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Cloruro de bario

El cloruro de bario es un compuesto inorgánico con la fórmula BaCl2 . Es una de las sales de bario solubles en agua más comunes. Como la mayoría de las demás sales de bario solubles en agua, es un polvo blanco , altamente tóxico, y le da una coloración verde amarillenta a la llama. También es higroscópico , convirtiéndose en el dihidrato BaCl2 · 2H2O , que son cristales incoloros con un sabor amargo y salado. Tiene un uso limitado en el laboratorio y la industria. [ 7] [3]

Preparación

A escala industrial, el cloruro de bario se prepara mediante un proceso de dos pasos a partir de barita ( sulfato de bario ). [8] El primer paso requiere altas temperaturas.

BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO

El segundo paso requiere la reacción entre el sulfuro de bario y el cloruro de hidrógeno :

BaS + 2 HCl → BaCl2 + H2S

o entre sulfuro de bario y cloruro de calcio :

BaS + CaCl2 CaS + BaCl2 [ 2]

En lugar de HCl, se puede utilizar cloro . [7] El cloruro de bario se extrae de la mezcla con agua. A partir de soluciones acuosas de cloruro de bario, su dihidrato ( BaCl 2 ·2H 2 O ) se puede cristalizar en forma de cristales incoloros. [2]

El cloruro de bario se puede preparar, en principio, mediante la reacción entre hidróxido de bario o carbonato de bario con cloruro de hidrógeno . Estas sales básicas reaccionan con ácido clorhídrico para dar cloruro de bario hidratado.

Ba(OH) 2 + 2 HCl → BaCl2 + 2 H2O
BaCO 3 + 2 HCl → BaCl 2 + H 2 O + CO 2

Estructura y propiedades

El BaCl 2 cristaliza en dos formas ( polimorfos ). A temperatura ambiente, el compuesto es estable en la estructura ortorrómbica de cotunnita ( PbCl 2 ), mientras que la estructura cúbica de fluorita ( CaF 2 ) es estable entre 925 y 963 °C. [9] Ambos polimorfos se adaptan a la preferencia del ion grande Ba 2+ por números de coordinación mayores que seis. [10] La coordinación de Ba 2+ es 8 en la estructura de fluorita [11] y 9 en la estructura de cotunnita. [12] Cuando el BaCl 2 con estructura de cotunnita se somete a presiones de 7–10 GPa, se transforma en una tercera estructura, una fase monoclínica post-cotunnita. El número de coordinación de Ba 2+ aumenta de 9 a 10. [13]

En solución acuosa, el BaCl2 se comporta como una sal simple ; en agua es un electrolito 1:2 [ aclaración necesaria ] y la solución presenta un pH neutro . Sus soluciones reaccionan con el ion sulfato para producir un precipitado sólido blanco espeso de sulfato de bario .

BaCl 2 + Na 2 SO 4 → 2 NaCl + BaSO 4

Esta reacción de precipitación se utiliza en plantas de cloro-álcali para controlar la concentración de sulfato en la salmuera de alimentación para la electrólisis.

El oxalato produce una reacción similar:

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

Cuando se mezcla con hidróxido de sodio , da hidróxido de bario , que es moderadamente soluble en agua.

BaCl 2 + 2 NaOH → 2 NaCl + Ba(OH) 2

El BaCl 2 ·2H 2 O es estable en el aire a temperatura ambiente, pero pierde un agua de cristalización por encima de los 55 °C (131 °F), convirtiéndose en BaCl 2 ·H 2 O y se vuelve anhidro por encima de los 121 °C (250 °F). [2] El BaCl 2 ·H 2 O se puede formar agitando el dihidrato con metanol . [3]

El BaCl2 forma fácilmente eutécticos con cloruros de metales alcalinos . [3]

Usos

Aunque es económico, el cloruro de bario tiene aplicaciones limitadas en el laboratorio y la industria.

Su principal uso en laboratorio es como reactivo para la determinación gravimétrica de sulfatos. El compuesto de sulfato que se analiza se disuelve en agua y se añade ácido clorhídrico. Cuando se añade solución de cloruro de bario, el sulfato presente precipita como sulfato de bario, que luego se filtra a través de un papel de filtro sin cenizas. El papel se quema en un horno de mufla, se pesa el sulfato de bario resultante y se calcula así la pureza del compuesto de sulfato.

En la industria, el cloruro de bario se utiliza principalmente en la purificación de soluciones de salmuera en plantas de cloro cáustico y también en la fabricación de sales de tratamiento térmico y endurecimiento superficial del acero . [7] También se utiliza para fabricar pigmentos rojos como el rojo Lithol y el Red Lake C. Su toxicidad limita su aplicabilidad. [ cita requerida ]

Toxicidad

El cloruro de bario, junto con otras sales de bario solubles en agua, es altamente tóxico. [14] Irrita los ojos y la piel, causando enrojecimiento y dolor. Daña los riñones . Se ha informado que la dosis letal de cloruro de bario para un humano es de aproximadamente 0,8-0,9 g. Los efectos sistémicos de la toxicidad aguda del cloruro de bario incluyen dolor abdominal, diarrea , náuseas, vómitos, arritmia cardíaca , parálisis muscular y muerte. Los iones Ba 2+ compiten con los iones K + , haciendo que las fibras musculares sean eléctricamente inexcitables, lo que causa debilidad y parálisis del cuerpo. [3] El sulfato de sodio y el sulfato de magnesio son antídotos potenciales porque forman sulfato de bario BaSO 4 , que es relativamente no tóxico debido a su insolubilidad en agua.

El cloruro de bario no está clasificado como carcinógeno humano. [3]

Referencias

  1. ^ Recreaciones químicas: una serie de experimentos divertidos e instructivos que pueden realizarse con facilidad, seguridad, éxito y economía; a lo que se añade, el romance de la química: una investigación sobre las falacias de la teoría prevaleciente de la química: con una nueva teoría y una nueva nomenclatura. R. Griffin & Company. 1834.
  2. ^ abcd "Cloruro de bario: una descripción general | Temas de ScienceDirect".
  3. ^ abcdefgh "Cloruro de bario".
  4. ^ Manual de química y física , 71.a edición, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  5. ^ abc Guía de bolsillo del NIOSH sobre peligros químicos. "#0045". Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  6. ^ ab "Bario (compuestos solubles, como Ba)". Concentraciones inmediatamente peligrosas para la vida o la salud (IDLH) . Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  7. ^ abc Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Lobo, Hans Uwe (2007). "Bario y compuestos de bario". En Ullman, Franz (ed.). Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.
  8. ^ Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Química de los elementos (2.ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
  9. ^ Edgar, A.; Zimmermann, J.; von Seggern, H.; Varoy, CR (15 de abril de 2010). "Cloruro de bario cúbico dopado con europio estabilizado con lantano: un fósforo de rayos X eficiente". Journal of Applied Physics . 107 (8). AIP Publishing: 083516–083516–7. Bibcode :2010JAP...107h3516E. doi :10.1063/1.3369162. ISSN  0021-8979.
  10. ^ Wells, AF (1984) Química inorgánica estructural , Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6
  11. ^ Haase, A.; Brauer, G. (1978). "Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid". Z.anorg. todog. Química. 441 : 181-195. doi :10.1002/zaac.19784410120.
  12. ^ Brackett, EB; Brackett, TE; Sass, RL (1963). "Las estructuras cristalinas del cloruro de bario, el bromuro de bario y el yoduro de bario". J. Phys. Chem. 67 (10): 2132. doi :10.1021/j100804a038.
  13. ^ Léger, JM; Haines, J.; Atouf, A. (1995). "La fase post-cotunnita en BaCl 2 , BaBr 2 y BaI 2 bajo alta presión". J. Appl. Crystallogr. 28 (4): 416. Bibcode :1995JApCr..28..416L. doi :10.1107/S0021889895001580.
  14. ^ The Merck Index , séptima edición, Merck & Co., Rahway, Nueva Jersey, 1960.

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