Baryum klorür

Vikipedi, özgür ansiklopedi
Baryum klorür
Cotunnite structure.png
Tanımlayıcılar
CAS numarası 10361-37-2
PubChem 25204
EC numarası 233-788-1
UN numarası 1564
RTECS numarası CQ8750000 (anhydrous)
CQ8751000 (dihydrate)
SMILES
InChI
ChemSpider 23540
Özellikler
Molekül formülü BaCl2
Molekül kütlesi 208.23 g/mol (anhydrous)
244.26 g/mol (dihydrate)
Görünüm Beyaz katı
Yoğunluk 3.856 g/cm3 (anhydrous)
3.0979 g/cm3 (dihydrate)
Erime noktası

962 ((960 °C, dihydrate))

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 () soluble in methanol, insoluble in ethanol, ethyl acetate[2]
Belirtilmiş yerler dışında verilmiş olan veriler, Standart sıcaklık ve basınçtadır. (25 °C, 100 kPa)
Bilgi kutusu kaynakları

}} }}

Baryum klorür, BaCl2 formüllü bir inorganik bileşik'tir. Bu baryum 'un suda-çözünür en yaygın tuzlarından biridir. Diğer baryum tuzlarının çoğu gibi beyazdır, zehirlidir ve aleve sarı-yeşil bir renk verir. Ayrıca higroskopiktir, ilk önce dihidrat BaCl2(H2O)2' ye dönüşür. Laboratuvar ve endüstride kullanımı sınırlıdır.[3]

Yapı ve özellikleri[değiştir | kaynağı değiştir]

BaCl2 iki biçimde (polimorfları) kristalize olur. Bir formu kübik florit (CaF<sub id="mwMA">2</sub>) yapıya diğeri ortorombik kotunnit (PbCl<sub id="mwNA">2</sub>) yapıya sahiptir. Her iki polimorfda, altıdan büyük koordinasyon sayıları için büyük Ba2+ iyonunun tercihini barındırır.[4] Ba2+ nın koordinasyonu florit yapısında[5] 8 ve kotunit yapısında 9'dur.[6] Kotunit-yapı BaCl 7-10  GPa basınçlarına maruz kaldığında, üçüncü bir yapıya, monoklinik post-kotunnit faza dönüşür.Ba2+ 'nin koordinasyon sayısı 9'dan 10'a çıkar.[7]

Sulu bir eriyik içinde BaCl2 basit bir şekilde tuz olarak davranır ve suda 1:2 elektrolittir ve çözelti nötr pH gösterir. Çözeltileri, kalın beyaz bir baryum sülfat çökeltisi üretmek için sülfat iyonu ile reaksiyona girer.

Ba2+ + SO42− → BaSO4

Oksalat benzer bir reaksiyonu etkiler:

Ba2+ + C2O42− → BaC<sub id="mwWw">2</sub>O<sub id="mwXA">4</sub>

Sodyum hidroksit ile karıştırıldığında, suda orta derecede çözünür olan dihidroksit verir.

Hazırlık[değiştir | kaynağı değiştir]

Endüstriyel ölçekte, baritten (baryum sülfat ) iki aşamalı bir işlemle hazırlanır:

BaSO 4 + 4 C → BaS + 4 CO

Bu ilk adım, yüksek sıcaklıklar gerektirir.

BaS + 2 HCl → BaCl 2 + H2S

HCl yerine klor kullanılabilir.[3]

Baryum klorür prensipte baryum hidroksit veya baryum karbonat'tan hazırlanabilir. Bu bazik tuzlar hidroklorik asit ile reaksiyona girerek hidratlı baryum klorür verir.

Kullanımları[değiştir | kaynağı değiştir]

Ucuz olmasına rağmen, baryum klorür laboratuvar ve endüstride sınırlı uygulamalar bulur. Endüstride, baryum klorür esas olarak kostik klor tesislerinde tuzlu su (ingilizce:brine) çözeltisinin saflaştırılmasında ve ayrıca ısıl işlem tuzlarının imalatında, çeliğin (steel)[8] sertleştirilmesinde kullanılır. Toksisitesi uygulanabilirliğini sınırlar.

Emniyet[değiştir | kaynağı değiştir]

Baryum klorür, diğer suda çözünür baryum tuzları ile birlikte oldukça toksiktir.[9] Sodyum sülfat ve magnezyum sülfat, çözünmezliği nedeniyle nispeten toksik olmayan BaSO4, oluşturdukları için potansiyel panzehirlerdir.

Kaynakça[değiştir | kaynağı değiştir]

  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 "Barium and Barium Compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. 2007. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732. 
  4. ^ Wells, A. F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. 0-19-855370-6
  5. ^ Haase (1978). "Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid". Z. anorg. allg. Chem. 441: 181-195. doi:10.1002/zaac.19784410120. 
  6. ^ Brackett (1963). "The Crystal Structures of Barium Chloride, Barium Bromide, and Barium Iodide". J. Phys. Chem. 67 (10): 2132. doi:10.1021/j100804a038. 
  7. ^ Léger (1995). "The Post-Cotunnite Phase in BaCl2, BaBr2 and BaI2 under High Pressure". J. Appl. Cryst. 28 (4): 416. doi:10.1107/S0021889895001580. 
  8. ^ 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. 
  9. ^ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co., Rahway, New Jersey, 1960.

Dış bağlantılar[değiştir | kaynağı değiştir]