Википедија

Бариум хлорид

хемиско соединение

Бариум хлорид е неорганско соединение сохемиска формула BaCl
2. Таа е една од најчестите соли на бариум растворливи во вода. Како и повеќето други соли на бариум растворливи во вода, тој е бел прав, многу токсичен и дава жолто-зелена боја на пламен. Исто така е хигроскопен, претворајќи се во дихидрат BaCl
2 · 2H2O, кои се безбојни кристали со горчлив солен вкус. Има ограничена употреба во лабораторијата и индустријата.[3][7]

Бариум хлорид
Други називи

  • Бариум дихлорид
  • Бариум муриат
  • Муриат на барити[1]
  • Neutral barium chloride

Назнаки
10361-37-2 Ок
10326-27-9 (дихидрат) Ок
ChemSpider 23540 Ок
EC-број 233-788-1
3Д-модел (Jmol) Слика
PubChem 25204
RTECS-бр. CQ8750000 (анхидрид)
CQ8751000 (дихидрат)
UNII 0VK51DA1T2 Ок
EL5GJ3U77E (дихидрат) Ок
ОН-бр. 1564
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед Бела пудра, безбојни или бели кристали (анхидридна)
безбојни ромбоидни кристсали (дихидрат)[2][3]
Мирис Без мирис
Густина 3.856 g/cm3 (анхидриден)
3.0979 g/cm3 (дихидрат)
Точка на топење
Точка на вриење
  • 31.2 g/(100 mL) (0 °C)
  • 35.8 g/(100 mL) (20 °C)
  • 59.4 g/(100 mL) (100 °C)
Растворливост Растворлив во метанол, нерастворлив во етил ацетат, слабо растворлив во хлороводородна киселина е азотна киселина, многу малку растворлив во етанол.[3][4] Дихидратот е рассворлив во метанол, скоро нерастворлив во етанол, ацетон е етил ацетат.[3]
−72.6·10−6 cm3/mol
Структура
Кристална структура ортогонален (анхидриден)
mмоноклиничен (дихидрат)
Термохемија
Ст. енталпија на
формирање ΔfHo298		 −858.56 kJ/mol
Стандардна моларна
ентропија So298		 123.9 J/(mol·K)
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности
 Високо токсичен, корозивен
GHS-ознаки:
Пиктограми
 GHS06: Токсично
Сигнални зборови
 Опасност
Изјави за опасност
 H301, H302, H332
Изјави за претпазливост
 P261, P264, P270, P271, P301+P310, P304+P312, P304+P340, P312, P321, P330, P405, P501
NFPA 704
3
0
0
Температура на запалување {{{value}}}
Смртоносна доза или концентрација:
78 mg/kg (стаорец, орално)
50 mg/kg (прање, орално)[6]
112 mg/kg (како Ba) (зајак, орално)
59 mg/kg (како Ba) (куче, орално)
46 mg/kg (како Ba) (глушец, орално)[6]
NIOSH (здравствени граници во САД):
PEL (дозволива)
 TWA 0.5 mg/m3[5]
REL (препорачана)
 TWA 0.5 mg/m3[5]
IDLH (непосредна опасност)
 50 mg/m3[5]
Безбедносен лист NIH BaCl
Слични супстанци
Други анјони
Други катјони
Дополнителни податоци
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Подготовка уреди

OНа индустриско ниво, бариум хлоридот се подготвува преку двостепен процес од барит (бариум сулфат).[8] Првиот чекор бара високи температури.

BaSO
4 + 4 C → BaS + 4 CO

Вториот чекор бара реакција помеѓу бариум сулфид и водород хлорид:

BaS + 2 HCl → BaCl
2 + H
2S

ли помеѓу бариум сулфид и калциум хлорид:

BaS + CaCl
2 → CaS + BaCl
2[2]

На местото на HCl, може да се користи хлор.[7] Од смесата со вода се извлекува бариум хлорид. Од водни раствори на бариум хлорид, неговиот дихидрат(BaCl
2 · 2H2O) може да се кристализира како безбојни кристали.[2]

Бариум хлоридот во принцип може да се подготви со реакција помеѓу бариум хидроксид или бариум карбонат со хидроген хлорид. Овие основни соли реагираат со хлороводородна киселина и даваат хидриран бариум хлорид.

Ba(OH)
2 + 2 HCl → BaCl
2 + 2 H
2O
BaCO
3 + 2 HCl → BaCl
2 + H
2O + CO
2

Структура и својства уреди

BaCl
2 кристализира во две форми (полиморфи). Едната форма има структура на кубен флуорит (CaF
2) а другата структура на ортохомбична котунит (PbCl
2). И двата полиморфи ја прифаќаат предноста на големиот Ba2+ он за координативни броеви поголеми од шест.[9] Координацијата на Ba2+ е 8 во флуоритната структура[10] и 9 во структурата на котунит.[11] Кога BaCl
2 од конунитската структура е подложен на притисоци од 7–10 GPa, тој се трансформира во трета структура, моноклинична пост-котунитна фаза. Координативниот број на Ba2+ се зголемува од 9 на 10.[12]

Во воден раствор BaCl
2 behaves as a simple salt; се однесува како едноставна сол и растворот покажува неутрална pH вредност. Неговите раствори реагираат со сулфат јон за да се добие густ бел талог од бариум сулфат.

BaCl
2 + Na
2SO
4 → 2 NaCl + BaSO
4

Оксалат има слична реакција:

BaCl
2 + Na
2C
2O
4 → 2 NaCl + BaC
2O
4

Кога се меша со натриум хидроксид, се добива бариум хидроксид, кој е умерено растворлив во вода.

BaCl
2 + 2 NaOH → 2 NaCl + Ba(OH)
2

BaCl
2 · 2H2O е стабилен во воздухот на собна температура, но губи една вода на кристализација над 55 °C (131 °F), стануваBaCl
2 · H2O, и станува безводен над 121 °C (250 °F).[2] BaCl
2 · H2O may be formed by shaking the dihydrate with methanol.[3]

BaCl
2 може да се формира со протресување на дихидратот со метанол.[3]

Употреба уреди

Иако е евтин, бариум хлоридот наоѓа ограничена примена во лабораторијата и индустријата.[7] Се користи и за правење црвени пигменти како што се Lithol red и Red Lake C. Неговата токсичност ја ограничува неговата применливост.

Токсичност уреди

Бариум хлоридот, заедно со другите соли на бариум растворливи во вода, е многу токсичен.[13] и иритира очите и кожата, предизвикувајќи црвенило и болка. Ги оштетува бубрезите. Фаталната доза на бариум хлорид за човек е пријавена дека е околу 0,8-0,9 g. Системските ефекти на акутната токсичност на бариум хлорид вклучуваат абдоминална болка, дијареа, гадење, повраќање, срцева аритмија, мускулна парализа и смрт. Ba2+ јоните се натпреваруваат со јоните на K+
 предизвикувајќи мускулните влакна да бидат електрично невозбудливи, а со тоа предизвикува слабост и парализа на телото.[3] Натриум сулфат и магнезиум сулфат се потенцијални противотрови бидејќи формираат бариум сулфат BaSO4, кој е релативно нетоксичен поради неговата нерастворливост во вода.

Бариум хлоридот не е класифициран како човечки канцероген.[3]

Наводи уреди

  1. ↑ Chemical Recreations: A Series of Amusing and Instructive Experiments, which May be Performed with Ease, Safety, Success, and Economy ; to which is Added, the Romance of Chemistry : An Inquiry into the Fallacies of the Prevailing Theory of Chemistry : With a New Theory and a New Nomenclature. R. Griffin & Company. 1834.
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 https://www.sciencedirect.com/topics/chemistry/barium-chloride
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 3,6 3,7 https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Barium-chloride
  4. ↑ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  5. ↑ 5,0 5,1 5,2 „Џебен водич за опасните хемиски материи #0045“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
  6. ↑ 6,0 6,1 „Barium (soluble compounds, as Ba)“. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2 Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). „Barium and Barium Compounds“. Во Ullman, Franz (уред.). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.
  8. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
  9. ↑ Wells, A. F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
  10. ↑ Haase, A.; Brauer, G. (1978). „Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid“. Z. anorg. allg. Chem. 441: 181–195. doi:10.1002/zaac.19784410120.
  11. ↑ Brackett, E. B.; Brackett, T. E.; Sass, R. L. (1963). „The Crystal Structures of Barium Chloride, Barium Bromide, and Barium Iodide“. J. Phys. Chem. 67 (10): 2132. doi:10.1021/j100804a038.
  12. ↑ Léger, J. M.; Haines, J.; Atouf, A. (1995). „The Post-Cotunnite Phase in BaCl2, BaBr2 and BaI2 under High Pressure“. J. Appl. Crystallogr. 28 (4): 416. doi:10.1107/S0021889895001580.
  13. ↑ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co., Rahway, New Jersey, 1960.

Надворешни врски уреди

Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Бариум_хлорид&oldid=5077224“