Share to: share facebook share twitter share wa share telegram print page

Baryum klorür

Baryum klorür
Diğer adlar
Baryum müriat
Baritli Muryate[1]
Baryum diklorür
Tanımlayıcılar
3D model (JSmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.030.704 Bunu Vikiveri'de düzenleyin
EC Numarası
  • 233-788-1
RTECS numarası
  • CQ8750000 (susuz)
    CQ8751000 (dihidrat)
UNII
UN numarası 1564
  • InChI=1S/Ba.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2 
    Key: WDIHJSXYQDMJHN-UHFFFAOYSA-L 
  • InChI=1/Ba.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2
    Key: WDIHJSXYQDMJHN-NUQVWONBAL
  • [Ba+2].[Cl-].[Cl-]
Özellikler
Molekül formülü BaCl2
Molekül kütlesi 208.23 g/mol (susuz)
244.26 g/mol (dihidrat)
Görünüm Beyaz katı
Yoğunluk 3.856 g/cm3 (susuz)
3.0979 g/cm3 (dihidrat)
Erime noktası 962 °C (960 °C, dihidrat)
Kaynama noktası 1560
Çözünürlük (su içinde) 31.2 g/100 mL (0 °C)
35.8 g/100 mL (20 °C)
59.4 g/100 mL (100 °C)
Çözünürlük metanol'de çözünür, etanol, etil asetatta çözünmez[2]
-72.6·10−6 cm3/mol
Yapı
PbCl2-tipi ortorombik (susuz)
monoklinik (dihidrat)
Termokimya
Standart molar entropi (S⦵298)
 123.9 J/(k mol)
Standart formasyon entalpisi (ΔfH⦵298)
 −858.56 kJ/mol
Tehlikeler
İş sağlığı ve güvenliği (OHS/OSH):
Ana tehlikeler Son derece zehirli, aşındırıcı
GHS etiketleme sistemi:
Piktogramlar GHS06: Zehirli
İşaret sözcüğü Tehlike
Tehlike ifadeleri H301, H302, H332
Önlem ifadeleri P261, P264, P270, P271, P301+P310, P304+P312, P304+P340, P312, P321, P330, P405, P501
NFPA 704
(yangın karosu)
NFPA 704 four-colored diamondSağlık 3: Kısa maruziyet ciddi geçici veya kalıcı hasara neden olabilir. Örnek: Klor gazıYanıcılık 0: Yanmaz. Örnek: SuKararsızlık 0: Genellikle yangın maruziyeti koşullarında dahi normalde kararlıdır ve su ile reaksiyona girmez. Örnek: Sıvı azotÖzel tehlikeler (beyaz): kod yok
3
0
0
Parlama noktası Parlayıcı değil
Öldürücü doz veya konsantrasyon (LD, LC):
LD50 (medyan doz)
 78 mg/kg (sıçan, oral)
50 mg/kg (gine domuzu, oral)[4]
112 mg Ba/kg (tavşan, oral)
59 mg Ba/kg (köpek, oral)
46 mg Ba/kg (fare, oral)[4]
NIOSH ABD maruz kalma limitleri:
PEL (izin verilen) TWA 0.5 mg/m3[3]
REL (tavsiye edilen) TWA 0.5 mg/m3[3]
IDLH (anında tehlike) 50 mg/m3[3]
Güvenlik bilgi formu (SDS) NIH BaCl
Benzeyen bileşikler
Diğer anyonlar
 Baryum florür
Baryum bromür
Baryum iyodür
Diğer katyonlar
 Berilyum klorür
Magnezyum klorür
Kalsiyum klorür
Stronsiyum klorür
Radyum klorür
Kurşun klorür
Aksi belirtilmediği sürece madde verileri, Standart sıcaklık ve basınç koşullarında belirtilir (25 °C [77 °F], 100 kPa).
Bilgi kutusu kaynakları

Baryum klorür, BaCl2 formüllü inorganik bir bileşik'tir. Bu bileşik baryum'un suda-çözünen en yaygın tuzlarından biridir. Diğer baryum tuzlarının çoğu gibi, baryum klorür beyaz toz halinde ve zehirlidir. Alevde sarı-yeşil renk verir. Ayrıca higroskopiktir, ilk önce dihidrat BaCl2(H2O)2' ye dönüşür.

Laboratuvarda ve sanayide kullanımı sınırlıdır.[5]

Hazırlık

Endüstriyel ölçekte, baritten (baryum sülfat ) iki aşamalı işlemle hazırlanır:[6]

Bu ilk adım yüksek sıcaklıklar gerektirir.

BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO

İkinci adım, baryum sülfür ve hidrojen klorür arasında bir reaksiyon gerektirir:

BaS + 2 HCl → BaCl
2 + H
2S

veya baryum sülfür ile kalsiyum klorür arasında reaksiyon gerektirir:

BaS + CaCl
2 → CaS + BaCl
2[7]

HCl yerine klor kullanılabilir.[5] Baryum klorür su ile karışımdan ekstrakte edilir. Baryum klorürün su çözeltilerinden dihidratı (BaCl
2·2H2O) renksiz kristaller halinde kristalleştirilebilir.[7]

Baryum klorür prensip olarak baryum hidroksit veya baryum karbonatın hidrojen klorür ile reaksiyonuyla hazırlanabilir. Bu bazik tuzlar hidroklorik asitle reaksiyona girerek hidratlı baryum klorür verir.

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

Yapısı ve özellikleri

BaCl2 iki biçimde kristalleşir. Birinde kübik florür (CaF2) yapılı diğerinde ortorombik kotunnit (PbCl2) yapılıdır. Her iki polimorfda, altıdan büyük koordinasyon sayıları için büyük Ba2+ iyon tercihini barındırır.[8] Ba2+ 'nin koordinasyonu, florür yapısında[9] 8 ve kotunit yapısında 9'dur.[10] Kotunit-yapı BaCl2, 7-10  GPa basınçlarına maruz kaldığında üçüncü bir yapı olan monoklinik post-kotunnit faza dönüşür. Ba2+'nin koordinasyon sayısı 9'dan 10'a çıkar.[11]

Sulu bir eriyikte BaCl2 basit bir tuz olarak davranır ve suda 1:2 elektrolittir ve çözeltisi nötr pH gösterir.

Çözeltileri, kalın beyaz baryum sülfat çökeltisi oluşturmak için sülfat iyonu ile reaksiyona girer.

BaCl
2 + Na
2SO
4 → 2 NaCl + BaSO
4

Bu çökeltme reaksiyonu, elektroliz için besleme tuzlu suyundaki sülfat konsantrasyonunu kontrol etmek amacıyla klor-alkali tesislerinde kullanılır.

Oksalat benzer bir reaksiyonu etkiler:

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

Sodyum hidroksit ile karıştırıldığında suda orta derecede çözünen baryum hidroksit verir.

BaCl
2 + 2 NaOH → 2 NaCl + Ba(OH)
2

BaCl
2·2H2O, oda sıcaklığında havada kararlıdır ancak 55 °C (131 °F) üzerinde kristalizasyon suyunu kaybederek BaCl
2·H2O haline gelir ve 121 °C (250 °F) üzerinde susuz hale gelir.[7]

BaCl
2·H2O, dihidratın metanol ile çalkalanmasıyla oluşturulabilir.[12]

BaCl
2, alkali metal klorürlerle kolayca ötektik oluşturur.

Ba2+ + SO42− → BaSO4

Okzalat benzer bir reaksiyonu etkiler:

Ba2+ + C2O2-4 → BaC2O4

Sodyum hidroksit ile karıştırıldığında suda orta derecede çözünen dihidroksit verir.

Kullanımları

Ucuz olmasına rağmen baryum klorürün laboratuvarda ve endüstride sınırlı uygulaması vardır.

Sanayide, baryum klorür esasen kostik klor tesislerinde tuzlu su çözeltisinin saflaştırılmasında ve ayrıca ısıl işlem tuzlarının imalatında, çeliğin[13] sertleştirilmesinde kullanılır.

Ayrıca Lithol red ve Red Lake C gibi kırmızı pigmentleri yapmak için kullanılır.

Zehirliliği kullanımını sınırlar.

Zehirlilik

Baryum klorür, diğer suda çözünür baryum tuzları ile birlikte oldukça toksiktir.[14]

Gözleri ve cildi tahriş ederek kızarıklık ve ağrıya neden olur. Böbreklere zarar verir.

Bir insan için ölümcül baryum klorür dozunun yaklaşık 0,8-0,9 g olduğu rapor edilmiştir.

Akut baryum klorür zehirlenmesinin sistemik etkileri arasında karın ağrısı, ishal, bulantı, kusma, kardiyak aritmi, kas felci ve ölüm vardır.

Ba2+ iyonları, K+
 iyonlarıyla rekabet ederek kas liflerinin elektriksel olarak uyarılamaz olmasına neden olur, dolayısıyla vücutta halsizlik ve felce neden olur.[12] Sodyum sülfat ve magnezyum sülfat potansiyel panzehirlerdir çünkü suda çözünmedikleri için nispeten zehirsiz baryum sülfat BaSO4 oluştururlar.

Baryum klorür insanlar için kanserojen olarak sınıflandırılmamıştır.[12]

Kaynakça

  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. 28 Temmuz 2021 tarihinde kaynağından arşivlendi. Erişim tarihi: 28 Temmuz 2021. 
  2. ^ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  3. ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. "#0045". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  4. ^ a b "Barium (soluble compounds, as Ba)". Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). Ulusal İş Sağlığı ve Güvenliği Enstitüsü (NIOSH). 
  5. ^ a b "Barium and Barium Compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. 2007. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732. 
  6. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. bas.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  7. ^ a b c Kaynak hatası: Geçersiz <ref> etiketi; sciencedirect isimli refler için metin sağlanmadı (Bkz: Kaynak gösterme)
  8. ^ Wells, A. F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. 0-19-855370-6
  9. ^ Haase (1978). "Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid". Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 441: 181-195. doi:10.1002/zaac.19784410120. 
  10. ^ Brackett (1963). "The Crystal Structures of Barium Chloride, Barium Bromide, and Barium Iodide". The Journal of Physical Chemistry A. 67 (10): 2132. doi:10.1021/j100804a038. 
  11. ^ Léger (1995). "The Post-Cotunnite Phase in BaCl2, BaBr2 and BaI2 under High Pressure". Journal of Applied Crystallography. 28 (4): 416. doi:10.1107/S0021889895001580. 
  12. ^ a b c Kaynak hatası: Geçersiz <ref> etiketi; pubchem isimli refler için metin sağlanmadı (Bkz: Kaynak gösterme)
  13. ^ Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). "Barium and Barium Compounds". Ullman, Franz (Ed.). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732. 
  14. ^ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co., Rahway, New Jersey, 1960.

Dış bağlantılar
Kembali kehalaman sebelumnya