出典(authority):フリー百科事典『ウィキペディア(Wikipedia)』「2014/09/09 10:58:05」(JST)
塩化バリウム | |
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識別情報 | |
CAS登録番号 | 10361-37-2 , 10326-27-9 (二水和物) |
ChemSpider | 23540 |
UNII | 0VK51DA1T2 |
EINECS | 233-788-1 |
RTECS番号 | CQ8750000 (無水物) CQ8751000 (二水和物) |
SMILES
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InChI
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特性 | |
化学式 | BaCl2 |
モル質量 | 208.23 g/mol (無水物) 244.26 g/mol (二水和物) |
外観 | White solid |
密度 | 3.856 g/cm3 (無水物) 3.0979 g/cm3 (二水和物) |
融点 |
962 °C |
沸点 |
1560 °C |
水への溶解度 | 31.2 g/100 mL (0 °C) 35.8 g/100 mL (20 °C) |
溶解度 | メタノールに溶ける。エタノール、酢酸エチルに溶けない[1] |
構造 | |
結晶構造 | 直交 (無水物) 単斜晶系 (二水和物) |
配位構造 | 7-9 |
熱化学 | |
標準生成熱 ΔfH |
−858.56 kJ/mol |
危険性 | |
EU分類 | 毒性(T) 有害(Xn) |
EU Index | 056-004-00-8 |
NFPA 704 |
0
2
0
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Rフレーズ | R20, R25 |
Sフレーズ | (S1/2), S45 |
関連する物質 | |
その他の陰イオン | フッ化バリウム 臭化バリウム |
その他の陽イオン | 塩化ベリリウム 塩化マグネシウム |
特記なき場合、データは常温 (25 °C)・常圧 (100 kPa) におけるものである。 |
塩化バリウム(えんかバリウム、barium chloride)は無機化合物の一種で、組成式 BaCl2 で式量 208.23 のイオン性化合物。常温常圧で白色の固体。水に対する溶解度が高く、アルコールに対する溶解度は低い[2]。水溶液では電離してバリウムイオン (Ba2+) と塩化物イオン (Cl−) に電離する。毒性がある。
水酸化バリウムと塩酸の反応の他、塩化アンモニウムと水酸化バリウムとの反応の際、アンモニアと水が発生した後生成される。工業的には、毒重石(英語版)を塩酸処理するか、もしくは重晶石を炭素と塩化カルシウムとともに熱することで製造される[3]。塩化バリウムの飽和水溶液から温度による溶解度差を利用して析出させることで二水和物が得られ、加熱していくと水和水を失って順に一水和物、無水物となる[4]。
塩化バリウムは、他のバリウム化合物を合成するための前駆体として利用される[2]。例えば、塩化バリウムを水酸化ナトリウムなどを用いて複分解させることで純粋な水酸化バリウムが生成される[5]。また、塩化バリウムが硫酸イオンと反応して不溶性の硫酸バリウムを生成する反応を利用して、硫酸イオンの定性および定量分析に利用される[2]。日本工業規格においても、硫酸塩の分析には塩化バリウムを用いた比濁法もしくは重量法が採用されている[6]。
塩化バリウムは強い毒性を有しており[2]、日本では毒物及び劇物取締法第二条の七十九によりバリウム化合物として劇物に指定されている[7]。
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Barium chloride | |
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Other names
Barium muriate |
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Identifiers | |
CAS number | 10361-37-2 Y, 10326-27-9 (dihydrate) |
ChemSpider | 23540 Y |
UNII | 0VK51DA1T2 Y |
EC number | 233-788-1 |
RTECS number | CQ8750000 (anhydrous) CQ8751000 (dihydrate) |
Jmol-3D images | Image 1 |
SMILES
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InChI
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Properties | |
Molecular formula | BaCl2 |
Molar mass | 208.23 g/mol (anhydrous) 244.26 g/mol (dihydrate) |
Appearance | White solid |
Density | 3.856 g/cm3 (anhydrous) 3.0979 g/cm3 (dihydrate) |
Melting point | 962 °C 960 °C (dihydrate) |
Boiling point | 1560 °C |
Solubility in water | 31.2 g/100 mL (0 °C) 35.8 g/100 mL (20 °C) |
Solubility | soluble in methanol, insoluble in ethanol, ethyl acetate[2] |
Structure | |
Crystal structure | orthogonal (anhydrous) monoclinic (dihydrate) |
Coordination geometry |
7-9 |
Thermochemistry | |
Std enthalpy of formation ΔfH |
−858.56 kJ/mol |
Hazards | |
MSDS | External MSDS |
EU Index | 056-004-00-8 |
EU classification | Toxic (T) Harmful (Xn) |
R-phrases | R20, R25 |
S-phrases | (S1/2), S45 |
NFPA 704 |
0
3
0
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Flash point | Non-flammable |
Related compounds | |
Other anions | Barium fluoride Barium bromide |
Other cations | Beryllium chloride Magnesium chloride |
Supplementary data page | |
Structure and properties |
n, εr, etc. |
Thermodynamic data |
Phase behaviour Solid, liquid, gas |
Spectral data | UV, IR, NMR, MS |
Except where noted otherwise, data are given for materials in their standard state (at 25 °C (77 °F), 100 kPa) | |
Y (verify) (what is: Y/N?) | |
Infobox references | |
Barium chloride is the inorganic compound with the formula BaCl2. It is one of the most common water-soluble salts of barium. Like other barium salts, it is toxic and imparts a yellow-green coloration to a flame. It is also hygroscopic.
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.[3] The coordination of Ba2+ is 8 in the fluorite structure[4] and 9 in the cotunnite structure.[5] 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.[6]
In aqueous solution BaCl2 behaves as a simple salt; in water it is a 1:2 electrolyte and the solution exhibits a neutral pH. Its solutions react with sulfate ion to produce a thick white precipitate of barium sulfate.
Oxalate effects a similar reaction:
When it is mixed with sodium hydroxide, it gives the dihydroxide, which is moderately soluble in water.
Barium chloride can be prepared from barium hydroxide or barium carbonate, with barium carbonate being found naturally as the mineral witherite. These basic salts react with hydrochloric acid to give hydrated barium chloride. On an industrial scale, it is prepared via a two step process from barite (barium sulfate):[7]
This first step requires high temperatures.
The second step requires fusion of the reactants. The BaCl2 can then be leached out from the mixture with water. From water solutions of barium chloride, the dihydrate can be crystallized as white crystals: BaCl2·2H2O
As an inexpensive, soluble salt of barium, barium chloride finds wide application in the laboratory. It is commonly used as a test for sulfate ion (see chemical properties above). 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, in the manufacture of pigments, and in the manufacture of other barium salts. BaCl2 is also used in fireworks to give a bright green color. However, its toxicity limits its applicability.
Barium chloride, along with other water-soluble barium salts, is highly toxic.[8] Sodium sulfate and magnesium sulfate are potential antidotes because they form the insoluble solid barium sulfate BaSO4, which is also toxic, but less harmful because of its insolubility.
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