RiesgosUhličitan bárnatý je anorganická soľ kovu bária, predposledný prvok skupiny 2 periodickej tabuľky a patrí k kovov alkalických zemín. Jeho chemický vzorec je Baco 3 a je komerčne dostupný vo forme bieleho kryštalického prášku.
Ako sa získa? Kov bária sa nachádza v mineráloch, ako je baryt ( BaSO 4 ) a whiterit (BaCO 3 ). Whiterite sa spája s inými minerálmi, ktoré od bielych kryštálov odpočítavajú úroveň čistoty výmenou za sfarbenie.
Na výrobu BaCO 3 na syntetické použitie je potrebné odstrániť nečistoty z whiteritu, ako je uvedené v nasledujúcich reakciách:
Baco 3 (s, nečistý) + 2NH 4 Cl (y) + Q (teplo) => BaCl 2 (aq) + 2NH 3 (g) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
BaCl 2 (aq) + (NH 4 ) 2 CO 3 (s) => Baco 3 (y) + 2NH 4 Cl (aq)
Barit je však hlavným zdrojom bária, a preto sa na ňom zakladajú priemyselné výroby zlúčenín bária. Sulfid bárnatý (BaS) sa syntetizuje z tohto minerálu, ktorý je výsledkom syntézy ďalších zlúčenín a BaCO 3 :
BaS (y) + Na 2 CO 3 (s) => Baco 3 (y) + Na 2 S (s)
BaS (y) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Baco 3 (s) + (NH 4 ) 2 S (aq)
Fyzikálne a chemické vlastnosti
Je to biela kryštalická prášková pevná látka. Je bez zápachu, bez chuti a jeho molekulová hmotnosť je 197,89 g / mol. Má hustotu 4,43 g / ml a neexistujúci tlak pár.
Má indexy lomu 1 529, 1 676 a 1 677. Witherite emituje svetlo, keď absorbuje ultrafialové žiarenie: od jasného bieleho svetla do modrastých odtieňov až po žlté svetlo.
Je vysoko nerozpustný vo vode (0,02 g / l) a v etanole. V kyslých roztokoch kyseliny chlorovodíkovej, sa tvoria rozpustné soli chloridu bárnatého (BaCl 2 ), čo vysvetľuje jeho rozpustnosť v tomto kyslom prostredí. V prípade kyseliny sírovej, sa vyzráža ako nerozpustná soľ 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)
Pretože je to iónová pevná látka, je tiež nerozpustná v nepolárnych rozpúšťadlách. Uhličitan bárnatý topí pri 811 ° C; ak teplota stúpne okolo 1380 - 1400 ° C, slaná kvapalina sa namiesto varu chemicky rozkladá. Tento proces prebieha vo všetkých kovových uhličitanov: MCO 3 (s) => MO (y) + CO 2 (g).
Tepelný rozklad
Baco 3 (S) => BaO (y) + CO 2 (g)
Ak sú iónové pevné látky charakterizované ako veľmi stabilné, prečo sa uhličitany rozkladajú? Mení kov M teplotu, pri ktorej sa tuhá látka rozkladá? Ióny, ktoré tvoria uhličitan bárnatý sú Ba 2+ a CO 3 2 , a to ako objemná (to znamená, že s veľkou iónové polomery). CO 3 2– je zodpovedný za rozklad:
CO 3 2- (y) => O 2 (g) + CO 2 (g)
Oxidový ión (O 2– ) sa viaže na kov a vytvára MO, oxid kovu. MO vytvára novú iónovú štruktúru, v ktorej je spravidla čím je veľkosť iónov podobnejšia, tým je výsledná štruktúra stabilnejšia (entalpia mriežky). Opak nastane, ak majú ióny M + a O 2– veľmi nerovnaké iónové polomery.
Ak je entalpia mriežky pre MO veľká, je energeticky výhodná rozkladná reakcia, ktorá vyžaduje nižšie teploty zahrievania (nižšie teploty varu).
Na druhej strane, ak má MO malú entalpiu mriežky (ako v prípade BaO, kde Ba 2+ má vyšší iónový polomer ako O 2– ), rozklad je menej priaznivý a vyžaduje vyššie teploty (1380 - 1400 ° C). V prípadoch hořečnatovápenatého 3 , CaCO 3 a ÚOOZ 3 , sa rozkladajú pri nižších teplotách.
Chemická štruktúra
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.