Tính chất cacbonat, cấu trúc hóa học, công dụng

các bari cacbonat là một muối vô cơ của kim loại bari, nguyên tố áp chót của nhóm 2 của bảng tuần hoàn và thuộc về các kim loại kiềm thổ. Công thức hóa học của nó là BaCO₃ và nó có sẵn trên thị trường ở dạng bột trắng tinh thể.

Làm thế nào để bạn có được nó? Kim loại bari được tìm thấy trong các khoáng chất, như barit (BaSO)₄) và whiterita (BaCO)₃). Whiterite được liên kết với các khoáng chất khác trừ mức độ tinh khiết từ các tinh thể trắng của chúng để đổi lấy màu sắc.

Để tạo BaCO₃ sử dụng tổng hợp cần phải loại bỏ các tạp chất của whiterite, như được chỉ ra bởi các phản ứng sau:

BaCO₃(s, không tinh khiết) + 2NH₄Cl (s) + Q (nhiệt) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (l) + CO₂(g)

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

Tuy nhiên, barit là nguồn chính của bari và đó là lý do tại sao các sản phẩm công nghiệp của các hợp chất bari bắt đầu từ nó. Barium sulphide (BaS) được tổng hợp từ khoáng chất này, sản phẩm từ đó tổng hợp các hợp chất khác và BaCO₃:

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

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

Chỉ số

• 1 Tính chất lý hóa
  • 1.1 Phân hủy nhiệt
• 2 Cấu trúc hóa học
• 3 công dụng
• 4 rủi ro
• 5 tài liệu tham khảo

Tính chất hóa lý

Nó là một chất rắn, màu trắng và tinh thể rắn. Nó không mùi, khó coi và trọng lượng phân tử của nó là 197,89 g / mol. Nó có mật độ 4,43 g / mL và áp suất hơi không tồn tại.

Nó có các chỉ số khúc xạ là 1.529, 1.676 và 1.677. Chất khô héo phát ra ánh sáng khi nó hấp thụ bức xạ cực tím: từ ánh sáng trắng sáng với tông màu hơi xanh, đến ánh sáng vàng.

Nó không hòa tan cao trong nước (0,02 g / L) và trong ethanol. Trong dung dịch axit của HCl tạo thành muối hòa tan của bari clorua (BaCl₂), giải thích khả năng hòa tan của nó trong các môi trường axit. Trong trường hợp axit sunfuric, nó kết tủa dưới dạng muối BaSO không hòa tan₄.

BaCO₃(s) + 2HCl (aq) => BaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂Ô (l)

BaCO₃(s) + H₂VẬY₄(aq) => BaSO₄(s) + CO₂(g) + H₂Ô (l)

Vì nó là một chất rắn ion, nó cũng không tan trong dung môi phân cực. Barium carbonate nóng chảy ở 811 ºC; Nếu nhiệt độ tăng khoảng 1380-1400 ºC, chất lỏng mặn trải qua quá trình phân hủy hóa học thay vì sôi. Quá trình này xảy ra đối với tất cả các cacbonat kim loại: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂(g).

Phân hủy nhiệt

BaCO₃(s) => BaO (s) + CO₂(g)

Nếu các chất rắn ion được đặc trưng bởi rất ổn định, tại sao các cacbonat bị phân hủy? Kim loại M có làm thay đổi nhiệt độ mà chất rắn bị phân hủy không? Các ion tạo nên cacbonat bari là Ba²⁺ và CO₃^2-, cả cồng kềnh (nghĩa là với bán kính ion lớn). CO₃^2- Nó chịu trách nhiệm cho sự phân hủy:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂(g)

Các ion oxit (O^2-) được liên kết với kim loại để tạo thành MO, oxit kim loại. MO tạo ra một cấu trúc ion mới, theo nguyên tắc chung, kích thước của các ion của nó càng giống nhau, cấu trúc kết quả càng ổn định (entanpy mạng). Điều ngược lại xảy ra nếu các ion M⁺ và O^2- chúng có bán kính ion rất không đồng đều.

Nếu entanpy mạng cho MO lớn, phản ứng phân hủy được ưu tiên về mặt năng lượng, đòi hỏi nhiệt độ nung thấp hơn (điểm sôi thấp hơn).

Mặt khác, nếu MO có một mạng nhỏ entanpy (như trường hợp của BaO, trong đó Ba²⁺ có bán kính ion lớn hơn O^2-) sự phân hủy ít được ưa chuộng hơn và đòi hỏi nhiệt độ cao hơn (1380-1400ºC). Trong trường hợp của MgCO₃, CaCO₃ và SrCO₃, chúng phân hủy ở nhiệt độ thấp hơn.

Cấu trúc hóa học

Các anion CO₃^2- có một liên kết đôi cộng hưởng giữa ba nguyên tử oxy, hai trong số đó tích điện âm để thu hút cation Ba²⁺.

Trong khi cả hai ion có thể được coi là các quả cầu tích điện, CO₃^2- nó có dạng hình học mặt phẳng lượng giác (hình tam giác phẳng được vẽ bởi ba nguyên tử oxy), có thể trở thành "cái gối" âm cho Ba²⁺.

Các ion này tương tác tĩnh điện để tạo thành một sự sắp xếp tinh thể của loại trực giao, với các liên kết chủ yếu là ion.

Trong trường hợp đó, tại sao BaCO không hòa tan?₃ trong nước? Lời giải thích đơn giản dựa trên thực tế là các ion được ổn định tốt hơn trong mạng tinh thể, hơn là ngậm nước bởi các lớp hình cầu phân tử của nước.

Từ một góc độ khác, các phân tử nước khó có thể vượt qua các điểm hấp dẫn tĩnh điện mạnh giữa hai ion. Trong các mạng tinh thể này, chúng có thể chứa các tạp chất tạo màu cho các tinh thể trắng của chúng.

Công dụng

Nhìn thoáng qua, một phần của BaCO₃ có thể không hứa hẹn bất kỳ ứng dụng thực tế nào trong cuộc sống hàng ngày, nhưng nếu bạn thấy một tinh thể khoáng trắng hơn, màu trắng như sữa, nó bắt đầu có ý nghĩa tại sao nhu cầu kinh tế của bạn.

Nó được sử dụng để làm kính barium hoặc như một chất phụ gia để tăng cường chúng. Nó cũng được sử dụng trong sản xuất kính quang học.

Do entanpy và không hòa tan mạng lớn, nó được sử dụng trong sản xuất các loại hợp kim, cao su, van, trải sàn, sơn, gốm sứ, chất bôi trơn, nhựa, mỡ và xi măng..

Tương tự như vậy, nó được sử dụng như một chất độc cho chuột. Trong quá trình tổng hợp, muối này được sử dụng để sản xuất các hợp chất bari khác, và do đó dùng làm nguyên liệu cho các thiết bị điện tử.

BaCO₃ có thể được tổng hợp dưới dạng hạt nano, biểu hiện ở quy mô rất nhỏ tính chất mới thú vị của whiterite. Những hạt nano này được sử dụng để tẩm bề mặt kim loại, đặc biệt là chất xúc tác hóa học.

Nó đã được tìm thấy để cải thiện các chất xúc tác oxy hóa, và bằng cách nào đó ủng hộ sự di chuyển của các phân tử oxy bằng bề mặt của nó.

Chúng được coi là công cụ để tăng tốc các quá trình trong đó oxygens được kết hợp. Và cuối cùng, chúng được sử dụng để tổng hợp vật liệu siêu phân tử.

Rủi ro

BaCO₃ Nó độc hại khi nuốt phải, gây ra vô số các triệu chứng khó chịu dẫn đến tử vong do suy hô hấp hoặc ngừng tim; Vì lý do này, không nên vận chuyển bên cạnh hàng ăn được.

Nó gây đỏ mắt và da, ngoài ra còn bị ho và đau họng. Nó là một hợp chất độc hại, mặc dù có thể dễ dàng thao tác bằng tay trần nếu tránh được việc nuốt phải nó bằng mọi giá.

Nó không dễ cháy, nhưng ở nhiệt độ cao, nó bị phân hủy tạo thành BaO và CO₂, các sản phẩm độc hại và oxy hóa có thể đốt cháy các vật liệu khác.

Trong sinh vật, bari được lắng đọng trong xương và các mô khác, thay thế canxi trong nhiều quá trình sinh lý. Nó cũng chặn các kênh mà các ion K đi qua⁺, ngăn chặn sự khuếch tán của nó qua màng tế bào.

Tài liệu tham khảo

1. PubChem. (2018). Barium Carbonate. Truy cập vào ngày 24 tháng 3 năm 2018, từ PubChem: pubool.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Barium cacbonat. Truy cập ngày 24 tháng 3 năm 2018, từ Wikipedia: en.wikipedia.org
3. Sách hóa học. (2017). Barium carbonate. Truy cập ngày 24 tháng 3 năm 2018, từ ChemicalBook: chembook.com
4. Hồng T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Các hạt nano cacbonat làm chất xúc tác hiệp lực cho phản ứng khử oxy trên La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Cathode tế bào nhiên liệu rắn-oxit. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983). Robbins Cuốn sách của nhà sưu tập khoáng chất huỳnh quang. Mô tả khoáng chất huỳnh quang, p-117.
6. Rùng mình & Atkins. (2008). Hóa vô cơ Trong Cấu trúc của chất rắn đơn giản (ấn bản thứ tư., trang 99-102). Đồi Mc Graw.