氯化钡

化合物

氯化钡化学式BaCl2)是氯化物,有毒,灼烧时产生黄绿色的光。

氯化钡
识别
CAS号 10361-37-2  checkY
ChemSpider 23540
SMILES
 
  • [Ba+2].[Cl-].[Cl-]
EINECS 233-788-1
RTECS CQ8750000(无水)
CQ8751000(二水)
性质
化学式 BaCl2
摩尔质量 208.23 g/mol(无水)
244.26 g/mol(二水) g·mol⁻¹
外观 白色固体
密度 3.856 g/cm3(无水)
3.0979 g/cm3(二水)
熔点 962 °C
960 °C(二水)
沸点 1560 °C
溶解性 31.2 g/100 mL (0 °C)
35.8 g/100 mL (20 °C)
59.4 g/100 mL (100 °C)
溶解性 甲醇中可溶,在乙醇乙酸乙酯中不可溶 [1]
结构
晶体结构 正交(无水)
单斜晶系(二水)
配位几何 7-9
热力学
ΔfHm298K −858.56 kJ/mol
危险性
警示术语 R:R20, R25
安全术语 S:S1/2, S45
欧盟编号 056-004-00-8
欧盟分类 有毒(T
有害(Xn
NFPA 704
0
3
0
 
闪点 不可燃
PEL TWA 0.5 mg/m3[2]
致死量或浓度:
LD50中位剂量
78 mg/kg (大鼠,口服)
50 mg/kg (豚鼠,口服)[3]
LDLo最低
112 mg Ba/kg (兔,口服)
59 mg Ba/kg (犬,口服)
46 mg Ba/kg (小鼠,口服)[3]
相关物质
其他阴离子 氟化钡
溴化钡
碘化钡
其他阳离子 氯化铍
氯化镁
氯化钙
氯化锶
氯化镭
氯化铅
若非注明,所有数据均出自标准状态(25 ℃,100 kPa)下。

制备

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氯化钡可以由碳酸钡(自然界中的毒重石)或氢氧化钡盐酸的反应得到。工业上可以从硫酸钡经过两个步骤得到:

BaSO4 + 4 CBaS + 4 CO(加热)
BaS + CaCl2 → BaCl2 + CaS (溶掉混合物)

化学性质

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氯化钡溶于水解离为Ba2+和Cl-,解离出的离子可以产生沉淀反应:[4]

BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4
BaCl2 + K2CrO4 → 2 KCl + BaCrO4
BaCl2 + Na2C2O4 → 2 NaCl + BaC2O4
BaCl2 + 2 AgNO3 → 2 AgCl↓ + Ba(NO3)2

在1000℃,熔化的氯化钡和有如下平衡:[4]

2 Na + BaCl2 ↔ 2 NaCl + Ba

用途

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虽然价格便宜,但氯化钡的用处有限。在工业中,氯化钡主要用于腐蚀性氯工厂的卤水溶液的净化,也用于热处理盐的制造和的硬化。[5] 它的毒性限制了它的应用。

实验室,它可用来测试硫酸盐。

安全

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氯化钡与其它的水溶性钡盐一样,因其可在水溶液中离解出钡离子,所以都是有高毒性的。可溶性钡盐中毒通常使用硫酸钾硫酸镁作为解毒剂,它们会反应产生硫酸钡,因其不溶性而相对于氯化钡则为无毒的。

参考文献

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  1. ^ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  2. ^ NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. #0045. NIOSH. 
  3. ^ 3.0 3.1 Barium (soluble compounds, as Ba). Immediately Dangerous to Life and Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  4. ^ 4.0 4.1 陈寿春. 重要无机化学反应(第三版). 上海科学技术出版社, 1982. 第一章 阳离子. 四-2. 钡(Ba)
  5. ^ Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe. Barium and Barium Compounds. Ullman, Franz (编). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. 2007. ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2.