Propriétés du carbonate de baryum, structure chimique, utilisations

Le carbonate de baryum est un sel inorganique de métal de baryum, avant-dernier élément du groupe 2 du tableau périodique et appartient aux métaux alcalino-terreux. Sa formule chimique est BaCO₃ et il est disponible sur le marché sous forme de poudre blanche cristalline.

Comment tu l'obtiens? Le baryum se trouve dans les minéraux, tels que la barytine (BaSOl)₄) et whiterita (BaCO₃). Whiterite est associé à d'autres minéraux qui soustraient les niveaux de pureté de leurs cristaux blancs en échange de colorations.

Pour générer le BaCO₃ pour une utilisation synthétique, il est nécessaire d'éliminer les impuretés du blanc, comme l'indiquent les réactions suivantes:

BaCO₃(s, impur) + 2NH₄Cl (s) + Q (chaleur) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O (l) + CO₂g)

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

La barytine est cependant la principale source de baryum et c'est pourquoi les productions industrielles de composés de baryum en sont issues. A partir de ce minéral, le sulfure de baryum (BaS) est synthétisé, produit à partir duquel la synthèse d'autres composés et BaCO₃:

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

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

Index

• 1 propriétés physiques et chimiques
  • 1.1 Décomposition thermique
• 2 structure chimique
• 3 utilisations
• 4 risques
• 5 références

Propriétés physiques et chimiques

C'est un solide poudreux, blanc et cristallin. Il est inodore, disgracieux et son poids moléculaire est de 197,89 g / mol. Il a une densité de 4,43 g / ml et une pression de vapeur inexistante.

Ses indices de réfraction sont de 1,529, 1,676 et 1,677. Le witherite émet de la lumière lorsqu'il absorbe le rayonnement ultraviolet: d'une lumière blanche brillante avec des tons bleutés, à une lumière jaune.

Il est hautement insoluble dans l'eau (0,02 g / L) et dans l'éthanol. Dans les solutions acides de HCl, se forme le sel soluble du chlorure de baryum (BaCl₂), ce qui explique sa solubilité dans ces milieux acides. Dans le cas de l'acide sulfurique, il précipite comme le sel insoluble BaSO₄.

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

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

Comme il s'agit d'un solide ionique, il est également insoluble dans les solvants apolaires. Le carbonate de baryum fond à 811 ° C; Si la température augmente autour de 1380-1400 ºC, le liquide salé subit une décomposition chimique au lieu d'ébullition. Ce processus se produit pour tous les carbonates métalliques: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂g)

Décomposition thermique

BaCO₃(s) => BaO (s) + CO₂g)

Si les solides ioniques se caractérisent par une grande stabilité, pourquoi les carbonates se décomposent-ils? Le métal M modifie-t-il la température à laquelle le solide se décompose? Les ions qui composent le carbonate de baryum sont Ba²⁺ et Cie₃^2-, tous deux volumineux (c'est-à-dire avec de grands rayons ioniques). Le CO₃^2- Il est responsable de la décomposition:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂g)

L'ion oxyde (O^2-) se lie au métal pour former MO, l'oxyde métallique. MO génère une nouvelle structure ionique dans laquelle, en règle générale, plus la taille de ses ions est similaire, plus la structure résultante (enthalpie du réseau) est stable. Le contraire se produit si les ions M⁺ et O^2- Ils ont des rayons d'ions très inégaux.

Si l'enthalpie du réseau pour les MO est importante, la réaction de décomposition est favorisée énergiquement, nécessitant des températures de chauffage plus basses (points d'ébullition inférieurs).

En revanche, si MO a une petite enthalpie de réseau (comme dans le cas de BaO, où Ba²⁺ a un plus grand rayon ionique que O^2-) la décomposition est moins favorisée et nécessite des températures plus élevées (1380-1400ºC). Dans les cas de la MgCO₃, CaCO₃ et SrCO₃, ils se décomposent à basse température.

Structure chimique

Le CO anion₃^2- a une double liaison résonnant entre trois atomes d'oxygène, deux d'entre eux chargés négativement pour attirer le cation Ba²⁺.

Alors que les deux ions peuvent être considérés comme des sphères chargées, le CO₃^2- il a une géométrie plane trigonale (le triangle plat dessiné par les trois atomes d’oxygène), devenant éventuellement un "oreiller" négatif pour le Ba²⁺.

Ces ions interagissent de manière électrostatique pour former un arrangement cristallin de type orthorhombique, les liaisons étant principalement ioniques.

Dans ce cas, pourquoi BaCO n'est-il pas soluble?₃ dans l'eau? L'explication est simplement basée sur le fait que les ions sont mieux stabilisés dans le réseau cristallin que sur des couches d'eau sphériques moléculaires.

D'un autre côté, il est difficile pour les molécules d'eau de surmonter les fortes attractions électrostatiques entre les deux ions. Dans ces réseaux cristallins, ils peuvent contenir des impuretés qui donnent de la couleur à leurs cristaux blancs.

Utilise

En bref, une partie de BaCO₃ cela peut ne pas promettre une application pratique dans la vie quotidienne, mais si vous regardez un cristal de minéral blanc, blanc comme le lait, la raison de votre demande économique commence à avoir un sens.

Il est utilisé pour fabriquer des verres de baryum ou comme additif pour les renforcer. Il est également utilisé dans la fabrication de verres optiques.

En raison de son vaste réseau d'enthalpie et insolubilité, il est utilisé dans la fabrication de divers types d'alliages, les caoutchoucs, les vannes, les revêtements de sol, les peintures, les céramiques, les lubrifiants, les plastiques, les graisses et les ciments.

De même, il est utilisé comme poison pour les souris. En bref, ce sel est utilisé pour produire d'autres composés de baryum et sert ainsi de matériaux pour les appareils électroniques.

Le BaCO₃ Il peut être synthétisé sous forme de nanoparticules, exprimant à très petites échelles nouvelles propriétés intéressantes de whiterita. Ces nanoparticules sont utilisées pour imprégner des surfaces métalliques, en particulier des catalyseurs chimiques.

Il a été trouvé que l'amélioration des catalyseurs d'oxydation, et qui favorise en quelque sorte la migration des molécules d'oxygène à sa surface.

Ils sont considérés comme des outils permettant d'accélérer les processus d'incorporation d'oxygène. Et, enfin, ils sont utilisés pour synthétiser des matériaux supramoléculaires.

Les risques

Le BaCO₃ Il est toxique par ingestion, ce qui provoque de nombreux symptômes désagréables qui conduisent à la mort par insuffisance respiratoire ou arrêt cardiaque; Pour cette raison, il n'est pas recommandé de le transporter avec des produits comestibles.

Il produit des rougeurs aux yeux et à la peau, ainsi que de la toux et des maux de gorge. C'est un composé toxique, même s'il est facile à manipuler à mains nues si son ingestion est évitée à tout prix.

Il n'est pas inflammable, mais à haute température, il se décompose en formant du BaO et du CO₂produits toxiques et oxydants pouvant brûler d’autres matériaux.

Dans le corps du baryum est déposé dans les os et d'autres tissus, calcium supplantant de nombreux processus physiologiques. Il bloque également les canaux où les ions K voyagent⁺, empêchant sa diffusion à travers les membranes cellulaires.

Références

1. PubChem. (2018). Carbonate de baryum. Récupéré le 24 Mars 2018, PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Carbonate de baryum. Récupéré le 24 mars 2018 sur Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Carbonate de baryum. Extrait le 24 mars 2018 de ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Des nanoparticules de carbonate de baryum en tant que catalyseurs synergiques pour la réaction de réduction de l'oxygène sur les cathodes à pile à combustible à oxyde solide La0,6Sr0,4Co0,2Fe0,8O3! D. ChemElectroChem 3, 1 - 10.
5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins Le livre de collection des minéraux fluorescents. Description des minéraux fluorescents, p-117.
6. Shiver & Atkins. (2008). Chimie inorganique Dans La structure des solides simples (quatrième édition., pp. 99-102). Mc Graw Hill.