Гидроксид бария

Разделы:

Гидрокси́д ба́рия (е́дкий бари́т) — одно из сложных органических веществ. Является сильным основанием. Химическая формула — Ba(OH)2

Гидроксид бария
Общие
Систематическое наименование	Гидроксид бария
Традиционные названия	Едкий барит
Хим. формула	Ba(OH)2
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	171,35474 г/моль
Плотность	4,5 (20 °C)
Термические свойства
Температура
• плавления	98 °C
• кипения	4597 °C
Энтальпия
• образования	-950 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	3,89 (20 °C)[1]
Классификация
Рег. номер CAS	17194-00-2
PubChem	6093286
Рег. номер EINECS	241-234-5
SMILES	[OH-].[OH-].[Ba+2]
InChI	1S/Ba.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2 RQPZNWPYLFFXCP-UHFFFAOYSA-L
RTECS	CQ9200000
ChEBI	32592
Номер ООН	<— номер UN —>
ChemSpider	26408 и 21169506
Безопасность
NFPA 704	0 3 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Содержание

Описание

Гидроксид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные легкоплавкие кристаллы [2]. Насыщенный раствор гидроксида бария называют баритовой водой. Гигроскопичен. Не растворим в спирте, но растворим в воде. Образует кристаллогидраты с одной, двумя, семью и восемью молекулами воды. Гидроксид бария токсичен, ПДК составляет 0,5 мг/м³.

Получение

1. Взаимодействие металлического бария с перекисью водорода:

Ba+2 H2O2⟶ Ba(OH)2{displaystyle {mathsf {Ba+2 H_{2}O_{2}longrightarrow Ba(OH)_{2}}}} $mathsf{Ba + 2 H_2O_2 longrightarrow Ba(OH)_2}$

2. Восстановление оксида бария водородом при 2000 °C:

2 BaO+ H2⟶ Ba(OH)2+ Ba↑{displaystyle {mathsf {2 BaO+ H_{2}longrightarrow Ba(OH)_{2}+ Bauparrow }}} $mathsf{2 BaO + H_2 longrightarrow Ba(OH)_2 + Ba uparrow}$

3. Взаимодействие сульфида бария с горячей водой:

BaS+4 H2O⟶ Ba(OH)2+ SO2↑ +3 H2↑{displaystyle {mathsf {BaS+4 H_{2}Olongrightarrow Ba(OH)_{2}+ SO_{2}uparrow +3 H_{2}uparrow }}} $mathsf{BaS + 4 H_2O longrightarrow Ba(OH)_2 + SO_2 uparrow + 3 H_2 uparrow}$

Химические свойства

1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Ba(OH)2+2 HCl⟶ BaCl2+2 H2O{displaystyle {mathsf {Ba(OH)_{2}+2 HCllongrightarrow BaCl_{2}+2 H_{2}O}}} $mathsf{Ba(OH)_2 + 2 HCl longrightarrow BaCl_2 + 2 H_2O}$

Ba(OH)2+ H2SO4⟶ BaSO4↓+2 H2O{displaystyle {mathsf {Ba(OH)_{2}+ H_{2}SO_{4}longrightarrow BaSO_{4}downarrow +2 H_{2}O}}} $mathsf{Ba(OH)_2 + H_2SO_4 longrightarrow BaSO_4 downarrow + 2 H_2O}$

2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Ba(OH)2+ CO2⟶ BaCO3↓+ H2O{displaystyle {mathsf {Ba(OH)_{2}+ CO_{2}longrightarrow BaCO_{3}downarrow + H_{2}O}}} $mathsf{Ba(OH)_2 + CO_2 longrightarrow BaCO_3 downarrow + H_2O}$

Ba(OH)2+ SO3⟶ BaSO4↓+ H2O{displaystyle {mathsf {Ba(OH)_{2}+ SO_{3}longrightarrow BaSO_{4}downarrow + H_{2}O}}} $mathsf{Ba(OH)_2 + SO_3 longrightarrow BaSO_4 downarrow + H_2O}$

3. Взаимодействие с сера с образованием сульфида бария и перекиси водорода:Ba(OH)2+ S⟶ BaS↓+ H2O2{displaystyle {mathsf {Ba(OH)_{2}+ Slongrightarrow BaSdownarrow + H_{2}O_{2}}}} $mathsf{Ba(OH)_2 + S longrightarrow BaS downarrow + H_2O_2}$

Применение

Гидроксидом бария заполняют ртутные термометры для измерения высоких температур. Это связано с тем, что гидроксид бария имеет значительно более высокую температуру кипения по сравнению со ртутью.Применяют гидроксид бария и как реактив на SO42− и CO32− (сульфат- и карбонат-ионы), для очистки раститительных масел и животных жиров, как компонент смазок, для удаления SO42− (сульфат-ионов) из промышленных растворов, получения солей бария, а также гидроксидов рубидия и цезия из их сульфатов и карбонатов.

Примечания

Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Шаблон:Соединения бария