| Хлорид бария | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Общие | |
| Систематическое наименование |
Хлорид бария |
| Традиционные названия | Хлорид бария, хлористый барий, барий солянокислый |
| Хим. формула | BaCl2 |
| Рац. формула | BaCl2 |
| Физические свойства | |
| Состояние | твёрдое |
| Молярная масса | 208,246 г/моль |
| Плотность | 3,92 (20 °C) |
| Термические свойства | |
| Температура | |
| • плавления | 962 °C |
| • кипения | 1560 °C |
| Энтальпия | |
| • образования | -860,1 кДж/моль |
| Химические свойства | |
| Растворимость | |
| • в воде | 36,2 (20 °C)[1] |
| Классификация | |
| Рег. номер CAS | 10361-37-2 |
| Безопасность | |
| Предельная концентрация | 0,5 мг/м3 (в воздухе рабочей зоны)[2] |
| ЛД50 | 50-149,2 мг/кг (крысы, орально) |
| Токсичность | Класс опасности 2 |
| Пиктограммы ECB |
  |
| NFPA 704 |
0 3 0 POI |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. |
Хлори́д ба́рия (хлoристый барий, в просторечии — барий солянокислый, химическая формула — BaCl2) — бинарное неорганическое вещество, относящееся к классу солей.
Хлорид бария представляет собой бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Ядовит.
Описание
Хлорид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные ромбические кристаллы. Малорастворим в спирте, не растворим в диэтиловом эфире, но хорошо растворим в воде. Из водных растворов кристаллизуется дигидрат хлорида бария [math]displaystyle{ mathsf{BaCl_2 cdot 2H_2O} }[/math] — бесцветные кристаллы с моноклинной решёткой. ПДК 0,5 мг/м³[2] в воздухе рабочих помещений (в соответствии с ГОСТ 12.1.005-76).
Стандартизация
В РФ действует ГОСТ 4108-72 «Реактивы. Барий хлорид 2-водный. Технические условия.»
Получение
1. Взаимодействие металлического бария с хлором:
[math]displaystyle{ mathsf{Ba + Cl_2 longrightarrow BaCl_2} }[/math]
2. Взаимодействие оксида бария с соляной кислотой:
[math]displaystyle{ mathsf{BaO + 2HCl longrightarrow BaCl_2 + H_2O} }[/math]
3. Взаимодействие гидроксида бария с соляной кислотой (реакция нейтрализации):
[math]displaystyle{ mathsf{Ba(OH)_2 + 2HCl longrightarrow BaCl_2 + 2H_2O} }[/math]
4. Взаимодействие сульфида бария с хлоридом кальция:
[math]displaystyle{ mathsf{BaS + CaCl_2 longrightarrow BaCl_2 + CaS} }[/math]
5. Взаимодействие карбоната бария с соляной кислотой:
[math]displaystyle{ mathsf{BaCO_3 + 2HCl longrightarrow BaCl_2 + H_2O + CO_2 uparrow} }[/math]
Химические свойства
1. Взаимодействие с растворами солей (реакция идёт, если образуется нерастворимое вещество):
[math]displaystyle{ mathsf{BaCl_2 + MgSO_4 longrightarrow BaSO_4 downarrow + MgCl_2} }[/math]
[math]displaystyle{ mathsf{BaCl_2 + K_2CrO_4 longrightarrow BaCrO_4 downarrow + 2 KCl} }[/math]
2. Взаимодействие с некоторыми кислотами (реакция идёт, если образуется нерастворимое вещество):
[math]displaystyle{ mathsf{BaCl_2 + H_2SO_4 longrightarrow BaSO_4 downarrow + 2 HCl} }[/math]
3. С парами воды при высокой температуре образует оксид бария[3]:
[math]displaystyle{ mathsf{BaCl_2 + H_2O xrightarrow[]{900-950^oC} BaO + 2HCl} }[/math]
Сферы применения
Хлорид бария применяют в производстве пигментов (например, баритового жёлтого [math]displaystyle{ mbox{BaCrO}_4 }[/math], касселевой зелени [math]displaystyle{ mbox{BaMnO}_4 }[/math] и других соединений), в качестве добавки в электролиты при получении магния, для закалки быстрорежущей стали (в виде расплавов смеси хлорида бария с хлоридами щелочных и щёлочноземельных металлов), как компонент керамики, реактив на [math]displaystyle{ mbox{SO}_4^{2-} }[/math] (сульфат-ион), для утяжеления и осветления кожи в кожевенной промышленности, как зооцид[2].
Имелись также данные, что хлорид бария использовался в медицине, несмотря на ядовитость ионов бария для живых организмов.
Особенности обращения, биологическое действие
Вещество токсично. ПДК 0,7 мг/л. При попадании на кожу и в глаза в большом количестве хлористый барий может вызывать химические ожоги; пожаро- и взрывобезопасен.
В связи с возможной токсичностью ионов бария его попадание внутрь организма, насколько это известно, считается недопустимым.
Средняя смертельная доза (ЛД50) для крыс при оральном введении составляет 50-149,2 мг/кг.
II класс опасности по ГОСТ 12.1.007-76.
См. также
- Иодид бария
- Барий
- Фторид бария
- Сульфат бария
Примечания
- ↑ [www.xumuk.ru/spravochnik/383.html Хлорид бария на XuMuK.Ru]
- ↑ 2,0 2,1 2,2 [www.xumuk.ru/encyklopedia/475.html Описание и применение хлорида бария на XuMuK.Ru]
- ↑ Лидин, 2000, с. 72.
Литература
- Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
Соль, образованная сильным основанием Ba(OH)2 и сильной кислотой HCl.
Альтернативное название
Барий хлористый
Формула
BaCl2
Свойства хлорида бария
Физические свойства
| Свойство | Описание |
|---|---|
| Внешний вид | Бесцветные кристаллы |
| Молярная масса | 208,25 г/моль |
| Плотность | при 20°С – 3,92 г/см3 |
| Температура плавления (в °C) | 960 |
| Температура кипения (в °C) | 1560 |
| Растворимость в воде | при 0°С – 31,6 г/100 г при 20°С – 36,2 г/100 г при 50°С – 43,7 г/100 г при 100°С – 58,2 г/100 г |
Химические свойства
В водном растворе диссоциирует на ионы:
BaCl2 ↔ 2Cl— + Ba2+.
Гидролизу хлорид бария не подвергается.
Среда раствора нейтральная.
При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образуется хлороводород:
BaCl2 + H2SO4 = 2HCl↑ + BaSO4.
Хлорид бария вступает в реакции обмена с образованием нерастворимого осадка с:
- карбонатами BaCl2 + Na2CO3 = 2NaCl + BaCO3↓;
- фосфатами 3BaCl2 + 2Na3PO4 = 6NaCl + Ba3(PO4)2↓;
- сульфатами BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4↓;
- сульфитами BaCl2 + Na2SO3 = 2NaCl + BaSO3↓;
- оксалатами BaCl2 + Na2C2O4 = 2NaCl + BaC2O4 ↓;
- фторидами BaCl2 + 2NaF= 2NaCl + BaF2↓;
- хроматами BaCl2 + Na2CrO4 = 2NaCl + BaCrO4↓;
- манганатами BaCl2 + Na2MnO4 = 2NaCl + BaMnO4↓;
Получение
Получение в лаборатории
Хлорид бария получают из гидроксида бария и соляной кислоты:
Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2Н2О.
Получение в промышленности
Хлорид бария получают из карбоната бария:
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + Н2О + CO2.
Применение
- Хлорид бария применяют в произодстве пигментов (напр., баритового желтого ВаСrО4, бариевых белил ВаSО4 и касселевой зелени ВаМnО4).
- Его используют в качестве добавки в электролиты при получении Mg.
- Применяют для закалки быстрорежущей стали (в виде расплавов смеси ВаС12 с хлоридами щелочных и щелочноземельных металлов).
- В кожевенной промышленности для утяжеления и осветления кожи.
- В бумажной промышленности для утяжеления бумаги для печати купюр.
- В медицине его применяют как контраст при рентгене.
Пример решения задачи
В четырех пробирках находятся растворы различных веществ. В каждую добавили раствор хлорида бария. Во всех пробирках выпал осадок. После добавления соляной кислоты в двух пробирках №1 и №2 началось выделение газов, причем в пробирке №1 у газа был резкий запах горелой серы, а в №2 был лишен запаха. В пробирке №3 осадок растворился, а в №4 остался без изменений. Какие вещества содержались в пробирках, если известно, что опущенная в растворы проволока окрашивала пламя в фиолетовый цвет?
Напишите уравнения реакций.
Решение
В фиолетовый цвет окрашивают пламя соли калия.
В пробирке №1 находился сульфит калия:
BaCl2 + K2SO3 = 2KCl + BaSO3↓;
С соляной кислотой сульфит бария взаимодействует с выделением диоксида серы (сернистого газа):
BaSO3 + 2HCl = BaCl2 + Н2О+ SO2↑.
В пробирке №2 находился карбонат калия:
BaCl2 + K2CO3 = 2KCl + BaCO3↓.
С соляной кислотой карбонат бария взаимодействует с выделением диоксида углерода (углекислого газа):
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + Н2О+ CO2↑.
В пробирке №3 находился фосфат калия:
3BaCl2 + 2K3PO4 = 6KCl + Ba3(PO4)↓.
В соляной кислоте фосфат бария медленно растворяется:
Ba3(PO4)2↓+ 6HCl = BaCl2 + 2Н3PO4.
Тест по теме «Хлорид бария»
Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).
Введите часть названия или формулу для поиска:
Общее число найденных записей: 1.
Показано записей: 1.
Хлорид бария
Брутто-формула:
BaCl2
CAS# 10361-37-2
Названия
Русский:
- Хлорид бария [Wiki]
- хлористый барий
English:
- Ba 0108E
- Barium chloride [Wiki]
- Barium dichloride(IUPAC)
- CCRIS 2286
- EINECS:233-788-1
- NCI-C61074
- SBA 0108E
- barium(2+);dichloride(IUPAC)
Варианты формулы:
Cl`^-$L(1.5)/hBa^++hCl^-
Реакции, в которых участвует Хлорид бария
-
{M}O + 2H{X} -> {M}{X}2 + H2O
, где M =
Cu Ca Mg Sr Ba Hg Mn Cr Ni Fe Cd Zn Pb; X =
Cl F Br I -
BaCl2 + Rb2SO4 -> 2RbCl + BaSO4″|v»
-
{M} + 2H{X} -> {M}{X}2 + H2″|^»
, где M =
Ca Mg Ba Sr Cd Zn; X =
Cl F Br I -
{M} + {Hal}2 = {M}{Hal}2
, где M =
Mg Ca Ba Sr Cd Zn; Hal =
F Cl Br I -
{M}(OH)2 + 2H{X} -> {M}{X}2 + 2H2O
, где M =
Ca Mg Ba Sr Cd Fe Ni Zn Mn; X =
F Cl Br I
From Wikipedia, the free encyclopedia
|
|
|
|
| Names | |
|---|---|
Other names
|
|
| Identifiers | |
|
CAS Number |
|
|
3D model (JSmol) |
|
| ChemSpider |
|
| ECHA InfoCard | 100.030.704 
|
| EC Number |
|
|
PubChem CID |
|
| RTECS number |
|
| UNII |
|
| UN number | 1564 |
|
CompTox Dashboard (EPA) |
|
|
InChI
|
|
|
SMILES
|
|
| Properties | |
|
Chemical formula |
BaCl2 |
| Molar mass | 208.23 g/mol (anhydrous) 244.26 g/mol (dihydrate) |
| Appearance | White powder, or colourless or white crystals (anhydrous) Colourless rhomboidal crystals (dihydrate)[2][3] |
| Odor | Odourless |
| Density | 3.856 g/cm3 (anhydrous) 3.0979 g/cm3 (dihydrate) |
| Melting point | 962 °C (1,764 °F; 1,235 K) (960 °C, dihydrate) |
| Boiling point | 1,560 °C (2,840 °F; 1,830 K) |
|
Solubility in water |
|
| Solubility | Soluble in methanol, insoluble ethyl acetate, slightly soluble in hydrochloric acid and nitric acid, very slightly soluble in ethanol.[4][3] The dihydrate of barium chloride is soluble in methanol, almost insoluble in ethanol, acetone and ethyl acetate.[3] |
|
Magnetic susceptibility (χ) |
−72.6·10−6 cm3/mol |
| Structure | |
|
Crystal structure |
orthogonal (anhydrous) monoclinic (dihydrate) |
|
Coordination geometry |
|
| Thermochemistry | |
|
Std molar |
123.9 J/(mol·K) |
|
Std enthalpy of |
−858.56 kJ/mol |
| Hazards | |
| Occupational safety and health (OHS/OSH): | |
|
Main hazards |
Highly toxic, corrosive |
| GHS labelling: | |
|
Pictograms |
|
|
Signal word |
Danger |
|
Hazard statements |
H301, H302, H332 |
|
Precautionary statements |
P261, P264, P270, P271, P301+P310, P304+P312, P304+P340, P312, P321, P330, P405, P501 |
| NFPA 704 (fire diamond) |
3 0 0 |
| Flash point | Non-flammable |
| Lethal dose or concentration (LD, LC): | |
|
LD50 (median dose) |
78 mg/kg (rat, oral) 50 mg/kg (guinea pig, oral)[6] |
|
LDLo (lowest published) |
112 mg/kg (as Ba) (rabbit, oral) 59 mg/kg (as Ba) (dog, oral) 46 mg/kg (as Ba) (mouse, oral)[6] |
| NIOSH (US health exposure limits): | |
|
PEL (Permissible) |
TWA 0.5 mg/m3[5] |
|
REL (Recommended) |
TWA 0.5 mg/m3[5] |
|
IDLH (Immediate danger) |
50 mg/m3[5] |
| Safety data sheet (SDS) | NIH BaCl |
| Related compounds | |
|
Other anions |
|
|
Other cations |
|
| Supplementary data page | |
| Barium chloride (data page) | |
|
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Infobox references |
?)
Barium chloride is an inorganic compound with the formula BaCl2. It is one of the most common water-soluble salts of barium. Like most other water-soluble barium salts, it is a white powder, highly toxic, and imparts a yellow-green coloration to a flame. It is also hygroscopic, converting to the dihydrate BaCl2·2H2O, which are colourless crystals with a bitter salty taste. It has limited use in the laboratory and industry.[7][3]
Preparation[edit]
On an industrial scale, barium chloride is prepared via a two step process from barite (barium sulfate).[8] The first step requires high temperatures.
- BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO
The second step requires reaction between barium sulfide and hydrogen chloride:
- BaS + 2 HCl → BaCl2 + H2S
or between barium sulfide and calcium chloride:
- BaS + CaCl2 → CaS + BaCl2[2]
In place of HCl, chlorine can be used.[7] Barium chloride is extracted out from the mixture with water. From water solutions of barium chloride, its dihydrate (BaCl2·2H2O) can be crystallized as colorless crystals.[2]
Barium chloride can in principle be prepared by the reaction between barium hydroxide or barium carbonate with hydrogen chloride. These basic salts react with hydrochloric acid to give hydrated barium chloride.
- Ba(OH)2 + 2 HCl → BaCl2 + 2 H2O
- BaCO3 + 2 HCl → BaCl2 + H2O + CO2
Structure and properties[edit]
BaCl2 crystallizes in two forms (polymorphs). One form has the cubic fluorite (CaF2) structure and the other the orthorhombic cotunnite (PbCl2) structure. Both polymorphs accommodate the preference of the large Ba2+ ion for coordination numbers greater than six.[9] The coordination of Ba2+ is 8 in the fluorite structure[10] and 9 in the cotunnite structure.[11] When cotunnite-structure BaCl2 is subjected to pressures of 7–10 GPa, it transforms to a third structure, a monoclinic post-cotunnite phase. The coordination number of Ba2+ increases from 9 to 10.[12]
In aqueous solution BaCl2 behaves as a simple salt; in water it is a 1:2 electrolyte[clarification needed] and the solution exhibits a neutral pH. Its solutions react with sulfate ion to produce a thick white precipitate of barium sulfate.
- BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4
Oxalate effects a similar reaction:
- BaCl2 + Na2C2O4 → 2 NaCl + BaC2O4
When it is mixed with sodium hydroxide, it gives barium hydroxide, which is moderately soluble in water.
- BaCl2 + 2 NaOH → 2 NaCl + Ba(OH)2
BaCl2·2H2O is stable in the air at room temperature, but loses one water of crystallization above 55 °C (131 °F), becoming BaCl2·H2O, and becomes anhydrous above 121 °C (250 °F).[2] BaCl2·H2O may be formed by shaking the dihydrate with methanol.[3]
BaCl2 readily forms eutectics with alkali metal chlorides.[3]
Uses[edit]
Although inexpensive, barium chloride finds limited applications in the laboratory and industry. In industry, barium chloride is mainly used in the purification of brine solution in caustic chlorine plants and also in the manufacture of heat treatment salts, case hardening of steel.[7] It is also used to make red pigments such as Lithol red and Red Lake C. Its toxicity limits its applicability.
Toxicity[edit]
Barium chloride, along with other water-soluble barium salts, is highly toxic.[13] It irritates eyes and skin, causing redness and pain. It damages kidneys. Fatal dose of barium chloride for a human has been reported to be about 0.8-0.9 g. Systemic effects of acute barium chloride toxicity include abdominal pain, diarrhea, nausea, vomiting, cardiac arrhythmia, muscular paralysis, and death. The Ba2+ ions competes with the K+ ions, causing the muscle fibers to be electrically unexcitable, thus causing weakness and paralysis of the body.[3] Sodium sulfate and magnesium sulfate are potential antidotes because they form barium sulfate BaSO4, which is relatively non-toxic because of its insolubility in water.
Barium chloride is not classified as a human carcinogen.[3]
References[edit]
- ^ 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.
- ^ a b c d https://www.sciencedirect.com/topics/chemistry/barium-chloride
- ^ a b c d e f g h https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Barium-chloride
- ^ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
- ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0045». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ a b «Barium (soluble compounds, as Ba)». Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ a b c Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). «Barium and Barium Compounds». In Ullman, Franz (ed.). Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Wells, A. F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
- ^ Haase, A.; Brauer, G. (1978). «Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid». Z. anorg. allg. Chem. 441: 181–195. doi:10.1002/zaac.19784410120.
- ^ Brackett, E. B.; Brackett, T. E.; Sass, R. L. (1963). «The Crystal Structures of Barium Chloride, Barium Bromide, and Barium Iodide». J. Phys. Chem. 67 (10): 2132. doi:10.1021/j100804a038.
- ^ Léger, J. M.; Haines, J.; Atouf, A. (1995). «The Post-Cotunnite Phase in BaCl2, BaBr2 and BaI2 under High Pressure». J. Appl. Crystallogr. 28 (4): 416. doi:10.1107/S0021889895001580.
- ^ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co., Rahway, New Jersey, 1960.
External links[edit]
- International Chemical Safety Card 0614. (anhydrous)
- International Chemical Safety Card 0615. (dihydrate)
- Barium chloride’s use in industry.
- ChemSub Online: Barium chloride.
From Wikipedia, the free encyclopedia
|
|
|
|
|
|
| Names | |
|---|---|
Other names
|
|
| Identifiers | |
|
CAS Number |
|
|
3D model (JSmol) |
|
| ChemSpider |
|
| ECHA InfoCard | 100.030.704
|
| EC Number |
|
|
PubChem CID |
|
| RTECS number |
|
| UNII |
|
| UN number | 1564 |
|
CompTox Dashboard (EPA) |
|
|
InChI
|
|
|
SMILES
|
|
| Properties | |
|
Chemical formula |
BaCl2 |
| Molar mass | 208.23 g/mol (anhydrous) 244.26 g/mol (dihydrate) |
| Appearance | White powder, or colourless or white crystals (anhydrous) Colourless rhomboidal crystals (dihydrate)[2][3] |
| Odor | Odourless |
| Density | 3.856 g/cm3 (anhydrous) 3.0979 g/cm3 (dihydrate) |
| Melting point | 962 °C (1,764 °F; 1,235 K) (960 °C, dihydrate) |
| Boiling point | 1,560 °C (2,840 °F; 1,830 K) |
|
Solubility in water |
|
| Solubility | Soluble in methanol, insoluble ethyl acetate, slightly soluble in hydrochloric acid and nitric acid, very slightly soluble in ethanol.[4][3] The dihydrate of barium chloride is soluble in methanol, almost insoluble in ethanol, acetone and ethyl acetate.[3] |
|
Magnetic susceptibility (χ) |
−72.6·10−6 cm3/mol |
| Structure | |
|
Crystal structure |
orthogonal (anhydrous) monoclinic (dihydrate) |
|
Coordination geometry |
|
| Thermochemistry | |
|
Std molar |
123.9 J/(mol·K) |
|
Std enthalpy of |
−858.56 kJ/mol |
| Hazards | |
| Occupational safety and health (OHS/OSH): | |
|
Main hazards |
Highly toxic, corrosive |
| GHS labelling: | |
|
Pictograms |
|
|
Signal word |
Danger |
|
Hazard statements |
H301, H302, H332 |
|
Precautionary statements |
P261, P264, P270, P271, P301+P310, P304+P312, P304+P340, P312, P321, P330, P405, P501 |
| NFPA 704 (fire diamond) |
3 0 0 |
| Flash point | Non-flammable |
| Lethal dose or concentration (LD, LC): | |
|
LD50 (median dose) |
78 mg/kg (rat, oral) 50 mg/kg (guinea pig, oral)[6] |
|
LDLo (lowest published) |
112 mg/kg (as Ba) (rabbit, oral) 59 mg/kg (as Ba) (dog, oral) 46 mg/kg (as Ba) (mouse, oral)[6] |
| NIOSH (US health exposure limits): | |
|
PEL (Permissible) |
TWA 0.5 mg/m3[5] |
|
REL (Recommended) |
TWA 0.5 mg/m3[5] |
|
IDLH (Immediate danger) |
50 mg/m3[5] |
| Safety data sheet (SDS) | NIH BaCl |
| Related compounds | |
|
Other anions |
|
|
Other cations |
|
| Supplementary data page | |
| Barium chloride (data page) | |
|
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Infobox references |
Barium chloride is an inorganic compound with the formula BaCl2. It is one of the most common water-soluble salts of barium. Like most other water-soluble barium salts, it is a white powder, highly toxic, and imparts a yellow-green coloration to a flame. It is also hygroscopic, converting to the dihydrate BaCl2·2H2O, which are colourless crystals with a bitter salty taste. It has limited use in the laboratory and industry.[7][3]
Preparation[edit]
On an industrial scale, barium chloride is prepared via a two step process from barite (barium sulfate).[8] The first step requires high temperatures.
- BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO
The second step requires reaction between barium sulfide and hydrogen chloride:
- BaS + 2 HCl → BaCl2 + H2S
or between barium sulfide and calcium chloride:
- BaS + CaCl2 → CaS + BaCl2[2]
In place of HCl, chlorine can be used.[7] Barium chloride is extracted out from the mixture with water. From water solutions of barium chloride, its dihydrate (BaCl2·2H2O) can be crystallized as colorless crystals.[2]
Barium chloride can in principle be prepared by the reaction between barium hydroxide or barium carbonate with hydrogen chloride. These basic salts react with hydrochloric acid to give hydrated barium chloride.
- Ba(OH)2 + 2 HCl → BaCl2 + 2 H2O
- BaCO3 + 2 HCl → BaCl2 + H2O + CO2
Structure and properties[edit]
BaCl2 crystallizes in two forms (polymorphs). One form has the cubic fluorite (CaF2) structure and the other the orthorhombic cotunnite (PbCl2) structure. Both polymorphs accommodate the preference of the large Ba2+ ion for coordination numbers greater than six.[9] The coordination of Ba2+ is 8 in the fluorite structure[10] and 9 in the cotunnite structure.[11] When cotunnite-structure BaCl2 is subjected to pressures of 7–10 GPa, it transforms to a third structure, a monoclinic post-cotunnite phase. The coordination number of Ba2+ increases from 9 to 10.[12]
In aqueous solution BaCl2 behaves as a simple salt; in water it is a 1:2 electrolyte[clarification needed] and the solution exhibits a neutral pH. Its solutions react with sulfate ion to produce a thick white precipitate of barium sulfate.
- BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4
Oxalate effects a similar reaction:
- BaCl2 + Na2C2O4 → 2 NaCl + BaC2O4
When it is mixed with sodium hydroxide, it gives barium hydroxide, which is moderately soluble in water.
- BaCl2 + 2 NaOH → 2 NaCl + Ba(OH)2
BaCl2·2H2O is stable in the air at room temperature, but loses one water of crystallization above 55 °C (131 °F), becoming BaCl2·H2O, and becomes anhydrous above 121 °C (250 °F).[2] BaCl2·H2O may be formed by shaking the dihydrate with methanol.[3]
BaCl2 readily forms eutectics with alkali metal chlorides.[3]
Uses[edit]
Although inexpensive, barium chloride finds limited applications in the laboratory and industry. In industry, barium chloride is mainly used in the purification of brine solution in caustic chlorine plants and also in the manufacture of heat treatment salts, case hardening of steel.[7] It is also used to make red pigments such as Lithol red and Red Lake C. Its toxicity limits its applicability.
Toxicity[edit]
Barium chloride, along with other water-soluble barium salts, is highly toxic.[13] It irritates eyes and skin, causing redness and pain. It damages kidneys. Fatal dose of barium chloride for a human has been reported to be about 0.8-0.9 g. Systemic effects of acute barium chloride toxicity include abdominal pain, diarrhea, nausea, vomiting, cardiac arrhythmia, muscular paralysis, and death. The Ba2+ ions competes with the K+ ions, causing the muscle fibers to be electrically unexcitable, thus causing weakness and paralysis of the body.[3] Sodium sulfate and magnesium sulfate are potential antidotes because they form barium sulfate BaSO4, which is relatively non-toxic because of its insolubility in water.
Barium chloride is not classified as a human carcinogen.[3]
References[edit]
- ^ 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.
- ^ a b c d https://www.sciencedirect.com/topics/chemistry/barium-chloride
- ^ a b c d e f g h https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Barium-chloride
- ^ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
- ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0045». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ a b «Barium (soluble compounds, as Ba)». Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ a b c Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). «Barium and Barium Compounds». In Ullman, Franz (ed.). Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Wells, A. F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
- ^ Haase, A.; Brauer, G. (1978). «Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid». Z. anorg. allg. Chem. 441: 181–195. doi:10.1002/zaac.19784410120.
- ^ Brackett, E. B.; Brackett, T. E.; Sass, R. L. (1963). «The Crystal Structures of Barium Chloride, Barium Bromide, and Barium Iodide». J. Phys. Chem. 67 (10): 2132. doi:10.1021/j100804a038.
- ^ Léger, J. M.; Haines, J.; Atouf, A. (1995). «The Post-Cotunnite Phase in BaCl2, BaBr2 and BaI2 under High Pressure». J. Appl. Crystallogr. 28 (4): 416. doi:10.1107/S0021889895001580.
- ^ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co., Rahway, New Jersey, 1960.
External links[edit]
- International Chemical Safety Card 0614. (anhydrous)
- International Chemical Safety Card 0615. (dihydrate)
- Barium chloride’s use in industry.
- ChemSub Online: Barium chloride.
| Хлорид бария | |
|---|---|
 |
|
| Систематическое наименование |
Хлорид бария |
| Традиционные названия | Хлористый барий |
| Хим. формула | BaCl2 |
| Рац. формула | BaCl2 |
| Состояние | твёрдое |
| Молярная масса | 208,246 г/моль |
| Плотность | 3,92 (20 °C) |
| Температура | |
| • плавления | 962 °C |
| • кипения | 1560 °C |
| Энтальпия | |
| • образования | -860,1 кДж/моль |
| Растворимость | |
| • в воде | 36,2 (20 °C) |
| ГОСТ | ГОСТ 4108-72 ГОСТ 742-78 |
| Рег. номер CAS | 10361-37-2 |
| PubChem | 25204 |
| Рег. номер EINECS | 233-788-1 |
| SMILES |
[Cl-].[Cl-].[Ba+2] |
| InChI |
1S/Ba.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2 WDIHJSXYQDMJHN-UHFFFAOYSA-L |
| RTECS | CQ8750000 |
| ChEBI | 63317 |
| Номер ООН | 1564 |
| ChemSpider | 23540 |
| ЛД50 | 50-78 мг/кг (крысы, орально) |
| Пиктограммы ECB |  |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. |
Хлорид бария (хлористый барий) — бинарное неорганическое вещество, относящееся к классу солей. Химическая формула — BaCl2.
Описание
Хлорид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные ромбические кристаллы. Малорастворим в спирте, не растворим в диэтиловом эфире. Из водных растворов кристаллизуется дигидрат хлорида бария BaCl2 ⋅ 2H2O — бесцветные кристаллы с моноклинной решёткой. Токсичен, ПДК 0,5 мг/м³
ГОСТ 4108-72 Реактивы. Барий хлорид 2-водный. Технические условия
Получение
1. Взаимодействие металлического бария с хлором:
Ba + Cl2 ⟶ BaCl2
2. Взаимодействие оксида бария с соляной кислотой:
BaO + 2HCl ⟶ BaCl2 + H2O
3. Взаимодействие гидроксида бария с соляной кислотой (реакция нейтрализации):
Ba(OH)2 + 2HCl ⟶ BaCl2 + 2H2O
4. Взаимодействие сульфида бария с хлоридом кальция:
BaS + CaCl2 ⟶ BaCl2 + CaS
5. Взаимодействие карбоната бария с соляной кислотой:
BaCO3 + 2HCl ⟶ BaCl2 + H2O + CO2↑
Химические свойства
1. Взаимодействие с растворами солей (реакция идёт, если образуется нерастворимое вещество):
BaCl2 + MgSO4 ⟶ BaSO4↓ + MgCl2
BaCl2 + K2CrO4 ⟶ BaCrO4↓ + 2KCl
2. Взаимодействие с некоторыми кислотами (реакция идёт, если образуется нерастворимое вещество):
BaCl2 + H2SO4 ⟶ BaSO4↓ + 2HCl
Применение
Хлорид бария применяют в производстве пигментов (например, баритового жёлтого BaCrO4, касселевой зелени BaMnO4 и других соединений), в качестве добавки в электролиты при получении магния, для закалки быстрорежущей стали (в виде расплавов смеси хлорида бария с хлоридами щелочных и щёлочноземельных металлов), как компонент керамики, реактив на SO42− (сульфат-ион), для утяжеления и осветления кожи в кожевенной промышленности, как зооцид.
Barium is a chemical element with the atomic number 56. It is represented by the symbol ‘Ba‘. It is an alkaline earth metal and the sixth element in Group II. Due to its strong reactivity, barium is not found in nature in its free state. Barium is a strong basic oxide with the oxidation state +1, +2. However, Chlorine is a chemical element with the atomic number 17. It is represented by the symbol ‘Cl‘. Chlorine is a poisonous, caustic green gas that irritates the eyes and causes respiratory issues. It is the halogen family’s second lightest member.
What is Barium Chloride?
Barium Chloride (BaCl2) is a white solid chemical compound that is soluble in water, hygroscopic, and emits a faint yellow-green flame when exposed to heat. In industries, barium salts are frequently utilized.
The sulphate is used in white paints, particularly for exterior applications. In nature, barium chloride is poisonous. An orthogonal crystal structure forms when anhydrous BaCl2 crystallizes. The dihydrate form of barium chloride, on the other hand, is known to have a monoclinic crystal structure.
Structure of Barium Chloride
The formula of Barium Chloride is made up of one barium cation (Ba2+) and one chloride anion (Cl−). Therefore, the molecular or chemical formula of Barium chloride is BaCl2. It has a molecular mass of 208.23 g/mol in anhydrous form and 244.26 g/mol in dihydrate form. It has an orthogonal crystalline structure in anhydrous form and monoclinic as a dihydrate. It is a compound that contains barium (a soft, silvery metal) and chlorine (a poisonous green gas).
Structure of Barium Chloride
Physical Properties of Barium Chloride
- Barium Chloride is white solid and has no odour at all.
- The density of Barium Chloride is 3.856 g/cm3 as an anhydrous and 3.0979 g/cm3 as a dihydrate.
- The melting point of Barium Chloride is 962 °C in anhydrous form and 960 °C in dihydrate form.
- The boiling point of Barium Chloride is 1560 °C.
- The heat capacity of Barium Chloride is 123.9 J/mol K.
- The standard molar entropy of Barium Chloride is 123.9 J/mol K.
- The standard enthalpy of formation of Barium Chloride is −858.56 kJ/mol.
- Its aqueous solution is neutral in nature with a pH of 7.
- The magnetic susceptibility of Barium Chloride is −72.6×10−6 cm3/mol.
- Its solubility in water is 31.2 g/100 mL at 0 °C, 35.8 g/100 mL at 20 °C, and 59.4 g/100 mL at 100 °C.
- In its anhydrous form, it is crystalline, orthorhombic, and monoclinic in its dehydrated form.
Chemical properties of Barium Chloride
- Barium chloride interacts with water in the same way that any other binary chlorine salt does. In water, it dissociates to form Na+ and Cl– like ions. It stays neutral and has no effect on the pH of the solution.
BaCl2 → Ba2++ 2Cl–
- When barium chloride solution is combined with sodium sulphate, it generates a double substitution process. A white precipitate of barium sulphate is instantly generated at the bottom of the test tube through an ionic reaction.
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
Uses of Barium Chloride
- Barium Chloride is used in the treatment of wastewater, in caustic chlorine facilities to purify brine (saline) solution.
- Barium Chloride is very useful to make oil lubricants, PVC stabilizers, barium chromate, and barium fluoride, among other things, and also in steel case hardening.
- It is used in the manufacture of pigments, in the production of various barium salts, in fireworks to provide vivid green color, and in the chlorine-alkali industry.
- It is commonly utilized in the refining of crude oil, production of rubber, and the paper business.
Sample Questions
Question 1: What is the process for the preparation of Barium chloride?
Solution:
Barium Chloride is prepared by the reaction of barite or Barium Sulphate (BaSO4) with carbon (C).
BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO
The second method to obtain Barium Chloride is by reacting Barium sulfide with hydrogen chloride.
BaS + 2 HCl → BaCl2 + H2S
Question 2: What happens when barium chloride is dissolved in water?
Solution:
When BaCl2 is dissolved in water, a neutral solution is obtained. The pH of the resulting aqueous solution is 7. It’s a mixture of the strong acid HCl and the strong base barium hydroxide. It does not degrade due to hydrolysis.
Question 3: How can we prepare barium chloride from barium carbonate?
Solution:
Barium Carbonate (a strong base) reacts with hydrochloric acid (a strong acid) to form barium carbonate. At room temperature, it is completely wilted in the desiccator.
BaCO₃ + 2HCl⟶ BaCl₂ + CO₂ + H₂O
Question 4: What are the side effects of barium chloride?
Solution:
Humans are extremely sensitive to barium chloride. Exposure to this chemical can induce eye, mucous membrane, and skin irritation. Barium chloride ingestion or inhalation can potentially be lethal. It can also have a deleterious effect on the central nervous system, cardiovascular system, and kidneys. It is also a major hazard to aquatic life.
Question 5: Give some safety measures that one can take to avoid hazards caused by exposure to barium chloride.
Solution:
Following are the safety measures that one can take to avoid hazards caused by exposure to barium chloride:
- Make sure you’re not wearing contact lenses if barium chloride goes in eyes and if you are, take them out right once.
- Rinse your eyes for at least 15 minutes with cool running water while keeping your eyelids wide.
- If chemicals get into touch with your clothing, remove them as quickly as possible to protect your hands and body, and immediately stand under a cold shower.
- If the person inhales it, he or she must stand in a well-ventilated place. In the event of serious inhalation, the person should seek medical attention as soon as possible.
- If the patient has ingested anything, induce vomiting as quickly as feasible if they are aware; otherwise, perform mouth-to-mouth resuscitation.