Carbonato de bario (BaCO3): propiedades, estructura química, usos

¿Qué es el carbonato de bario?

El carbonato de bario es una sal inorgánica del metal bario, penúltimo elemento del grupo 2 de la tabla periódica y que pertenece a los metales alcalinotérreos. Su fórmula química es BaCO₃ y está disponible en el mercado en forma de polvo blanco cristalino.

¿Cómo se obtiene? El metal bario se encuentra en minerales, tales como la barita (BaSO₄) y la whiterita (BaCO₃). La whiterita está asociada con otros minerales que restan niveles de pureza a sus cristales blancos a cambio de coloraciones.

Para generar el BaCO₃ de uso sintético es necesario eliminar las impurezas de la whiterita, tal y como indican las siguientes reacciones:

BaCO₃(s,impuro) + 2NH₄Cl(s) + Q(calor) => BaCl₂(aq) + 2NH₃(g) + H₂O(l) + CO₂(g)

BaCl₂(aq) + (NH₄)₂CO₃(s) => BaCO₃(s) + 2NH₄Cl(aq)

La barita, sin embargo, es la fuente principal de bario, y por eso las producciones industriales de los compuestos de bario parten de esta. De este mineral se sintetiza el sulfuro de bario (BaS), producto del que desembocan las síntesis de otros compuestos y de BaCO₃:

BaS(s) + Na₂CO₃(s) => BaCO₃(s) + Na₂S(s)

BaS(s) + CO₂(g) + H₂O(l) => BaCO₃(s) + (NH₄)₂S(aq)

Propiedades del carbonato de bario

Es un sólido polvoso, blanco y cristalino. Es inodoro, desabrido y su peso molecular es 197,89 g/mol. Tiene una densidad de 4,43 g/mL y una presión de vapor inexistente.

Tiene índices de refracción de 1,529, 1,676, y 1,677. La witherita emite luz cuando absorbe radiación ultravioleta: desde una luz blanca brillante con tonalidades azuladas, hasta una luz amarilla.

Es altamente insoluble en agua (0,02 g/L) y en etanol. En soluciones ácidas de HCl forma la sal soluble cloruro de bario (BaCl₂), lo cual explica su solubilidad en estos medios ácidos. En el caso del ácido sulfúrico, precipita como la sal insoluble BaSO₄.

BaCO₃(s) + 2HCl(aq) => BaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂O(l)

BaCO₃(s) + H₂SO₄(aq) => BaSO₄(s) + CO₂(g) + H₂O(l)

Como es un sólido iónico, también es insoluble en los solventes apolares. El carbonato de bario funde a 811 ºC; si la temperatura aumenta alrededor de los 1380-1400 ºC, el líquido salado sufre una descomposición química en lugar de hervir. Este proceso ocurre para todos los carbonatos metálicos: MCO₃(s) => MO(s) + CO₂(g).

Descomposición térmica

BaCO₃(s) => BaO(s) + CO₂(g)

Si los sólidos iónicos se caracterizan por ser muy estables, ¿por qué se descomponen los carbonatos? ¿Cambia el metal M la temperatura a la que el sólido se descompone? Los iones que conforman el carbonato de bario son Ba²⁺ y CO₃^2–, ambos voluminosos (es decir, con radios iónicos grandes). El CO₃^2– es el responsable de la descomposición:

CO₃^2–(s) => O^2–(g) + CO₂(g)

El ion óxido (O^2–) se enlaza al metal para formar MO, el óxido metálico. MO genera una nueva estructura iónica en la que, como norma general, mientras más similares sean el tamaño de sus iones, más estable es la estructura resultante (entalpía de red). Lo contrario ocurre si los iones M⁺ y O^2– tienen radios iónicos muy desiguales.

Si la entalpía de red para MO es grande, la reacción de descomposición está energéticamente favorecida, requiriendo menores temperaturas de calentamiento (puntos de ebullición menores).

Por otro lado, si MO tiene entalpía de red pequeña (como en el caso de BaO, en donde Ba²⁺ tiene mayor radio iónico que O^2–) la descomposición está menos favorecida y requiere temperaturas más altas (1380-1400ºC). En los casos del MgCO₃, CaCO₃ y SrCO₃, se descomponen a menores temperaturas.

Estructura química

El anión CO₃^2– tiene un doble enlace resonando entre tres átomos de oxígeno, dos de estos cargados negativamente para atraer al catión Ba²⁺.

Si bien ambos iones pueden ser considerados esferas cargadas, el CO₃^2– tiene una geometría plano trigonal (el triángulo plano dibujado por los tres átomos de oxígeno), viniendo a ser posiblemente una “almohadilla” negativa para el Ba²⁺.

Estos iones interactúan electrostáticamente para formar un arreglo cristalino de tipo ortorrómbico, siendo los enlaces predominantemente iónicos.

En ese caso, ¿por qué no es soluble el BaCO₃ en agua? La explicación se fundamenta sencillamente en que los iones están mejor estabilizados en la red cristalina, que hidratados por capas esféricas moleculares de agua.

Desde otro ángulo, a las moléculas de agua se les dificulta vencer las fuertes atracciones electrostáticas entre los dos iones. Dentro de estas redes cristalinas pueden albergar impurezas que dan color a sus cristales blancos.

Usos

A simple vista, una porción de BaCO₃ puede no prometer ninguna aplicación práctica en la vida diaria, pero si se observa un cristal del mineral whiterita, blanco como la leche, empieza a tener sentido el porqué de su demanda económica.

Es utilizado para fabricar vidrios de bario o como aditivo para fortalecerlos. También es utilizado en la fabricación de vidrios ópticos.

Debido a su gran entalpía de red e insolubilidad, es usado en la manufactura de distintos tipos de aleaciones, cauchos, válvulas, revestimientos de pisos, pinturas, cerámicas, lubricantes, plásticos, grasas y cementos.

Asimismo, es usado como veneno para ratones. En síntesis, se utiliza esta sal para producir otros compuestos de bario, y así servir como materiales para dispositivos electrónicos.

El BaCO₃ puede ser sintetizado como nanopartículas, expresando a escalas muy pequeñas nuevas propiedades interesantes de la whiterita. Estas nanopartículas son utilizadas para impregnar superficies metálicas, específicamente catalizadores químicos.

Se ha encontrado que mejora los catalizadores de oxidación, y que de alguna manera favorece la migración de moléculas de oxígeno por su superficie.

Son consideradas como implementos para acelerar los procesos en los que se incorporan oxígenos. Y, por último, son utilizados para sintetizar materiales supramoleculares.

Riesgos

El BaCO₃ es venenoso por ingestión, causando una infinidad de síntomas desagradables que conducen a la muerte por insuficiencia respiratoria o paro cardíaco; por este motivo no se recomienda ser transportado junto a bienes comestibles.

Produce enrojecimiento de los ojos y de la piel, además de tos y dolor de garganta. Es un compuesto tóxico, aunque fácilmente manipulable con las manos desnudas si se evita a toda costa su ingestión.

No es inflamable, pero a altas temperaturas se descompone formando BaO y CO₂, productos tóxicos y oxidantes que pueden hacer arder otros materiales.

En el organismo el bario se deposita en los huesos y otros tejidos, suplantando al calcio en muchos procesos fisiológicos. También bloquea los canales por donde viaja los iones K⁺, impidiendo su difusión a través de las membranas celulares.

Referencias

1. PubChem. (2018).  Barium Carbonate. Recuperado el 24 de marzo de 2018, de PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Wikipedia. (2017). Barium carbonate. Recuperado el 24 de marzo de 2018, de Wikipedia: en.wikipedia.org
3. ChemicalBook. (2017). Barium carbonate. Recuperado el 24 de marzo de 2018, de ChemicalBook: chemicalbook.com
4. Robbins Manuel A. (1983).Robbins The Collector’s Book of Fluorescent Minerals. Fluorescent minerals description, p-117.
5. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. En La estructura de los sólidos simples (cuarta edición., pág. 99-102). Mc Graw Hill.