Domov > Geografia > bárium. vlastnosti bária


bárium. vlastnosti bária




S chemickým vzorcom BaSO 4 . Je to biely prášok bez zápachu, nerozpustný vo vode. Jeho belosť a nepriehľadnosť, ako aj vysoká hustota, definujú jeho hlavné aplikácie.

História mien

Bárium patrí medzi kovy alkalických zemín. Posledné menované sú tak pomenované, pretože podľa D. I. Mendelejeva ich zlúčeniny tvoria nerozpustnú hmotu zeme a oxidy „majú zemitý vzhľad“. Bárium sa v prírode nachádza vo forme minerálu baryt, čo je síran bárnatý s rôznymi nečistotami.

Prvýkrát ho objavili švédski chemici Scheele a Hahn v roku 1774 ako súčasť takzvaného ťažkého nosníka. Odtiaľ pochádza názov minerálu (z gréckeho "baris" - ťažký) a potom samotný kov, keď ho v roku 1808 vo svojej čistej forme izoloval Humphry Devi.

Fyzikálne vlastnosti

Keďže BaSO 4 je soľ kyseliny sírovej, jeho fyzikálne vlastnosti čiastočne určuje samotný kov, ktorý je mäkký, reaktívny a striebristo biely. Prírodný baryt je bezfarebný (niekedy biely) a priehľadný. Chemicky čistý BaSO 4 má farbu od bielej po svetložltú, je nehorľavý, s teplotou topenia 1580°C.

Aká je hmotnosť síranu bárnatého? Jeho molárna hmotnosť je 233,43 g/mol. Má nezvyčajne vysokú špecifickú hmotnosť - od 4,25 do 4,50 g/cm 3 . Vzhľadom na jeho nerozpustnosť vo vode, jeho vysoká hustota ho robí nepostrádateľným ako plnivo pre vodné vrtné kvapaliny.

Chemické vlastnosti

BaSO 4 je jednou z najviac ťažko rozpustných zlúčenín vo vode. Dá sa získať z dvoch vysoko rozpustných solí. Vezmite vodný roztok síranu sodného - Na2S04. Jeho molekula vo vode disociuje na tri ióny: dva Na + a jeden SO 4 2-.

Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-

Vezmime si aj vodný roztok chloridu bárnatého - BaCl 2, ktorého molekula sa disociuje na tri ióny: jeden Ba 2+ a dva Cl -.

BaCl 2 → Ba 2+ + 2Cl -

Zmiešajte vodný roztok síranu a zmes obsahujúcu chlorid. Síran bárnatý vzniká spojením dvoch iónov s rovnakou veľkosťou a opačným nábojom do jednej molekuly.

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4

Nižšie vidíte úplnú rovnicu pre túto reakciu (takzvanú molekulovú rovnicu).

Na2S04 + BaCl2 → 2NaCl + BaS04

V dôsledku toho sa vytvorí nerozpustná zrazenina síranu bárnatého.

Komoditný baryt

V praxi je surovinou na výrobu komerčného síranu bárnatého určeného na použitie vo vrtných kvapalinách pri vŕtaní ropných a plynových vrtov spravidla minerálny baryt.

Pojem "primárny" baryt sa vzťahuje na komerčné produkty, ktoré zahŕňajú surovinu (získanú z baní a lomov), ako aj produkty jednoduchého obohacovania metódami, ako je pranie, usadzovanie, separácia v ťažkých médiách, flotácia. Väčšinu surového barytu je potrebné upraviť na minimálnu čistotu a hustotu. Minerál, ktorý sa používa ako plnivo, sa pomelie a preoseje na jednotnú veľkosť, takže aspoň 97 % jeho častíc má veľkosť do 75 mikrónov a nie viac ako 30 % je menších ako 6 mikrónov. Primárny baryt musí byť tiež dostatočne hustý, aby mal špecifickú hmotnosť 4,2 g/cm3 alebo vyššiu, ale dostatočne mäkký, aby nepoškodil ložiská.

Získanie chemicky čistého produktu

Minerál baryt je často kontaminovaný rôznymi nečistotami, hlavne oxidmi železa, ktoré ho farbia do rôznych farieb. Spracováva sa karbotermicky (zohrieva sa koksom). Výsledkom je sulfid bárnatý.

BaSO 4 + 4 C → BaS + 4 CO

Ten je na rozdiel od síranu rozpustný vo vode a ľahko reaguje s kyslíkom, halogénmi a kyselinami.

BaS + H2S04 → BaSO4 + H2S

Kyselina sírová sa používa na získanie konečného produktu vysokej čistoty. Síran bárnatý vytvorený týmto procesom sa často označuje ako blancfix, čo vo francúzštine znamená „biely fixovaný“. Často sa vyskytuje v spotrebiteľských výrobkoch, ako sú farby.

V laboratórnych podmienkach vzniká síran bárnatý spojením iónov bária a síranových iónov v roztoku (pozri vyššie). Keďže síran je pre svoju nerozpustnosť najmenej toxická soľ bária, odpady obsahujúce iné soli bária sa niekedy upravujú síranom sodným, aby sa na seba naviazalo všetko bárium, čo je dosť toxické.

Od síranu k hydroxidu a späť

Historicky sa baryt používal na výrobu hydroxidu bárnatého, Ba(OH)2, potrebného pri rafinácii cukru. Vo všeobecnosti ide o veľmi zaujímavú a v priemysle široko používanú zlúčeninu. Je vysoko rozpustný vo vode a vytvára roztok známy ako barytová voda. Je vhodné použiť na viazanie síranových iónov v rôznych zloženiach prostredníctvom tvorby nerozpustného BaS04.

Vyššie sme videli, že pri zahrievaní v prítomnosti koksu je ľahké získať vo vode rozpustný sulfid bárnatý - BaS zo síranu. Ten pri interakcii s horúcou vodou vytvára hydroxid.

BaS + 2H20 -> Ba(OH)2 + H2S

Hydroxid bárnatý a síran sodný, vložené do roztokov, keď sa zmiešajú, poskytnú nerozpustnú zrazeninu síranu bárnatého a hydroxidu sodného.

Ba(OH)2 + Na2S04 = BaS04 + 2NaOH

Ukazuje sa, že prírodný síran bárnatý (baryt) sa najskôr priemyselne premieňa na hydroxid bárnatý a potom slúži na získanie rovnakého síranu pri čistení rôznych soľných systémov od síranových iónov. Rovnakým spôsobom bude reakcia prebiehať aj pri čistení iónov SO 4 2- z roztoku síranu meďnatého. Ak pripravíte zmes „hydroxid bárnatý + síran meďnatý“, výsledkom je hydroxid meďnatý a nerozpustný síran bárnatý.

CuSO 4 + Ba(OH) 2 → Cu(OH) 2 + BaSO 4 ↓

Dokonca aj pri reakcii so samotnou kyselinou sírovou budú jej síranové ióny úplne viazané báriom.

Použitie vo vrtných kvapalinách

Asi 80 % svetovej produkcie síranu bárnatého, čisteného a mletého barytu, sa spotrebuje ako súčasť vrtných kvapalín pri vytváraní ropných a plynových vrtov. Jeho pridaním sa zvýši hustota tekutiny vstrekovanej do vrtu, aby lepšie odolala vysokému tlaku v nádrži a zabránila prasknutiu.

Keď je studňa vyvŕtaná, korunka prechádza rôznymi formáciami, z ktorých každá má svoje vlastné charakteristiky. Čím väčšia je hĺbka, tým väčšie percento barytu musí byť prítomné v štruktúre roztoku. Ďalšou výhodou je, že síran bárnatý je nemagnetická látka, takže neinterferuje s rôznymi meraniami pomocou elektronických zariadení.

Farbársky a papierenský priemysel

Väčšina syntetického BaSO 4 sa používa ako zložka bieleho pigmentu pre farby. Takže blancfix zmiešaný s oxidom titaničitým (TiO 2) sa predáva ako biela olejová farba používaná pri maľovaní.

Kombináciou BaSO 4 a ZnS (sulfid zinočnatý) vzniká anorganický pigment nazývaný litopon. Používa sa ako náter na určité druhy fotografického papiera.

V poslednej dobe sa síran bárnatý používa na zjasnenie papiera určeného pre atramentové tlačiarne.

Aplikácie v chemickom priemysle a metalurgii neželezných kovov

Pri výrobe polypropylénu a polystyrénu sa BaSO 4 používa ako plnivo v pomere až 70 %. Pôsobí na zvýšenie odolnosti plastov voči kyselinám a zásadám a zároveň im dodáva nepriehľadnosť.

Používa sa aj na výrobu iných zlúčenín bária, najmä uhličitanu bárnatého, ktorý sa používa na výrobu skla LED pre televízne a počítačové obrazovky (historicky v katódových trubiciach).

Formy používané pri odlievaní kovov sú často potiahnuté síranom bárnatým, aby sa zabránilo priľnavosti k roztavenému kovu. To sa robí pri výrobe anódových medených dosiek. Odlievajú sa do medených foriem potiahnutých vrstvou síranu bárnatého. Keď tekutá meď stuhne na hotovú anódovú platňu, dá sa ľahko vybrať z formy.

pyrotechnické zariadenia

Keďže zlúčeniny bária pri horení vyžarujú zelené svetlo, soli tejto látky sa často používajú v pyrotechnických vzorcoch. Hoci dusičnany a chlorečnany sú bežnejšie ako sírany, sírany sa široko používajú ako súčasť pyrotechnických zábleskových svetiel.

Röntgenová kontrastná látka

Síran bárnatý je látka nepriepustná pre žiarenie, ktorá sa používa na diagnostiku určitých zdravotných problémov. Keďže takéto látky sú pre röntgenové lúče nepriehľadné (blokujú ich v dôsledku ich vysokej hustoty), oblasti tela, v ktorých sa nachádzajú, sa na röntgenovom filme javia ako biele oblasti. To vytvára nevyhnutné rozlíšenie medzi jedným (diagnostikovaným) orgánom a inými (okolitými) tkanivami. Kontrast pomôže lekárovi vidieť akékoľvek špeciálne stavy, ktoré môžu existovať v danom orgáne alebo časti tela.

Síran bárnatý sa užíva ústami alebo rektálne s klystírom. V prvom prípade spôsobuje, že pažerák, žalúdok alebo tenké črevo sú pre röntgenové lúče nepriehľadné. Aby sa dali odfotiť. Ak sa látka podáva s klystírom, potom je možné hrubé črevo alebo črevá vidieť a fixovať röntgenovými lúčmi.

Dávka síranu bárnatého sa bude líšiť pre rôznych pacientov, všetko závisí od typu testu. Liečivo je dostupné vo forme špeciálnej lekárskej suspenzie bária alebo v tabletách. Rôzne testy, ktoré vyžadujú kontrastné a röntgenové zariadenie, vyžadujú rôzne množstvá suspenzie (v niektorých prípadoch je potrebný liek vo forme tabliet). Kontrastná látka sa má používať len pod priamym dohľadom lekára.

Bárium je prvkom hlavnej podskupiny druhej skupiny, šiestej periódy periodického systému chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 56. Označuje sa symbolom Ba (lat. bárium). Jednoduchá látka je mäkký, tvárny strieborno-biely kov alkalických zemín. Má vysokú chemickú aktivitu.

História objavu bária

Bárium objavil vo forme oxidu BaO v roku 1774 Karl Scheele. V roku 1808 anglický chemik Humphrey Davy vyrobil amalgám bária elektrolýzou vlhkého hydroxidu bárnatého s ortuťovou katódou; po odparení ortuti zahrievaním izoloval kovové bárium.

V roku 1774 švédsky chemik Carl Wilhelm Scheele a jeho priateľ Johan Gottlieb Hahn skúmali jeden z najťažších minerálov, ťažký brvno BaSO 4 . Podarilo sa im izolovať dovtedy neznámu „ťažkú ​​zem“, ktorú neskôr nazvali baryt (z gréckeho βαρυς – ťažký). A po 34 rokoch Humphry Davy, ktorý podrobil mokrú barytovú zeminu elektrolýze, z nej získal nový prvok - bárium. Treba poznamenať, že v tom istom roku 1808, o niečo skôr ako Davy, Jene Jacob Berzelius a jeho spolupracovníci získali amalgámy vápnika, stroncia a bária. Tak sa zrodil prvok bárium.

Starovekí alchymisti kalcinovali BaSO 4 drevom alebo dreveným uhlím a získali fosforeskujúce „boloské drahokamy“. Ale chemicky tieto drahokamy nie sú BaO, ale sulfid bárnatý BaS.

pôvod mena

Svoje meno dostal z gréckeho barys – „ťažký“, pretože jeho oxid (BaO) bol charakterizovaný tým, že má na takéto látky nezvyčajne vysokú hustotu.

Nájdenie bária v prírode

Zemská kôra obsahuje 0,05% bária. To je pomerne veľa - oveľa viac ako napríklad olovo, cín, meď alebo ortuť. Vo svojej čistej forme sa v zemi nevyskytuje: bárium je aktívne, patrí do podskupiny kovov alkalických zemín a prirodzene je celkom pevne viazané v mineráloch.

Hlavnými báryovými minerálmi sú už spomínaný ťažký kal BaSO 4 (častejšie nazývaný baryt) a witherit BaCO3, pomenovaný po Angličanovi Williamovi Witheringovi (1741 ... 1799), ktorý tento minerál objavil v roku 1782. V malej koncentrácii báryových solí sa nachádzajú v mnohých minerálnych vodách a morskej vode. Nízky obsah je v tomto prípade plus, nie mínus, pretože všetky soli bária, okrem síranu, sú jedovaté.

Typy ložísk bária

Podľa minerálnych asociácií sa barytové rudy delia na monominerálne a komplexné. Zložité sa delia na baryt-sulfid (obsahujú olovo, zinok, niekedy sulfidy medi a železa, menej často Sn, Ni, Au, Ag), baryt-kalcit (obsahujú do 75% kalcitu), železo-baryt (obsahujú magnetit , hematit a goethit a hydrogoethit v horných zónach) a baryt-fluorit (okrem barytu a fluoritu zvyčajne obsahujú kremeň a kalcit, ako malé nečistoty sú niekedy prítomné sulfidy zinku, olova, medi a ortuti).

Z praktického hľadiska sú najväčšiemu záujmu hydrotermálne žilové monominerálne, baryto-sulfidové a baryto-fluoritové ložiská. Priemyselný význam majú aj niektoré depozity metasomatických vrstiev a eluviálne sypače. Sedimentárne ložiská, ktoré sú typickými chemickými sedimentmi vodných nádrží, sú zriedkavé a nehrajú významnú úlohu.

Barytové rudy spravidla obsahujú ďalšie užitočné zložky (fluorit, galenit, sfalerit, meď, zlato v priemyselných koncentráciách), preto sa používajú v kombinácii.

Izotopy bária

Prírodné bárium pozostáva zo zmesi siedmich stabilných izotopov: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Posledne menované je najčastejšie (71,66 %). Známe sú aj rádioaktívne izotopy bária, z ktorých najvýznamnejší je 140 Ba. Vzniká pri rozpade uránu, tória a plutónia.

Získanie bária

Kov možno získať rôznymi spôsobmi, najmä elektrolýzou roztavenej zmesi chloridu bárnatého a chloridu vápenatého. Bárium je možné získať jeho obnovou z oxidu aluminotermickou metódou. Na tento účel sa witherit spaľuje uhlím a získa sa oxid bárnatý:

BaCO3 + C → BaO + 2CO.

Potom sa zmes BaO s hliníkovým práškom zahreje vo vákuu na 1250 °C. Pary redukovaného bária kondenzujú v chladných častiach skúmavky, v ktorej prebieha reakcia:

3BaO + 2Al → Al203 + 3Ba.

Je zaujímavé, že peroxid bárnatý BaO 2 je často súčasťou zloženia zapaľovacích zmesí na aluminotermiu.

Získanie oxidu bárnatého jednoduchou kalcináciou witheritu je náročné: witherit sa rozkladá až pri teplotách nad 1800°C. BaO je jednoduchšie získať kalcináciou dusičnanu bárnatého Ba (NO 3) 2:

2Ba (N03)2 → 2BaO + 4N02 + O2.

Elektrolýza aj redukcia hliníka vytvárajú mäkký (tvrdší ako olovo, ale mäkší ako zinok) lesklý biely kov. Topí sa pri 710°C, vrie pri 1638°C, jeho hustota je 3,76 g/cm 3 . To všetko plne zodpovedá postaveniu bária v podskupine kovov alkalických zemín.

Existuje sedem prírodných izotopov bária. Najbežnejším z nich je bárium-138; je to viac ako 70 %.

Bárium je vysoko aktívne. Pri náraze sa samovznieti, ľahko rozkladá vodu a vytvára rozpustný hydrát oxidu bárnatého:

Ba + 2H20 -> Ba (OH)2 + H2.

Vodný roztok hydroxidu bárnatého sa nazýva barytová voda. Táto „voda“ sa používa v analytickej chémii na stanovenie CO 2 v zmesiach plynov. Ale to je už z príbehu o použití zlúčenín bária. Kovové bárium nenachádza takmer žiadne praktické uplatnenie. V extrémne malých množstvách sa zavádza do ložiskových a tlačiarenských zliatin. Zliatina bária a niklu sa používa v rádiových trubiciach, čisté bárium sa používa iba vo vákuovej technike ako getr (getter).

Kovové bárium sa získava z oxidu redukciou hliníka vo vákuu pri 1200-1250 °C:

4BaO + 2Al \u003d 3Ba + BaAl2O 4.

Bárium sa čistí vákuovou destiláciou alebo zónovým tavením.

Príprava titánu bária. Získať ho je pomerne jednoduché. Witherite BaCO 3 pri 700 ... 800 ° C reaguje s oxidom titaničitým TYu 2, ukáže sa presne to, čo potrebujete:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.

Hlavné stužková. spôsob získania kovového bária z BaO je jeho redukcia práškom A1: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. Spôsob sa uskutočňuje v reaktore pri teplote 1100 až 1200 °C v atmosfére argónu alebo vo vákuu (výhodný je druhý spôsob). Molárny pomer BaO:A1 je (1,5-2):1. Reaktor je umiestnený v peci tak, aby teplota jeho „studenej časti“ (kondenzujú v nej vzniknuté báryové pary) bola asi 520 °C. Destiláciou vo vákuu sa bárium prečistí na obsah nečistôt nižší ako 10 ~ 4 % hmotn. a pri použití zónového tavenia - až 10 ~ 6 %.

Malé množstvá bária sa získavajú aj redukciou BaBeO 2 [syntetizované fúziou Ba (OH) 2 a Be (OH) 2] pri 1300 °C s titánom, ako aj rozkladom pri 120 °C Ba (N 3 ) 2, vznikajúce pri výmene p- katiónov solí bária s NaN 3 .

Acetát Ba (OOCHN 3), - bezfarebný. kryštály; t.t. 490 °С (rozkl.); hustý 2,47 g/cm3; sol. vo vode (58,8 g na 100 g pri 0 °C). Pod 25 ° C trihydrát kryštalizuje z vodných roztokov, pri 25-41 ° C - monohydrát, nad 41 ° C - bezvodá soľ. Získajte interakciu. Ba (OH) 2, VaCO 3 alebo BaS s CH 3 CO 2 H. Používa sa ako moridlo pri farbení vlny a chintzu.

Manganát(VI) BaMnO 4 - zelené kryštály; nerozkladá sa do 1000°C. Získané kalcináciou zmesi Ba(N03)2 s Mn02. Pigment (kassel alebo mangánová zeleň) bežne používaný na freskovú maľbu.

Chromát (VI) ВаСrO 4 - žlté kryštály; t.t. 1380 °C; - 1366,8 kJ/mol; sol. v inorg. to-max, nie sol. vo vode. Získajte interakciu. vodné roztoky Ba (OH) 2 alebo BaS s chrómanmi alkalických kovov (VI). Pigment (barytová žltá) pre keramiku. MPC 0,01 mg/m3 (v zmysle Cr03). Pirconate ВаZrО 3 - bezfarebný. kryštály; t.t. ~269 °С; - 1762 kJ/mol; sol. vo vode a vodných roztokoch alkálií a NH 4 HCO 3, rozkladá sa silnými inorg. to-tami. Získajte interakciu. ZrO2 s BaO, Ba(OH)2 alebo BaC03 pri zahrievaní. Ba zirkonát zmiešaný s ВаТiO 3 -piezoelektrickým.

Bromid BaBr 2 - biele kryštály; t.t. 847 °C; hustý 4,79 g/cm3; -757 kJ/mol; dobre sol. vo vode, metanole, horšie - v etanole. Z vodných roztokov kryštalizuje dihydrát, ktorý sa pri 75 ° C mení na monohydrát, na bezvodú soľ - nad 100 ° C. Vo vodných roztokoch interakcia. s C02 a O2 vzduchu za vzniku VaC03 a Br2. Získajte interakciu BaBr 2. vodný p-príkop Ba (OH)2 alebo VaC03 s kyselinou bromovodíkovou.

Jodid BaI 2 - bezfarebný. kryštály; t.t. 740 °С (rozklad); hustý 5,15 g/cm3; . -607 kJ/mol; dobre sol. vo vode a etanole. Z roztokov horúcej vody kryštalizuje dihydrát (dehydratovaný pri 150 ° C), pod 30 ° C - hexahydrát. Získajte interakciu VaI 2. voda p-príkop Ba (OH) 2 alebo VaCO 3 s kyselinou jodovodíkovou.

Fyzikálne vlastnosti bária

Bárium je strieborno-biely kujný kov. Pri prudkom údere sa zlomí. Existujú dve alotropické modifikácie bária: α-Ba s kubickou mriežkou centrovanou na telo je stabilný do 375 °C (parameter a = 0,501 nm), β-Ba je stabilný vyššie.

Tvrdosť na mineralogickej stupnici 1,25; na Mohsovej stupnici 2.

Kovové bárium sa skladuje v petroleji alebo pod vrstvou parafínu.

Chemické vlastnosti bária

Bárium je kov alkalických zemín. Na vzduchu intenzívne oxiduje za vzniku oxidu bárnatého BaO a nitridu bárnatého Ba 3 N 2 a pri miernom zahriatí sa vznieti. Prudko reaguje s vodou za vzniku hydroxidu bárnatého Ba (OH) 2:

Ba + 2H20 \u003d Ba (OH)2 + H2

Aktívne interaguje so zriedenými kyselinami. Mnohé soli bária sú nerozpustné alebo málo rozpustné vo vode: síran bárnatý BaSO 4, siričitan bárnatý BaSO 3, uhličitan bárnatý BaCO 3, fosforečnan bárnatý Ba 3 (PO 4) 2. Sulfid bárnatý BaS je na rozdiel od sulfidu vápenatého CaS vysoko rozpustný vo vode.

Prirodzené bárium má od mája sedem stabilných izotopov. kap.130, 132, 134-137 a 138 (71,66 %). Prierez zachytávania tepelných neutrónov je 1,17-10 28 m 2 . Externá konfigurácia elektrónový obal 6s 2 ; oxidačný stav + 2, zriedka + 1; ionizačná energia Ba° -> Ba + -> Ba 2+ resp. 5,21140 a 10,0040 eV; Paulingova elektronegativita 0,9; atómový polomer 0,221 nm, iónový polomer Ba 2+ 0,149 nm (koordinačné číslo 6).

Ľahko reaguje s halogénmi za vzniku halogenidov.

Pri zahrievaní s vodíkom vytvára hydrid bárnatý BaH2, ktorý zase s hydridom lítnym LiH poskytuje komplex Li.

Reaguje na zahrievanie s amoniakom:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

Nitrid bárnatý Ba 3 N 2 pri zahrievaní reaguje s CO za vzniku kyanidu:

Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO

S tekutým amoniakom dáva tmavomodrý roztok, z ktorého sa dá izolovať amoniak, ktorý má zlatistý lesk a ľahko sa rozkladá elimináciou NH 3. V prítomnosti platinového katalyzátora sa amoniak rozkladá na amid bárnatý:

Ba (NH2)2 + 4NH3 + H2

Karbid bária BaC 2 možno získať zahrievaním BaO s uhlím v oblúkovej peci.

S fosforom tvorí fosfid Ba 3 P 2 .

Bárium redukuje oxidy, halogenidy a sulfidy mnohých kovov na zodpovedajúci kov.

Aplikácia bária

Základom getrov (getterov) je zliatina bária s A1 (zliatina alba, 56 % Ba). Na získanie samotného getra sa bárium odparuje zo zliatiny vysokofrekvenčným ohrevom vo vákuovej banke zariadenia; báryové zrkadlo (alebo difúzny povlak počas odparovania v dusíkovej atmosfére). Aktívnou časťou drvivej väčšiny termionických katód je BaO. Bárium sa tiež používa ako deoxidátor Cu a Pb, ako prísada do antifrikcií. zliatiny, železné a neželezné kovy, ako aj zliatiny, z ktorých sa vyrábajú typografické písma na zvýšenie ich tvrdosti. Zliatiny bária s Ni sa používajú na výrobu elektród do žeraviacich sviečok vo vnútorných motoroch. spaľovaním a v rádiových trubiciach. 140 Va (T 1/2 12,8 dňa) je izotopový indikátor používaný pri štúdiu zlúčenín bária.

Kov bária, často v zliatine s hliníkom, sa používa ako getr vo vysokovákuových elektronických zariadeniach.

Antikorózny materiál

Bárium sa pridáva spolu so zirkónom do chladív tekutých kovov (zliatiny sodíka, draslíka, rubídia, lítia, cézia), aby sa znížila jeho agresivita voči potrubiam a v metalurgii.

Fluorid bárnatý sa používa vo forme monokryštálov v optike (šošovky, hranoly).

Peroxid bárnatý sa používa v pyrotechnike a ako oxidačné činidlo. Dusičnan bárnatý a chlorečnan bárnatý sa používajú v pyrotechnike na farbenie plameňov (zelený oheň).

Chróman bárnatý sa používa pri výrobe vodíka a kyslíka termochemickou metódou (cyklus Oak Ridge, USA).

Oxid bárnatý spolu s oxidmi medi a kovov vzácnych zemín sa používa na syntézu supravodivej keramiky pracujúcej pri teplotách tekutého dusíka a vyšších.

Oxid bárnatý sa používa na tavenie špeciálneho typu skla používaného na poťahovanie uránových tyčí. Jeden z rozšírených typov takýchto skiel má nasledujúce zloženie - (oxid fosforu - 61%, BaO - 32%, oxid hlinitý - 1,5%, oxid sodný - 5,5%). Pri výrobe skla pre jadrový priemysel sa používa aj fosforečnan bárnatý.

Fluorid bárnatý sa používa vo fluórových batériách v tuhom stave ako zložka fluoridového elektrolytu.

Oxid bárnatý sa používa vo výkonných batériách z oxidu medi ako zložka aktívnej hmoty (oxid bárnatý-oxid medi).

Síran bárnatý sa používa ako expandér aktívnej hmoty zápornej elektródy pri výrobe olovených batérií.

Na zvýšenie indexu lomu skla sa do sklenenej hmoty pridáva uhličitan bárnatý BaCO 3 . Síran bárnatý sa používa v papierenskom priemysle ako plnivo; kvalita papiera je do značnej miery určená jeho hmotnosťou, baryt BaSO 4 robí papier ťažším. Táto soľ je nevyhnutne zahrnutá vo všetkých drahých druhoch papiera. Okrem toho sa síran bárnatý široko používa pri výrobe bielej lithopónovej farby, produktu reakcie roztokov sulfidu bárnatého so síranom zinočnatým:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

Obidve soli, ktoré majú bielu farbu, sa vyzrážajú, v roztoku zostáva čistá voda.

Pri vŕtaní hlbokých ropných a plynových vrtov sa ako vrtná kvapalina používa suspenzia síranu bárnatého vo vode.

Ďalšia bária soľ nachádza dôležité využitie. Ide o titaničitan bárnatý BaTiO 3 - jedno z najdôležitejších feroelektrík (feroelektriká sú polarizované samostatne, bez pôsobenia vonkajšieho poľa. Medzi dielektrikami vynikajú podobne ako feromagnetické materiály medzi vodičmi. Schopnosť takejto polarizácie je udržiavané len pri určitej teplote.Polarizované feroelektriká sa líšia vyššou dielektrickou konštantou), ktoré sa považujú za veľmi cenné elektrické materiály.

V roku 1944 bola táto trieda doplnená o titaničitan bárnatý, ktorého feroelektrické vlastnosti objavil sovietsky fyzik B.M. Vulom. Zvláštnosťou titaničitanu bárnatého je, že si zachováva feroelektrické vlastnosti vo veľmi širokom rozsahu teplôt - od takmer absolútnej nuly až po +125°C.

Bárium sa využívalo aj v medicíne. Jeho síranová soľ sa používa pri diagnostike žalúdočných ochorení. BaSO 4 sa zmieša s vodou a nechá sa prehltnúť pacientovi. Síran bárnatý je nepriehľadný pre röntgenové lúče, a preto tie časti tráviaceho traktu, cez ktoré prechádza „báryová kaša“, zostávajú na obrazovke tmavé. Lekár tak získa predstavu o tvare žalúdka a čriev, určí miesto, kde môže vzniknúť vred.

Vplyv bária na ľudský organizmus

Cesty vstupu do tela.
Hlavným spôsobom, akým sa bárium dostáva do ľudského tela, je jedlo. Niektorí morskí obyvatelia sú teda schopní akumulovať bárium z okolitej vody, a to v koncentráciách 7-100 (a pre niektoré morské rastliny až 1000) krát vyšších ako je jeho obsah v morskej vode. Niektoré rastliny (napríklad sója a paradajky) sú tiež schopné akumulovať bárium z pôdy 2-20 krát. Avšak v oblastiach, kde je koncentrácia bária vo vode vysoká, môže pitná voda prispieť aj k celkovému príjmu bária. Príjem bária zo vzduchu je zanedbateľný.

Hazard so zdravím.
V priebehu vedeckých epidemiologických štúdií realizovaných pod záštitou WHO sa nepotvrdili údaje o vzťahu medzi úmrtnosťou na kardiovaskulárne ochorenia a obsahom bária v pitnej vode. V krátkodobých štúdiách na dobrovoľníkoch sa pri koncentráciách bária do 10 mg/l nezistil žiadny nepriaznivý účinok na kardiovaskulárny systém. Pravda, pri pokusoch na potkanoch, keď tieto konzumovali vodu aj s nízkym obsahom bária, bolo pozorované zvýšenie systolického krvného tlaku. To naznačuje potenciálne nebezpečenstvo zvýšenia krvného tlaku u ľudí pri dlhodobom používaní vody s obsahom bária (USEPA má takéto údaje).
Údaje USEPA tiež naznačujú, že aj jeden nápoj vody, ktorý obsahuje oveľa viac ako maximálny obsah bária, môže viesť k svalovej slabosti a bolestiam brucha. Je však potrebné vziať do úvahy, že norma bária stanovená normou kvality USEPA (2,0 mg/l) výrazne prevyšuje hodnotu odporúčanú WHO (0,7 mg/l). Ruské hygienické normy stanovujú ešte prísnejšiu hodnotu MPC pre bárium vo vode – 0,1 mg/l. Technológie odstraňovania vody: iónová výmena, reverzná osmóza, elektrodialýza.

DEFINÍCIA

bárium sa nachádza v šiestom období II. skupiny hlavnej (A) podskupiny periodickej tabuľky.

patrí do rodiny s-prvky. Kovové. Označenie - Ba. Poradové číslo - 56. Relatívna atómová hmotnosť - 137,34 am.u.

Elektrónová štruktúra atómu bária

Atóm bária sa skladá z kladne nabitého jadra (+56), vo vnútri ktorého je 56 protónov a 81 neutrónov a 56 elektrónov sa pohybuje po šiestich dráhach.

Obr.1. Schématická štruktúra atómu bária.

Rozloženie elektrónov v orbitáloch je nasledovné:

56Ba) 2) 8) 18) 18) 8) 2;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 2 .

Vonkajšia energetická hladina atómu bária obsahuje 2 elektróny, ktoré sú valenčné. Energetický diagram základného stavu má nasledujúcu formu:

Atóm bária je charakterizovaný prítomnosťou excitovaného stavu. Elektróny 6 s- podúrovne sú nepárové a jedna z nich zaberá voľný orbitál 6 p- podúroveň:

Prítomnosť dvoch nepárových elektrónov naznačuje, že bárium má oxidačný stav +2.

Valenčné elektróny atómu bária možno charakterizovať súborom štyroch kvantových čísel: n(hlavné kvantum), l(orbitálna), m l(magnetické) a s(točiť):

podúrovni

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

DEFINÍCIA

bárium je päťdesiatym šiestym prvkom periodickej tabuľky. Označenie - Ba z latinského "bárium". Nachádza sa v šiestom období, skupina IIA. Vzťahuje sa na kovy. Základný náboj je 56.

Bárium sa v prírode vyskytuje najmä ako sírany a uhličitany, tvoriace minerály baryt BaSO 4 a witherit BaCO 3 . Obsah bária v zemskej kôre je 0,05 % (hm.), čo je oveľa menej ako obsah vápnika.

Bárium je vo forme jednoduchej látky strieborno-biely kov (obr. 1), ktorý je na vzduchu pokrytý žltkastým filmom produktov interakcie so zložkami vzduchu. Bárium je svojou tvrdosťou podobné olovu. Hustota 3,76 g/cm3. Teplota topenia 727 o C, bod varu 1640 o C. Má telo centrovanú kryštálovú mriežku.

Ryža. 1. Bárium. Vzhľad.

Atómová a molekulová hmotnosť bária

DEFINÍCIA

Relatívna molekulová hmotnosť látky(M r) je číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát je hmotnosť danej molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka a relatívna atómová hmotnosť prvku(A r) - koľkokrát je priemerná hmotnosť atómov chemického prvku väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Keďže bárium existuje vo voľnom stave vo forme monatomických molekúl Ba, hodnoty jeho atómových a molekulových hmotností sa zhodujú. Rovnajú sa 137,327.

Izotopy bária

Je známe, že bárium sa v prírode môže vyskytovať vo forme siedmich stabilných izotopov 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba a 138Ba, z ktorých je 137Ba najbežnejší (71,66 %). Ich hmotnostné čísla sú 130, 132, 134, 135, 136, 137 a 138. Jadro atómu izotopu bária 130 Ba obsahuje päťdesiatšesť protónov a sedemdesiatštyri neutrónov a zvyšné izotopy sa od neho líšia len počtom neutrónov.

Existujú umelé nestabilné izotopy bária s hmotnostnými číslami od 114 do 153, ako aj desať izomérnych stavov jadier, medzi ktorými je najdlhší izotop 133 Ba s polčasom rozpadu 10,51 roka.

ióny bária

Na vonkajšej energetickej úrovni atómu bária sú dva elektróny, ktoré sú valenčné:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 2 .

V dôsledku chemickej interakcie sa bárium vzdáva svojich valenčných elektrónov, t.j. je ich donorom a mení sa na kladne nabitý ión:

Ba 0 -2e → Ba 2+.

Molekula a atóm bária

Vo voľnom stave existuje bárium vo forme monatomických molekúl Ba. Tu sú niektoré vlastnosti, ktoré charakterizujú atóm a molekulu bária:

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

V roku 1808 Davy Humphrey získal bárium vo forme amalgámu elektrolýzou jeho zlúčenín.

Potvrdenie:

V prírode tvorí minerály baryt BaSO 4 a witherit BaCO 3 . Získané aluminotermou alebo rozkladom azidu:
3BaO+2Al=Al203+3Ba
Ba(N 3) 2 \u003d Ba + 3N 2

Fyzikálne vlastnosti:

Strieborne biely kov s vyššou teplotou topenia a varu a väčšou hustotou ako alkalické kovy. Veľmi jemný. Tm. = 727 °C.

Chemické vlastnosti:

Bárium je najsilnejším redukčným činidlom. Na vzduchu sa rýchlo pokryje filmom oxidu, peroxidu a nitridu bárnatého, pri zahriatí alebo jednoduchom rozdrvení sa vznieti. Pri zahrievaní vodíkom a sírou intenzívne interaguje s halogénmi.
Bárium prudko reaguje s vodou a kyselinami. Skladujte, podobne ako alkalické kovy, v petroleji.
V zlúčeninách vykazuje oxidačný stav +2.

Najdôležitejšie spojenia:

oxid bárnatý. Tuhá látka, ktorá prudko reaguje s vodou za vzniku hydroxidu. Absorbuje oxid uhličitý a mení sa na uhličitan. Pri zahriatí na 500 ° C reaguje s kyslíkom za vzniku peroxidu
peroxid bárnatý BaO 2 , biela látka, zle rozpustné, oxidačné činidlo. Používa sa v pyrotechnike, na výrobu peroxidu vodíka, bielidla.
hydroxid bárnatý Ba(OH)2, Ba(OH)2 oktahydrát *8H20, bezfarebný. kryštál, alkálie. Používa sa na detekciu síranových a uhličitanových iónov, na čistenie rastlinných a živočíšnych tukov.
báryové soli bezfarebné kryštály. látok. Rozpustné soli sú vysoko toxické.
Chlorid bárium sa získava interakciou síranu bárnatého s uhlím a chloridom vápenatým pri 800°C - 1100°C. Činidlo pre síranový ión. používané v kožiarskom priemysle.
Dusičnan bárium, dusičnan bárnatý, zložka zelených pyrotechnických zmesí. Pri zahrievaní sa rozkladá za vzniku oxidu bárnatého.
Sulfát bárium je prakticky nerozpustné vo vode a v kyselinách, preto je mierne toxické. používa sa na bielenie papiera, na fluoroskopiu, barytové plnivo do betónu (ochrana pred rádioaktívnym žiarením).

Aplikácia:

Kovové bárium sa používa ako zložka mnohých zliatin, deoxidátor pri výrobe medi a olova. Rozpustné soli bária sú jedovaté, MPC 0,5 mg/m 3 . Pozri tiež:
S.I. Venetsky O vzácne a rozptýlené. Kovové príbehy.