BARIUM (latinsk barium), Ba, et kjemisk grunnstoff i gruppe II av den korte formen (gruppe 2 av den lange formen) av det periodiske systemet; refererer til jordalkalimetaller; atomnummer 56, atommasse 137.327. Det er 7 stabile nuklider i naturen, hvorav 138 Ba dominerer (71,7 %); ca. 30 nuklider oppnås kunstig.
Historisk referanse. Barium i form av oksid ble oppdaget i 1774 av K. Scheele, som oppdaget en tidligere ukjent "jord", senere kalt "tung jord" - baritt (fra gresk βαρ?ς - tung). I 1808 oppnådde G. Davy bariummetall i form av et amalgam ved elektrolyse av smeltede salter.
Utbredelse i naturen. Bariuminnholdet i jordskorpen er 5·10 -2 masseprosent. På grunn av høy kjemisk aktivitet finnes det ikke i fri form. Hovedmineraler: baritt BaSO 4 og witheritt BaSO 3. Verdensproduksjonen av BaSO 4 er ca. 6 millioner tonn/år.
Egenskaper. Konfigurasjonen av det ytre elektronskallet til bariumatomet er 6s 2; i forbindelser viser en oksidasjonstilstand på +2, sjelden +1; Pauling elektronegativitet 0,89; atomradius 217,3 nm, radius til Ba 2+-ionet 149 nm (koordinasjonsnummer 6). Ioniseringsenergien til Ba 0 → Ba + → Ba 2+ er 502,8 og 965,1 kJ/mol. Standardelektrodepotensialet til Ba 2+ /Ba-paret i en vandig løsning er -2,906 V.
Barium er et sølvhvitt formbart metall; t pl 729 °C, t KIK 1637 °C. Ved normalt trykk er bariumkrystallgitteret kroppssentrert kubisk; ved 19 °C og 5530 MPa dannes en sekskantet modifikasjon. Ved 293 K er tettheten av barium 3594 kg/m 3, termisk ledningsevne er 18,4 W/(m·K), elektrisk motstand er 5·10 -7 Ohm·m. Barium er paramagnetisk; spesifikk magnetisk susceptibilitet 1,9·10 -9 m 3 /kg.
Bariummetall oksiderer raskt i luft; den lagres i parafin eller under et lag parafin. Barium reagerer ved vanlige temperaturer med oksygen, og danner bariumoksyd BaO, og med halogener, og danner halogenider. Ved å kalsinere BaO i en strøm av oksygen eller luft ved 500 °C, oppnås BaO 2 peroksid (dekomponerer til BaO ved 800 °C). Reaksjoner med nitrogen og hydrogen krever oppvarming; reaksjonsproduktene er Ba 3 N 2 nitrid og BaH 2 hydrid. Barium reagerer med vanndamp selv i kulde; Det oppløses kraftig i vann, og gir Ba(OH)2-hydroksid, som har egenskapene til alkalier. Barium danner salter med fortynnede syrer. Av de mest brukte bariumsaltene er de som er løselige i vann: BaCl 2-klorid og andre halogenider, Ba(NO3)2-nitrat, Ba(ClO3)2-klorat, Ba(OOCH3)2-acetat, BaS-sulfid; dårlig løselig - BaS0 4-sulfat, BaCO 3-karbonat, BaCrO 4-kromat. Barium reduserer oksider, halogenider og sulfider av mange metaller til det tilsvarende metallet. Barium danner legeringer med de fleste metaller; noen ganger inneholder legeringer intermetalliske forbindelser. I Ba-Al-systemet ble således BaAl, BaAl 2, BaAl 4 funnet.
Løselige bariumsalter er giftige; BaSO 4 er praktisk talt ikke giftig.
Kvittering. Hovedråstoffet for bariumproduksjon er baryttkonsentrat (80-95 %) BaSO 4, som reduseres med kull, koks eller naturlig brennbar gass; det resulterende bariumsulfidet bearbeides til andre salter av dette elementet. BaO oppnås ved kalsinering av bariumforbindelser. Teknisk rent bariummetall (96-98 vekt%) oppnås ved termisk reduksjon av BaO-oksid med Al-pulver. Ved destillasjon i vakuum renses barium til et urenhetsinnhold på mindre enn 10-4%, og ved sonesmelting - til 10-6%. En annen måte å få barium fra BaO på er elektrolyse av oksidsmelten. Små mengder barium oppnås ved å redusere berylat BaBeO 2 ved 1300 °C med titan.
applikasjon. Barium brukes som deoksideringsmiddel av kobber og bly, som tilsetning til antifriksjonslegeringer, jernholdige og ikke-jernholdige metaller, samt til legeringer som brukes til fremstilling av typografiske fonter for å øke deres hardhet. Legeringer av barium og nikkel brukes til å lage elektroder til tennplugger i forbrenningsmotorer og radiorør. En legering av barium med aluminium - Alba, som inneholder 56% Ba, er grunnlaget for getters. Metallbarium er et materiale for anoder i kjemiske strømkilder. Den aktive delen av de fleste termioniske katoder er bariumoksid. Bariumperoksid brukes som oksidasjonsmiddel, blekemiddel og i pyroteknikk; tidligere ble det brukt til å regenerere oksygen fra CO 2 . Bariumheksaferritt BaFe 12 O 19 er et lovende materiale for bruk i informasjonslagringsenheter; BaFe 12 O 19 brukes til fremstilling av permanente magneter. BaSO 4 introduseres i borevæsker under olje- og gassproduksjon. Bariumtitanat BaTiO 3 er en av de viktigste ferroelektriske stoffene. Nuclide 140 Va (β-emitter, T 1/2 12,8 dager) er et isotopisk sporstoff som brukes til å studere bariumforbindelser. Siden bariumforbindelser absorberer røntgen- og γ-stråling godt, er de inkludert i beskyttelsesmaterialene til røntgeninstallasjoner og atomreaktorer. BaSO 4 brukes som kontrastmiddel for røntgenstudier av mage-tarmkanalen.
Tent. : Akhmetov T. G. Kjemi og teknologi for bariumforbindelser. M., 1974; Tretyakov Yu.D. og andre Uorganisk kjemi. M., 2001.
D. D. Zaitsev, Yu. D. Tretyakov.
Gruppe IIA inneholder kun metaller – Be (beryllium), Mg (magnesium), Ca (kalsium), Sr (strontium), Ba (barium) og Ra (radium). De kjemiske egenskapene til den første representanten for denne gruppen, beryllium, skiller seg sterkest fra de kjemiske egenskapene til de andre elementene i denne gruppen. Dens kjemiske egenskaper ligner på mange måter enda mer på aluminium enn andre gruppe IIA-metaller (såkalt «diagonal likhet»). Magnesium, i sine kjemiske egenskaper, skiller seg også markant fra Ca, Sr, Ba og Ra, men har likevel mye mer like kjemiske egenskaper med dem enn med beryllium. På grunn av den betydelige likheten i de kjemiske egenskapene til kalsium, strontium, barium og radium, er de kombinert i en familie kalt jordalkali metaller.
Alle elementer i gruppe IIA tilhører s-elementer, dvs. inneholder alle deres valenselektroner på s-undernivå Dermed har den elektroniske konfigurasjonen av det ytre elektroniske laget av alle kjemiske elementer i denne gruppen formen ns 2 , Hvor n– nummeret på perioden elementet befinner seg i.
På grunn av særegenhetene til den elektroniske strukturen til gruppe IIA-metaller, kan disse elementene, i tillegg til null, bare ha en enkelt oksidasjonstilstand lik +2. Enkle stoffer dannet av elementer fra gruppe IIA, når de deltar i noen kjemiske reaksjoner, er bare i stand til å oksidere, dvs. donere elektroner:
Meg 0 – 2e — → Meg +2
Kalsium, strontium, barium og radium har ekstremt høy kjemisk reaktivitet. De enkle stoffene som dannes av dem er veldig sterke reduksjonsmidler. Magnesium er også et sterkt reduksjonsmiddel. Reduksjonsaktiviteten til metaller følger de generelle lovene i den periodiske loven til D.I. Mendeleev og øker nedover undergruppen.
Interaksjon med enkle stoffer
med oksygen
Uten oppvarming reagerer ikke beryllium og magnesium med verken atmosfærisk oksygen eller rent oksygen på grunn av at de er dekket med tynne beskyttende filmer bestående av henholdsvis BeO- og MgO-oksider. Oppbevaringen deres krever ingen spesielle metoder for beskyttelse mot luft og fuktighet, i motsetning til jordalkalimetaller, som lagres under et lag av væske som er inert mot dem, oftest parafin.
Be, Mg, Ca, Sr, når de brennes i oksygen, danner oksider av sammensetningen MeO, og Ba - en blanding av bariumoksid (BaO) og bariumperoksid (BaO 2):
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Det skal bemerkes at når jordalkalimetaller og magnesium brenner i luft, oppstår det også en sidereaksjon av disse metallene med luftnitrogen, som et resultat av at, i tillegg til forbindelser av metaller med oksygen, nitrider med den generelle formelen Me 3 N 2 dannes også.
med halogener
Beryllium reagerer med halogener bare ved høye temperaturer, og resten av gruppe IIA-metaller - allerede ved romtemperatur:
Mg + I 2 = MgI 2 – Magnesiumjodid
Ca + Br 2 = CaBr 2 – kalsiumbromid
Ba + Cl 2 = BaCl 2 – bariumklorid
med ikke-metaller fra gruppene IV–VI
Alle metaller i gruppe IIA reagerer ved oppvarming med alle ikke-metaller fra gruppene IV–VI, men avhengig av metallets plassering i gruppen, samt aktiviteten til ikke-metallene, kreves det varierende oppvarmingsgrader. Siden beryllium er det mest kjemisk inerte blant alle gruppe IIA-metaller, er det nødvendig med betydelig bruk når det utføres reaksjoner med ikke-metaller. O høyere temperatur.
Det skal bemerkes at reaksjonen av metaller med karbon kan danne karbider av forskjellig natur. Det er karbider som tilhører metanider og som konvensjonelt betraktes som derivater av metan, der alle hydrogenatomer er erstattet med metall. De, som metan, inneholder karbon i -4-oksidasjonstilstanden, og når de hydrolyseres eller interagerer med ikke-oksiderende syrer, er et av produktene metan. Det finnes også en annen type karbider - acetylenider, som inneholder C 2 2-ionet, som faktisk er et fragment av acetylenmolekylet. Karbider som acetylenider danner ved hydrolyse eller interaksjon med ikke-oksiderende syrer acetylen som et av reaksjonsproduktene. Karbidtypen - metanid eller acetylenid - som oppnås når et bestemt metall reagerer med karbon, avhenger av størrelsen på metallkationet. Metallioner med liten radius danner vanligvis metanider, og større ioner danner acetylenider. Når det gjelder metaller fra den andre gruppen, oppnås metanid ved interaksjon av beryllium med karbon:
De gjenværende metallene i gruppe II A danner acetylenider med karbon:
Med silisium danner gruppe IIA-metaller silicider - forbindelser av typen Me 2 Si, med nitrogen - nitrider (Me 3 N 2), med fosfor - fosfider (Me 3 P 2):
med hydrogen
Alle jordalkalimetaller reagerer med hydrogen ved oppvarming. For at magnesium skal reagere med hydrogen er ikke oppvarming alene, som for jordalkalimetaller, nok, i tillegg til høy temperatur kreves det også økt hydrogentrykk. Beryllium reagerer ikke med hydrogen under noen forhold.
Interaksjon med komplekse stoffer
med vann
Alle jordalkalimetaller reagerer aktivt med vann for å danne alkalier (løselige metallhydroksider) og hydrogen. Magnesium reagerer kun med vann når det kokes på grunn av det faktum at den beskyttende oksidfilmen MgO oppløses i vann ved oppvarming. Når det gjelder beryllium, er den beskyttende oksidfilmen veldig motstandsdyktig: vann reagerer ikke med den verken ved koking eller til og med ved rødglødende temperaturer:
med ikke-oksiderende syrer
Alle metaller i hovedundergruppen i gruppe II reagerer med ikke-oksiderende syrer, siden de er i aktivitetsserien til venstre for hydrogen. I dette tilfellet dannes et salt av den tilsvarende syre og hydrogen. Eksempler på reaksjoner:
Be + H 2 SO 4 (fortynnet) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr2 + H2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
med oksiderende syrer
− fortynnet salpetersyre
Alle metaller i gruppe IIA reagerer med fortynnet salpetersyre. I dette tilfellet er reduksjonsproduktene, i stedet for hydrogen (som for ikke-oksiderende syrer), nitrogenoksider, hovedsakelig nitrogenoksid (I) (N 2 O), og når det gjelder sterkt fortynnet salpetersyre, ammonium nitrat (NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (veldig uskarpt)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
− konsentrert salpetersyre
Konsentrert salpetersyre ved vanlig (eller lav) temperatur passiviserer beryllium, dvs. reagerer ikke med det. Ved koking er reaksjonen mulig og fortsetter hovedsakelig i samsvar med ligningen:
Magnesium og jordalkalimetaller reagerer med konsentrert salpetersyre for å danne et bredt spekter av forskjellige nitrogenreduksjonsprodukter.
− konsentrert svovelsyre
Beryllium passiveres med konsentrert svovelsyre, d.v.s. reagerer ikke med det under normale forhold, men reaksjonen skjer ved koking og fører til dannelse av berylliumsulfat, svoveldioksid og vann:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Barium passiveres også av konsentrert svovelsyre på grunn av dannelsen av uløselig bariumsulfat, men reagerer med det når det oppvarmes; bariumsulfat løses opp når det varmes opp i konsentrert svovelsyre på grunn av dets omdannelse til bariumhydrogensulfat.
De gjenværende metallene i hovedgruppe IIA reagerer med konsentrert svovelsyre under alle forhold, inkludert i kulde. Reduksjon av svovel kan skje til SO 2, H 2 S og S avhengig av aktiviteten til metallet, reaksjonstemperatur og syrekonsentrasjon:
Mg + H2SO4 ( kons. .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H2SO4 ( kons. .) = 3MgS04 + S↓ + 4H2O
4Ca + 5H2SO4 ( kons. .) = 4CaSO4 +H2S + 4H2O
med alkalier
Magnesium og jordalkalimetaller interagerer ikke med alkalier, og beryllium reagerer lett både med alkaliløsninger og med vannfrie alkalier under fusjon. Dessuten, når en reaksjon utføres i en vandig løsning, deltar også vann i reaksjonen, og produktene er tetrahydroksoberyllater av alkali- eller jordalkalimetaller og hydrogengass:
Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - kaliumtetrahydroksoberyllat
Når du utfører en reaksjon med et fast alkali under fusjon, dannes berylater av alkali- eller jordalkalimetaller og hydrogen
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - kaliumberyllat
med oksider
Jordalkaliske metaller, så vel som magnesium, kan redusere mindre aktive metaller og noen ikke-metaller fra oksidene deres når de varmes opp, for eksempel:
Metoden for å redusere metaller fra deres oksider med magnesium kalles magnesium.
Innholdet i artikkelen
BARIUM– kjemisk grunnstoff i den andre gruppen av det periodiske systemet, atomnummer 56, relativ atommasse 137,33. Ligger i den sjette perioden mellom cesium og lantan. Naturlig barium består av syv stabile isotoper med massetall 130(0,101%), 132(0,097%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81%), 137(11,32%) og 138 ( 71,66 %). Barium i de fleste kjemiske forbindelser viser en maksimal oksidasjonstilstand på +2, men kan også ha null oksidasjonstilstand. I naturen forekommer barium bare i toverdig tilstand.
Oppdagelseshistorie.
I 1602 plukket Casciarolo (bolognesisk skomaker og alkymist) opp en stein i de omkringliggende fjellene som var så tung at Casciarolo mistenkte at det var gull. Alkymisten forsøkte å isolere gull fra en stein, og kalsinerte det med kull. Selv om det ikke var mulig å isolere gull, ga eksperimentet klart oppmuntrende resultater: det avkjølte kalsineringsproduktet glødet rødlig i mørket. Nyheten om et så uvanlig funn skapte en ekte sensasjon i det alkymistiske samfunnet og det uvanlige mineralet, som fikk en rekke navn - solstein (Lapis solaris), Bolognesestein (Lapis Boloniensis), Bolognesisk fosfor (Phosphorum Boloniensis) ble en deltaker i ulike eksperimenter. Men tiden gikk, og gull tenkte ikke engang på å skille seg ut, så interessen for det nye mineralet forsvant gradvis, og i lang tid ble det ansett som en modifisert form for gips eller kalk. Bare halvannet århundre senere, i 1774, studerte de berømte svenske kjemikerne Karl Scheele og Johan Hahn nøye «Bologna-steinen» og fant ut at den inneholdt en slags «tung jord». Senere, i 1779, kalte Guiton de Morveau denne "land" baroten (barote) fra det greske ordet "barue" - tung, og endret senere navnet til baryte (baryte). Under dette navnet dukket bariumjord opp i lærebøker i kjemi på slutten av 1700- og begynnelsen av 1800-tallet. For eksempel, i læreboken til A.L. Lavoisier (1789), er baritt inkludert i listen over saltdannende jordiske enkle kropper, og et annet navn for baritt er gitt - "tung jord" (terre pesante, latin terra ponderosa). Det fortsatt ukjente metallet i mineralet begynte å bli kalt barium (latinsk - Barium). I russisk litteratur på 1800-tallet. Navnene baritt og barium ble også brukt. Det neste kjente bariummineralet var naturlig bariumkarbonat, oppdaget i 1782 av Withering og senere kalt witherite til hans ære. Bariummetall ble først fremstilt av engelskmannen Humphry Davy i 1808 ved elektrolyse av vått bariumhydroksid med en kvikksølvkatode og påfølgende fordampning av kvikksølv fra bariumamalgam. Det skal bemerkes at i samme 1808, noe tidligere enn Davy, ble bariumamalgam oppnådd av den svenske kjemikeren Jens Berzelius. Til tross for navnet viste barium seg å være et relativt lett metall med en tetthet på 3,78 g/cm 3, så i 1816 foreslo den engelske kjemikeren Clark å avvise navnet "barium" med den begrunnelse at hvis bariumjord (bariumoksid) faktisk er tyngre enn andre jordarter (oksider), så er metallet tvert imot lettere enn andre metaller. Clark ønsket å navngi dette grunnstoffet plutonium til ære for den gamle romerske guden, herskeren over det underjordiske riket Pluto, men dette forslaget møtte ikke støtte fra andre forskere, og lettmetallet fortsatte å bli kalt "tungt".
Barium i naturen.
Jordskorpen inneholder 0,065% barium, det forekommer i form av sulfat, karbonat, silikater og aluminosilikater. De viktigste bariummineralene er den nevnte baritten (bariumsulfat), også kalt tung eller persisk spar, og witheritt (bariumkarbonat). Verdens mineralressurser av baritt ble i 1999 anslått til 2 milliarder tonn, en betydelig del av dem konsentrert i Kina (omtrent 1 milliard tonn) og Kasakhstan (0,5 milliarder tonn). Det er store reserver av barytt i USA, India, Tyrkia, Marokko og Mexico. Russiske baryttressurser er estimert til 10 millioner tonn, produksjonen utføres ved tre hovedforekomster i Khakassia, Kemerovo og Chelyabinsk-regionene. Den totale årlige produksjonen av barytt i verden er omtrent 7 millioner tonn, Russland produserer 5 tusen tonn og importerer 25 tusen tonn barytt per år.
Kvittering.
De viktigste råvarene for produksjon av barium og dets forbindelser er baritt og, mindre vanlig, witheritt. Ved å redusere disse mineralene med kull, koks eller naturgass oppnås henholdsvis bariumsulfid og bariumoksid:
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2C + 4H2O
BaCO3 + C = BaO + 2CO
Bariummetall oppnås ved å redusere det med aluminiumoksid.
3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3
Denne prosessen ble først utført av den russiske fysikalske kjemikeren N.N. Beketov. Slik beskrev han eksperimentene sine: "Jeg tok vannfritt bariumoksid og tilsatte en viss mengde bariumklorid, som flussmiddel, la jeg denne blandingen sammen med biter av leire (aluminium) i en karbondigel og varmet den opp i flere timer. Etter avkjøling av digelen fant jeg i den en metalllegering av en helt annen type og fysiske egenskaper enn leire. Denne legeringen har en grovkrystallinsk struktur, er veldig sprø, et friskt brudd har en svak gulaktig glans; analyse viste at etter 100 timer består den av 33,3 barium og 66,7 leire, eller, ellers, for en del barium inneholdt den to deler leire..." For tiden utføres reduksjonsprosessen med aluminium i et vakuum ved temperaturer fra 1100 til 1250 ° C, mens det resulterende bariumet fordamper og kondenserer på de kjøligere delene av reaktoren.
I tillegg kan barium oppnås ved elektrolyse av en smeltet blanding av barium og kalsiumklorider.
Enkel substans.
Barium er et sølvhvitt formbart metall som knuses når det treffes skarpt. Smeltepunkt 727°C, kokepunkt 1637°C, densitet 3,780 g/cm3. Ved normalt trykk eksisterer det i to allotropiske modifikasjoner: a -Ba med et kubisk kroppssentrert gitter er stabilt opp til 375°C; b -Ba er stabilt over 375°C. Ved forhøyet trykk dannes en sekskantet modifikasjon. Metallbarium har høy kjemisk aktivitet; det oksiderer intensivt i luft, danner en film som inneholder BaO, BaO 2 og Ba 3 N 2, og antennes ved lett oppvarming eller støt.
2Ba + O2 = 2BaO; Ba + O2 = Ba02; 3Ba + N 2 = Ba 3 N 2,
Derfor lagres barium under et lag med parafin eller parafin. Barium reagerer kraftig med vann og syreløsninger, og danner bariumhydroksid eller tilsvarende salter:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
Ba + 2HCl = BaCl2 + H2
Med halogener danner barium halogenider; med hydrogen og nitrogen danner det ved oppvarming henholdsvis hydrid og nitrid.
Ba + Cl2 = BaCl2; Ba + H 2 = BaH 2
Metallisk barium løses opp i flytende ammoniakk for å danne en mørkeblå løsning, hvorfra ammoniakk Ba(NH 3) 6 kan isoleres - krystaller med en gylden glans som lett brytes ned ved frigjøring av ammoniakk. I denne forbindelsen har barium null oksidasjonstilstand.
Søknad i industri og vitenskap.
Bruken av bariummetall er svært begrenset på grunn av dets høye kjemiske reaktivitet; bariumforbindelser brukes mye mer utbredt. En legering av barium med aluminium - en Alba-legering som inneholder 56% Ba - er grunnlaget for getters (absorbere av restgasser i vakuumteknologi). For å oppnå selve getteren, fordampes barium fra legeringen ved å varme den opp i en evakuert flaske på enheten, som et resultat av at det dannes et "bariumspeil" på de kalde delene av kolben. I små mengder brukes barium i metallurgi for å rense smeltet kobber og bly fra urenheter av svovel, oksygen og nitrogen. Barium legges til trykk- og antifriksjonslegeringer; en legering av barium og nikkel brukes til å lage deler til radiorør og tennpluggelektroder i forgassermotorer. I tillegg er det ikke-standard bruk av barium. En av dem er dannelsen av kunstige kometer: bariumdamp frigjort fra et romfartøy ioniseres lett av solstråler og blir til en lys plasmasky. Den første kunstige kometen ble opprettet i 1959 under flukten til den sovjetiske automatiske interplanetariske stasjonen Luna-1. På begynnelsen av 1970-tallet slapp tyske og amerikanske fysikere, som forsket på jordens elektromagnetiske felt, 15 kilo ørsmå bariumpulver over Colombia. Den resulterende plasmaskyen strakte seg langs magnetfeltlinjene, noe som gjorde det mulig å avklare deres posisjon. I 1979 ble stråler av bariumpartikler brukt til å studere nordlyset.
Bariumforbindelser.
Toverdige bariumforbindelser er av størst praktisk interesse.
Bariumoksid(BaO): et mellomprodukt i produksjonen av barium - et ildfast (smeltepunkt ca. 2020 ° C) hvitt pulver, reagerer med vann, danner bariumhydroksid, absorberer karbondioksid fra luften og blir til karbonat:
BaO + H20 = Ba(OH)2; BaO + CO 2 = BaCO 3
Når det kalsineres i luft ved en temperatur på 500–600 °C, reagerer bariumoksid med oksygen og danner peroksid, som ved ytterligere oppvarming til 700 °C igjen forvandles til et oksid og eliminerer oksygen:
2BaO + O2 = 2BaO2; 2BaO2 = 2BaO + O2
Slik ble oksygen oppnådd frem til slutten av 1800-tallet, inntil en metode for å frigjøre oksygen ved å destillere flytende luft ble utviklet.
I laboratoriet kan bariumoksid fremstilles ved å kalsinere bariumnitrat:
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2
Nå brukes bariumoksid som vannfjernende middel, for å oppnå bariumperoksid og for å lage keramiske magneter av bariumferrat (for dette sintres en blanding av barium- og jernoksidpulver under en presse i et sterkt magnetfelt), men hovedbruken av bariumoksid er fremstilling av termioniske katoder. I 1903 testet den unge tyske forskeren Wehnelt loven om emisjon av elektroner fra faste stoffer, oppdaget kort tid før av den engelske fysikeren Richardson. Det første av eksperimentene med platinatråd bekreftet loven fullstendig, men kontrolleksperimentet mislyktes: strømmen av elektroner overskred kraftig den forventede. Siden egenskapene til metallet ikke kunne endres, antok Wehnelt at det var en slags urenhet på overflaten av platina. Etter å ha testet mulige overflateforurensninger ble han overbevist om at de ekstra elektronene ble sendt ut av bariumoksid, som var en del av smøremidlet til vakuumpumpen som ble brukt i eksperimentet. Imidlertid gjenkjente ikke den vitenskapelige verden denne oppdagelsen umiddelbart, siden observasjonen ikke kunne reproduseres. Bare nesten et kvart århundre senere viste engelskmannen Kohler at for å utvise høy termionisk utslipp, må bariumoksid varmes opp ved svært lave oksygentrykk. Dette fenomenet kunne først forklares i 1935. Den tyske forskeren Pohl foreslo at elektroner sendes ut av en liten urenhet av barium i oksidet: ved lavt trykk fordamper en del av oksygenet fra oksidet, og det gjenværende bariumet blir lett ionisert for å dannes. frie elektroner, som forlater krystallen når de varmes opp:
2BaO = 2Ba + O2; Ba = Ba 2+ + 2е
Riktigheten av denne hypotesen ble endelig fastslått på slutten av 1950-tallet av sovjetiske kjemikere A. Bundel og P. Kovtun, som målte konsentrasjonen av bariumurenhet i oksidet og sammenlignet det med fluksen av termionisk elektronemisjon. Nå er bariumoksid den aktive delen av de fleste termioniske katoder. For eksempel sendes en elektronstråle som danner et bilde på en TV-skjerm eller dataskjerm ut av bariumoksid.
Bariumhydroksid, oktahydrat(Ba(OH)2· 8H2O). Hvitt pulver, svært løselig i varmt vann (mer enn 50 % ved 80°C), dårligere i kaldt vann (3,7 % ved 20°C). Smeltepunktet til oktahydratet er 78°C; når det varmes opp til 130°C, blir det til vannfri Ba(OH)2. Bariumhydroksid produseres ved å løse opp oksidet i varmt vann eller ved å varme opp bariumsulfid i en strøm av overopphetet damp. Bariumhydroksid reagerer lett med karbondioksid, så dens vandige løsning, kalt "baryttvann", brukes i analytisk kjemi som reagens for CO 2. I tillegg fungerer "baryttvann" som et reagens for sulfat- og karbonationer. Bariumhydroksid brukes til å fjerne sulfationer fra plante- og animalske oljer og industrielle løsninger, for å oppnå rubidium- og cesiumhydroksider, som en komponent i smøremidler.
Bariumkarbonat(BaCO3). I naturen er mineralet witherite. Hvitt pulver, uløselig i vann, løselig i sterke syrer (unntatt svovelsyre). Ved oppvarming til 1000°C brytes det ned og frigjør CO 2:
BaCO 3 = BaO + CO 2
Bariumkarbonat tilsettes glass for å øke brytningsindeksen og tilsettes emaljer og glasurer.
Bariumsulfat(BaSO4). I naturen - baritt (tung eller persisk spar) - hovedmineralet til barium - er et hvitt pulver (smeltepunkt ca. 1680 ° C), praktisk talt uløselig i vann (2,2 mg / l ved 18 ° C), oppløses sakte i konsentrert svovelsyre. syre.
Produksjon av maling har lenge vært assosiert med bariumsulfat. Riktignok var bruken til å begynne med kriminell: knust baritt ble blandet med blyhvitt, noe som reduserte kostnadene for sluttproduktet betydelig og samtidig forringet kvaliteten på malingen. Imidlertid ble slike modifiserte hvite solgt til samme pris som vanlige hvite, noe som ga betydelig fortjeneste for eiere av fargeanlegg. Tilbake i 1859 mottok Department of Manufacturers and Domestic Trade informasjon om de uredelige innspillene til Yaroslavl fabrikkeiere som la tung spar til blyhvitt, som "lurer forbrukerne om den sanne kvaliteten på produktet, og det ble også mottatt en forespørsel om å forby sa produsenter fra å bruke spar i produksjonen av blyhvitt." Men disse klagene ble ikke til noe. Det er nok å si at i 1882 ble det grunnlagt et spartverk i Yaroslavl, som i 1885 produserte 50 tusen pund knust tung spar. På begynnelsen av 1890-tallet skrev D.I. Mendeleev: "...Baritt er blandet inn i blandingen av hvitt på mange fabrikker, siden hvitt hentet fra utlandet inneholder denne blandingen for å redusere prisen."
Bariumsulfat er en del av litopon, en ikke-giftig hvit maling med høy skjuleevne, mye etterspurt på markedet. For å lage litopon blandes vandige løsninger av bariumsulfid og sinksulfat, hvor det skjer en utvekslingsreaksjon og en blanding av finkrystallinsk bariumsulfat og sinksulfid - litopon - utfelles, og rent vann forblir i løsningen.
BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnSЇ
Ved produksjon av dyre papirkvaliteter spiller bariumsulfat rollen som fyllstoff og vektingsmiddel, noe som gjør papiret hvitere og tettere; det brukes også som fyllstoff for gummi og keramikk.
Mer enn 95 % av baritten som utvinnes i verden brukes til å forberede arbeidsløsninger for boring av dype brønner.
Bariumsulfat absorberer sterkt røntgenstråler og gammastråler. Denne egenskapen er mye brukt i medisin for å diagnostisere gastrointestinale sykdommer. For å gjøre dette får pasienten svelge en suspensjon av bariumsulfat i vann eller blandingen med semulegryn - "bariumgrøt" og blir deretter utsatt for røntgenstråler. De delene av fordøyelseskanalen som "bariumgrøten" passerer, vises som mørke flekker på bildet. På denne måten kan legen få en ide om formen på magen og tarmene og bestemme plasseringen av sykdommen. Bariumsulfat brukes også til å lage baryttbetong, brukt i bygging av kjernekraftverk og kjernekraftverk for å beskytte mot inntrengende stråling.
Bariumsulfid(BaS). Mellomprodukt i produksjon av barium og dets forbindelser. Det kommersielle produktet er et grått sprøtt pulver, lite løselig i vann. Bariumsulfid brukes til å produsere litopon, i lærindustrien for å fjerne hår fra huder, og til å produsere rent hydrogensulfid. BaS er en komponent i mange fosfor - stoffer som lyser etter å ha absorbert lysenergi. Dette er hva Casciarolo oppnådde ved å kalsinere baritt med kull. I seg selv lyser ikke bariumsulfid: det krever tilsetning av aktiverende stoffer - salter av vismut, bly og andre metaller.
Bariumtitanat(BaTiO3). En av de mest industrielt viktige forbindelsene av barium er en hvit, ildfast (smeltepunkt 1616 ° C) krystallinsk substans, uløselig i vann. Bariumtitanat oppnås ved å smelte sammen titandioksid med bariumkarbonat ved en temperatur på ca. 1300°C:
BaCO 3 + TiO 2 = BaTiO 3 + CO 2
Bariumtitanat er en av de beste ferroelektriske (), veldig verdifulle elektriske materialer. I 1944 oppdaget den sovjetiske fysikeren B.M. Vul ekstraordinære ferroelektriske evner (svært høy dielektrisk konstant) til bariumtitanat, som beholdt dem i et bredt temperaturområde - nesten fra absolutt null til +125 ° C. Denne omstendigheten, så vel som stor mekanisk styrke og Fuktighetsmotstanden til bariumtitanat har bidratt til at det har blitt en av de viktigste ferroelektriske stoffene, som brukes for eksempel ved fremstilling av elektriske kondensatorer. Bariumtitanat, som all ferroelektrisk, har også piezoelektriske egenskaper: det endrer sine elektriske egenskaper under trykk. Når de utsettes for et vekslende elektrisk felt, oppstår oscillasjoner i krystallene, og derfor brukes de i piezoelementer, radiokretser og automatiske systemer. Bariumtitanat ble brukt i forsøk på å oppdage gravitasjonsbølger.
Andre bariumforbindelser.
Bariumnitrat og klorat (Ba(ClO 3) 2) er en integrert del av fyrverkeri; tilsetning av disse forbindelsene gir flammen en lys grønn farge. Bariumperoksid er en komponent i antennelsesblandinger for aluminotermi. Barium (Ba) tetracyanoplatinat(II) lyser når det utsettes for røntgen- og gammastråler. I 1895 antydet den tyske fysikeren Wilhelm Roentgen, som observerte gløden til dette stoffet, eksistensen av en ny stråling, senere kalt røntgenstråler. Nå brukes bariumtetracyanoplatinat(II) til å dekke lysende instrumentskjermer. Bariumtiosulfat (BaS 2 O 3) gir fargeløs lakk en perlefarge, og ved å blande den med lim kan du oppnå en fullstendig imitasjon av perlemor.
Toksikologi av bariumforbindelser.
Alle løselige bariumsalter er giftige. Bariumsulfat brukt i fluoroskopi er praktisk talt ikke giftig. Den dødelige dosen av bariumklorid er 0,8–0,9 g, bariumkarbonat er 2–4 g. Ved inntak av giftige bariumforbindelser, en brennende følelse i munnen, smerter i magen, spytt, kvalme, oppkast, svimmelhet, muskelsvakhet, og kortpustethet oppstår. , langsom hjertefrekvens og blodtrykksfall. Hovedbehandlingen for bariumforgiftning er mageskylling og bruk av avføringsmidler.
De viktigste kildene til barium som kommer inn i menneskekroppen er mat (spesielt sjømat) og drikkevann. I følge anbefalingen fra Verdens helseorganisasjon bør bariuminnholdet i drikkevann ikke overstige 0,7 mg/l; i Russland gjelder mye strengere standarder - 0,1 mg/l.
Yuri Krutyakov
(første elektron)
(ifølge Pauling)
kroppssentrert
| Ba | 56 |
| 137,327 | |
| 6s 2 | |
| Barium | |
Barium- et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den sjette perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer, med atomnummer 56. Angitt med symbolet Ba (lat. Barium). Det enkle stoffet barium (CAS-nummer: 7440-39-3) er et mykt, formbart jordalkalimetall med en sølvhvit farge. Har høy kjemisk aktivitet.
Barium ble oppdaget som oksidet BaO i 1774 av Karl Scheele. I 1808 oppnådde den engelske kjemikeren Humphry Davy bariumamalgam ved elektrolyse av vått bariumhydroksid med en kvikksølvkatode; Etter at kvikksølvet fordampet ved oppvarming, frigjorde det bariummetall.
Den har fått navnet sitt fra det greske barys - "tungt", siden dets oksid (BaO) først ble karakterisert som å ha en stor masse.
Å være i naturen
Sjeldne bariummineraler: celsian- eller bariumfeltspat (bariumaluminosilikat), hyalofan (blandet barium- og kaliumaluminosilikat), nitrobaritt (bariumnitrat), etc.
Isotoper
Naturlig barium består av en blanding av syv stabile isotoper: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Sistnevnte er den vanligste (71,66%). Radioaktive isotoper av barium er også kjent, hvorav den viktigste er 140 Ba. Det dannes ved nedbrytning av uran, thorium og plutonium.
Kvittering
Hovedråstoffet for bariumproduksjon er baryttkonsentrat (80-95 % BaSO 4), som igjen oppnås ved baryttflotasjon. Bariumsulfat reduseres ytterligere med koks eller naturgass:
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2C + 4H2O.
Deretter hydrolyseres sulfidet, når det oppvarmes, til bariumhydroksid Ba(OH) 2 eller, under påvirkning av CO 2, omdannes til uoppløselig bariumkarbonat BaCO 3, som deretter omdannes til bariumoksid BaO (kalsinering ved 800 °C for Ba(OH)2 og over 1000 °C for BaCO 3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H 2 O + CO 2 = BaCO 3 + H 2 S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO 3 = BaO + CO 2
Metallbarium oppnås fra oksidet ved reduksjon med aluminium i vakuum ved 1200-1250°C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Kjemiske egenskaper
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Barium reduserer oksider, halogenider og sulfider av mange metaller til det tilsvarende metallet.
Kvalitativ og kvantitativ analyse
Kvalitativt i løsninger påvises barium ved utfelling av bariumsulfat BaSO 4, som kan skilles fra de tilsvarende kalsiumsulfatene og strontiumsulfatene ved deres ekstremt lave løselighet i uorganiske syrer.
Natriumrhodizonat frigjør et karakteristisk rødbrunt bunnfall av bariumrhodizonat fra nøytrale bariumsalter. Reaksjonen er veldig følsom og spesifikk, og tillater bestemmelse av 1 del bariumioner per 210 000 massedeler løsning.
Bariumforbindelser farger flammen gulgrønn (bølgelengde 455 og 493 nm).
Barium kvantifiseres gravimetrisk i form av BaSO 4 eller BaCrO 4 .
applikasjon
Brukes som et gettermateriale
Metallbarium, ofte i en legering med aluminium, brukes som en gassabsorber (getter) i høyvakuum elektroniske enheter, og tilsettes også sammen med zirkonium til flytende metallkjølevæsker (legeringer av natrium, kalium, rubidium, litium, cesium) for å redusere aggressiviteten til rørledninger, og i metallurgi.
Kjemiske strømkilder
Bariumfluorid brukes i faststoff-fluorbatterier som en komponent av fluorelektrolytten.
Bariumoksid brukes i høyeffekts kobberoksidbatterier som en komponent av den aktive massen (bariumoksid-kobberoksid).
Bariumsulfat brukes som en negativ elektrode aktiv masseutvider i produksjonen av bly-syre-batterier.
Priser
Prisene for bariummetall i ingots med en renhet på 99,9 % svinger rundt $30 per 1 kg.
Biologisk rolle
Den biologiske rollen til barium er ikke studert tilstrekkelig. Det er ikke inkludert i listen over vitale mikroelementer. Alle løselige bariumsalter er svært giftige.
Lett tungvekt. Så du kan forestille deg barium. Navnet hans er oversatt fra gresk til «tungt». Sammenlignet med andre jordalkalielementer er stoffet veldig tungt. I en "kamp" med metaller fra andre grupper taper den som regel.
Navnet på barium er assosiert med historien til oppdagelsen. På 1600-tallet var ideen om å trekke ut avfallsmaterialer relevant. Bolognesisk skomaker Casciarolo fant en usedvanlig tung stein. Gull er som kjent ikke et lettmetall. Så mannen mistenkte hans tilstedeværelse i brosteinen.
Det var ikke mulig å identifisere juvelen. Men etter kalsinering begynte det å lyse rødt. Fenomenet vakte oppmerksomheten til kjemikeren Karl Scheele. Han etablerte tilstedeværelsen av et nytt element i fjellet - "tung jord". Da Humphry Davy fra England tildelte dette "landet" i 1808, viste det seg å være enkelt. Men de endret ikke navnet.
Kjemiske og fysiske egenskaper av barium
Kjernefysisk masse av barium lik 137 gram per mol. Metallet er ikke bare lett, men også mykt. Hardhet overstiger ikke 3 poeng. Materialet er formbart og litt tyktflytende. Elementtettheten er omtrent 3,7 gram per kubikkcentimeter. Hvis forurensninger er tilstede, blir barium sprø.
Fargen på elementet er sølvgrå. Men grønt regnes som bariums kjennetegn. Det manifesterer seg i en reaksjon som er karakteristisk for det 56. stoffet. Det involverer elementer som f.eks. bariumsulfat.
Hvis du dypper en glassstang i den og bringer den til brenneren, vil en grønn flamme blusse opp. På denne måten kan du bestemme tilstedeværelsen av selv ubetydelige urenheter av tungmetall.
Barium er et stoff med et kubisk gitter. Det kan sees ikke bare under laboratorieforhold. Metallet finnes i sin rene form og i naturen. Det er 2 kjente modifikasjoner av elementet. En av dem er stabil opp til 365 grader Celsius, den andre - fra 375 til 710. Barium koker ved en temperatur på 1696 grader Celsius.
Flere radioaktive isotoper av metallet har blitt syntetisert. Barium formel med en atommasse på 140 - resultatet av forfallet av thorium, plutonium og uran. Isotopen ekstraheres ved kromatografi, det vil si at den absorberes basert på stoffets farge.
Barium 133 dannes under bestråling av cesium. Det er utsatt for kjernene til en av isotopene av hydrogen - deuteroner. Den radioaktive formen av jordalkalimetallet som frigjøres i dette tilfellet forfaller i løpet av litt mer enn 3 dager. Syklusen med 140 barium er lengre, bare halveringstiden tar 13,5 dager.
Som alle jordalkalimetaller er barium kjemisk aktivt. I gruppen står det oppført i midten, foran f.eks. og. Sistnevnte lagres i luft. Dette vil ikke fungere med barium. Det 56. elementet legges under parafinolje eller petroleumseter.
Barium interaksjon med oksygen fører til tap av glans. Etterpå blir materialet gult, brunt og blir til slutt grått. Slik ser det ut bariumoksid- resultatet av dens ødeleggelse i luften. Hvis atmosfæren varmes opp, vil det 56. metallet i den eksplodere.
Samspillet mellom et grunnstoff og vann er den omvendte reaksjonen med oksygen. Her er væsken allerede i ferd med å brytes ned. Prosessen er kun mulig ved kontakt med rent metall. Etter reaksjonen går det inn bariumhydroksid.
Hvis du først plasserer ikke et naturlig element i vann, men dets salter, vil ingenting skje. Bariumklorid, og ikke bare, er uløselige i H 2 O, de samhandler aktivt bare med syrer.
Barium Reagerer lett med hydrogen. Den eneste betingelsen er oppvarming. Det dannes et metallhydrid. Ved oppvarming skjer reaksjonen også med ammoniakk. Resultatet er et nitrid. Det kan bli til cyanid hvis du fortsetter å øke temperaturen.
Barium løsning blå - resultatet av interaksjon med samme ammoniakk, men i flytende form. Ammoniakk skilles fra blandingen. Den har en gylden farge og stoffet brytes lett ned.
Bare legg til en katalysator, så får du bariumamid. Riktignok brukes det bare som et reagens. Hva er bruken av andre forbindelser av metallet og seg selv?
Bruk av barium
Siden rent metall krever spesielle lagringsteknikker, brukes det sjelden. Vakuumteknologispesialister er klare til å lukke øynene for ulempen med elementet. Veldig bra barium absorberer restgasser, det vil si tjener som en getter.
Metall brukes også som rengjøringsmiddel i produksjonen av enkelte og. Her absorberer elementet ikke bare gasser, men også urenheter, og deoksiderer også blandinger.
Som en komponent av legeringer brukes element 56 i kombinasjon med bly. Blandingen brukes til produksjon av lagre. Bariumlegeringer, fortrenger også de tidligere brukte trykkblandingene laget av bly og antimon. Alkalisk jordmetall styrker legeringen bedre.
Legering c er et råmateriale for fremstilling av tennpluggelektroder. De trengs i forbrenningsmotorer og radiorør. Dette avslutter bruken av rent barium. Metallforbindelser spiller inn.
En tung stein som en gang ble funnet i Bolon er et kjent fargestoff. I henhold til dens kjemiske sammensetning er bergarten bariumsulfat og tilhører klassen. Råvarene knuses og tilsettes litoponium. Denne hvite malingen er kjent for sin dekkevne.
Bildet viser en lampe for produksjon som barium brukes
Bariumstein finnes også i dyre varianter, for eksempel beregnet på å trykke penger. Bariumsulfat gjør sedlene tyngre, og gjør dem tettere og hvitere.
Interessant nok ble Bolognese-stein opprinnelig brukt ulovlig i fargingsindustrien. Blyhvitt ble fortynnet med en billig komponent. Kvaliteten på produktet ble redusert, men gründere ble rikere. I moderne fargestoffer barium spar– et tilsetningsstoff som forbedrer snarere enn forverrer parametrene deres.
Bariumnedbør, inkludert svovelsyreformen, brukes også i medisin. Spar blokkerer røntgenstråler. Bariumsulfat tilsettes grøt og gis til en pasient med mistenkte gastrointestinale sykdommer. Etter dette er røntgenresultatene lettere å tolke.
Bariumligninger indikerer evnen til å absorbere ikke bare røntgenstråler, men også gammastråler. Så, forbindelser av element 56 beskytter mange atomreaktorer.
Bariumkarbonat nødvendig for å få glass til å smelte. Bariumnitrat- sammensatte. Bariumhydroksidløsning Renser effektivt animalsk fett og vegetabilske oljer. Brukt som gift bariumkloridløsning.
På bildet er fyrverkeri en annen industri som bruker grunnstoffet barium
Fra det 56. metallet får man også rhodizonat natrium Barium De brukes til og med til injeksjoner i Sfinx-statuen. Sandskulpturen er ødelagt. Tungmetallet bidrar til å styrke strukturen.
Bariumgruvedrift
Barium metall oppnådd på flere måter. De er forent av atmosfæren. Reaksjonene utføres i et vakuum på grunn av den voldsomme interaksjonen av det 56. elementet med oksygen.
Den metallotermiske reduksjonsmetoden brukes på bariumoksid og klorid. Grunnstoffet er isolert fra sistnevnte forbindelse ved bruk av kalsiumkarbid. Aluminiumspulver fungerer med oksid. Krever oppvarming opp til 1200 grader Celsius.
Fra hydrid og nitrid til det 56. elementet er det også mulig å isolere ren barium. Kalium oppnådd på lignende måte, det vil si ikke ved reduksjon, men ved hjelp av termisk dekomponering.
Prosessen foregår i forseglede kapsler og eller porselen. Elektrolyse brukes også. Den er egnet for arbeid med smeltet bariumklorid. Katoden er kvikksølv.
Barium pris
Til metall barium priser omsettelig på markedet. Produktet er spesifikt og sjelden etterspurt. Elementet selges vanligvis av kjemiske laboratorier og metallurgiske bedrifter. Kostnaden for metallforbindelser er ingen hemmelighet.
Bariumklorid, for eksempel koster 50-70 rubler per kilo. Barytt sand Du kan også kjøpe det for 10 rubler per 1000 gram. Et kilo hydroksid er estimert til omtrent 80-90 rubler. For bariumsulfat ber de om minst 50 rubler, vanligvis rundt hundre. For engrosleveranser reduseres ofte prislappen litt.