Карбонат барію
Назва за IUPAC	барій карбонат
Інші назви	вуглекислий барій
Ідентифікатори
Номер CAS	513-77-9
Номер EINECS	208-167-3
ChEBI	190439
RTECS	CQ8600000
SMILES	C(=O)([O-])[O-].[Ba+2][1]
InChI	InChI=1S/CH2O3.Ba/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2
Властивості
Молекулярна формула	BaCO3
Молекулярна маса	197,336 г/моль
Зовнішній вигляд	білі кристали
Густина	4,2865 г/см³
Тпл	розкл. при 1360 °C
Розчинність (вода)	0,0024 г / 100 г
Показник заломлення (nD)	1,6
Структура
Кристалічна структура	ортогональна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-1213,0 кДж/моль
Ст. ентропія So 298	112,1 Дж/(моль·K)
Теплоємність, co p	86,0 Дж/(моль·K)
Пов'язані речовини
Інші аніони	сульфід барію, хлорид барію
Інші катіони	карбонат кальцію, карбонат натрію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Карбона́т ба́рію, ба́рій карбона́т — неорганічна сполука, барієва сіль ряду карбонатів складу BaCO₃. За звичайних умов є білими, малорозчинними у воді кристалами.

У природі сполука поширена у вигляді мінералів вітериту (BaCO₃) й альстоніту (BaCO₃·CaCO₃, із домішками SrCO₃)^[2].

Застосовується у виробництві скла, цегли і бетону, магнітних матеріалів, у фотографії.

Карбонат барію може існувати у трьох модифікаціях: ромбічній γ-BaCO₃ (стійка до 811 °C), гексагональній β-формі (стійка у проміжку 811—982 °C) та кубічній α-формі (від 912 °C і до температури плавління)

При нагрівання карбонату утворюється оксид барію (реакція підсилюється наявністю слідів води). Ці дві сполуки розчиняються одна в одній за підвищених температур (наприклад, при 1000 °C розчиняється 10 мол. % оксиду в карбонаті і 5 мол. % карбонату в оксиді).

У воді BaCO₃ майже не розчиняється (добуток розчинності 2,58⋅10^-9). Часткове розчинення можливе при насиченні води вуглекислим газом (процес відбувається за рахунок утворення розчинного гідрокарбонату).

Основною сировиною для отримання карбонату барію є природний сульфат барію BaSO₄ (барит). Його відновлюють при взаємодії з коксом:

${\displaystyle \mathrm {BaSO_{4}+4CO\longrightarrow BaS+4CO_{2}} }$

Реакцію проводять при температурі 1100—1200 °C (відхилення від цих меж на 50 °C помітно зменшує швидкість реакції) протягом 10 хвилин. Після завершення взаємодії розчинний сульфід барію вимивають гарячою водою, відділяючи від мінеральних залишків. Інший продукт відновлення, оксид вуглецю CO₂, регенерується коксом і повертається у піч:

${\displaystyle \mathrm {CO_{2}+C\leftrightarrows 2CO} }$

У випадку присутності у руді домішок SiO₂ відбувається втрата як сировини, так і продукту — внаслідок утворення нерозчинного ортосилікату:

${\displaystyle \mathrm {2BaSO_{4}+SiO_{2}\longrightarrow Ba_{2}SiO_{4}+2SO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+SiO_{2}\longrightarrow BaSiO_{3}+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {BaSiO_{3}+BaCO_{3}\longrightarrow Ba_{2}SiO_{4}+CO_{2}} }$

Наступною стадією є осадження карбонату. Переважним способом є його осадження шляхом пропускання вуглекислого газу (його отримують як продукт згоряння):

${\displaystyle \mathrm {2BaS+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow BaCO_{3}\downarrow +Ba(HS)_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Ba(HS)_{2}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow BaCO_{3}+2H_{2}S} }$

Іншим способом є содовий процес:

${\displaystyle \mathrm {BaS+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow BaCO_{3}\downarrow +Na_{2}S} }$

Взаємодія проводиться між 15% розчином сульфіду і 30% розчином карбонату натрію у резервуарі з перемішуванням.

Економічно обидва способи є рівноцінними, тому вибір між ними здійснюється з міркувань застосування побічних продуктів — сірководню чи сульфіду натрію: сірководень може бути сировиною для отримання сірки чи сульфатної кислоти, а з розчину сульфіду отримують кристалогідрати Na₂S (з 60% солі).

При нагріванні більше 1360 °C розкладається із утворенням оксиду барію:

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}{\xrightarrow {>1360^{o}C}}\ BaO+CO_{2}\uparrow } }$

Він є практично нерозчинним у воді; під тиском вуглекислого газу частково переходить у розчинний гідрокарбонат:

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+CO_{2}+H_{2}O\leftrightarrows Ba(HCO_{3})_{2}} }$

Як типовий карбонат, легко розкладається кислотами, утворюючи відповідну сіль і нестійку карбонатну кислоту:

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+2HCl\longrightarrow BaCl_{2}+CO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+2HNO_{3}\longrightarrow Ba(NO_{3})_{2}+CO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+2CH_{3}COOH\longrightarrow (CH_{3}COO)_{2}Ba+CO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+2HF{\xrightarrow {900-1100^{o}C}}\ BaCO_{3}+CO_{2}+2HF} }$ (розчинення у флуоридній кислоті, висушування розчину і прокалювання залишку)

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+H_{2}S{\xrightarrow {1000^{o}C,\ H_{2}}}\ BaS+CO_{2}+H_{2}O} }$

Карбонат барію бере участь у реакціях обміну з іншими солями:

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+FeI_{2}\longrightarrow BaI_{2}+FeCO_{3}} }$

Кристалічний карбонат при нагріванні реагує з деякими неметалами:

${\displaystyle \mathrm {2BaCO_{3}+2S{\xrightarrow {t}}\ 2BaS+2CO_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2BaCO_{3}+Cl_{2}{\xrightarrow {t}}\ 2BaCl_{2}+2CO_{2}+O_{2}} }$

Сполука має виражені осно́вні властивості і при сплавленні взаємодіє з амфотерними оксидами:

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+TiO_{2}{\xrightarrow {1300^{o}C}}\ BaTiO_{3}+CO_{2}} }$

При нагріванні з коксом відновлюється:

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+C{\xrightarrow {>1000^{o}C}}\ BaO+2CO} }$

Значна кількість карбонату барію йде на виробництво скла: його додавання надає склу міцність, збільшує густину і вагу, заломлення світла, а також поглинає рентгенівське випромінювання. BaCO₃ додається до цегли і бетонів, щоб зменшити вивітрювання і збільшити опір матеріалу до дії сульфатів у воді (з якими він утворює нарозчинні сполуки).

Карбонат барію дрібної фракції застосовується для отримання фериту барію — промислово важливого магнітного матеріалу. А продукт реакції карбонату з оксидом титану TiO₂, титанат барію, є фероелектриком із надвисокою діелектричною проникністю.

У фотографічній справі карбонат барію є реагентом для отримання сульфату барію, що зумовлює появу білих кольорів.

Вікісховище має мультимедійні дані за темою: Карбонат барію

• Баритові руди
• Карбонати

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Patnaik, P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
• Dibello, P. M., Manganaro, J. L., Aguinaldo, E. R., Mahmood, T., Lindahl, C. B. Barium Compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 3. — P. 477—480. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.0201180904090205.a01.pub2. (англ.)
• Lange's Handbook of Chemistry / Dean, John A., editor. — 15th. — New York : McGraw-Hill, 1999. — ISBN 0-07-016384-7. (англ.)
• Jager, P., Riechers, H. H., Wagner, H., Winkler, J., Wolf H. U. Barium and Barium Compounds // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 11—13. — DOI:10.1002/14356007.a03_325.pub2. (англ.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / Под ред. В. И. Спицына. — М. : Мир, 1971. — Т. 1. — С. 254—255. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)