İçeriğe atla

Baryum klorür

Baryum klorür
Diğer adlar
Baryum müriat
Baritli Muryate[1]
Baryum diklorür
Tanımlayıcılar
CAS numarası
3D model (JSmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard100.030.704 Bunu Vikiveri'de düzenleyin
EC Numarası
  • 233-788-1
RTECS numarası
  • CQ8750000 (susuz)
    CQ8751000 (dihidrat)
UNII
UN numarası1564
CompTox Bilgi Panosu (EPA)
  • 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 formülüBaCl2
Molekül kütlesi208.23 g/mol (susuz)
244.26 g/mol (dihidrat)
Görünüm Beyaz katı
Yoğunluk3.856 g/cm3 (susuz)
3.0979 g/cm3 (dihidrat)
Erime noktası962 °C (960 °C, dihidrat)
Kaynama noktası1560
Çözünürlük (su içinde) 31.2 g/100 mL (0 °C)
35.8 g/100 mL (20 °C)
59.4 g/100 mL (100 °C)
Çözünürlükmetanol'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 noktasıParlayıcı 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).

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: )
  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: )
  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

İlgili Araştırma Makaleleri

<span class="mw-page-title-main">Baryum</span> Atom sayısı 56, yoğunluğu 3,78 olan, doğada en çok baryum sülfat ve baryum karbonat olarak bulunan, havada çabuk oksitlenen, gümüş renginde, katı ve basit bir element (simgesi Ba)

Baryum (Yunanca'da βαρυς = ağır), sembolü Ba olan kimyasal bir elementtir. Ağır manasına gelen "barys" kelimesinden türemiştir. İngilizcede Barite ağırlık yoğunluk manasında kullanılmaktadır. Baryum elementinin atom numarası 56 olup Periyodik tablonun 6. sırasında ve 2. grubunda bulunur. 2. grupta bulunması özelliğinden dolayı Baryum bir toprak alkali metalidir. Baryum ilk defa 1774 yılında İsveçli kimyacı Carl Wilhelm Sheele tarafından tanımlanmıştır. Baryum element halinde beyaz-gri metalik rengindedir fakat yüksek reaktivitelikten dolayı element halinde bulunmaz. Baryum'un hemen hemen bütün bileşikleri ise zehirlidir. Metalik Ba yakıldığında elma yeşili bir renk verir. Metalik halde saklanması çok zordur. Aktif bir element olduğu için su, hava ve asitlerle kolayca reaksiyon verir. Toprak alkali grup içerisinde doğada en yaygın bulunan element Kalsiyum(Ca)dur. Bu sınıftaki metallerin özellikleri birbirine benzemesine karşın bilhassa Kalsiyum, Stronsiyum, Baryum diğerlerinden ayrılır. Bu üç element adi derecede suyu ayrıştırarak Hidrojen açığa çıkarır ve Hidroksit(OH) oluştururlar. Bu Hidroksitler de ısıtıldığında su kaybederek Oksit haline dönmektedirler. Karbonatları ısı karşısında kolay ayrışmasına karşın Baryum Karbonat (BaCO3) en zor ayrışanıdır. Sülfatları suda hemen hemen hiç erimez.

Hidrojen klorür ya da Kloran, HCl formülüne sahip renksiz, zehirli bir gazdır. Hidrojen ve klor elementlerin oluşan inorganik bileşiktir. Havadaki nem ile temasında beyaz hidroklorik asit dumanı oluşturur. Hidroklorik asit, hidrojen klorürün sulu çözeltisine verilen addır.

<span class="mw-page-title-main">Perklorik asit</span>

Perklorik asit, HClO4, suda çözünebilen renksiz bir sıvı olan bir klor oksoasididir. Sülfürik asit ya da nitrik asit ile kıyaslanabilecek kadar güçlü bir asittir. Perklorik asit bir süper asittir ancak en güçlü Brønsted-Lowry asidi değildir (en güçlüsü HSbF6 ya da floroantimonik asittir). Asidin pKa'sı −7'dir.

<span class="mw-page-title-main">Klorik asit</span>

Klorik asit (HClO3), klorun bir oksoasiti ve klorat tuzlarının formal öncülüdür. Güçlü bir asit (pKa ≈1) ve oksitleyici ajandır.

<span class="mw-page-title-main">Baryum klorat</span>

Baryum klorat formülü Ba(ClO3)2 olanbeyaz kristal yapıya sahip bir kimyasal bileşiktir. Tüm çözünür baryum bileşikleri gibi tahriş edici ve zehirlidir. Klorik asitin baryum tuzu olan bu bileşik diğer kloratlar gibi kuvvetli bir oksitleyicidir. Bazen piroteknikte yeşil bir renk üretmek için kullanılır. Klorik asit üretiminde de kullanılır.

<span class="mw-page-title-main">Baryum nitrat</span>

Baryum nitrat kimyasal formülü Ba(NO3)2 olan baryum ve nitrat iyonundan meydana gelmiş bir tuzdur.

<span class="mw-page-title-main">Sodyum bisülfat</span> kimyasal madde

Sodyum bisülfat, diğer bir adı sodyum hidrojen sülfat (NaHSO4) olan bu kimyasal madde asit tuz karakterlidir. Kuru halde iken güvenli bir şekilde nakledilebilir ve depolanabilir. Susuz formu higroskopiktir. Sodyum bisülfat suda hidroliz olarak asidik çözelti verir. 1 Molarlık çözeltisinin pH değeri 1 den küçüktür. Sodyum bisülfat yavaşça ısıtılırsa suyunu kaybederek sodyum pirosülfata dönüşür.

2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O
<span class="mw-page-title-main">Potasyum sülfat</span>

Potasyum sülfat, formülü K2SO4 olan, yanmaz, suda çözünebilen beyaz kristal yapıda bir potasyum tuzudur. Genellikle potasyum ve kükürt kaynağı olarak gübrelerde kullanılır.

<span class="mw-page-title-main">Amonyum klorür</span>

Amonyum klorür ya da daha çok bilinen adıyla Nişadır, formülü NH4Cl olan bir kimyasal bileşiktir. Suda yüksek oranda çözünen, beyaz kristallere sahip bir tuzdur. Amonyum klorür çözeltileri hafif asidiktir. Doğada mineral halde bazı volkan bacalarının etrafında bulunan haline sal amonyak denir. Bazı tür meyan ballarında bir aroma maddesi olarak kullanılır. Nişadır, hidroklorik asit ve amonyak arasında gerçekleşen reaksiyonla sonucu oluşur.

<span class="mw-page-title-main">Sodyum bromür</span>

Sodyum bromür, NaBr formülüne sahip inorganik bir bileşiktir. Yüksek erime noktasına sahip beyaz kristal yapısıyla sofra tuzuna benzemektedir. Genellikle bromür iyonu kaynağı olarak çeşitli alanlarda kullanılmaktadır.

<span class="mw-page-title-main">Kalay(II) klorür</span> kimyasal bileşik

Kalay(II) klorür ya da stanit klorür, SnCl2 formülüne sahip, beyaz kristal halinde bir katıdır. Kararlı bir dihidrat oluşturur, ancak sulu çözeltileri, özellikle sıcaksa, hidrolize uğrama eğilimindedir. SnCl2 yaygın bir şekilde indirgeyici madde (bir asit çözeltisi içinde) olarak ve kalay kaplamada elektrolitik banyolarda kullanılır. Kalay (II) klorür, diğer kalay klorür (kalay(IV) klorür (SnCl4) ile karıştırılmamalıdır.

<span class="mw-page-title-main">Kloröz asit</span> Kimyasal bileşik

Kloröz asit, HClO2 formülüne sahip bir inorganik bileşiktir. Zayıf bir asittir. Klor, bu asitte +3 oksidasyon durumuna sahiptir. Saf madde dengesiz, hipokloröz aside (Cl oksidasyon hali + 1) ve klorik aside (Cl oksidasyon hali + 5) orantısızdır:

Permanganik asit, HMnO4 formülüne sahip bir inorganik bileşiktir. Bu güçlü oksoasit, dihidrat olarak izole edilmiştir. Permanganat tuzlarının konjugat asididir. Çok az sayıda yayın konusu olup, karakterizasyonu ve kullanımları çok sınırlıdır.

<span class="mw-page-title-main">Bakır(II) karbonat</span>

Bakır karbonat, oda sıcaklığında katı hâlde bulunan bir inorganik bileşiktir. Havadan nem çeker. Su ile tepkimeye girerek bakır karbonat hidroksite dönüşür. Bazik özellik gösterir. Boya ve pigment olarak kullanılır.

<span class="mw-page-title-main">Baryum kromat</span>

Baryum kromat, BaCrO4 formülüne sahip sarı renkli, kum gibi toz bir maddedir. Bilinen bir oksitleyici maddedir ve baryum iyonlarının bir sonucu olarak ısıtıldığında yeşil bir alev üretir.

<span class="mw-page-title-main">Sezyum klorür</span> Kimyasal Birleşik

Sezyum klorür, CsCl formülüne sahip inorganik bileşiktir. Bu renksiz tuz, çeşitli uygulamalarda önemli bir sezyum iyonu kaynağıdır. Kristal yapısı, her bir sezyum iyonunun 8 klor iyonu ile koordine edildiği önemli bir yapısal tip oluşturur. Sezyum klorür suda çözünür.

Demir (III) klorür FeCl
3 formüllü inorganik bir bileşiktir. Kristal bir katı olmasının yanı sıra görüş açısına bağlı olarak farklı renklerle gözlemlenebilir; koyu yeşil, mor-kırmızı. Sulu formu da katı formu da fiziksel görünüm olarak koyu kahverengi rengindedir.

<span class="mw-page-title-main">Baryum iyodat</span>

Baryum iyodat, kimyasal formülü Ba(IO3)2 olan inorganik bir kimyasal bileşiktir. Beyaz, granül bir maddedir.

<span class="mw-page-title-main">Magnezyum klorür</span> İnorganik tuz: MgCl2 ve hidratları

Magnezyum klorür, MgCl
2 formülüne sahip kimyasal bileşiğin adıdır. Susuz şekline ek olarak, MgCl
2 çeşitli hidratlar MgCl
2·nH
2O şeklinde olur. Bu tuzlar, suda oldukça çözünür olan tipik iyonik halojenürlerdir. Magnezyum klorür tuzlu su veya deniz suyundan ekstrakte edilebilir. Kuzey Amerikada, magnezyum klorür esas olarak Büyük Tuz Gölü tuzlu suyundan üretilir. Ürdün Vadisi'ndeki Lut Gölü'nden benzer bir işlemle çıkarılır. Mineral bişofit olarak magnezyum klorür de eski deniz yataklarından, örneğin kuzeybatı Avrupa'daki Zechstein deniz yatağından çıkarılır. Bu, ilk okyanustaki yüksek magnezyum klorür içeriği ile açıklanabilir. Bazı magnezyum klorür deniz suyunun buharlaşmasından yapılır. Susuz magnezyum klorür, büyük ölçekte üretilen magnezyum metalinin başlıca öncüsüdür. Hidratlı magnezyum klorür en kolay bulunabilen formdur.

<span class="mw-page-title-main">Fosforil klorür</span>

Fosforil klorür, POCl
3 formülüne sahip bir sıvıdır. Nemli havada hidrolize olup fosforik asit ve hidrojen klorür dumanı açığa çıkarır. Endüstriyel olarak büyük ölçekte fosfor triklorür ve oksijen veya fosfor pentoksitten üretilir. Esas olarak fosfat esterleri yapmak için kullanılır.


Bu sayfa, bu Vikipedi makalesine dayanmaktadır.
Metin, CC BY-SA 4.0 lisansı altında mevcuttur; ek koşullar uygulanabilir.
Görseller, videolar ve sesler kendi lisansları altında mevcuttur.