RiesgosLe carbonate de baryum est un sel inorganique du baryum métallique, avant-dernier groupe d'éléments 2 du tableau périodique et appartenant aux métaux alcalino-terreux. Sa formule chimique est BaCO 3 et il est disponible dans le commerce sous la forme d'une poudre cristalline blanche.
Comment est-il obtenu? Le baryum métallique se trouve dans les minéraux, tels que la barytine (BaSO 4) et la whiterite (BaCO 3). La whiterite est associée à d'autres minéraux qui soustraient des niveaux de pureté de leurs cristaux blancs en échange de colorations.
Pour générer du BaCO 3 à usage synthétique, il est nécessaire d'éliminer les impuretés de la whiterite, comme indiqué par les réactions suivantes:
BaCO 3 (s, impur) + 2NH 4 Cl (s) + Q (chaleur) => BaCl 2 (aq) + 2NH 3 (g) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
BaCl 2 (aq) + (NH 4) 2 CO 3 (s) => BaCO 3 (s) + 2NH 4 Cl (aq)
La barytine, cependant, est la principale source de baryum, et donc les productions industrielles de composés de baryum en sont basées. Le sulfure de baryum (BaS) est synthétisé à partir de ce minéral, un produit dont résulte la synthèse d'autres composés et du BaCO 3:
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)
Proprietes physiques et chimiques
C'est un solide blanc, cristallin et poudreux. Il est inodore, insipide 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.
Il a des indices de réfraction de 1529, 1676 et 1677. La Witherite émet de la lumière lorsqu'elle absorbe le rayonnement ultraviolet: de la lumière blanche brillante aux reflets bleutés à la lumière jaune.
Il est hautement insoluble dans l'eau (0,02 g / L) et dans l'éthanol. Dans les solutions acides d'HCl, il forme le sel soluble du chlorure de baryum (BaCl 2), ce qui explique sa solubilité dans ces milieux acides. Dans le cas de l'acide sulfurique, il précipite sous forme de sel insoluble 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)
Puisqu'il s'agit d'un solide ionique, il est également insoluble dans les solvants non polaires. Le carbonate de baryum fond à 811 ° C; si la température s'élève autour de 1380-1400 ºC, le liquide salé subit une décomposition chimique au lieu de l'ébullition. Ce processus se produit pour tous les carbonates métalliques: MCO 3 (s) => MO (s) + CO 2 (g).
Décomposition thermique
BaCO 3 (s) => BaO (s) + CO 2 (g)
Si les solides ioniques se caractérisent par leur stabilité, pourquoi les carbonates se décomposent-ils? Le métal M change-t-il la température à laquelle le solide se décompose? Les ions qui composent le carbonate de baryum sont le Ba 2+ et le CO 3 2–, tous deux volumineux (c'est-à-dire avec de grands rayons ioniques). Le CO 3 2– est responsable de la décomposition:
CO 3 2– (s) => O 2– (g) + CO 2 (g)
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 est stable (enthalpie du réseau). Le contraire se produit si les ions M + et O 2– ont des rayons ioniques très inégaux.
Si l'enthalpie du réseau pour MO est grande, la réaction de décomposition est énergétiquement favorisée, nécessitant des températures de chauffage plus basses (points d'ébullition plus bas).
En revanche, si MO a une petite enthalpie de réseau (comme dans le cas de BaO, où Ba 2+ a un rayon ionique plus élevé que O 2–), la décomposition est moins favorisée et nécessite des températures plus élevées (1380-1400 ° C). Dans le cas du MgCO 3, du CaCO 3 et du SrCO 3, ils se décomposent à des températures plus basses.
Structure chimique
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.
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- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. En La estructura de los sólidos simples (cuarta edición., pág. 99-102). Mc Graw Hill.