Бариум хлорид

хемиско соединение

Бариум хлориднеорганско 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
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
образување
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 Non-flammable
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 CBaS + 4 CO

Вториот чекор бара реакција помеѓу бариум сулфид и хлороводород:

BaS + 2 HCl → BaCl
2
+ H
2
S

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
2
O
BaCO
3
+ 2 HCl → BaCl
2
+ H
2
O + 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
2
SO
4
→ 2 NaCl + BaSO
4

Оксалат има слична реакција:

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