Бариум хлорид

OНа индустриско ниво, бариум хлоридот се подготвува преку двостепен процес од барит (бариум сулфат).^[8] Првиот чекор бара високи температури.

BaSO
4 + 4 C → BaS + 4 CO

Вториот чекор бара реакција помеѓу бариум сулфид и водород хлорид:

BaS + 2 HCl → BaCl
2 + H
2S

ли помеѓу бариум сулфид и калциум хлорид:

BaS + CaCl
2 → CaS + BaCl
2^[2]

На местото на HCl, може да се користи хлор.^[7] Од смесата со вода се извлекува бариум хлорид. Од водни раствори на бариум хлорид, неговиот дихидрат(BaCl
2 · 2H₂O) може да се кристализира како безбојни кристали.^[2]

Бариум хлоридот во принцип може да се подготви со реакција помеѓу бариум хидроксид или бариум карбонат со хидроген хлорид. Овие основни соли реагираат со хлороводородна киселина и даваат хидриран бариум хлорид.

Ba(OH)
2 + 2 HCl → BaCl
2 + 2 H
2O

BaCO
3 + 2 HCl → BaCl
2 + H
2O + CO
2

BaCl
2 кристализира во две форми (полиморфи). Едната форма има структура на кубен флуорит (CaF
2) а другата структура на ортохомбична котунит (PbCl
2). И двата полиморфи ја прифаќаат предноста на големиот Ba²⁺ он за координативни броеви поголеми од шест.^[9] Координацијата на Ba²⁺ е 8 во флуоритната структура^[10] и 9 во структурата на котунит.^[11] Кога BaCl
2 од конунитската структура е подложен на притисоци од 7–10 GPa, тој се трансформира во трета структура, моноклинична пост-котунитна фаза. Координативниот број на Ba²⁺ се зголемува од 9 на 10.^[12]

Во воден раствор BaCl
2 behaves as a simple salt; се однесува како едноставна сол и растворот покажува неутрална pH вредност. Неговите раствори реагираат со сулфат јон за да се добие густ бел талог од бариум сулфат.

BaCl
2 + Na
2SO
4 → 2 NaCl + BaSO
4

Оксалат има слична реакција:

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

Кога се меша со натриум хидроксид, се добива бариум хидроксид, кој е умерено растворлив во вода.

BaCl
2 + 2 NaOH → 2 NaCl + Ba(OH)
2

BaCl
2 · 2H₂O е стабилен во воздухот на собна температура, но губи една вода на кристализација над 55 °C (131 °F), стануваBaCl
2 · H₂O, и станува безводен над 121 °C (250 °F).^[2] BaCl
2 · H₂O may be formed by shaking the dihydrate with methanol.^[3]

BaCl
2 може да се формира со протресување на дихидратот со метанол.^[3]

Иако е евтин, бариум хлоридот наоѓа ограничена примена во лабораторијата и индустријата.^[7] Се користи и за правење црвени пигменти како што се Lithol red и Red Lake C. Неговата токсичност ја ограничува неговата применливост.

Бариум хлоридот, заедно со другите соли на бариум растворливи во вода, е многу токсичен.^[13] и иритира очите и кожата, предизвикувајќи црвенило и болка. Ги оштетува бубрезите. Фаталната доза на бариум хлорид за човек е пријавена дека е околу 0,8-0,9 g. Системските ефекти на акутната токсичност на бариум хлорид вклучуваат абдоминална болка, дијареа, гадење, повраќање, срцева аритмија, мускулна парализа и смрт. Ba²⁺ јоните се натпреваруваат со јоните на K+
предизвикувајќи мускулните влакна да бидат електрично невозбудливи, а со тоа предизвикува слабост и парализа на телото.^[3] Натриум сулфат и магнезиум сулфат се потенцијални противотрови бидејќи формираат бариум сулфат BaSO₄, кој е релативно нетоксичен поради неговата нерастворливост во вода.

Бариум хлоридот не е класифициран како човечки канцероген.^[3]

• International Chemical Safety Card 0614. (anhydrous)
• International Chemical Safety Card 0615. (dihydrate)
• Barium chloride's use in industry.
• ChemSub Online: Barium chloride.