Propriedades de bário de carbonato, estrutura química, usos

O carbonato de bário é um sal inorgânico de metal bário, penúltimo elemento do grupo 2 da tabela periódica e pertence aos metais alcalino-terrosos. Sua fórmula química é BaCO₃ e está disponível no mercado na forma de pó branco cristalino.

Como você consegue isso? O metal de bário é encontrado em minerais, como a barita (BaSOl)₄) e whiterita (BaCO₃). O whiterite está associado a outros minerais que subtraem os níveis de pureza de seus cristais brancos em troca de colorações.

Para gerar o BaCO₃ para uso sintético, é necessário eliminar as impurezas do branco, como indicado pelas seguintes reações:

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

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

Barite, no entanto, é a principal fonte de bário, e é por isso que as produções industriais de compostos de bário começam a partir dele. A partir deste mineral, o sulfeto de bário (BaS) é sintetizado, produto a partir do qual a síntese de outros compostos e BaCO₃:

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

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

Índice

• 1 Propriedades físicas e químicas
  • 1.1 Decomposição térmica
• 2 estrutura química
• 3 usos
• 4 Riscos
• 5 referências

Propriedades físicas e químicas

É um sólido pulverulento, branco e cristalino. É inodoro, inestético e seu peso molecular é de 197,89 g / mol. Tem uma densidade de 4,43 g / mL e uma pressão de vapor inexistente.

Possui índices de refração de 1.529, 1.676 e 1.677. O witherita emite luz quando absorve a radiação ultravioleta: de uma luz branca brilhante com tons azulados a uma luz amarela.

É altamente insolúvel em água (0,02 g / L) e em etanol. Em soluções ácidas de HCl forma-se o sal solúvel de cloreto de bário (BaCl₂), o que explica sua solubilidade nesses meios ácidos. No caso do ácido sulfúrico, precipita como o sal insolúvel BaSO₄.

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

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

Como é um sólido iônico, também é insolúvel em solventes apolares. O carbonato de bário funde a 811 ° C; Se a temperatura aumenta cerca de 1380-1400 ºC, o líquido salgado sofre decomposição química em vez de ebulição. Este processo ocorre para todos os carbonatos metálicos: MCO₃(s) => MO (s) + CO₂g)

Decomposição térmica

BaCO₃(s) => BaO (s) + CO₂g)

Se os sólidos iônicos são caracterizados por serem muito estáveis, por que os carbonatos se decompõem? O metal M altera a temperatura na qual o sólido se decompõe? Os íons que compõem o carbonato de bário são Ba²⁺ e CO₃^2-, ambos volumosos (isto é, com grandes raios iônicos). O CO₃^2- É responsável pela decomposição:

CO₃^2-(s) => O^2-(g) + CO₂g)

O óxido de óxido (O^2-) liga-se ao metal para formar MO, o óxido de metal. O MO gera uma nova estrutura iônica na qual, como regra geral, quanto mais semelhante for o tamanho de seus íons, mais estável será a estrutura resultante (entalpia de rede). O oposto ocorre se os íons M⁺ e O^2- Eles têm raios iônicos muito desiguais.

Se a entalpia de rede para MO é grande, a reação de decomposição é energeticamente favorecida, exigindo temperaturas de aquecimento mais baixas (pontos de ebulição mais baixos).

Por outro lado, se o MO tiver uma pequena entalpia de rede (como no caso do BaO, onde²⁺ tem um raio iônico maior que O^2-) a decomposição é menos favorecida e requer temperaturas mais altas (1380-1400ºC). Nos casos do MgCO₃CaCO₃ e SrCO₃, eles se decompõem em temperaturas mais baixas.

Estrutura química

O ânion CO₃^2- tem uma ligação dupla ressoando entre três átomos de oxigênio, dois deles negativamente carregados para atrair a ba²⁺.

Enquanto ambos os íons podem ser considerados esferas carregadas, o CO₃^2- tem uma geometria de plano trigonal (o triângulo plano desenhado pelos três átomos de oxigênio), possivelmente se tornando um "travesseiro" negativo para o Ba²⁺.

Esses íons interagem eletrostaticamente para formar um arranjo cristalino do tipo ortorrômbico, sendo as ligações predominantemente iônicas.

Nesse caso, por que o BaCO não é solúvel?₃ na água? A explicação é baseada simplesmente no fato de que os íons são melhor estabilizados na rede cristalina, do que hidratados por camadas esféricas moleculares de água.

De outro ângulo, é difícil para as moléculas de água superar as fortes atrações eletrostáticas entre os dois íons. Dentro dessas redes de cristal, elas podem conter impurezas que dão cor aos seus cristais brancos.

Usos

De relance, uma parte do BaCO₃ pode não prometer qualquer aplicação prática na vida diária, mas se você olhar para um cristal de mineral branco, branco como leite, a razão para sua demanda econômica começa a fazer sentido.

Ele é usado para fazer óculos de bário ou como um aditivo para fortalecê-los. Também é usado na fabricação de óculos ópticos.

Devido à sua grande rede entalpia e insolubilidade, é usado no fabrico de vários tipos de ligas, borrachas, válvulas, para revestimento de soalhos, tintas, cerâmicas, plásticos, lubrificantes, gorduras e cimentos.

Da mesma forma, é usado como veneno para ratos. Em suma, este sal é usado para produzir outros compostos de bário e, assim, servir como materiais para dispositivos eletrônicos.

O BaCO₃ pode ser sintetizado como nanopartículas, expressando em escalas muito pequenas novas propriedades interessantes de whiterite. Essas nanopartículas são usadas para impregnar superfícies metálicas, especificamente catalisadores químicos.

Verificou-se que os catalisadores de oxidação melhorada, e que de algum modo promove a migração de moléculas de oxigénio na sua superfície.

Eles são considerados ferramentas para acelerar os processos nos quais os oxigênios são incorporados. E, finalmente, eles são usados ​​para sintetizar materiais supramoleculares.

Riscos

O BaCO₃ É venenoso por ingestão, causando inúmeros sintomas desagradáveis ​​que levam à morte por insuficiência respiratória ou cardíaca; Por essa razão, não é recomendado o transporte com mercadorias comestíveis.

Ela produz vermelhidão dos olhos e da pele, bem como tosse e dor de garganta. É um composto tóxico, embora seja facilmente manipulado com as mãos desprotegidas se a ingestão for evitada a todo custo.

Não é inflamável, mas a altas temperaturas se decompõe formando BaO e CO₂, produtos tóxicos e oxidantes que podem queimar outros materiais.

No corpo do bário é depositado nos ossos e outros tecidos, cálcio suplantando muitos processos fisiológicos. Ele também bloqueia os canais onde os íons K viajam⁺, impedindo a sua difusão através das membranas celulares.

Referências

1. PubChem. (2018) Carbonato de bário. Retirado em 24 de Março de 2018, PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipédia. (2017). Carbonato de bário. Retirado em 24 de março de 2018, da Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Carbonato de bário. Retirado em 24 de março de 2018, da ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Hong T., S. Brinkman K., Xia C. (2016). Carbonato de bário Nanopartículas como sinérgicas catalisadores para a reacção de redução do oxigénio no La0.6Sr0.4Co0.2Fe0.8O3! D Sólido Óxido Cátodos célula de combustível. ChemElectroChem 3, 1-10.
5. Robbins Manuel A. (1983) Robbins O Livro de Colecionador de Minerais Fluorescentes. Descrição dos minerais fluorescentes, p-117.
6. Arrepio e Atkins. (2008). Química Inorgânica Em A estrutura dos sólidos simples (quarta edição., pp. 99-102). Mc Graw Hill.