Baarium. baariumi omadused
Keemilise valemiga BaSO 4 . See on lõhnatu valge pulber, vees lahustumatu. Selle valgesus ja läbipaistmatus ning suur tihedus määravad selle peamised rakendused.
Nime ajalugu
Baarium kuulub leelismuldmetallide hulka. Viimased on saanud sellise nime, kuna D. I. Mendelejevi sõnul moodustavad nende ühendid maakera lahustumatu massi ja oksiididel "on maalähedane välimus". Looduses leidub baariumit mineraalse bariidi kujul, mis on erinevate lisanditega baariumsulfaat.
Selle avastasid esmakordselt Rootsi keemikud Scheele ja Hahn 1774. aastal niinimetatud raske spardi osana. Siit tuli mineraali nimi (kreeka keelest "baris" - raske) ja seejärel metall ise, kui 1808. aastal Humphry Devi selle puhtal kujul eraldas.
Füüsikalised omadused
Kuna BaSO 4 on väävelhappe sool, määrab selle füüsikalised omadused osaliselt metall ise, mis on pehme, reaktsioonivõimeline ja hõbevalge. Looduslik bariit on värvitu (mõnikord valge) ja läbipaistev. Keemiliselt puhas BaSO 4 on valgest kahvatukollaseks, see on mittesüttiv, sulamistemperatuuriga 1580°C.
Kui suur on baariumsulfaadi mass? Selle molaarmass on 233,43 g/mol. Sellel on ebatavaliselt suur erikaal - 4,25–4,50 g/cm3. Arvestades selle vees lahustumatust, muudab selle suur tihedus selle asendamatuks vesipõhiste puurimisvedelike täiteainena.
Keemilised omadused
BaSO 4 on üks vees kõige raskemini lahustuvaid ühendeid. Seda saab saada kahest hästi lahustuvast soolast. Võtke naatriumsulfaadi - Na 2 SO 4 vesilahus. Selle molekul dissotsieerub vees kolmeks iooniks: kaks Na + ja üks SO 4 2-.
Na 2SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
Võtame ka baariumkloriidi vesilahuse - BaCl 2, mille molekul dissotsieerub kolmeks iooniks: üheks Ba 2+ ja kaheks Cl - .
BaCl 2 → Ba 2+ + 2Cl -
Segage sulfaadi vesilahus ja kloriidi sisaldav segu. Baariumsulfaat moodustub kahe sama suuruse ja vastassuunalise laenguga iooni kombineerimisel üheks molekuliks.
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4
Allpool näete selle reaktsiooni täielikku võrrandit (nn molekulaarvõrrand).
Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4
Selle tulemusena moodustub baariumsulfaadi lahustumatu sade.
Kaubabariit
Praktikas on nafta- ja gaasipuuraukude puurimisel puurimisvedelikes kasutamiseks mõeldud kaubandusliku baariumsulfaadi tootmise lähteaine reeglina mineraalbariit.
Mõiste "esmane" bariit viitab kaubanduslikele toodetele, mis sisaldavad toorainet (saadud kaevandustest ja karjääridest), aga ka lihtsa rikastamise tooteid, näiteks pesemine, settimine, eraldamine raskes keskkonnas, flotatsioon. Enamiku toorbariidi puhtus ja tihedus tuleb viia miinimumini. Täiteainena kasutatav mineraal jahvatatakse ja sõelutakse ühtlaseks, nii et vähemalt 97% selle osakestest on kuni 75 mikroni suurused ja mitte rohkem kui 30% alla 6 mikroni. Esmane bariit peab olema ka piisavalt tihe, et selle erikaal oleks 4,2 g/cm3 või suurem, kuid piisavalt pehme, et laagreid mitte kahjustada.
Keemiliselt puhta toote saamine
Mineraalbariit on sageli saastunud mitmesuguste lisanditega, peamiselt raudoksiididega, mis värvivad seda erinevat värvi. Seda töödeldakse karbotermiliselt (kuumutatakse koksiga). Tulemuseks on baariumsulfiid.
BaSO 4 + 4 C → BaS + 4 CO
Viimane, erinevalt sulfaadist, lahustub vees ja reageerib kergesti hapniku, halogeenide ja hapetega.
BaS + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 S
Väävelhapet kasutatakse kõrge puhtusastmega lõpptoote saamiseks. Selle protsessi käigus moodustunud baariumsulfaati nimetatakse sageli blancfixiks, mis tähendab prantsuse keeles "valge fikseeritud". Seda leidub sageli tarbekaupades, näiteks värvides.
Laboratoorsetes tingimustes tekib baariumsulfaat baariumiioonide ja sulfaadiioonide ühendamisel lahuses (vt eespool). Kuna sulfaat on oma lahustumatuse tõttu kõige vähem toksiline baariumisool, töödeldakse muid baariumisooli sisaldavaid jäätmeid mõnikord naatriumsulfaadiga, et siduda kogu baarium, mis on üsna mürgine.
Sulfaadist hüdroksiidini ja tagasi
Ajalooliselt on bariiti kasutatud baariumhüdroksiidi Ba(OH) 2 tootmiseks, mida on vaja suhkru rafineerimisel. See on üldiselt väga huvitav ja tööstuses laialdaselt kasutatav ühend. See lahustub vees väga hästi, moodustades bariitveena tuntud lahuse. Seda on mugav kasutada mitmesuguste koostiste sulfaadioonide sidumiseks lahustumatu BaSO 4 moodustamise kaudu.
Eespool nägime, et koksi juuresolekul kuumutamisel on sulfaadist lihtne saada vees lahustuvat baariumsulfiidi - BaS. Viimane moodustab kuuma veega suhtlemisel hüdroksiidi.
BaS + 2H 2O → Ba(OH)2 + H2S
Baariumhüdroksiid ja naatriumsulfaat, mis on võetud lahustesse, annavad segamisel baariumsulfaadi ja naatriumhüdroksiidi lahustumatu sademe.
Ba(OH)2 + Na 2SO 4 = BaSO 4 + 2NaOH
Selgub, et looduslik baariumsulfaat (bariit) muundatakse esmalt tööstuslikult baariumhüdroksiidiks ja seejärel kasutatakse sama sulfaadi saamiseks erinevate soolasüsteemide puhastamisel sulfaadioonidest. Samamoodi toimub reaktsioon ka SO 4 2- ioonide puhastamisel vasksulfaadi lahusest. Kui teete segu "baariumhüdroksiid + vasksulfaat", on tulemuseks vaskhüdroksiid ja lahustumatu baariumsulfaat.
CuSO 4 + Ba(OH) 2 → Cu(OH) 2 + BaSO 4 ↓
Isegi reaktsioonis väävelhappe endaga seovad selle sulfaadioonid täielikult baariumiga.
Kasutada puurimisvedelikes
Umbes 80% kogu maailmas toodetavast baariumsulfaadist, puhastatud ja jahvatatud bariidist, kulub nafta- ja gaasipuuraukude rajamisel puurimisvedelike komponendina. Selle lisamine suurendab kaevu süstitava vedeliku tihedust, et seista paremini vastu reservuaari kõrgele rõhule ja vältida purunemist.
Kaevu puurimisel läbib otsik erinevaid moodustisi, millest igaühel on oma omadused. Mida suurem on sügavus, seda suurem on bariidi osakaal lahuse struktuuris. Täiendav eelis on see, et baariumsulfaat on mittemagnetiline aine, mistõttu see ei sega erinevaid elektroonikaseadmete abil tehtavaid puuraukude mõõtmisi.
Värvi- ja paberitööstus
Enamikku sünteetilisest BaSO 4-st kasutatakse värvide valge pigmendi komponendina. Niisiis müüakse titaandioksiidiga (TiO 2) segatud blancfixit värvimisel kasutatava valge õlivärvina.
BaSO 4 ja ZnS (tsinksulfiid) kombinatsioon annab anorgaanilise pigmendi, mida nimetatakse litopooniks. Seda kasutatakse teatud tüüpi fotopaberi kattekihina.
Viimasel ajal on baariumsulfaati kasutatud tindiprinteritele mõeldud paberi heledamaks muutmiseks.
Kasutusalad keemiatööstuses ja värvilises metallurgias
Polüpropüleeni ja polüstüreeni tootmisel kasutatakse BaSO 4 täiteainena vahekorras kuni 70%. See suurendab plastide vastupidavust hapetele ja leelistele ning annab neile läbipaistmatuse.
Seda kasutatakse ka muude baariumiühendite, eriti baariumkarbonaadi tootmiseks, mida kasutatakse televiisori- ja arvutiekraanide LED-klaasi valmistamiseks (ajalooliselt katoodkiiretorudes).
Metalli valamisel kasutatavad vormid on sageli kaetud baariumsulfaadiga, et vältida nakkumist sulametalliga. Seda tehakse anoodvaskplaatide valmistamisel. Need valatakse baariumsulfaadi kihiga kaetud vasevormidesse. Kui vedel vask tahkub valmis anoodplaadiks, saab selle vormist kergesti eemaldada.
pürotehnilised seadmed
Kuna baariumiühendid kiirgavad põlemisel rohelist valgust, kasutatakse selle aine sooli sageli pürotehnilistes valemites. Kuigi nitraat ja kloraat on tavalisemad kui sulfaat, kasutatakse viimast laialdaselt pürotehnilistes strobovalgustites.
Röntgeni kontrastaine
Baariumsulfaat on radioaktiivselt läbipaistmatu aine, mida kasutatakse teatud meditsiiniliste probleemide diagnoosimiseks. Kuna sellised ained on röntgenikiirgusele läbipaistmatud (blokeerivad need oma suure tiheduse tõttu), ilmuvad kehapiirkonnad, kus need paiknevad, röntgenkiirtel valgete aladena. See loob vajaliku eristuse ühe (diagnoositud) organi ja teiste (ümbritsevate) kudede vahel. Kontrast aitab arstil näha selles elundis või kehaosas esineda võivaid eritingimusi.
Baariumsulfaati võetakse suu kaudu või rektaalselt koos klistiiriga. Esimesel juhul muudab see söögitoru, mao või peensoole röntgenikiirgusele läbipaistmatuks. Nii et neid saab pildistada. Kui ainet manustada klistiiriga, siis on jämesool või sooled näha ja röntgenikiirgusega fikseeritud.
Baariumsulfaadi annus on erinevatel patsientidel erinev, kõik sõltub testi tüübist. Ravim on saadaval spetsiaalse meditsiinilise baariumi suspensiooni või tablettide kujul. Erinevad testid, mis nõuavad kontrastainet ja röntgeniseadmeid, nõuavad erinevas koguses suspensiooni (mõnel juhul on vajalik ravim tableti kujul). Kontrastaine tohib kasutada ainult arsti otsese järelevalve all.
Baarium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 56. Seda tähistatakse sümboliga Ba (lat. baarium). Lihtne aine on pehme, plastiline hõbevalge leelismuldmetall. Omab kõrget keemilist aktiivsust.
Baariumi avastamise ajaluguBaariumi avastas oksiidi BaO kujul 1774. aastal Karl Scheele. 1808. aastal valmistas inglise keemik Humphrey Davy baariumamalgaami märja baariumhüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga; pärast elavhõbeda aurustamist kuumutamisel eraldas ta baariummetalli.
1774. aastal uurisid Rootsi keemik Carl Wilhelm Scheele ja tema sõber Johan Gottlieb Hahn üht raskeimat mineraali, rasket spareli BaSO 4 . Neil õnnestus eraldada varem tundmatu "raske maa", mida hiljem hakati nimetama bariidiks (kreeka keelest βαρυς - raske). Ja 34 aasta pärast sai Humphry Davy, olles elektrolüüsinud märja bariitmulda, sellest uue elemendi - baariumi. Tuleb märkida, et samal 1808. aastal, veidi varem kui Davy, said Jene Jacob Berzelius ja tema kaastöötajad kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi amalgaamid. Nii sündis element baarium.
Muistsed alkeemikud kaltsineerisid BaSO 4 puidu või söega ja said fosforestseeruvad "Bolognese kalliskivid". Kuid keemiliselt pole need kalliskivid BaO, vaid baariumsulfiid BaS.
nime päritolu
See sai oma nime kreeka keelest barys - "raske", kuna selle oksiidi (BaO) iseloomustati selliste ainete jaoks ebatavaliselt suure tihedusega.
Baariumi leidmine loodusestMaakoor sisaldab 0,05% baariumi. Seda on üsna palju – palju rohkem kui näiteks plii, tina, vask või elavhõbe. Puhtal kujul seda maakeral ei eksisteeri: baarium on aktiivne, kuulub leelismuldmetallide alarühma ja on loomulikult üsna kindlalt seotud mineraalidega.
Peamised baariumi mineraalid on juba mainitud raske spare BaSO 4 (sagedamini nimetatakse bariidiks) ja bitiit BaCO3, mis on saanud nime inglase William Witheringi (1741 ... 1799) järgi, kes avastas selle mineraali aastal 1782. Väikeses baariumisoolade kontsentratsioonis leidub paljudes mineraal- ja merevees. Madal sisaldus on sel juhul pluss, mitte miinus, sest kõik baariumisoolad, välja arvatud sulfaat, on mürgised.
Baariumimaardlate tüübidMineraalide assotsiatsioonide järgi jagunevad bariidimaagid monomineraal- ja kompleksmaagid. Komplekssed jagunevad bariitsulfiidiks (sisaldavad plii, tsinki, mõnikord vase- ja raudpüriitsulfiide, harvemini Sn, Ni, Au, Ag), bariitkaltsiidiks (sisaldavad kuni 75% kaltsiiti), raudbariidiks (sisaldavad magnetiiti). , hematiit ning ülemistes tsoonides goetiit ja hüdrogoetiit) ning bariit-fluoriit (va bariit ja fluoriit sisaldavad tavaliselt kvartsi ja kaltsiiti ning mõnikord on väikeste lisanditena tsink, plii, vask ja elavhõbeda sulfiidid).
Praktilisest vaatenurgast pakuvad suurimat huvi hüdrotermiliste veenide monomineraal-, bariit-sulfiid- ja bariit-fluoriidimaardlad. Mõned metasomaatilised lehtladestused ja eluviaalsed asetajad on samuti tööstusliku tähtsusega. Settemaardlad, mis on tüüpilised veekogude keemilised setted, on haruldased ega mängi olulist rolli.
Reeglina sisaldavad bariidimaagid muid kasulikke komponente (fluoriit, galeen, sfaleriit, vask, kuld tööstuslikes kontsentratsioonides), mistõttu neid kasutatakse kombineeritult.
Baariumi isotoobidLooduslik baarium koosneb seitsme stabiilse isotoobi segust: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Viimane on kõige levinum (71,66%). Tuntud on ka baariumi radioaktiivsed isotoobid, millest olulisim on 140 Ba. See tekib uraani, tooriumi ja plutooniumi lagunemisel.
Baariumi saamineMetalli võib saada mitmel viisil, eelkõige baariumkloriidi ja kaltsiumkloriidi sulasegu elektrolüüsil. Baariumit on võimalik saada, taastades selle oksiidist aluminotermilisel meetodil. Selleks põletatakse witeriit kivisöega ja saadakse baariumoksiid:
BaCO 3 + C → BaO + 2CO.
Seejärel kuumutatakse BaO ja alumiiniumipulbri segu vaakumis temperatuurini 1250 °C. Redutseeritud baariumi aurud kondenseeruvad toru külmades osades, milles reaktsioon toimub:
3BaO + 2Al → Al 2O 3 + 3Ba.
Huvitav on see, et baariumperoksiid BaO 2 sisaldub sageli aluminotermia jaoks mõeldud süütesegude koostises.
Baariumoksiidi saamine viteriidi lihtsa kaltsineerimisega on keeruline: witeriit laguneb ainult temperatuuril üle 1800 °C. BaO-d on lihtsam saada baariumnitraadi Ba (NO 3) 2 kaltsineerimisel:
2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.
Nii elektrolüüsil kui ka alumiiniumi redutseerimisel saadakse pehme (kõvam kui plii, kuid pehmem kui tsink) läikiv valge metall. See sulab 710°C, keeb 1638°C juures, tihedus on 3,76 g/cm 3 . Kõik see vastab täielikult baariumi positsioonile leelismuldmetallide alarühmas.
Baariumil on seitse looduslikku isotoopi. Kõige tavalisem neist on baarium-138; see on üle 70%.
Baarium on väga aktiivne. See süttib kokkupõrkel isesüttimisel, lagundab kergesti vett, moodustades lahustuva baariumoksiidi hüdraadi:
Ba + 2H 2O → Ba (OH) 2 + H2.
Baariumhüdroksiidi vesilahust nimetatakse bariitveeks. Seda "vett" kasutatakse analüütilises keemias CO 2 määramiseks gaasisegudes. Aga see on juba baariumiühendite kasutamise loost. Metalliline baarium ei leia peaaegu mingit praktilist rakendust. Äärmiselt väikestes kogustes lisatakse seda laagri- ja trükisulamitesse. Raadiotorudes kasutatakse baariumi ja nikli sulamit, puhast baariumit kasutatakse ainult vaakumtehnoloogias getterina (getterina).
Baariummetall saadakse oksiidist alumiiniumi redutseerimisel vaakumis temperatuuril 1200–1250 °C:
4BaO + 2Al \u003d 3Ba + BaAl 2 O 4.
Baarium puhastatakse vaakumdestilleerimise või tsoonisulatamise teel.
Baariumtitaani valmistamine. Selle hankimine on suhteliselt lihtne. Witherite BaCO 3 reageerib temperatuuril 700 ... 800 ° C titaandioksiidiga TYu 2, selgub just see, mida vajate:
BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.
Peamine lõpuball. meetod metallilise baariumi saamiseks BaO-st on selle redutseerimine A1 pulbriga: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. Protsess viiakse läbi reaktoris temperatuuril 1100-1200 °C argooni atmosfääris või vaakumis (eelistatav on viimane meetod). BaO:A1 molaarsuhe on (1,5-2:1). Reaktor asetatakse ahju nii, et selle "külma osa" temperatuur (selles kondenseeruvad moodustunud baariumiaurud) on umbes 520 ° C. Vaakumis destilleerimisel puhastatakse baarium lisandite sisalduseni alla 10 ~ 4 massiprotsenti ja tsoonisulatuse kasutamisel - kuni 10 ~ 6%.
Väikeses koguses baariumi saadakse ka BaBeO 2 [sünteesitakse Ba (OH) 2 ja Be (OH) 2 liitmisel] 1300 °C juures titaaniga, samuti lagunemisel temperatuuril 120 °C Ba (N 3) ) 2, mis tekkis baariumisoolade p-katioonide vahetamisel NaN 3 -ga.
Atsetaat Ba (OOCHN 3), - värvitu. kristallid; s.t. 490 °С (laguneb); tihe 2,47 g/cm3; sol. vees (58,8 g 100 g kohta 0 °C juures). Alla 25 ° C kristalliseerub trihüdraat vesilahustest, temperatuuril 25–41 ° C - monohüdraat, üle 41 ° C - veevaba sool. Hankige suhtlust. Ba (OH) 2, VaCO 3 või BaS CH 3 CO 2 H-ga. Kasutatakse peitsina villa ja tsintsi värvimisel.
Manganaat(VI) BaMnO 4 - rohelised kristallid; ei lagune kuni 1000°C. Saadakse Ba(NO 3) 2 segu kaltsineerimisel MnO 2 -ga. Pigment (kassell või mangaanroheline), mida tavaliselt kasutatakse freskode maalimisel.
Kromaat (VI) ВаСrO 4 - kollased kristallid; s.t. 1380 °C; - 1366,8 kJ/mol; sol. in inorg. to-max, mitte sol. vees. Hankige suhtlust. Ba (OH) 2 või BaS vesilahused leelismetalli kromaatidega (VI). Pigment (bariitkollane) keraamikale. MPC 0,01 mg / m 3 (Cr0 3 osas). Pirkonaat ВаZrО 3 - värvitu. kristallid; s.t. ~269°С; - 1762 kJ/mol; sol. vees ja leeliste ja NH 4 HCO 3 vesilahustes, lagundatakse tugeva inorg. to-tami. Hankige suhtlust. ZrO 2 BaO, Ba(OH) 2 või BaCO 3-ga kuumutamisel. Ba tsirkonaat segatuna ВаТiO 3 -piesoelektriga.
Bromiid BaBr 2 - valged kristallid; s.t. 847 °C; tihe 4,79 g/cm3; -757 kJ/mol; hästi sol. vees, metanoolis, hullem - etanoolis. Vesilahustest kristalliseerub dihüdraat, muutudes 75 ° C juures monohüdraadiks, veevabaks soolaks - üle 100 ° C. Vesilahustes interaktsioon. koos õhu CO 2 ja O 2-ga, moodustades VaCO 3 ja Br 2. Hankige BaBr 2 interaktsioon. vesilahus p-kraavi Ba (OH) 2 või VaCO 3 vesinikbromiidhappega.
Jodiid BaI 2 - värvitu. kristallid; s.t. 740 °С (laguneb); tihe 5,15 g/cm3; . -607 kJ/mol; hästi sol. vees ja etanoolis. Kuumaveelahustest kristalliseerub dihüdraat (dehüdreeritud temperatuuril 150 ° C), temperatuuril alla 30 ° C - heksahüdraat. Hankige VaI 2 interaktsioon. vesi p-kraav Ba (OH) 2 või VaCO 3 vesinikjodiidhappega.
Baariumi füüsikalised omadusedBaarium on hõbevalge tempermalm. See puruneb terava löögi korral. Baariumil on kaks allotroopset modifikatsiooni: kuupkehakeskse võrega α-Ba on stabiilne kuni 375 °C (parameeter a = 0,501 nm), β-Ba on stabiilne üleval.
Kõvadus mineraloogilisel skaalal 1,25; Mohsi skaalal 2.
Baariummetalli hoitakse petrooleumis või parafiinikihi all.
Baariumi keemilised omadusedBaarium on leelismuldmetall. See oksüdeerub õhus intensiivselt, moodustades baariumoksiidi BaO ja baariumnitriidi Ba 3 N 2 ning süttib kergelt kuumutamisel. Reageerib intensiivselt veega, moodustades baariumhüdroksiidi Ba (OH) 2:
Ba + 2H 2O \u003d Ba (OH) 2 + H2
Aktiivselt suhtleb lahjendatud hapetega. Paljud baariumisoolad on vees lahustumatud või vähelahustuvad: baariumsulfaat BaSO 4, baariumsulfit BaSO 3, baariumkarbonaat BaCO 3, baariumfosfaat Ba 3 (PO 4) 2. Baariumsulfiid BaS on erinevalt kaltsiumsulfiidist CaS vees hästi lahustuv.
Loomulik baariumil on alates maikuust seitse stabiilset isotoopi. ptk 130, 132, 134-137 ja 138 (71,66%). Termiliste neutronite püüdmise ristlõige on 1,17-10 28 m 2 . Väline konfiguratsioon elektronkiht 6s 2 ; oksüdatsiooniaste + 2, harva + 1; ionisatsioonienergia Ba° -> Ba + -> Ba 2+ resp. 5,21140 ja 10,0040 eV; Paulingi elektronegatiivsus 0,9; aatomiraadius 0,221 nm, ioonraadius Ba 2+ 0,149 nm (koordinatsiooniarv 6).
Reageerib kergesti halogeenidega, moodustades halogeniide.
Vesinikuga kuumutamisel moodustab see baariumhüdriidi BaH 2 , mis omakorda koos liitiumhüdriidiga LiH annab Li kompleksi.
Reageerib kuumutamisel ammoniaagiga:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Baariumnitriid Ba 3 N 2 reageerib kuumutamisel CO-ga, moodustades tsüaniidi:
Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO
Vedela ammoniaagiga annab see tumesinise lahuse, millest saab eraldada ammoniaaki, mis on kuldse läikega ja laguneb kergesti NH3 elimineerimisel. Plaatinakatalüsaatori juuresolekul laguneb ammoniaak baariumamiidiks:
Ba (NH2)2 + 4NH3 + H2
Baariumkarbiidi BaC 2 võib saada BaO kuumutamisel kivisöega kaarahjus.
Koos fosforiga moodustab see fosfiidi Ba 3 P 2 .
Baarium redutseerib paljude metallide oksiidid, halogeniidid ja sulfiidid vastavaks metalliks.
Baariumi kasutamineGetterite (getterite) aluseks on baariumi sulam A1-ga (alba sulam, 56% Ba). Getteri enda saamiseks aurustatakse baarium sulamist kõrgsagedusliku kuumutamise teel seadme evakueeritud kolvis; baariumpeegel (või difuusne kate lämmastikuatmosfääris aurustumisel). Enamiku termioonsete katoodide aktiivne osa on BaO. Baariumit kasutatakse ka Cu ja Pb deoksüdeerijana, hõõrdumise vastase lisandina. sulamid, mustad ja värvilised metallid, samuti sulamid, millest nende kõvaduse suurendamiseks tehakse tüpograafilisi fonte. Ni-ga baariumisulameid kasutatakse sisemootorite hõõgküünalde elektroodide valmistamiseks. põlemisel ja raadiotorudes. 140 Va (T 1/2 12,8 päeva) on baariumiühendite uurimisel kasutatav isotoobiindikaator.
Baariummetalli, sageli alumiiniumiga sulamites, kasutatakse kõrgvaakumiga elektroonikaseadmetes getterina.
Korrosioonivastane materjalBaariumi lisatakse koos tsirkooniumiga vedelatele metallide jahutusvedelikele (naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi, liitiumi, tseesiumi sulamid), et vähendada viimaste agressiivsust torustike suhtes ja metallurgias.
Baariumfluoriidi kasutatakse monokristallide kujul optikas (läätsed, prismad).
Baariumperoksiidi kasutatakse pürotehnikas ja oksüdeeriva ainena. Baariumnitraati ja baariumkloraati kasutatakse pürotehnikas leekide värvimiseks (roheline tuli).
Baariumkromaati kasutatakse vesiniku ja hapniku tootmisel termokeemilisel meetodil (Oak Ridge tsükkel, USA).
Baariumoksiidi koos vase ja haruldaste muldmetallide oksiididega kasutatakse ülijuhtiva keraamika sünteesimiseks, mis töötab vedela lämmastiku temperatuuridel ja kõrgemal.
Baariumoksiidi kasutatakse spetsiaalset tüüpi klaasi sulatamiseks, mida kasutatakse uraani varraste katmiseks. Ühel laialt levinud sellistel klaasidel on järgmine koostis - (fosforoksiid - 61%, BaO - 32%, alumiiniumoksiid - 1,5%, naatriumoksiid - 5,5%). Tuumatööstuse klaasitootmisel kasutatakse ka baariumfosfaati.
Baariumfluoriidi kasutatakse tahkis fluori akudes fluoriidelektrolüüdi komponendina.
Baariumoksiidi kasutatakse võimsates vaskoksiidpatareides aktiivse massi komponendina (baariumoksiid-vaskoksiid).
Baariumsulfaati kasutatakse pliiakude tootmisel negatiivse elektroodi aktiivse massi laiendajana.
Klaasi murdumisnäitaja suurendamiseks lisatakse klaasi massile baariumkarbonaati BaCO 3. Baariumsulfaati kasutatakse paberitööstuses täiteainena; paberi kvaliteedi määrab suuresti selle kaal, bariit BaSO 4 muudab paberi raskemaks. See sool sisaldub tingimata kõigis kallites paberiklassides. Lisaks kasutatakse baariumsulfaati laialdaselt valge litopoonvärvi tootmisel, mis on baariumsulfiidi ja tsinksulfaadi lahuste reaktsioonisaadus:
BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.
Mõlemad valget värvi soolad sadestuvad, lahusesse jääb puhas vesi.
Sügavate nafta- ja gaasipuuraukude puurimisel kasutatakse puurimisvedelikuna baariumsulfaadi suspensiooni vees.
Teine baariumisool leiab olulisi kasutusviise. See on baariumtitanaat BaTiO 3 - üks olulisemaid ferroelektrikuid (ferroelektrikud polariseeritakse iseseisvalt, välise väljaga kokku puutumata. Dielektrikute hulgas paistavad nad juhtide hulgas silma samamoodi nagu ferromagnetilised materjalid. Sellise polarisatsiooni võime on hoitakse ainult teatud temperatuuril.Polariseeritud ferroelektrikud erinevad kõrgema dielektrilise konstandiga), mida peetakse väga väärtuslikeks elektrimaterjalideks.
1944. aastal täiendati seda klassi baariumtitanaadiga, mille ferroelektrilised omadused avastas Nõukogude füüsik B.M. Vulom. Baariumtitanaadi eripäraks on see, et see säilitab ferroelektrilised omadused väga laias temperatuurivahemikus – absoluutse nulli lähedalt kuni +125°C.
Baariumit on kasutatud ka meditsiinis. Selle sulfaatsoola kasutatakse maohaiguste diagnoosimisel. BaSO 4 segatakse veega ja lastakse patsiendil alla neelata. Baariumsulfaat on röntgenikiirgusele läbipaistmatu ja seetõttu jäävad ekraanile pimedaks need seedetrakti osad, millest "baariumpuder" läbi läheb. Nii saab arst aimu mao ja soolte kujust, määrab koha, kus haavand võib tekkida.
Baariumi mõju inimkehale
Kehasse sisenemise teed.
Peamine viis, kuidas baarium inimkehasse siseneb, on toidu kaudu. Seega on osa mereelanikke võimelised koguma baariumi ümbritsevast veest ja kontsentratsioonides 7-100 (ja mõnel meretaimel kuni 1000) korda suuremas koguses kui selle sisaldus merevees. Mõned taimed (näiteks sojaoad ja tomatid) suudavad ka mullast baariumi koguda 2-20 korda. Piirkondades, kus baariumi kontsentratsioon vees on kõrge, võib baariumi kogutarbimisele kaasa aidata ka joogivesi. Baariumi omastamine õhust on tühine.
Terviseoht.
WHO egiidi all läbi viidud teaduslike epidemioloogiliste uuringute käigus ei ole kinnitust leidnud andmed südame-veresoonkonna haigustesse suremuse ja joogivee baariumisisalduse vahelise seose kohta. Lühiajalistes uuringutes vabatahtlikega ei ilmnenud baariumi kontsentratsioonidel kuni 10 mg/l kahjulikku toimet kardiovaskulaarsüsteemile. Tõsi, rottidel tehtud katsetes, kui viimased tarbisid vett isegi madala baariumisisaldusega, täheldati süstoolse vererõhu tõusu. See viitab potentsiaalsele vererõhu tõusu ohule inimestel baariumi sisaldava vee pikaajalisel kasutamisel (sellised andmed on USEPA-l).
USEPA andmed viitavad ka sellele, et isegi üks jook vett, mis sisaldab palju rohkem kui maksimaalne baariumisisaldus, võib põhjustada lihasnõrkust ja kõhuvalu. Samas tuleb arvestada, et USEPA kvaliteedistandardiga kehtestatud baariumistandard (2,0 mg/l) ületab oluliselt WHO poolt soovitatud väärtust (0,7 mg/l). Venemaa sanitaarstandardid määravad baariumile vees veelgi rangema MPC väärtuse – 0,1 mg/l. Vee eemaldamise tehnoloogiad: ioonivahetus, pöördosmoos, elektrodialüüs.
MÄÄRATLUS
Baarium asub perioodilise tabeli põhi(A) alagrupi II grupi kuuendal perioodil.
kuulub perekonda s-elemendid. Metallist. Nimetus - Ba. Järjearv - 56. Suhteline aatommass - 137,34 a.m.u.
Baariumi aatomi elektrooniline struktuur
Baariumiaatom koosneb positiivselt laetud tuumast (+56), mille sees on 56 prootonit ja 81 neutronit ning kuuel orbiidil liigub ringi 56 elektroni.
Joonis 1. Baariumi aatomi skemaatiline struktuur.
Elektronide jaotus orbitaalidel on järgmine:
56Ba) 2) 8) 18) 18) 8) 2;
1s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 6 3d 10 4s 2 4lk 6 4d 10 5s 2 5lk 6 6s 2 .
Baariumi aatomi välimine energiatase sisaldab 2 elektroni, mis on valents. Põhiseisundi energiadiagramm on järgmisel kujul:
Baariumi aatomit iseloomustab ergastatud oleku olemasolu. Elektronid 6 s- alamtasandid on paarita ja üks neist asub vabal orbitaalil 6 lk- alamtase:
Kahe paaritu elektroni olemasolu näitab, et baariumi oksüdatsiooniaste on +2.
Baariumiaatomi valentselektroneid saab iseloomustada nelja kvantarvuga: n(peakvant), l(orbitaal), m l(magnetiline) ja s(keerutamine):
|
alamtasand |
||||
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
MÄÄRATLUS
Baarium on perioodilise tabeli viiekümne kuues element. Nimetus - Ba ladinakeelsest sõnast "baarium". Asub kuuendal perioodil, rühm IIA. Viitab metallidele. Põhimakse on 56.
Baarium esineb looduses peamiselt sulfaatide ja karbonaatidena, moodustades mineraalid bariit BaSO 4 ja witeriit BaCO 3 . Baariumi sisaldus maakoores on 0,05% (massi järgi), mis on palju vähem kui kaltsiumi sisaldus.
Lihtsa aine kujul on baarium hõbevalge metall (joonis 1), mis õhus on kaetud õhu koostisainetega interaktsiooniproduktide kollaka kilega. Baarium on kõvaduse poolest pliiga sarnane. Tihedus 3,76 g/cm3. Sulamistemperatuur 727 o C, keemistemperatuur 1640 o C. Sellel on kehakeskne kristallvõre.
Riis. 1. Baarium. Välimus.
Baariumi aatom- ja molekulmass
MÄÄRATLUS
Aine suhteline molekulmass(M r) on arv, mis näitab, mitu korda on antud molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist ja elemendi suhteline aatommass(A r) - mitu korda on keemilise elemendi aatomite keskmine mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.
Kuna baarium eksisteerib vabas olekus monoatoomiliste Ba molekulide kujul, langevad selle aatom- ja molekulmassi väärtused kokku. Need on võrdsed 137,327-ga.
Baariumi isotoobid
On teada, et baarium võib looduses esineda seitsme stabiilse isotoobina 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba ja 138Ba, millest 137Ba on kõige levinum (71,66%). Nende massinumbrid on vastavalt 130, 132, 134, 135, 136, 137 ja 138. Baariumi isotoobi 130 Ba aatomi tuum sisaldab viiskümmend kuus prootonit ja seitsekümmend neli neutronit ning ülejäänud isotoobid erinevad sellest ainult neutronite arvu poolest.
Seal on kunstlikke ebastabiilseid baariumi isotoope massinumbritega 114–153, samuti kümmet tuumade isomeerset olekut, mille hulgas on pikima elueaga 133 Ba isotoop, mille poolestusaeg on 10,51 aastat.
baariumiioonid
Baariumi aatomi välisenergia tasemel on kaks valentselektroni:
1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 6 4p 10 5s 2 5p 6 6s 2 .
Keemilise vastasmõju tulemusena loovutab baarium oma valentselektronid, s.o. on nende doonor ja muutub positiivselt laetud iooniks:
Ba 0 -2e → Ba 2+.
Baariumi molekul ja aatom
Vabas olekus eksisteerib baarium monatoomiliste Ba molekulide kujul. Siin on mõned baariumi aatomit ja molekuli iseloomustavad omadused:
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
1808. aastal sai Davy Humphrey baariumi amalgaami kujul selle ühendite elektrolüüsi teel.
Kviitung:
Looduses moodustab see mineraale bariit BaSO 4 ja vitseriit BaCO 3 . Saadakse aluminotermia või asiidi lagunemise teel:
3BaO+2Al=Al2O3+3Ba
Ba(N 3) 2 \u003d Ba + 3N 2
Füüsikalised omadused:
Hõbevalge metall, millel on kõrgem sulamis- ja keemistemperatuur ning suurem tihedus kui leelismetallidel. Väga pehme. Tm = 727 °C.
Keemilised omadused:
Baarium on tugevaim redutseerija. Õhus kattub see kiiresti oksiidi, peroksiidi ja baariumnitriidi kilega, süttib kuumutamisel või lihtsalt purustamisel. Vesiniku ja väävliga kuumutamisel suhtleb intensiivselt halogeenidega.
Baarium reageerib intensiivselt vee ja hapetega. Hoida nagu leelismetalle petrooleumis.
Ühendites on selle oksüdatsiooniaste +2.
Kõige olulisemad ühendused:
baariumoksiid. Tahke aine, mis reageerib intensiivselt veega, moodustades hüdroksiidi. Imab süsihappegaasi, muutudes karbonaadiks. Kuumutamisel temperatuurini 500 ° C reageerib see hapnikuga, moodustades peroksiidi
baariumperoksiid BaO 2, valge aine, halvasti lahustuv, oksüdeeriv aine. Kasutatakse pürotehnikas, vesinikperoksiidi, valgendi tootmiseks.
baariumhüdroksiid Ba(OH)2, Ba(OH)2-oktahüdraat *8H2O, värvitu. kristall, leelis. Kasutatakse sulfaadi ja karbonaadi ioonide tuvastamiseks, taimsete ja loomsete rasvade puhastamiseks.
baariumi soolad värvitud kristallid. ained. Lahustuvad soolad on väga mürgised.
kloriid baarium saadakse baariumsulfaadi interaktsioonil kivisöe ja kaltsiumkloriidiga temperatuuril 800–1100 °C. Reaktiiv sulfaadioonide jaoks. kasutatakse nahatööstuses.
Nitraat baarium, baariumnitraat, roheliste pürotehniliste kompositsioonide komponent. Kuumutamisel laguneb, moodustades baariumoksiidi.
Sulfaat baarium on vees ja hapetes praktiliselt lahustumatu, seetõttu on see kergelt mürgine. kasutatakse paberi pleegitamiseks, fluoroskoopiaks, bariitbetooni täiteaineks (kaitse radioaktiivse kiirguse eest).
Rakendus:
Baariummetalli kasutatakse mitmete sulamite komponendina, desoksüdeerijana vase ja plii tootmisel. Lahustuvad baariumisoolad on mürgised, MPC 0,5 mg/m 3 . Vaata ka:
S.I. Venetsky Umbes haruldane ja hajutatud. Metallist lood.
