Bariumkloridi

Tässä artikkelissa tutkimme Bariumkloridi:n vaikutusta tämän päivän yhteiskuntaan. Vuosikymmenten ajan Bariumkloridi on kiinnostanut tutkijoita, tutkijoita ja alan asiantuntijoita. Aikojen saatossa Bariumkloridi:llä on ollut keskeinen rooli jokapäiväisen elämän eri osa-alueilla ja se on vaikuttanut politiikkaan, talouteen, kulttuuriin ja teknologiaan. Syvän ja yksityiskohtaisen analyysin avulla tutkimme, kuinka Bariumkloridi on muokannut ja muuttanut tapaamme ajatella, toimia ja elää. Lisäksi tutkimme Bariumkloridi:n tulevaisuuden vaikutuksia jatkuvasti muuttuvassa ja kehittyvässä maailmassa.

Bariumkloridi
Tunnisteet
CAS-numero 10361-37-2
PubChem CID 5360350 ja 139046011 25204, 5360350 ja 139046011
Ominaisuudet
Molekyylikaava BaCl2
Moolimassa 208,23
Ulkomuoto Väritön kiteinen aine[1]
Sulamispiste 962 °C[1]
Kiehumispiste 1 560 °C[2]
Tiheys 3,856 g/cm3[1]
Liukoisuus veteen 375 g/l (26 °C)[1]

Bariumkloridi (BaCl2) on barium- ja kloridi-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Yhdistettä käytetään muun muassa veden puhdistamiseen, teräksen valmistuksessa, keramiikan valmistamiseen ja tuholaismyrkkynä.

Ominaisuudet

Huoneenlämpötilassa bariumkloridi on väritöntä kiteistä ainetta. Yhdisteestä on kaksi kiderakenteeltaan erilaista muotoa monokliininen α-muoto ja kuutiollinen β-muoto. Näistä huoneenlämpötilassa stabiilimpi on α-muoto, joka muuttuu β-muodoksi kuumennettaessa 925 °C:n lämpötilaan. Kidevedettömän yhdisteen lisäksi tunnetaan kidevedellinen dihydraatti (BaCl2·2H2O, CAS 10326-27-9). Kidevesi poistuu yhdisteen rakenteessa kuumennettaessa 113 °C:n lämpötilaan ja samalla yhdiste sulaa.[1][3][4]

Valmistus ja käyttö

Bariumkloridia valmistetaan teollisesti nykyään neutraloimalla vetykloridia joko bariumsulfidiliuoksella tai bariumkarbonaatilla tai bariumsulfidin ja kloorin välisellä reaktiolla. Reaktion jälkeen vesi poistetaan haihduttamalla. Aikaisemmin käytettiin myös bariumsulfaatin kuumentamista hiilen ja kalsiumkloridin läsnä ollessa, mutta uudemmat taloudellisemmat prosessit ovat syrjäyttäneet sen.[1][3][4][2]

BaS + 2 HCl → BaCl2 + H2S

Bariumkloridia voidaan käyttää muiden bariumyhdisteiden kuten bariumkarbonaatin ja -sulfaatin valmistamiseen. Muita käyttökohteita ovat teräksen valmistus, metallurgiassa suolakylvyissä lisäaineena, koska se muodostaa useiden kloridien kanssa eutektisen seoksen, lasin ja keramiikan valmistuksessa, väriaineiden valmistuksessa, sulfaattien saostamiseen vedenpuhdistuksen yhteydessä, puun lahonestoaineena ja analyyttisessä kemiassa reagenssina.[1][3][4][2] Ilotulitteissa bariumkloridilla voidaan tuottaa vihreää valoa.

Myrkyllisyys

Muiden vesiliukoisten bariumyhdisteiden tavoin myös bariumkloridi on hyvin myrkyllistä. Yhdiste ärsyttää hengityselimiä, silmiä ja ihoa. Aineen aiheuttaman myrkytyksen oireita ovat muun muassa voimakas vatsakipu, kouristukset, huonovointisuus ja tajuttomuus.[5]

Lähteet

  1. ↑ a b c d e f g E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 233. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3
  2. ↑ a b c Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 116. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515 Kirja Googlen teoshaussa Viitattu 8.11.2014. (englanniksi)
  3. ↑ a b c Patrick M. Dibello, James L. Manganaro, Elizabeth R. Aguinaldo, Tariq Mahmood & Charles B. Lindahl: Barium Compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2003. Viitattu 8.11.2014
  4. ↑ a b c Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler & Hans Uwe Wolf: Barium and Barium Compounds, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2007. Viitattu 8.11.2014
  5. ↑ Bariumkloridin kansainvälinen kemikaalikortti Viitattu 8.11.2014

Aiheesta muualla