gift für Mäuse verwendet. Kurz gesagt, dieses Salz wird zur Herstellung anderer Bariumverbindungen verwendet und dient somit als Materialien für elektronische Geräte.

Das BaCO₃ kann als Nanopartikel synthetisiert werden, die in sehr kleinen Maßstäben neue interessante Eigenschaften von Weißerit exprimieren. Mit diesen Nanopartikeln werden Metalloberflächen, insbesondere chemische Katalysatoren, imprägniert.

Es wurde gefunden, dass es die Oxidationskatalysatoren verbessert, und das die Wanderung von Sauerstoffmolekülen durch seine Oberfläche irgendwie begünstigt.

Sie werden als Werkzeuge angesehen, um die Prozesse zu beschleunigen, in denen Sauerstoffatome enthalten sind. Und schließlich werden sie verwendet, um supramolekulare Materialien zu synthetisieren.

Risiken

Das BaCO₃ es ist giftig durch Einnahme, verursacht eine Unzahl von unangenehmen Symptomen, die zum Tode durch Atemversagen oder Herzstillstand führen; Aus diesem Grund ist es nicht empfehlenswert, mit essbaren Gütern transportiert zu werden.

Es erzeugt Rötungen der Augen und der Haut sowie Husten und Halsschmerzen. Es ist eine giftige Verbindung, obwohl leicht mit bloßen Händen manipuliert werden kann, wenn seine Einnahme um jeden Preis vermieden wird.

Es ist nicht brennbar, zersetzt sich aber bei hohen Temperaturen unter Bildung von BaO und CO₂, giftige Produkte und Oxidationsmittel, die andere Materialien verbrennen können.

Im Organismus ist das Barium in Knochen und anderen Geweben abgelagert und verdrängt Kalzium in vielen physiologischen Prozessen. Es blockiert auch die Kanäle, in denen die K-Ionen wandern⁺, verhindert seine Diffusion durch Zellmembranen.

Referenzen

1. PubChem. (2018). Bariumcarbonat. Abgerufen am 24. März 2018 von PubChem: publem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Bariumcarbonat. Abgerufen am 24. März 2018 von Wikipedia: en.wikipedia.org
3. Chemisches Buch. (2017). Bariumcarbonat. Abgerufen am 24. März 2018 von ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Bariumcarbonat-Nanopartikel als synergistische Katalysatoren für die Sauerstoffreduktion auf La0,6Sr0,4Co0,2Fe0,8O3! D-Festoxid-Brennstoffzellenkathoden. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983). Robbins Das Sammlerbuch von fluoreszierenden Mineralien. Beschreibung der fluoreszierenden Mineralien, S. 117.
6. Zittern und Atkins. (2008). Anorganische Chemie in Die Struktur einfacher Volumenkörper (vierte Ausgabe, S. 99-102). Mc Graw Hill.