Cloruro di bario

composto chimico
Cloruro di bario
Barium chloride.jpg
Nome IUPAC
dicloruro di bario
Nomi alternativi
muriato di bario[1]
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareBaCl2
Massa molecolare (u)208,25 g/mol
Aspettosolido bianco
Numero CAS10361-37-2
Numero EINECS233-788-1
PubChem25204
SMILES
[Ba+2].[Cl-].[Cl-]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)3,856 g/cm3 (anidra)
3,0979 g/cm3 (diidrato)
Solubilità in acqua312 g/l (0 °C)
358 g/l (20 °C)
594 g/l (100 °C)
Temperatura di fusione963 °C (1236 K)
Temperatura di ebollizione1560 °C (1833 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)-858,56
Proprietà tossicologiche
LD50 (mg/kg)78 mg/kg (nei topi)
50 mg/kg (nei porcellini d'India)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
tossicità acuta
pericolo
Frasi H301 - 332
Consigli P261 - 264 - 270 - 271 - 301+310 - 304+312 - 304+340 - 312 - 321 - 330 - 405 - 501 [2]

Il cloruro di bario è un composto inorganico del cloro e del bario con la formula BaCl2. Come la maggior parte degli altri sali del bario, è bianco, tossico e conferisce una colorazione giallo-verde alla fiamma. È anche igroscopico, convertendosi prima nel diidrato BaCl2(H2O)2. Ha un uso limitato in laboratorio e nell'industria[3]. A temperatura ambiente si presenta sotto forma di cristalli bianchi, igroscopici, inodori, solubili in acqua.

Struttura e proprietàModifica

Il cloruro di bario cristallizza in due forme polimorfi. Una forma ha la struttura cubica della fluorite (CaF2) e l'altra la struttura ortorombica della cotunnite (PbCl2). Entrambi i polimorfi accolgono la preferenza del grande ione Ba2+ per numeri di coordinazione maggiori di sei[4]. La coordinazione di Ba2+ è 8 nella struttura della fluorite[5] e 9 nella struttura della cotunnite[6]. Quando la struttura di cotunnite è sottoposta a pressioni di 7-10 GPa, si trasforma in una terza struttura, una fase post-cotunnite monoclina. Il numero di coordinazione di Ba2+ aumenta da 9 a 10[7].

In soluzione acquosa il cloruro di bario si comporta come un semplice sale; in acqua è un elettrolita 1:2 e la soluzione presenta un pH neutro. Le sue soluzioni reagiscono con lo ione solfato (SO42-) per produrre un precipitato bianco denso di solfato di bario (BaSO4):

 

L'anione ossalato effettua una reazione simile restituendo ossalato di bario (BaC2O4):

 

Quando viene miscelato con idrossido di sodio, dà il diidrossido, che è moderatamente solubile in acqua.

PreparazioneModifica

Su scala industriale, viene preparato tramite un processo in due fasi da barite (solfato di bario):[8]

 

Questo primo passaggio richiede temperature elevate.

 

Al posto dell'acido cloridrico (HCl), si può usare il cloro[3].

Il cloruro di bario può in linea di principio essere preparato da idrossido di bario o carbonato di bario. Questi sali basici reagiscono con l'acido cloridrico per dare cloruro di bario idrato.

UsiModifica

Sebbene poco costoso, il cloruro di bario trova applicazioni limitate in laboratorio e nell'industria. Nell'industria, il cloruro di bario viene utilizzato principalmente nella purificazione della salamoia negli impianti di cloro e anche nella produzione di sali per trattamenti termici come la carbocementazione dell'acciaio[3]. La sua tossicità ne limita l'applicabilità.

SicurezzaModifica

Il cloruro di bario, insieme ad altri sali di bario solubili in acqua, è altamente tossico[9]. Il solfato di sodio e il solfato di magnesio sono potenziali antidoti perché formano il solfato di bario (BaSO4), che è relativamente non tossico a causa della sua insolubilità.

NoteModifica

  1. ^ (EN) 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.
  2. ^ scheda del cloruro di bario su IFA-GESTIS
  3. ^ a b c (EN) Kresse, Robert, Baudis, Ulrich, Jäger, Paul, Riechers, H.Hermann, Wagner, Heinz, Winkler, Jocher e Wolf, Hans Uwe, Barium and Barium Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2007, DOI:10.1002/14356007.a03_325.pub2, ISBN 978-35-27-30673-2.
  4. ^ (EN) Wells, A.F., Structural Inorganic Chemistry, Oxford, Clarendon Press, 1984, ISBN 0-19-855370-6..
  5. ^ (DE) A. Haase e G. Brauer, Hydratstufen und Kristallstrukturen von Bariumchlorid, in Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, vol. 441, 1978, p. 181–195, DOI:10.1002/zaac.19784410120.
  6. ^ (EN) E.B. Brackett, T.E. Brackett e R.L. Sass, The Crystal Structures of Barium Chloride, Barium Bromide, and Barium Iodide, in Journal of Physical Chemistry, vol. 67, n. 10, 1963, p. 2132, DOI:10.1021/j100804a038.
  7. ^ (EN) J.M. Léger, J. Haines e A. Atouf, The Post-Cotunnite Phase in BaCl2, BaBr2 and BaI2 under High Pressure, in Journal of Applied Crystallography, vol. 28, n. 4, 1995, p. 416, DOI:10.1107/S0021889895001580.
  8. ^ (EN) Greenwood, N.N. e Earnshaw, A., Chemistry of The Elements, 2ª ed., Butterwoth-Heinemann, ISBN 978-00-80-37941-8.
  9. ^ (EN) Maryadele J. O'Neil, The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals, 7ª ed., Rahway, Royal Society of Chemistry; Indexed edizione, ISBN ‎ 978-18-49-73670-1..

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