Bariumchloried
|
Algemeen | |
|---|---|
| Naam | Bariumchloried |
 |
-chlorid.png) |
| Chemiese formule | BaCl2 |
| Molêre massa | 208,23 [g/mol] [1] |
| CAS-nommer | 10361-37-2[1] |
| Voorkoms | wit kristalle[1] |
| Reuk | Reukloos[1] |
| Fasegedrag | |
| Fase | T<1193K |
| Selkonstantes | a=786,5(8)pm; b=473,1(4)pm; c=942,1(8)pm.[2] |
| Ruimtegroep | Pnma |
| Nommer | 62 |
| Strukturbericht | C23 |
| Fase | T>1193K |
| Selkonstantes | 734pm [3] |
| Ruimtegroep | Fm3m |
| Nommer | 225 |
| Strukturbericht | C1 |
| Smeltpunt | 961 °C[1] |
| Kookpunt | 1560 °C[1] |
| Digtheid | 3,856 [g/cm3][1] |
| Oplosbaarheid | 370 [g/kg]; oplosbaar in metanol, amper onoplosbaar in etanol[1] |
| ΔfHɵ | -855,0 [kJ/mol] [1] |
|
Suur-basis eienskappe | |
| pKa | |
|
Veiligheid | |
| Flitspunt | |
| LD50 | 220 [mg/kg] (oraal; rot) [1] |
|
Tensy anders vermeld is alle data vir standaardtemperatuur en -druk toestande. | |
Portaal  Chemie
| |
Bariumchloried is 'n sout van barium en waterstofchloried met die formule BaCl2.
Dit is 'n higroskopiese stof wat hidrate vorm en vervloei wanneer dit aan vogtige lug blootgestel word.[2]
Kristalstruktuur[wysig | wysig bron]
Die fase wat by kamertemperatuur stabiel is het die ortorombiese cotunniet (PbCl2)-struktuur. (C23 in die strukturbericht-klassifikasie. Daar is ook 'n metastabiele monokliniese modifikasie wat deur dehidrasie van die dihidraat gevorm kan word.
BaCl2 transformeer by 1 193K na 'n hoogs geleidende (vaste elektroliet)-fase met 'n toename in ioniese geleidingsvermoë van verskeie ordes van grootte. Die geleidingsvermoë van die vaste stof verander net effens wanneer dit smelt.[4]
Hierdie hoëtemperatuurfase kristalliseer in die kubiese fluoriet-struktuur wat in die strukturbericht-klassifikasie die kode C1 gekry het.
Hidrate[wysig | wysig bron]
Bariumchloried vorm verskeie hidrate, soos die dihidraat BaCl2·2H2O, die monohidraat BaCl2·H2O en die hemihidraat BaCl2·½H2O. Die dehidrasiekinetika van die dihidraat tot die monohidraat en/of die watervrye sout is baie sensitief vir die temperatuur, die waterdampdruk en die monster- en deeltjiegroottes.
Die reaksie-entalpie van BaCl2·2H2O → BaCl2·H2O is 58,20(4) [kJ/mol] en van BaCl2·H2O → BaCl2 58,62(4) [kJ/mol].[5]
Die monohidraat kan verkry word deur die dihidraat in metanol uit te skud.[1]
Die sout vorm 'n dihidraat BaCl2·2H2O wat kristalliseer in 'n monokliniese struktuur (a=672,13(2)pm; b=1090,80(3)pm; c=713,16(2)pm; β=91,104(3)°; ruimtegroep P21/m #14; ferroëlastiese spesie mmmF2/m). Elke Ba2+-ioon is gekoppel aan vier ander in 'n plat vierkantige piramidale rangskikking wat parallel aan (010) geplooide lae vorm. Elke skakel bestaan uit een oorbruggende Cl-anioon en een oorbruggende watermolekule. Laasgenoemde is so georiënteer dat twee Ba Ba2+-bure en twee H-atome ongeveer tetraëdries om die O-atoom gerangskik is.[6]
'n Opvallende eienskap van hierdie hidraat is die gemak waarmee dit onder meganiese spanning tweelinge vorm. Hierdie eienskap is 'n gevolg van ferroelastisiteit. Noukeurige ondersoek van die meganiese vervorming en die verandering in die optiese eienskappe van die kristal wanneer spanning toegepas word, toon dat die tweeling gevorm word omdat die β-hoek, wat effens groter as 90 ° is, verander na sy supplement, 180 °-β.
Ontbinding van die dihidraat in stoom teen 135°C lewer die hemihidraat BaCl2·½H2O. Die het 'n ortorombiese struktuur (a=1647,7(5)pm; b=455,5(1)pm; c=833,0(3)pm; Pmmn #59). Een bariumioon het net nege chloorbure; die ander een het 7 chloorligande en twee suurstofatome wat tot watermolekules behoort.[7]
Gebruike[wysig | wysig bron]
Bariumchloried se dihidraat word gebruik in afvalwaterbehandeling en die vervaardiging van PVC-stabiliseerders, oliesmeermiddels, bariumchromaat en bariumfluoried.
As 'n goedkoop, oplosbare sout van barium, vind bariumchloried wye toepassing in die laboratorium. Dit word algemeen gebruik as 'n toets vir die teenwoordigheid van die sulfaatioon vanweë bariumsulfaat se onoplosbaarheid. In die industrie word bariumchloried hoofsaaklik gebruik in die suiwering van pekeloplossings in aanlegte wat bytende soda en chloor vervaardig en ook in die vervaardiging van hittebehandelingsoute, omhulselharding van staal, die vervaardiging van pigmente en die vervaardiging van ander bariumsoute. Bariumchloried word ook in vuurwerke gebruik om 'n heldergroen kleur te gee. Die toksisiteit daarvan beperk egter sy toepassings.[8]
Verwysings[wysig | wysig bron]
- ↑ 1,00 1,01 1,02 1,03 1,04 1,05 1,06 1,07 1,08 1,09 1,10 "barium chloride". PbChem NIH.
- ↑ 2,0 2,1 Elizabeth B. Brackett, Thomas E. Brackett, Ronald L. Sass (1963). "THE CRYSTAL STRUCTURES OF BARIUM CHLORIDE, BARIUM BROMIDE, AND BARIUM IODIDE". J. Phys. Chem. 67 (10): 2132–2135. doi:10.1021/j100804a038.
{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link) - ↑ Kelly, A.; Knowles, K.M. (2012). Appendix 7: Crystal Structure Data. In Crystallography and Crystal Defects. doi:10.1002/9781119961468.app7.
{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link) - ↑ C.E. Derrington, M. O'Keeffe (1974). "The solid electrolyte behavior of barium chloride and strontium bromide". Solid State Communications. 15 (7): 1175–1177. doi:10.1016/0038-1098(74)90045-3.
{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link) - ↑ Janice Antoine Lumpkin, Daniel D. Perlmutter (1995). "Thermal and water vapor effects on the rate of the dehydration reactions of barium chloride". Thermochimica Acta. 249: 335–349. doi:10.1016/0040-6031(95)90720-3.
{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link) - ↑ Padmanabhan, V.M., Busing, W.R., Levy, H.A. (1978). "Barium chloride dihydrate by neutron diffraction". Acta Cryst. B. 34: 2290–2292. doi:10.1107/S056774087800792X.
{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link) - ↑ Łasocha, W. and Michalec, M. (1994). "The crystal structure of SrCl2 and BaCl2 hemihydrates by powder diffraction". Cryst. Res. Technol. 29: 1085–1090. doi:10.1002/crat.2170290809.
{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link) - ↑ "Barium chloride". Solvay.