BARIUM (latinisht Barium), Ba, element kimik i grupit II të formës së shkurtër (grupi 2 i formës së gjatë) të tabelës periodike; i referohet metaleve alkaline të tokës; numri atomik 56, masa atomike 137.327. Në natyrë ka 7 nukleide të qëndrueshme, ndër të cilat mbizotëron 138 Ba (71,7%); përftohen artificialisht rreth 30 nuklide.
Sfondi historik. Bariumi në formën e oksidit u zbulua në 1774 nga K. Scheele, i cili zbuloi një "tokë" të panjohur më parë, të quajtur më vonë "tokë e rëndë" - barit (nga greqishtja βαρ?ς - e rëndë). Në 1808, G. Davy mori metalin e bariumit në formën e një amalgame nga elektroliza e kripërave të shkrirë.
Prevalenca në natyrë. Përmbajtja e bariumit në koren e tokës është 5·10 -2% në masë. Për shkak të aktivitetit të lartë kimik, nuk gjendet në formë të lirë. Mineralet kryesore: bariti BaSO 4 dhe thartimi BaSO 3. Prodhimi botëror i BaSO 4 është rreth 6 milion ton/vit.
Vetitë. Konfigurimi i shtresës së jashtme elektronike të atomit të bariumit është 6s 2; në komponimet shfaq një gjendje oksidimi +2, rrallë +1; Elektronegativiteti Pauling 0,89; rrezja atomike 217,3 nm, rrezja e jonit Ba 2+ 149 nm (numri i koordinimit 6). Energjia e jonizimit të Ba 0 → Ba + → Ba 2+ është 502,8 dhe 965,1 kJ/mol. Potenciali standard i elektrodës së çiftit Ba 2+ /Ba në një tretësirë ujore është -2,906 V.
Bariumi është një metal i lakueshëm me ngjyrë të bardhë argjendi; t pl 729 °C, t KIK 1637 °C. Në presion normal, rrjeta kristalore e bariumit është kub me qendër trupin; në 19 °C dhe 5530 MPa, formohet një modifikim gjashtëkëndor. Në 293 K, dendësia e bariumit është 3594 kg/m 3, përçueshmëria termike është 18,4 W/(m·K), rezistenca elektrike është 5·10 -7 Ohm·m. Bariumi është paramagnetik; ndjeshmëria magnetike specifike 1,9·10 -9 m 3 /kg.
Metali i bariumit oksidohet shpejt në ajër; ruhet në vajguri ose nën një shtresë parafine. Bariumi reagon në temperatura të zakonshme me oksigjenin, duke formuar oksidin e bariumit BaO, dhe me halogjenet, duke formuar halogjene. Duke kalcinuar BaO në një rrymë oksigjeni ose ajri në 500 °C, fitohet peroksid BaO 2 (zbërthehet në BaO në 800 °C). Reaksionet me azotin dhe hidrogjenin kërkojnë ngrohje, produktet e reaksionit janë nitridi Ba 3 N 2 dhe hidridi BaH 2. Bariumi reagon me avujt e ujit edhe në të ftohtë; Ai tretet fuqishëm në ujë, duke dhënë hidroksid Ba(OH)2, i cili ka vetitë e alkaleve. Bariumi formon kripëra me acide të holluara. Nga kripërat më të përdorura të bariumit, ato që janë të tretshme në ujë janë: klorur BaCl 2 dhe halogjene të tjera, nitrat Ba(NO3)2, klorat Ba(ClO3)2, acetat Ba(OOCH3)2, sulfide BaS; dobët i tretshëm - BaS0 4 sulfat, BaCO 3 karbonat, BaCrO 4 kromate. Bariumi redukton oksidet, halogjenët dhe sulfidet e shumë metaleve në metalin përkatës. Bariumi formon lidhjet me shumicën e metaleve, nganjëherë lidhjet përmbajnë komponime ndërmetalike. Kështu, në sistemin Ba - Al u gjetën BaAl, BaAl 2, BaAl 4.
Kripërat e tretshme të bariumit janë toksike; BaSO 4 është praktikisht jo toksik.
Fatura. Lënda e parë kryesore për prodhimin e bariumit është koncentrati i baritit (80-95%) BaSO 4, i cili reduktohet me qymyr, koks ose gaz natyror të ndezshëm; sulfuri i bariumit që rezulton përpunohet në kripëra të tjera të këtij elementi. BaO përftohet nga kalcinimi i përbërjeve të bariumit. Metali barium teknikisht i pastër (96-98% ndaj peshës) përftohet nga reduktimi termik i oksidit BaO me pluhur Al. Me distilim në vakum, bariumi pastrohet në një përmbajtje papastërtie më pak se 10-4%, dhe nga shkrirja e zonës - deri në 10-6%. Një mënyrë tjetër për të marrë barium nga BaO është elektroliza e shkrirjes së oksidit. Sasi të vogla bariumi përftohen duke reduktuar berillatin BaBeO 2 në 1300 °C me titan.
Aplikimi. Bariumi përdoret si deoksidues i bakrit dhe plumbit, si një shtesë për lidhjet kundër fërkimit, metalet me ngjyra dhe me ngjyra, si dhe për lidhjet e përdorura për prodhimin e shkronjave të printimit për të rritur fortësinë e tyre. Lidhjet e bariumit dhe nikelit përdoren për të bërë elektroda për kandelat në motorët me djegie të brendshme dhe tubat e radios. Një aliazh i bariumit me alumin - Alba, që përmban 56% Ba, është baza e marrësve. Bariumi metalik është një material për anodat në burimet e rrymës kimike. Pjesa aktive e shumicës së katodave termionike është oksidi i bariumit. Peroksidi i bariumit përdoret si agjent oksidues, agjent zbardhues dhe në piroteknikë; më parë përdorej për rigjenerimin e oksigjenit nga CO 2 . Heksaferriti i bariumit BaFe 12 O 19 është një material premtues për përdorim në pajisjet e ruajtjes së informacionit; BaFe 12 O 19 përdoret për prodhimin e magneteve të përhershëm. BaSO 4 futet në lëngjet e shpimit gjatë prodhimit të naftës dhe gazit. Titanati i bariumit BaTiO 3 është një nga ferroelektrikët më të rëndësishëm. Nuklidi 140 Va (β-emitter, T 1/2 12,8 ditë) është një tregues izotop që përdoret për të studiuar përbërjet e bariumit. Meqenëse përbërjet e bariumit thithin mirë rrezet X dhe γ-rrezatimin, ato përfshihen në materialet mbrojtëse të instalimeve me rreze X dhe reaktorëve bërthamorë. BaSO 4 përdoret si një agjent kontrasti për studimet me rreze X të traktit gastrointestinal.
Ndezur. : Akhmetov T. G. Kimia dhe teknologjia e komponimeve të bariumit. M., 1974; Tretyakov Yu.D. dhe të tjera kimia inorganike. M., 2001.
D. D. Zaitsev, Yu D. Tretyakov.
Grupi IIA përmban vetëm metale - Be (berilium), Mg (magnez), Ca (kalcium), Sr (stroncium), Ba (barium) dhe Ra (radium). Vetitë kimike të përfaqësuesit të parë të këtij grupi - beriliumi - ndryshojnë më fort nga vetitë kimike të elementeve të tjerë të këtij grupi. Vetitë e tij kimike janë në shumë mënyra edhe më të ngjashme me aluminin sesa me metalet e tjera të Grupit IIA (e ashtuquajtura "ngjashmëri diagonale"). Magnezi, në vetitë e tij kimike, gjithashtu ndryshon dukshëm nga Ca, Sr, Ba dhe Ra, por megjithatë ka veti kimike shumë më të ngjashme me to sesa me beriliumin. Për shkak të ngjashmërisë së konsiderueshme në vetitë kimike të kalciumit, stronciumit, bariumit dhe radiumit, ato kombinohen në një familje të quajtur tokë alkaline metalet.
Të gjithë elementët e grupit IIA i përkasin s-elemente, d.m.th. përmbajnë të gjitha elektronet e tyre të valencës s-nënnivel Kështu, konfigurimi elektronik i shtresës së jashtme elektronike të të gjithë elementëve kimikë të këtij grupi ka formën ns 2 , Ku n– numri i periudhës në të cilën ndodhet elementi.
Për shkak të veçorive të strukturës elektronike të metaleve të grupit IIA, këta elementë, përveç zeros, mund të kenë vetëm një gjendje të vetme oksidimi të barabartë me +2. Substancat e thjeshta të formuara nga elementët e grupit IIA, kur marrin pjesë në ndonjë reaksion kimik, mund të oksidohen vetëm, d.m.th. dhuroni elektrone:
Me 0 – 2e — → Me +2
Kalciumi, stronciumi, bariumi dhe radiumi kanë reaktivitet jashtëzakonisht të lartë kimik. Substancat e thjeshta të formuara prej tyre janë agjentë reduktues shumë të fortë. Magnezi është gjithashtu një agjent i fortë reduktues. Aktiviteti reduktues i metaleve u bindet ligjeve të përgjithshme të ligjit periodik të D.I. Mendeleev dhe rritet poshtë nëngrupit.
Ndërveprimi me substanca të thjeshta
me oksigjen
Pa ngrohje, beriliumi dhe magnezi nuk reagojnë as me oksigjenin atmosferik dhe as me oksigjenin e pastër për faktin se ato janë të mbuluara me filma të hollë mbrojtës të përbërë nga oksidet BeO dhe MgO, përkatësisht. Ruajtja e tyre nuk kërkon ndonjë metodë të veçantë të mbrojtjes nga ajri dhe lagështia, ndryshe nga metalet alkaline të tokës, të cilat ruhen nën një shtresë të lëngshme inerte ndaj tyre, më shpesh vajguri.
Be, Mg, Ca, Sr, kur digjen në oksigjen, formojnë okside të përbërjes MeO, dhe Ba - një përzierje e oksidit të bariumit (BaO) dhe peroksidit të bariumit (BaO 2):
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Duhet të theksohet se kur metalet alkaline tokësore dhe magnezi digjen në ajër, ndodh edhe një reagim anësor i këtyre metaleve me azotin e ajrit, si rezultat i të cilit, përveç përbërjeve të metaleve me oksigjen, nitride me formulën e përgjithshme Me 3 N. 2 janë formuar gjithashtu.
me halogjene
Berili reagon me halogjenet vetëm në temperatura të larta, dhe pjesa tjetër e metaleve të Grupit IIA - tashmë në temperaturën e dhomës:
Mg + I 2 = MgI 2 - Jodidi i magnezit
Ca + Br 2 = CaBr 2 - bromur kalciumi
Ba + Cl 2 = BaCl 2 - klorur bariumi
me jometale të grupeve IV–VI
Të gjitha metalet e grupit IIA reagojnë kur nxehen me të gjitha jometalet e grupeve IV–VI, por në varësi të pozicionit të metalit në grup, si dhe aktivitetit të jometaleve, kërkohen shkallë të ndryshme nxehjeje. Meqenëse beriliumi është kimikisht më inerti nga të gjitha metalet e Grupit IIA, gjatë kryerjes së reaksioneve të tij me jometalet, kërkohet përdorim i konsiderueshëm. O temperaturë më të lartë.
Duhet të theksohet se reaksioni i metaleve me karbonin mund të formojë karbide të natyrave të ndryshme. Ka karbide që i përkasin metanideve dhe konsiderohen konvencionalisht derivate të metanit, në të cilin të gjithë atomet e hidrogjenit zëvendësohen nga metali. Ato, si metani, përmbajnë karbon në gjendje oksidimi -4, dhe kur hidrolizohen ose ndërveprojnë me acide jooksiduese, një nga produktet është metani. Ekziston edhe një lloj tjetër i karbiteve - acetilenidet, të cilat përmbajnë jonin C 2 2-, i cili në fakt është një fragment i molekulës së acetilenit. Karbidet si acetilenidet, pas hidrolizës ose ndërveprimit me acidet jooksiduese, formojnë acetilenin si një nga produktet e reaksionit. Lloji i karabit - metanid ose acetileni - i marrë kur një metal i caktuar reagon me karbonin varet nga madhësia e kationit metalik. Jonet metalike me një rreze të vogël zakonisht formojnë metanide, dhe jonet më të mëdha formojnë acetilenide. Në rastin e metaleve të grupit të dytë, metanidi fitohet nga bashkëveprimi i beriliumit me karbonin:
Metalet e mbetura të grupit II A formojnë acetilenide me karbon:
Me silikon, metalet e grupit IIA formojnë silicide - komponime të llojit Me 2 Si, me nitrogjen - nitride (Me 3 N 2), me fosfor - fosfide (Me 3 P 2):
me hidrogjen
Të gjitha metalet e tokës alkaline reagojnë me hidrogjenin kur nxehen. Në mënyrë që magnezi të reagojë me hidrogjenin, nuk mjafton vetëm ngrohja, si në rastin e metaleve alkaline tokësore, përveç temperaturës së lartë, kërkohet edhe rritje e presionit të hidrogjenit; Beriliumi nuk reagon me hidrogjen në asnjë kusht.
Ndërveprimi me substanca komplekse
me ujë
Të gjitha metalet alkaline tokësore reagojnë në mënyrë aktive me ujin për të formuar alkale (hidrokside metalike të tretshme) dhe hidrogjen. Magnezi reagon me ujin vetëm kur zihet për faktin se kur nxehet, filmi mbrojtës i oksidit MgO shpërndahet në ujë. Në rastin e beriliumit, filmi mbrojtës i oksidit është shumë rezistent: uji nuk reagon me të as kur zien, as edhe në temperatura të nxehta:
me acide jooksiduese
Të gjitha metalet e nëngrupit kryesor të grupit II reagojnë me acidet jooksiduese, pasi ato janë në serinë e aktivitetit në të majtë të hidrogjenit. Në këtë rast, formohet një kripë e acidit përkatës dhe hidrogjenit. Shembuj të reagimeve:
Be + H 2 SO 4 (i holluar) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
me acide oksiduese
− acid nitrik i holluar
Të gjitha metalet e grupit IIA reagojnë me acid nitrik të holluar. Në këtë rast, produktet e reduktimit, në vend të hidrogjenit (si në rastin e acideve jooksiduese), janë oksidet e azotit, kryesisht oksidi i azotit (I) (N 2 O), dhe në rastin e acidit nitrik shumë të holluar, amoniumi. nitrat (NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (shumë e paqartë)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
− acid nitrik i koncentruar
Acidi nitrik i koncentruar në temperaturë të zakonshme (ose të ulët) pasivizon beriliumin, d.m.th. nuk reagon me të. Kur zien, reagimi është i mundur dhe vazhdon kryesisht në përputhje me ekuacionin:
Magnezi dhe metalet e tokës alkaline reagojnë me acid nitrik të përqendruar për të formuar një gamë të gjerë produktesh të ndryshme për reduktimin e azotit.
− acid sulfurik i koncentruar
Beriliumi pasivizohet me acid sulfurik të koncentruar, d.m.th. nuk reagon me të në kushte normale, por reagimi ndodh në zierje dhe çon në formimin e sulfatit të beriliumit, dioksidit të squfurit dhe ujit:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Bariumi pasivohet gjithashtu nga acidi sulfurik i përqendruar për shkak të formimit të sulfatit të patretshëm të bariumit, por reagon me të kur nxehet, sulfati i bariumit shpërndahet kur nxehet në acid sulfurik të përqendruar për shkak të shndërrimit të tij në sulfat të bariumit.
Metalet e mbetura të grupit kryesor IIA reagojnë me acid sulfurik të përqendruar në çdo kusht, përfshirë në të ftohtë. Reduktimi i squfurit mund të ndodhë në SO 2, H 2 S dhe S në varësi të aktivitetit të metalit, temperaturës së reaksionit dhe përqendrimit të acidit:
Mg + H2SO4 ( konk. .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H 2SO 4 ( konk. .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H 2 SO 4 ( konk. .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O
me alkalet
Magnezi dhe metalet e tokës alkaline nuk ndërveprojnë me alkalet, dhe beriliumi reagon lehtësisht si me tretësirat e alkalit ashtu edhe me alkalet anhidër gjatë shkrirjes. Në këtë rast, kur një reaksion kryhet në një zgjidhje ujore, uji gjithashtu merr pjesë në reaksion, dhe produktet janë tetrahidroksoberilate të metaleve alkaline ose tokësore alkaline dhe gaz hidrogjeni:
Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - tetrahidroksoberillat kaliumi
Kur kryeni një reaksion me një alkali të ngurtë gjatë shkrirjes, formohen berilate të metaleve alkaline ose tokësore alkaline dhe hidrogjenit.
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - berilat kaliumi
me okside
Metalet alkaline të tokës, si dhe magnezi, mund të zvogëlojnë metalet më pak aktive dhe disa jometale nga oksidet e tyre kur nxehen, për shembull:
Metoda e reduktimit të metaleve nga oksidet e tyre me magnez quhet magnez.
Përmbajtja e artikullit
BARIUM– element kimik i grupit të dytë të sistemit periodik, numri atomik 56, masa atomike relative 137,33. E vendosur në periudhën e gjashtë midis ceziumit dhe lantanit. Bariumi natyror përbëhet nga shtatë izotope të qëndrueshme me numra masiv 130 (0,101%), 132 (0,097%), 134 (2,42%), 135 (6,59%), 136 (7,81%), 137 (11. 32%) dhe 138 ( 71.66%). Bariumi në shumicën e komponimeve kimike shfaq një gjendje maksimale oksidimi +2, por gjithashtu mund të ketë një gjendje oksidimi zero. Në natyrë, bariumi gjendet vetëm në gjendje dyvalente.
Historia e zbulimit.
Në vitin 1602, Casciarolo (këpucar dhe alkimist Bolonez) mori një gur në malet përreth që ishte aq i rëndë sa Casciarolo dyshoi se ishte flori. Duke u përpjekur të izolonte arin nga një gur, alkimisti e kalcinoi atë me qymyr. Megjithëse nuk ishte e mundur të izolohej ari, eksperimenti solli rezultate qartësisht inkurajuese: produkti i ftohur i kalcinimit shkëlqeu në të kuqërremtë në errësirë. Lajmi për një gjetje kaq të pazakontë krijoi një ndjesi të vërtetë në komunitetin alkimik dhe minerali i pazakontë, i cili mori një sërë emrash - guri i diellit (Lapis solaris), guri i Bolonjës (Lapis Boloniensis), fosfori Bolognese (Phosphorum Boloniensis) u bë pjesëmarrës në eksperimente të ndryshme. Por koha kaloi dhe ari as që mendoi të binte në sy, kështu që interesi për mineralin e ri u zhduk gradualisht dhe për një kohë të gjatë u konsiderua një formë e modifikuar e gipsit ose gëlqeres. Vetëm një shekull e gjysmë më vonë, në 1774, kimistët e famshëm suedezë Karl Scheele dhe Johan Hahn studiuan me kujdes "gurin e Bolonjës" dhe zbuluan se ai përmbante një lloj "dheu të rëndë". Më vonë, në 1779, Guiton de Morveau e quajti këtë "tokë" barote (barote) nga fjala greke "barue" - e rëndë, dhe më vonë e ndryshoi emrin në barite (baryte). Nën këtë emër, toka e bariumit u shfaq në tekstet shkollore të kimisë të fundit të shekullit të 18-të dhe fillimit të shekullit të 19-të. Për shembull, në librin shkollor të A.L. Lavoisier (1789), bariti përfshihet në listën e trupave të thjeshtë tokësorë që formojnë kripë, dhe një emër tjetër për baritin është dhënë - "tokë e rëndë" (terre pesante, latinisht terra ponderosa). Metali ende i panjohur që përmbahej në mineral filloi të quhej barium (latinisht - Barium). Në letërsinë ruse të shekullit të 19-të. U përdorën gjithashtu emrat barit dhe barium. Minerali tjetër i njohur i bariumit ishte karbonati natyral i bariumit, i zbuluar në 1782 nga Withering dhe më vonë u emërua witherite për nder të tij. Metali i bariumit u përgatit për herë të parë nga anglezi Humphry Davy në 1808 nga elektroliza e hidroksidit të bariumit të lagësht me një katodë merkuri dhe avullimi pasues i merkurit nga amalgama e bariumit. Duhet të theksohet se në të njëjtin 1808, disi më herët se Davy, amalgama e bariumit u mor nga kimisti suedez Jens Berzelius. Pavarësisht nga emri i tij, barium doli të ishte një metal relativisht i lehtë me një densitet prej 3,78 g/cm 3, kështu që në vitin 1816 kimisti anglez Clark propozoi refuzimin e emrit "barium" me arsyetimin se nëse toka e bariumit (oksidi i bariumit) është me të vërtetë më i rëndë se tokat e tjera (oksidet), atëherë metali, përkundrazi, është më i lehtë se metalet e tjera. Clark donte ta emëronte këtë element plutonium për nder të perëndisë së lashtë romake, sundimtarit të mbretërisë nëntokësore të Plutonit, por ky propozim nuk pati mbështetjen e shkencëtarëve të tjerë dhe metali i lehtë vazhdoi të quhej "i rëndë".
Barium në natyrë.
Korja e tokës përmban 0,065% barium, shfaqet në formën e sulfatit, karbonatit, silikateve dhe aluminosilikateve. Mineralet kryesore të bariumit janë bariti i lartpërmendur (sulfati i bariumit), i quajtur gjithashtu spar i rëndë ose persian, dhe tharti (karbonat bariumi). Burimet minerale botërore të baritit u vlerësuan në 1999 në 2 miliardë tonë, një pjesë e konsiderueshme e tyre është e përqendruar në Kinë (rreth 1 miliard ton) dhe Kazakistan (0.5 miliardë ton). Rezerva të mëdha të baritit ka në SHBA, Indi, Turqi, Marok dhe Meksikë. Burimet ruse të baritit vlerësohen në 10 milion ton, prodhimi i tij kryhet në tre depozita kryesore të vendosura në rajonet e Khakassia, Kemerovo dhe Chelyabinsk. Prodhimi i përgjithshëm vjetor i baritit në botë është rreth 7 milion ton, Rusia prodhon 5 mijë tonë dhe importon 25 mijë tonë barit në vit.
Fatura.
Lëndët e para kryesore për prodhimin e bariumit dhe përbërjeve të tij janë bariti dhe, më rrallë, tharti. Nga reduktimi i këtyre mineraleve me thëngjill, koks ose gaz natyror, fitohet përkatësisht sulfuri i bariumit dhe oksidi i bariumit:
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO 4 + 2CH 4 = BaS + 2C + 4H 2 O
BaCO 3 + C = BaO + 2CO
Metali i bariumit fitohet duke e reduktuar atë me oksid alumini.
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Ky proces u krye për herë të parë nga kimisti rus N.N. Kështu i përshkroi ai eksperimentet e tij: "Unë mora oksid bariumi anhidrik dhe, duke i shtuar një sasi të caktuar klorur bariumi, si fluks, e vendosa këtë përzierje së bashku me copa balte (alumini) në një kavanoz karboni dhe e ngroha për disa. orë. Pasi ftova kavanozin, gjeta në të një aliazh metalik të një lloji dhe veti fizike krejtësisht të ndryshme nga balta. Kjo aliazh ka një strukturë të trashë-kristalore, është shumë e brishtë, një thyerje e freskët ka një shkëlqim të zbehtë të verdhë; analizat treguan se në 100 orë ai përbëhet nga 33,3 barium dhe 66,7 argjilë, ose, përndryshe, për një pjesë të bariumit përmbante dy pjesë balte...” Aktualisht, procesi i reduktimit me alumin kryhet në vakum në temperatura nga 1100 në 1250 ° C, ndërsa bariumi që rezulton avullohet dhe kondensohet në pjesët më të ftohta të reaktorit.
Përveç kësaj, barium mund të merret nga elektroliza e një përzierje të shkrirë të bariumit dhe klorureve të kalciumit.
Substanca e thjeshtë.
Bariumi është një metal i lakueshëm me ngjyrë të bardhë argjendi që thyhet kur goditet fort. Pika e shkrirjes 727° C, pika e vlimit 1637° C, dendësia 3,780 g/cm 3 . Në presion normal ekziston në dy modifikime alotropike: a -Ba me një rrjetë kub në qendër të trupit është i qëndrueshëm deri në 375 ° C. b -Ba është i qëndrueshëm mbi 375 ° C. Në presion të ngritur, formohet një modifikim gjashtëkëndor. Bariumi metalik ka një aktivitet të lartë kimik, ai oksidohet intensivisht në ajër, duke formuar një shtresë që përmban BaO, BaO 2 dhe Ba 3 N 2, dhe ndizet me ngrohje ose goditje të lehtë.
2Ba + O 2 = 2BaO; Ba + O 2 = BaO 2; 3Ba + N 2 = Ba 3 N 2,
Prandaj, bariumi ruhet nën një shtresë vajguri ose parafine. Bariumi reagon fuqishëm me ujë dhe tretësira acide, duke formuar hidroksid bariumi ose kripërat përkatëse:
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
Ba + 2HCl = BaCl 2 + H 2
Me halogjenet, bariumi formon halogjene, me hidrogjen dhe azot kur nxehet - përkatësisht hidrid dhe nitrid.
Ba + Cl 2 = BaCl 2; Ba + H 2 = BaH 2
Bariumi metalik tretet në amoniak të lëngshëm për të formuar një tretësirë blu të errët, nga e cila mund të izolohet amoniaku Ba(NH 3) 6 - kristale me shkëlqim të artë që dekompozohen lehtësisht me lëshimin e amoniakut. Në këtë përbërje, bariumi ka gjendje oksidimi zero.
Aplikimi në industri dhe shkencë.
Përdorimi i metalit të bariumit është shumë i kufizuar për shkak të reaktivitetit të tij të lartë kimik, komponimet e bariumit përdoren shumë më gjerësisht. Një aliazh i bariumit me alumin - një aliazh Alba që përmban 56% Ba - është baza e marrësve (thithësve të gazrave të mbetur në teknologjinë e vakumit). Për të marrë vetë marrësin, bariumi avullohet nga aliazhi duke e ngrohur atë në një balonë të evakuuar të pajisjes, si rezultat i së cilës formohet një "pasqyrë bariumi" në pjesët e ftohta të balonës. Në sasi të vogla, bariumi përdoret në metalurgji për të pastruar bakrin e shkrirë dhe plumbin nga papastërtitë e squfurit, oksigjenit dhe azotit. Bariumi shtohet në lidhjet e printimit dhe antifërkimit, një aliazh i bariumit dhe nikelit përdoret për të bërë pjesë për tubat e radios dhe elektrodat e kandelave në motorët e karburatorit. Përveç kësaj, ka përdorime jo standarde të bariumit. Një prej tyre është krijimi i kometave artificiale: avulli i bariumit i lëshuar nga një anije kozmike jonizohet lehtësisht nga rrezet diellore dhe shndërrohet në një re plazmatike të ndritshme. Kometa e parë artificiale u krijua në 1959 gjatë fluturimit të stacionit automatik ndërplanetar Sovjetik Luna-1. Në fillim të viteve 1970, fizikanët gjermanë dhe amerikanë, duke kryer kërkime në fushën elektromagnetike të Tokës, lëshuan 15 kilogramë pluhur të vogël bariumi mbi Kolumbi. Reja e plazmës që rezulton shtrihej përgjatë vijave të fushës magnetike, duke bërë të mundur sqarimin e pozicionit të tyre. Në vitin 1979, avionët e grimcave të bariumit u përdorën për të studiuar aurorën.
Komponimet e bariumit.
Përbërjet dyvalente të bariumit janë me interes më të madh praktik.
Oksidi i bariumit(BaO): një produkt i ndërmjetëm në prodhimin e bariumit - një pluhur i bardhë zjarrdurues (pika e shkrirjes rreth 2020 ° C), reagon me ujë, duke formuar hidroksid bariumi, thith dioksidin e karbonit nga ajri, duke u kthyer në karbonat:
BaO + H2O = Ba(OH) 2; BaO + CO 2 = BaCO 3
Kur kalcinohet në ajër në një temperaturë prej 500-600 ° C, oksidi i bariumit reagon me oksigjenin, duke formuar peroksid, i cili, pas ngrohjes së mëtejshme në 700 ° C, përsëri shndërrohet në një oksid, duke eliminuar oksigjenin:
2BaO + O 2 = 2BaO 2 ; 2BaO2 = 2BaO + O2
Oksigjeni merrej në këtë mënyrë deri në fund të shekullit të 19-të, derisa u zhvillua një metodë për çlirimin e oksigjenit me distilimin e ajrit të lëngshëm.
Në laborator, oksidi i bariumit mund të përgatitet duke kalcinuar nitratin e bariumit:
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2
Tani oksidi i bariumit përdoret si një agjent largues uji, për të prodhuar peroksid bariumi dhe për të bërë magnet qeramikë nga ferrati i bariumit (për këtë, një përzierje e pluhurave të oksidit të bariumit dhe hekurit sinterizohet nën një shtypje në një fushë magnetike të fortë), por Përdorimi kryesor i oksidit të bariumit është prodhimi i katodave termionike. Në vitin 1903, shkencëtari i ri gjerman Wehnelt testoi ligjin e emetimit të elektroneve nga trupat e ngurtë, të zbuluar pak më parë nga fizikani anglez Richardson. I pari nga eksperimentet me tela platini konfirmoi plotësisht ligjin, por eksperimenti i kontrollit dështoi: rrjedha e elektroneve tejkaloi ndjeshëm atë që pritej. Meqenëse vetitë e metalit nuk mund të ndryshonin, Wehnelt supozoi se kishte një lloj papastërtie në sipërfaqen e platinit. Pas testimit të ndotësve të mundshëm sipërfaqësor, ai u bind se elektronet shtesë emetoheshin nga oksidi i bariumit, i cili ishte pjesë e lubrifikantit të pompës së vakumit të përdorur në eksperiment. Sidoqoftë, bota shkencore nuk e njohu menjëherë këtë zbulim, pasi vëzhgimi i tij nuk mund të riprodhohej. Vetëm pothuajse një çerek shekulli më vonë, anglezi Kohler tregoi se për të shfaqur emetim të lartë termionik, oksidi i bariumit duhet të nxehet në presione shumë të ulëta oksigjeni. Ky fenomen mund të shpjegohej vetëm në vitin 1935. Shkencëtari gjerman Pohl sugjeroi që elektronet emetohen nga një papastërti e vogël e bariumit në oksid: në presione të ulëta, një pjesë e oksigjenit avullon nga oksidi dhe bariumi i mbetur jonizohet lehtësisht për të formuar. elektrone të lira, të cilat largohen nga kristali kur nxehen:
2BaO = 2Ba + O 2; Ba = Ba 2+ + 2e
Korrektësia e kësaj hipoteze u vërtetua përfundimisht në fund të viteve 1950 nga kimistët sovjetikë A. Bundel dhe P. Kovtun, të cilët matën përqendrimin e papastërtisë së bariumit në oksid dhe e krahasuan atë me fluksin e emetimit të elektroneve termionike. Tani oksidi i bariumit është pjesa aktive e shumicës së katodave termionike. Për shembull, një rreze elektronesh që formon një imazh në një ekran televiziv ose monitor kompjuteri, emetohet nga oksidi i bariumit.
Hidroksid bariumi, oktahidrat(Ba(OH)2· 8H2O). Pluhur i bardhë, shumë i tretshëm në ujë të nxehtë (më shumë se 50% në 80°C), më keq në ujë të ftohtë (3,7% në 20°C). Pika e shkrirjes së oktahidratit është 78°C kur nxehet në 130°C, shndërrohet në Ba(OH) 2; Hidroksidi i bariumit prodhohet duke tretur oksidin në ujë të nxehtë ose duke ngrohur sulfidin e bariumit në një rrymë avulli të mbinxehur. Hidroksidi i bariumit reagon lehtësisht me dioksidin e karbonit, kështu që tretësira e tij ujore, e quajtur "uji barit", përdoret në kiminë analitike si një reagent për CO 2. Përveç kësaj, "uji barit" shërben si një reagent për jonet sulfate dhe karbonate. Hidroksidi i bariumit përdoret për të hequr jonet e sulfatit nga vajrat bimore dhe shtazore dhe tretësirat industriale, për të marrë hidroksidet e rubidiumit dhe ceziumit, si përbërës i lubrifikantëve.
Karbonat bariumi(BaCO3). Në natyrë, minerali është witherite. Pluhur i bardhë, i patretshëm në ujë, i tretshëm në acide të forta (përveç acidit sulfurik). Kur nxehet në 1000 ° C, ajo dekompozohet, duke lëshuar CO 2:
BaCO 3 = BaO + CO 2
Karbonati i bariumit i shtohet xhamit për të rritur indeksin e tij thyes dhe i shtohet smaltit dhe glazurës.
Sulfati i bariumit(BaSO4). Në natyrë - bariti (spar i rëndë ose persian) - minerali kryesor i bariumit - është një pluhur i bardhë (pika e shkrirjes rreth 1680 ° C), praktikisht i patretshëm në ujë (2.2 mg / l në 18 ° C), shpërndahet ngadalë në squfur të koncentruar. acid.
Prodhimi i bojrave ka qenë prej kohësh i lidhur me sulfat barium. Vërtetë, fillimisht përdorimi i tij ishte i një natyre kriminale: bariti i grimcuar përzihej me të bardhë plumbi, gjë që uli ndjeshëm koston e produktit përfundimtar dhe, në të njëjtën kohë, përkeqësoi cilësinë e bojës. Sidoqoftë, të bardha të tilla të modifikuara shiteshin me të njëjtin çmim si të bardhët e zakonshëm, duke gjeneruar fitime të konsiderueshme për pronarët e bimëve të ngjyrosjes. Në vitin 1859, Departamenti i Prodhimeve dhe Tregtisë së Brendshme mori informacione në lidhje me makinacionet mashtruese të prodhuesve të Yaroslavl, të cilët shtuan spat të rëndë në të bardhën e plumbit, i cili "mashtron konsumatorët për cilësinë e vërtetë të produktit, dhe gjithashtu u mor një kërkesë për të ndaluar këtë prodhuesit nga përdorimi i sparit në prodhimin e plumbit të bardhë ". Por këto ankesa dështuan. Mjafton të thuhet se në 1882 u themelua një fabrikë spar në Yaroslavl, e cila në 1885 prodhoi 50 mijë paund spar të rëndë të grimcuar. Në fillim të viteve 1890, D.I Mendeleev shkroi: "...Bariti përzihet në përzierjen e të bardhës në shumë fabrika, pasi e bardha e sjellë nga jashtë përmban këtë përzierje për të ulur çmimin."
Sulfati i bariumit është pjesë e litoponit, një bojë e bardhë jo toksike me fuqi të lartë fshehëse, shumë e kërkuar në treg. Për të bërë litoponin, përzihen tretësirat ujore të sulfurit të bariumit dhe sulfatit të zinkut, gjatë të cilit ndodh një reaksion shkëmbimi dhe një përzierje e sulfatit të bariumit kristalor të imët dhe sulfurit të zinkut - lithopon - precipiton, dhe uji i pastër mbetet në tretësirë.
BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnSЇ
Në prodhimin e notave të shtrenjta të letrës, sulfati i bariumit luan rolin e një agjenti mbushës dhe peshues, duke e bërë letrën më të bardhë dhe më të dendur që përdoret gjithashtu si mbushës për gomë dhe qeramikë.
Më shumë se 95% e baritit të nxjerrë në botë përdoret për të përgatitur zgjidhje pune për shpimin e puseve të thella.
Sulfati i bariumit thith fuqishëm rrezet x dhe rrezet gama. Kjo veti përdoret gjerësisht në mjekësi për diagnostikimin e sëmundjeve gastrointestinale. Për ta bërë këtë, pacientit i lejohet të gëlltisë një pezullim të sulfatit të bariumit në ujë ose përzierjen e tij me qull bollguri - "qull bariumi" dhe më pas ekspozohet ndaj rrezeve X. Ato pjesë të aparatit tretës nëpër të cilat kalon “qullja e bariumit” duken si pika të errëta në foto. Në këtë mënyrë mjeku mund të marrë një ide për formën e stomakut dhe të zorrëve dhe të përcaktojë vendndodhjen e sëmundjes. Sulfati i bariumit përdoret gjithashtu për prodhimin e betonit të baritit, i përdorur në ndërtimin e termocentraleve bërthamore dhe centraleve bërthamore për të mbrojtur kundër rrezatimit depërtues.
Sulfidi i bariumit(BaS). Produkt i ndërmjetëm në prodhimin e bariumit dhe përbërjeve të tij. Produkti komercial është një pluhur gri i shkrifët, pak i tretshëm në ujë. Sulfidi i bariumit përdoret për të prodhuar litopon, në industrinë e lëkurës për të hequr qimet nga lëkura dhe për të prodhuar sulfid hidrogjeni të pastër. BaS është një përbërës i shumë fosforeve - substanca që shkëlqejnë pasi thithin energjinë e dritës. Kjo është ajo që Casciarolo përftoi duke kalcinuar baritin me qymyr. Në vetvete, sulfuri i bariumit nuk shkëlqen: kërkon shtimin e substancave aktivizuese - kripërat e bismutit, plumbit dhe metaleve të tjera.
Titanat bariumi(BaTiO3). Një nga komponimet më të rëndësishme industriale të bariumit është një substancë kristalore e bardhë, zjarrduruese (pika e shkrirjes 1616 ° C), e patretshme në ujë. Titanati i bariumit përftohet duke shkrirë dioksidin e titanit me karbonatin e bariumit në një temperaturë prej rreth 1300°C:
BaCO 3 + TiO 2 = BaTiO 3 + CO 2
Titanati i bariumit është një nga ferroelektrikët më të mirë (), materiale elektrike shumë të vlefshme. Në vitin 1944, fizikani sovjetik B.M Vul zbuloi aftësi të jashtëzakonshme ferroelektrike (konstante dielektrike shumë të lartë) të titanatit të bariumit, të cilat i ruajtën ato në një gamë të gjerë temperaturash - pothuajse nga zero absolute në +125 ° C. Kjo rrethanë, si dhe forcë e madhe mekanike dhe. Rezistenca ndaj lagështirës së titanatit të bariumit ka kontribuar që ai të bëhet një nga ferroelektrikët më të rëndësishëm, të përdorur, për shembull, në prodhimin e kondensatorëve elektrikë. Titanati i bariumit, si të gjithë ferroelektrikët, gjithashtu ka veti piezoelektrike: ndryshon karakteristikat e tij elektrike nën presion. Kur ekspozohen ndaj një fushe elektrike alternative, lëkundjet ndodhin në kristalet e saj, dhe për këtë arsye ato përdoren në piezoelemente, qarqe radio dhe sisteme automatike. Titanati i bariumit u përdor në përpjekjet për të zbuluar valët gravitacionale.
Komponime të tjera të bariumit.
Nitrati i bariumit dhe klorati (Ba(ClO 3) 2) janë pjesë përbërëse e fishekzjarrëve, shtimi i këtyre përbërjeve i jep flakës një ngjyrë të gjelbër të ndezur. Peroksidi i bariumit është një përbërës i përzierjeve të ndezjes për aluminoterminë. Barium (Ba) tetracianoplatinati (II) shkëlqen kur ekspozohet ndaj rrezeve X dhe rrezeve gama. Në 1895, fizikani gjerman Wilhelm Roentgen, duke vëzhguar shkëlqimin e kësaj substance, sugjeroi ekzistencën e një rrezatimi të ri, të quajtur më vonë rrezet X. Tani tetracianoplatinati i bariumit (II) përdoret për të mbuluar ekranet e instrumenteve ndriçuese. Tiosulfati i bariumit (BaS 2 O 3) i jep llakut të pangjyrë një nuancë margaritare dhe duke e përzier me ngjitës, mund të arrini një imitim të plotë të perlës.
Toksikologjia e komponimeve të bariumit.
Të gjitha kripërat e tretshme të bariumit janë helmuese. Sulfati i bariumit i përdorur në fluoroskopi është praktikisht jo toksik. Doza vdekjeprurëse e klorurit të bariumit është 0,8-0,9 g, karbonati i bariumit është 2-4 g kur gëlltiten komponimet helmuese të bariumit, një ndjesi djegieje në gojë, dhimbje në stomak, pështymë, të përziera, të vjella, marramendje, dobësi të muskujve. dhe shfaqet gulçim, ngadalësim i rrahjeve të zemrës dhe rënie të presionit të gjakut. Trajtimi kryesor për helmimin me barium është lavazhi i stomakut dhe përdorimi i laksativëve.
Burimet kryesore të bariumit që hyn në trupin e njeriut janë ushqimi (veçanërisht prodhimet e detit) dhe uji i pijshëm. Sipas rekomandimit të Organizatës Botërore të Shëndetësisë, përmbajtja e bariumit në ujin e pijshëm nuk duhet të kalojë 0.7 mg/l në Rusi, zbatohen standarde shumë më të rrepta - 0.1 mg/l.
Yuri Krutyakov
(elektroni i parë)
(sipas Pauling)
me në qendër trupin
| Ba | 56 |
| 137,327 | |
| 6s 2 | |
| Barium | |
Barium- një element i nëngrupit kryesor të grupit të dytë, periudha e gjashtë e sistemit periodik të elementeve kimike, me numër atomik 56. Shënohet me simbolin Ba (lat. Barium). Substanca e thjeshtë barium (numri CAS: 7440-39-3) është një metal alkaline tokësor i butë dhe i lakueshëm me ngjyrë të bardhë argjendi. Ka aktivitet të lartë kimik.
Bariumi u zbulua si oksid BaO në 1774 nga Karl Scheele. Në vitin 1808, kimisti anglez Humphry Davy përftoi amalgamë bariumi nga elektroliza e hidroksidit të bariumit të lagësht me një katodë merkuri; Pasi merkuri u avullua kur nxehej, ai lëshoi metal barium.
Ajo mori emrin e saj nga barys greke - "i rëndë", pasi oksidi i tij (BaO) u karakterizua fillimisht se kishte një masë të madhe.
Të qenit në natyrë
Mineralet e rralla të bariumit: feldspat celsian ose barium (aluminosilikat barium), hialofani (barium i përzier dhe aluminosilikat i kaliumit), nitrobariti (nitrat bariumi), etj.
Izotopet
Bariumi natyror përbëhet nga një përzierje e shtatë izotopeve të qëndrueshme: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Kjo e fundit është më e shpeshta (71,66%). Janë të njohur edhe izotopet radioaktive të bariumit, më i rëndësishmi prej të cilëve është 140 Ba. Formohet nga kalbja e uraniumit, toriumit dhe plutoniumit.
Fatura
Lënda e parë kryesore për prodhimin e baritit është koncentrati i baritit (80-95% BaSO 4), i cili nga ana tjetër përftohet nga flotacioni i baritit. Sulfati i bariumit reduktohet më tej me koks ose gaz natyror:
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO 4 + 2CH 4 = BaS + 2C + 4H 2 O.
Më pas, sulfidi, kur nxehet, hidrolizohet në hidroksid bariumi Ba(OH) 2 ose, nën ndikimin e CO 2, shndërrohet në karbonat bariumi të patretshëm BaCO 3, i cili më pas shndërrohet në oksid bariumi BaO (kalcinimi në 800 °C për Ba(OH)2 dhe mbi 1000 °C për BaCO 3):
BaS + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2 S
BaS + H 2 O + CO 2 = BaCO 3 + H 2 S
Ba(OH) 2 = BaO + H 2 O
BaCO 3 = BaO + CO 2
Metali i bariumit merret nga oksidi duke reduktuar me alumin në vakum në 1200-1250°C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl 2 O 4.
Vetitë kimike
Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO
Bariumi redukton oksidet, halogjenët dhe sulfidet e shumë metaleve në metalin përkatës.
Analiza cilësore dhe sasiore
Në solucione cilësore, bariumi zbulohet nga precipitimi i sulfatit të bariumit BaSO 4, i dallueshëm nga sulfatet përkatëse të kalciumit dhe sulfatet e stronciumit nga tretshmëria e tyre jashtëzakonisht e ulët në acidet inorganike.
Rodizonati i natriumit lëshon një precipitat karakteristik të kuq-kafe të rodizonatit të bariumit nga kripërat neutrale të bariumit. Reaksioni është shumë i ndjeshëm dhe specifik, duke lejuar përcaktimin e 1 pjesë të joneve të bariumit për 210,000 pjesë në masë të tretësirës.
Komponimet e bariumit e ngjyrosin flakën në të verdhë-jeshile (gjatësia vale 455 dhe 493 nm).
Bariumi matet gravimetrikisht në formën e BaSO 4 ose BaCrO 4 .
Aplikimi
Përdorni si material përthithës
Bariumi metalik, shpesh në një aliazh me alumin, përdoret si një absorbues gazi (marrës) në pajisjet elektronike me vakum të lartë, dhe gjithashtu shtohet së bashku me zirkonin në ftohësit e lëngshëm të metaleve (lidhjet e natriumit, kaliumit, rubidiumit, litiumit, ceziumit) për të reduktuar agresivitetin ndaj tubacioneve dhe në metalurgji.
Burimet e rrymës kimike
Fluori i bariumit përdoret në bateritë e fluorit në gjendje të ngurtë si një përbërës i elektrolitit të fluorit.
Oksidi i bariumit përdoret në bateritë e oksidit të bakrit me fuqi të lartë si një përbërës i masës aktive (oksid bariumi-oksid bakri).
Sulfati i bariumit përdoret si një zgjerues për masën aktive të elektrodës negative në prodhimin e baterive të acidit plumb.
Çmimet
Çmimet për metalin e bariumit në shufra me një pastërti 99,9% luhaten rreth 30 dollarë për 1 kg.
Roli biologjik
Roli biologjik i bariumit nuk është studiuar mjaftueshëm. Nuk përfshihet në listën e mikroelementeve vitale. Të gjitha kripërat e tretshme të bariumit janë shumë helmuese.
Pesha e lehtë e rëndë. Kështu që ju mund të imagjinoni barium. Emri i tij është përkthyer nga greqishtja si "i rëndë". Krahasuar me elementët e tjerë të tokës alkaline, substanca është vërtet e rëndë. Në një "betejë" me metale nga grupe të tjera, si rregull, humbet.
Emri i bariumit lidhet me historinë e zbulimit të tij. Në shekullin e 17-të, ideja e nxjerrjes nga materialet e mbeturinave ishte e rëndësishme. Këpucari Bolonez Casciarolo gjeti një gur jashtëzakonisht të rëndë. Ari, siç e dini, nuk është një metal i lehtë. Kështu burri dyshoi për praninë e tij në kalldrëm.
Nuk ishte e mundur të identifikohej xhevahiri. Por, pas kalcinimit, ajo filloi të shkëlqejë në të kuqe. Fenomeni tërhoqi vëmendjen e kimistit Karl Scheele. Ai vendosi praninë e një elementi të ri në shkëmb - "toka e rëndë". Kur Humphry Davy nga Anglia ndau këtë "tokë" në 1808, doli të ishte e lehtë. Por ata nuk e ndryshuan emrin.
Vetitë kimike dhe fizike të bariumit
bërthamore masë bariumi e barabartë me 137 gram për nishan. Metali nuk është vetëm i lehtë, por edhe i butë. Fortësia nuk kalon 3 pikë. Materiali është i lakueshëm dhe pak viskoz. Dendësia e elementit është rreth 3.7 gram për centimetër kub. Nëse ka ndotës, bariumi bëhet i brishtë.
Ngjyra e elementit është gri argjendi. Por jeshile konsiderohet si shenjë dalluese e bariumit. Ajo manifestohet në një reagim karakteristik të substancës së 56-të. Ai përfshin elemente, për shembull, sulfat bariumi.
Nëse zhytni një shufër qelqi në të dhe e çoni në djegës, një flakë e gjelbër do të ndizet. Në këtë mënyrë ju mund të përcaktoni praninë e papastërtive edhe të papërfillshme të metaleve të rënda.
Bariumi është një substancë me një grilë kub. Mund të shihet jo vetëm në kushte laboratorike. Metali gjendet në formën e tij të pastër dhe në natyrë. Janë 2 modifikime të njohura të elementit. Njëra prej tyre është e qëndrueshme deri në 365 gradë Celsius, tjetra - nga 375 në 710. Bariumi vlon në një temperaturë prej 1696 gradë Celsius.
Janë sintetizuar disa izotope radioaktive të metalit. Formula e bariumit me një masë atomike prej 140 - rezultat i prishjes së toriumit, plutoniumit dhe uraniumit. Izotopi nxirret me anë të kromatografisë, domethënë absorbohet në bazë të ngjyrës së substancës.
Barium 133 formohet gjatë rrezatimit të ceziumit. Ai është i ekspozuar ndaj bërthamave të një prej izotopeve të hidrogjenit - deuteroneve. Forma radioaktive e metalit alkaline tokësor të çliruar në këtë rast prishet në pak më shumë se 3 ditë. Cikli prej 140 bariumi është më i gjatë, vetëm gjysma e jetës zgjat 13.5 ditë.
Ashtu si të gjitha metalet alkaline të tokës, bariumi është kimikisht aktiv. Në grup është renditur në mes, përpara, për shembull, dhe. Këto të fundit ruhen në ajër. Kjo nuk do të funksionojë me barium. Elementi i 56-të vendoset nën vaj parafine ose eter nafte.
Ndërveprimi i bariumit me oksigjen çon në humbjen e shkëlqimit. Më pas, materiali bëhet i verdhë, kafe dhe, në fund, bëhet gri. Kështu duket oksid bariumi- rezultati i shkatërrimit të tij në ajër. Nëse atmosfera nxehet, metali i 56-të në të do të shpërthejë.
Ndërveprimi i një elementi me ujin është reagimi i kundërt me oksigjenin. Këtu lëngu tashmë po dekompozohet. Procesi është i mundur vetëm pas kontaktit me metal të pastër. Pas reagimit kalon në hidroksid bariumi.
Nëse fillimisht nuk vendosni një element vendas në ujë, por kripërat e tij, asgjë nuk do të ndodhë. Klorur bariumi, dhe jo vetëm, janë të pazgjidhshëm në H 2 O, ato ndërveprojnë në mënyrë aktive vetëm me acidet.
Barium Reagon lehtësisht me hidrogjenin. Kushti i vetëm është ngrohja. Formohet një hidrid metalik. Kur nxehet, reagimi ndodh edhe me amoniak. Rezultati është një nitrid. Mund të kthehet në cianid nëse vazhdoni të rrisni temperaturën.
Zgjidhja e bariumit blu - rezultat i ndërveprimit me të njëjtin amoniak, por në formë të lëngshme. Amoniaku ndahet nga përzierja. Ka një ngjyrë të artë dhe substanca dekompozohet lehtë.
Thjesht shtoni një katalizator dhe do të merrni amidi i bariumit. Vërtetë, përdoret vetëm si reagent. Cili është përdorimi i përbërjeve të tjera të metalit dhe vetvetes?
Aplikimet e bariumit
Meqenëse metali i pastër kërkon teknika të veçanta ruajtjeje, ai përdoret rrallë. Specialistët e teknologjisë së vakumit janë gati të mbyllin një sy ndaj shqetësimit të elementit. Shumë mirë barium thith gazet e mbetura, pra, shërben si marrës.
Metali përdoret gjithashtu si pastrues në prodhimin e disa dhe. Këtu elementi thith jo vetëm gazrat, por edhe papastërtitë, dhe gjithashtu deoksidon përzierjet.
Si përbërës i lidhjeve, elementi 56 përdoret në kombinim me plumbin. Përzierja përdoret për prodhimin e kushinetave. Lidhjet e bariumit, gjithashtu zhvendos përbërjet e përdorura më parë të printimit të bëra nga plumbi dhe antimoni. Metali alkaline tokësor e forcon më mirë aliazhin.
Lidhja c është një lëndë e parë për prodhimin e elektrodave të kandelave. Ato nevojiten në motorët me djegie të brendshme dhe tubat radio. Kjo përfundon përdorimin e bariumit të pastër. Lidhjet metalike hyjnë në lojë.
Një gur i rëndë i gjetur dikur në Bolon është një bojë e famshme. Sipas përbërjes së tij kimike, shkëmbi është sulfat bariumi dhe i përket klasës. Lëndët e para grimcohen dhe shtohen në litoponium. Kjo bojë e bardhë është e njohur për fuqinë e saj mbuluese.
Fotografia tregon një llambë për prodhimin e së cilës përdoret barium
Shkëmbi i bariumit është gjithashtu i pranishëm në varietete të shtrenjta, për shembull, të destinuara për shtypjen e parave. Sulfati i bariumit i bën kartëmonedhat më të rënda, duke i bërë ato më të dendura dhe më të bardha.
Është interesante se guri i Bolonezit fillimisht u përdor ilegalisht në industrinë e ngjyrosjes. E bardha e plumbit u hollua me një përbërës të lirë. Cilësia e produktit u ul, por sipërmarrësit u pasuruan. Në ngjyrat moderne barium spar– një aditiv që përmirëson në vend se përkeqëson parametrat e tyre.
Reshjet e bariumit, duke përfshirë formën e acidit sulfurik, përdoren gjithashtu në mjekësi. Spar bllokon rrezet X. Sulfati i bariumit i shtohet qullit dhe i jepet një pacienti me sëmundje të dyshuar gastrointestinale. Pas kësaj, rezultatet e rrezeve X janë më të lehta për t'u interpretuar.
Ekuacionet e bariumit tregojnë aftësinë për të thithur jo vetëm rrezet X, por edhe rrezet gama. Pra, komponimet e elementit 56 mbrojnë shumë reaktorë bërthamorë.
Karbonat bariumi nevojiten për shkrirjen e qelqit. Nitrat bariumi– i përbërë. Tretësirë e hidroksidit të bariumit Pastron në mënyrë efektive yndyrat shtazore dhe vajrat bimore. Përdoret si helm tretësirë e klorurit të bariumit.
Në foto, fishekzjarrët janë një industri tjetër që përdor elementin barium
Nga metali i 56-të fitohet edhe rodizonati natriumi Barium Ato përdoren edhe për injeksione në statujën e Sfinksit. Skulptura e rërës është shkatërruar. Metali i rëndë ndihmon në forcimin e strukturës.
Minierat e bariumit
Metal barium të marra në disa mënyra. Ata janë të bashkuar nga atmosfera. Reaksionet kryhen në vakum për shkak të ndërveprimit të dhunshëm të elementit të 56-të me oksigjenin.
Metoda e reduktimit metalotermik zbatohet për oksidin dhe klorurin e bariumit. Elementi izolohet nga përbërja e fundit duke përdorur karbid kalciumi. Pluhuri i aluminit punon me oksid. Kërkon ngrohje deri në 1200 gradë Celsius.
Nga hidridi dhe nitridi i elementit të 56-të është gjithashtu e mundur të izolohet i pastër barium. Kaliumi të përftuara në mënyrë të ngjashme, pra jo me reduktim, por me zbërthim termik.
Procesi zhvillohet në kapsula të mbyllura dhe ose porcelani. Përdoret edhe elektroliza. Është i përshtatshëm për të punuar me shkrirë klorur bariumi. Katoda është merkuri.
Çmimi i bariumit
Tek metali çmimet e bariumit i diskutueshem ne treg. Produkti është specifik dhe rrallëherë kërkohet. Elementi zakonisht shitet nga laboratorët kimikë dhe ndërmarrjet metalurgjike. Kostoja e lidhjeve metalike nuk është sekret.
Klorur bariumi, për shembull, kushton 50-70 rubla për kilogram. Rërë barite Mund ta blini gjithashtu për 10 rubla për 1000 gram. Një kilogram hidroksid vlerësohet në afërsisht 80-90 rubla. Për sulfat bariumi ata kërkojnë të paktën 50 rubla, zakonisht rreth njëqind. Për dërgesat me shumicë, çmimi shpesh zvogëlohet pak.