Baarium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 56. Seda tähistatakse sümboliga Ba (lat. Baarium). Lihtaine baarium (CAS number: 7440-39-3) on pehme, tempermalmist hõbevalge värvusega leelismuldmetall. Sellel on kõrge keemiline aktiivsus.
Looduses olemine
Haruldased baariumimineraalid: tselsia või baariumpäevakivi (baariumalumosilikaat), hüalofaan (baarium- ja kaaliumalumosilikaat segatud), nitrobariit (baariumnitraat) jne.
Baariumi saamine
Metalli võib saada erinevatel viisidel, eelkõige baariumkloriidi ja kaltsiumkloriidi sulasegu elektrolüüsil. Baariumit on võimalik saada selle oksiidist redutseerimisel aluminotermilise meetodi abil. Selleks põletatakse witeriit kivisöega ja saadakse baariumoksiid:
BaCO 3 + C > BaO + 2CO.
Seejärel kuumutatakse BaO segu alumiiniumipulbriga vaakumis temperatuurini 1250 °C. Vähendatud baariumiaur kondenseerub toru külmades osades, milles reaktsioon toimub:
3BaO + 2Al > Al 2 O 3 + 3Ba.
Huvitav on see, et aluminotermia jaoks mõeldud süütesegude koostis sisaldab sageli baariumperoksiidi BaO 2.
Baariumoksiidi on raske saada lihtsalt kaltsineerides viteriiti: 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 temperatuuril 710 °C, keeb temperatuuril 1638 °C ja selle tihedus on 3,76 g/cm3. Kõik see vastab täielikult baariumi positsioonile leelismuldmetallide alarühmas.
Baarium- 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. Sellel on kõrge keemiline aktiivsus. Baariumi avastamise ajalugu
1 perioodilisuse tabeli element Baariumi avastas oksiidi BaO kujul 1774. aastal Karl Scheele. 1808. aastal valmistas inglise keemik Humphrey Davy baariumamalgaami märja baariumhüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga; Pärast seda, kui elavhõbe kuumutamisel aurustus, vabastas see baariummetalli.
1774. aastal uurisid Rootsi keemik Carl Wilhelm Scheele ja tema sõber Johan Gottlieb Hahn üht raskeimat mineraali - rasket spareži BaSO4. Neil õnnestus eraldada varem tundmatu "raske muld", mida hiljem hakati nimetama bariidiks (kreeka keelest βαρυς - raske). Ja 34 aastat hiljem sai Humphry Davy, olles elektrolüüsinud märja bariitmulda, sellest uue elemendi - baariumi. Tuleb märkida, et samal 1808. aastal, mõnevõrra varem kui Davy, said Jene Jacob Berzelius ja tema kolleegid kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi amalgaamid. Nii tekkis element baarium.
Muistsed alkeemikud kaltsineerisid BaSO4 puidu või söega ja said fosforestseeruvad "Bolognese kalliskivid". Kuid keemiliselt pole need kalliskivid BaO, vaid baariumsulfiid BaS.
See sai oma nime kreeka keelest barys, "raske", kuna selle oksiidi (BaO) iseloomustati selliste ainete jaoks ebatavaliselt suure tihedusega.
Maakoor sisaldab 0,05% baariumi. Seda on üsna palju – oluliselt rohkem kui näiteks pliid, tina, vaske või elavhõbedat. Seda puhtal kujul maapinnas ei leidu: baarium on aktiivne, kuulub leelismuldmetallide alarühma ja on loomulikult mineraalidega üsna tihedalt seotud.
Peamised baariumi mineraalid on juba mainitud raske spare BaSO4 (sagedamini nimetatakse bariidiks) ja bitiit BaCO3, mis on saanud nime inglase William Witheringi (1741...1799) järgi, kes avastas selle mineraali aastal 1782. Baariumsoolasid leidub väikestes kontsentratsioonides palju mineraalvett ja merevett. Madal sisaldus on sel juhul pluss, mitte miinus, sest kõik baariumisoolad, välja arvatud sulfaat, on mürgised.
|
|||
| Aatomi omadused | |||
|---|---|---|---|
| Nimi, sümbol, number |
Baarium / baarium (Ba), 56 |
||
| Aatommass (moolmass) |
137,327 (7) (g/mol) |
||
| Elektrooniline konfiguratsioon | |||
| Aatomi raadius | |||
| Keemilised omadused | |||
| Kovalentne raadius | |||
| Ioonide raadius | |||
| Elektronegatiivsus |
0,89 (Paulingi skaala) |
||
| Elektroodi potentsiaal | |||
| Oksüdatsiooniseisundid | |||
| Ionisatsioonienergia (esimene elektron) |
502,5 (5,21) kJ/mol (eV) |
||
| Lihtsa aine termodünaamilised omadused | |||
| Tihedus (tavalistes tingimustes) | |||
| Sulamistemperatuur | |||
| Keemistemperatuur | |||
| Ud. sulamissoojus |
7,66 kJ/mol |
||
| Ud. aurustumissoojus |
142,0 kJ/mol |
||
| Molaarne soojusmahtuvus |
28,1 J/(K mol) |
||
| Molaarne maht |
39,0 cm³/mol |
||
| Lihtaine kristallvõre | |||
| Võre struktuur |
kuupmeetrit |
||
| Võre parameetrid | |||
| Muud omadused | |||
| Soojusjuhtivus |
(300 K) (18,4) W/(m K) |
||
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, tempermalmist hõbevalge värvusega leelismuldmetall. Omab kõrget keemilist aktiivsust.
Baariumi avastamise ajaluguBaariumi avastas oksiidi BaO kujul 1774. aastal Karl Scheele. 1808. aastal sai inglise keemik Humphry 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 spareži BaSO 4. Neil õnnestus eraldada varem tundmatu "raske muld", mida hiljem hakati nimetama bariidiks (kreeka keelest βαρυς - raske). Ja 34 aastat hiljem sai Humphry Davy, olles elektrolüüsinud märja bariitmulda, sellest uue elemendi - baariumi. Tuleb märkida, et samal 1808. aastal, mõnevõrra varem kui Davy, said Jene Jacob Berzelius ja tema kolleegid 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 – oluliselt rohkem kui näiteks pliid, tina, vaske või elavhõbedat. Seda puhtal kujul maapinnas ei leidu: baarium on aktiivne, kuulub leelismuldmetallide alarühma ja on loomulikult mineraalidega üsna tihedalt seotud.
Baariumi peamised mineraalid on juba mainitud raske sparv BaSO 4 (sagedamini nimetatakse bariidiks) ja bitiit BaCO3, mis on saanud nime inglase William Witheringi (1741...1799) järgi, kes avastas selle mineraali aastal 1782. Väike kontsentratsioon baariumisoolasid sisaldub paljudes mineraalvees ja merevees. Madal sisaldus on sel juhul pluss, mitte miinus, sest kõik baariumisoolad, välja arvatud sulfaat, on mürgised.
Baariumimaardlate tüübidMineraalide assotsiatsioonide alusel jagunevad bariidimaagid monomineraal- ja kompleksmaagid. Komplekssed kompleksid jagunevad bariit-sulfiid- (sisaldavad plii, tsingi, mõnikord vase ja raudpüriidi sulfiide, harvemini Sn, Ni, Au, Ag), bariit-kaltsiidi (sisaldavad kuni 75% kaltsiiti), raud-bariiti (sisaldavad magnetiit, hematiit ning ülemistes tsoonides goetiit ja hüdrogoetiit) ja bariit-fluoriit (lisaks bariidile ja fluoriidile sisaldavad need tavaliselt kvartsi ja kaltsiiti ning tsingi, plii, vase ja elavhõbeda sulfiide on mõnikord väikeste lisanditena ).
Praktilisest vaatenurgast pakuvad suurimat huvi hüdrotermiliste veenide monomineraal-, bariitsulfiid- ja bariit-fluoriidimaardlad. Tööstusliku tähtsusega on ka mõned metasomaatilised kihistused ja eluviaalsed platserid. 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 erinevatel viisidel, eelkõige baariumkloriidi ja kaltsiumkloriidi sulasegu elektrolüüsil. Baariumit on võimalik saada selle oksiidist redutseerimisel aluminotermilise meetodi abil. Selleks põletatakse witeriit kivisöega ja saadakse baariumoksiid:
BaCO 3 + C → BaO + 2CO.
Seejärel kuumutatakse BaO segu alumiiniumipulbriga vaakumis temperatuurini 1250 °C. Vähendatud baariumiaur kondenseerub toru külmades osades, milles reaktsioon toimub:
3BaO + 2Al → Al 2O 3 + 3Ba.
Huvitav on see, et aluminotermia jaoks mõeldud süütesegude koostis sisaldab sageli baariumperoksiidi BaO 2.
Baariumoksiidi on raske saada lihtsalt kaltsineerides viteriiti: 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 elektrolüüs kui ka redutseerimine alumiiniumiga annavad pehme (kõvema kui plii, kuid pehmema kui tsink) läikiva valge metalli. See sulab temperatuuril 710 °C, keeb temperatuuril 1638 °C ja selle tihedus on 3,76 g/cm3. 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 ja lagundab kergesti vett, moodustades lahustuva baariumoksiidhüdraadi:
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. Seda lisatakse väga väikestes kogustes laagri- ja trükisulamitesse. Raadiotorudes kasutatakse baariumi ja nikli sulamit, puhast baariumit kasutatakse ainult vaakumtehnoloogias getterina (gaasi neeldujana).
Metallbaarium saadakse oksiidist alumiiniumiga redutseerimisel vaakumis temperatuuril 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl 2O 4.
Baarium puhastatakse vaakumdestilleerimise või tsoonisulatamise teel.
Baariumtitaani valmistamine. Selle hankimine on suhteliselt lihtne. Witherite BaCO 3 reageerib temperatuuril 700...800°C titaandioksiidiga TiO 2, tulemus on täpselt see, mida vaja:
BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.
Põhiline lõpuball. Meetod baariumi metalli saamiseks BaO-st on selle redutseerimine A1 pulbriga: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO*A1 2 O 3. Protsess viiakse läbi reaktoris 1100-1200 °C juures 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 (saadud baariumiaurud kondenseeruvad selles) on umbes 520 ° C. Vaakumis destilleerimisel puhastatakse baarium lisandite sisalduseni alla 10 ~ 4% massist ja tsoonisulatamise 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 Ba((OH) lagundamisel 120 °C juures). N 3) 2 moodustub baariumisoolade p-katioonide vahetamisel NaN 3 -ga.
Atsetaat Ba (OOCHN 3), - värvitu. kristallid; s.t. 490 °C (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, BaCO3 või BaS koos CH3CO2H-ga.Kasutatakse peitsina villa ja kali 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) BaСrO 4 - kollased kristallid; s.t. 1380 °C; - 1366,8 kJ/mol; sol. in inorg. k-tah, mitte sol. vees. Võtke vastu suhtlust. Ba(OH) 2 või BaS vesilahused leelismetalli kromaatidega (VI). Pigment (bariitkollane) keraamikale. MPC 0,01 mg/m 3 (Cr0 3 osas). Pürkonaat BaZrO 3 - värvitu. kristallid; s.t. ~269°С; - 1762 kJ/mol; sol. vees ja leeliste ja NH 4 HCO 3 vesilahustes, laguneb tugeva inorg. to-tami. Võtke vastu suhtlust. ZrO 2 BaO, Ba(OH) 2 või BaCO 3-ga kuumutamisel. Ba-tsirkonaat, mis on segatud BaTiO 3-ga, on piesoelektrik.
Bromiid BaBr 2 - valged kristallid; s.t. 847 °C; tihe 4,79 g/cm3; -757 kJ/mol; hästi sol. vees, metanoolis, hullem - etanoolis. Dihüdraat kristalliseerub vesilahustest, muutudes monohüdraadiks temperatuuril 75 ° C, veevabaks soolaks - üle 100 ° C. Vesilahustes interaktsioon. koos õhu CO 2 ja O 2-ga, moodustades BaCO 3 ja Br 2. Hankige BaBr 2 interaktsioon. Ba(OH) 2 või BaCO 3 vesilahused vesinikbromiidhappega.
Jodiid BaI 2 - värvitu. kristallid; s.t. 740 °C (laguneb); tihe 5,15 g/cm3; . -607 kJ/mol; hästi sol. vees ja etanoolis. Kuumaveelahustest kristalliseerub dihüdraat (dehüdreerub 150°C juures), alla 30°C - heksahüdraat. Hankige BaI 2 interaktsioon. Ba(OH) 2 või BaCO 3 vesilahused vesinikjodiidhappega.
Baariumi füüsikalised omadusedBaarium on hõbevalge tempermalm. Terava löögi korral puruneb. Baariumil on kaks allotroopset modifikatsiooni: kuupkehakeskse võrega α-Ba (parameeter a = 0,501 nm) on stabiilne kuni 375 °C; β-Ba on stabiilne selle kohal.
Kõvadus mineraloogilisel skaalal 1,25; Mohsi skaala 2.
Hoidke baariummetalli petrooleumis või parafiinikihi all.
Baariumi keemilised omadusedBaarium on leelismuldmetall. See oksüdeerub õhus intensiivselt, moodustades baariumoksiidi BaO ja baariumnitriidi Ba 3 N 2 ning süttib kergel kuumutamisel. Reageerib intensiivselt veega, moodustades baariumhüdroksiidi Ba(OH) 2:
Ba + 2H 2O = 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.
Loodus Baarium koosneb seitsmest stabiilsest isotoobist alates maist. osad 130, 132, 134-137 ja 138 (71,66%). Termilise 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
Kuumutamisel reageerib baariumnitriid Ba 3 N 2 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.
Fosforiga moodustab see fosfiidi Ba 3 P 2 .
Baarium redutseerib paljude metallide oksiidid, halogeniidid ja sulfiidid vastavaks metalliks.
Baariumi rakendusedGetterite (gaasabsorberite) 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 aurustumisel lämmastikukeskkonnas). Enamiku termioonsete katoodide aktiivne osa on BaO. Baariumit kasutatakse ka Cu ja Pb deoksüdeeriva ainena ning hõõrdumisevastaste ainete lisandina. sulamid, mustad ja värvilised metallid, samuti sulamid, millest nende kõvaduse suurendamiseks tehakse tüpograafilisi fonte. Baariumi ja Ni sulameid kasutatakse sisemootorite süüteküünla elektroodide valmistamiseks. põlemisel ja raadiotorudes. 140 Va (T 1/2 12,8 päeva) on baariumiühendite uurimisel kasutatav isotoopnäitaja.
Baariummetalli, mis on sageli legeeritud alumiiniumiga, kasutatakse kõrgvaakumiga elektroonikaseadmetes getterina.
Korrosioonivastane materjalBaariumi lisatakse koos tsirkooniumiga vedelatele metallide jahutusvedelikele (naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi, liitiumi, tseesiumi sulamid), et vähendada viimaste agressiivsust torustikes 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 – kasutatakse uraanivarraste katmiseks. Ühel laialt levinud sellistel klaasidel on järgmine koostis - (fosforoksiid - 61%, BaO - 32%, alumiiniumoksiid - 1,5%, naatriumoksiid - 5,5%). Baariumfosfaati kasutatakse ka tuumatööstuse klaasisulatamisel.
Baariumfluoriidi kasutatakse tahkis-fluori akudes fluoriidelektrolüüdi komponendina.
Baariumoksiidi kasutatakse suure võimsusega 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 paberitüüpides. Lisaks kasutatakse baariumsulfaati laialdaselt litopooni valge värvi tootmisel - see on baariumsulfiidi lahuste ja tsinksulfaadi reaktsiooniprodukt:
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.
Teisel baariumisoolal on oluline kasutusala. 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 eripära on see, et see säilitab ferroelektrilised omadused väga laias temperatuurivahemikus – absoluutse nulli lähedalt kuni +125°C.
Baarium on leidnud rakendust ka meditsiinis. Selle sulfaatsoola kasutatakse maohaiguste diagnoosimisel. BaSO 4 segatakse veega ja antakse patsiendile alla neelata. Baariumsulfaat on röntgenikiirgusele läbipaistmatu ja seetõttu jäävad need seedetrakti osad, millest “baariumpuder” läbib, ekraanil tumedaks. Nii saab arst aimu mao ja soolte kujust ning määrab haavandi tekkimise koha.
Baariumi mõju inimkehale
Kehasse sisenemise teed.
Peamine baariumi sisenemise tee inimkehasse on toit. Seega on mõned mereelanikud võimelised akumuleerima baariumit ümbritsevast veest ja kontsentratsioonides 7-100 (ja mõnede meretaimede puhul kuni 1000) korda suuremas koguses kui selle sisaldus merevees. Mõned taimed (näiteks sojaoad ja tomatid) on samuti võimelised 2-20 korda mullast baariumit koguma. Piirkondades, kus baariumi kontsentratsioon vees on kõrge, võib ka joogivesi kaasa aidata baariumi kogutarbimisele. Baariumi saamine õhust on ebaoluline.
Terviseoht.
WHO egiidi all läbi viidud teaduslikud epidemioloogilised uuringud ei kinnitanud seost südame-veresoonkonna haigustesse suremuse ja joogivee baariumisisalduse vahel. Lühiajalistes uuringutes vabatahtlikega ei tuvastatud 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 riskile inimestel, kes tarbivad pikalt baariumi sisaldavat vett (sellised andmed on USEPA-l).
USEPA andmed viitavad ka sellele, et isegi üks jook vett, mille baariumisisaldus ületab oluliselt maksimaalset lubatud taset, võib põhjustada lihasnõrkust ja kõhuvalu. Siiski tuleb arvestada, et USEPA kvaliteedistandardiga kehtestatud baariumi standard (2,0 mg/l) ületab oluliselt WHO 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.
Baarium(lat. Baryum), Ba, Mendelejevi perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 56, aatommass 137,34; hõbevalge metall. See koosneb 7 stabiilse isotoobi segust, mille hulgas on ülekaalus 138 Ba (71,66%). Uraani ja plutooniumi tuuma lõhustumisel tekib radioaktiivne isotoop 140 Va, mida kasutatakse radioaktiivse märgistusainena. Baariumi avastas Rootsi keemik K. Scheele (1774) BaO oksiidi kujul, mida nimetatakse "raskeks maaks" või bariidiks (kreeka keelest barys - raske). Metallilise baariumi (amalgaami kujul) sai inglise keemik G. Davy (1808) märja Ba(OH)2 hüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga. Baariumi sisaldus maakoores on 0,05 massiprotsenti, vabas olekus seda looduses ei esine. Baariummineraalidest on tööstusliku tähtsusega bariit (heavy spar) BaSO 4 ja vähemlevinud witeriit BaCO 3.
Baariumi füüsikalised omadused. Baariumi kristallvõre on kuupkehakeskne perioodiga a = 5,019 Å; tihedus 3,76 g/cm 3, tnl 710°C, keemistemperatuur 1637-1640°C. Baarium on pehme metall (kõvam kui plii, kuid pehmem kui tsink), selle kõvadus mineraloogilisel skaalal on 2.
Baariumi keemilised omadused. Baarium kuulub leelismuldmetallide hulka ja on keemiliste omaduste poolest sarnane kaltsiumi ja strontsiumiga, ületades neid oma aktiivsuse poolest. Baarium reageerib enamiku teiste elementidega, moodustades ühendeid, milles ta on tavaliselt 2-valentne (baariumi aatomi välises elektronkihis on 2 elektroni, selle konfiguratsioon on 6s 2). Õhus oksüdeerub baarium kiiresti, moodustades pinnale oksiidikihi (nagu ka peroksiidi ja nitriidi Ba 3 N 2). Kuumutamisel süttib kergesti ja põleb kollakasrohelise leegiga. Lagundab jõuliselt vett, moodustades baariumhüdroksiidi: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2. Tänu oma keemilisele aktiivsusele säilib baarium petrooleumikihi all. BaO oksiid - värvitud kristallid; õhus muutub see kergesti karbonaadiks BaCO 3 ja reageerib intensiivselt veega, moodustades Ba(OH) 2. BaO kuumutamisel õhus temperatuuril 500 °C saadakse BaO 2 peroksiid, mis laguneb 700 °C juures BaO-ks ja O2-ks. Kuumutades peroksiidi kõrge rõhu all hapnikuga, saadakse kõrgem peroksiid BaO 4 - kollane aine, mis laguneb 50-60°C juures. Baarium ühineb halogeenide ja väävliga, moodustades halogeniide (näiteks BaCl 2) ja BaS sulfiidi, vesinikuga - BaH 2 hüdriidiga, mis laguneb kiiresti vee ja hapetega. Tavaliselt kasutatavatest baariumisooladest on baariumkloriid BaCl 2 ja teised halogeniidid hästi lahustuvad nitraat Ba(NO 3) 2, sulfiid BaS, kloraat Ba(ClO 3) 2, baariumsulfaat BaSO 4, baariumkarbonaat BaCO 3 ja kromaat BaCrO 4 on halvasti lahustuvad..
Baariumi saamine. Baariumi ja selle ühendite tootmise peamiseks tooraineks on bariit, mis taandatakse tuleahjudes kivisöega: BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO. Saadud lahustuv BaS töödeldakse teisteks baariumisooladeks. Peamine tööstuslik meetod metallilise baariumi tootmiseks on selle oksiidi termiline redutseerimine alumiiniumipulbriga: 4BaO + 2Al = 3Ba + BaO·Al 2 O 3.
Segu kuumutatakse temperatuuril 1100-1200 °C vaakumis (100 mn/m2, 10-3 mm Hg). Baarium aurustub, sadestub seadmete külmadele osadele. Protsess viiakse läbi perioodilistes elektrilistes vaakumseadmetes, mis võimaldavad järjestikku läbi viia metalli redutseerimist, destilleerimist, kondenseerimist ja valamist, saades ühe tehnoloogilise tsükliga baariumi valuploki. Topeltdestilleerimisel vaakumis temperatuuril 900 °C puhastatakse metall lisandisisalduseni alla 1,10-4%.
Baariumi kasutamine. Baariummetalli praktiline kasutusala on väike. Seda piirab ka asjaolu, et puhta baariumiga manipuleerimine on keeruline. Tavaliselt asetatakse baarium kas mõne muu metalli kaitsekesta sisse või legeeritakse mõne metalliga, mis annab baariumile vastupidavuse. Mõnikord saadakse metallilist baariumit otse seadmetesse, asetades neisse baariumi ja alumiiniumoksiidide segu tablette ning viies seejärel läbi vaakumis termilise redutseerimise. Baariumit, samuti selle sulameid magneesiumi ja alumiiniumiga kasutatakse kõrgvaakumtehnoloogias jääkgaaside absorbeerijana (getter). Baariumi kasutatakse väikestes kogustes vase ja plii metallurgias nende deoksüdeerimiseks ning väävlist ja gaasidest puhastamiseks. Mõnele hõõrdumist takistavale materjalile lisatakse väike kogus baariumi. Seega suurendab baariumi lisamine pliile oluliselt fontide trükkimiseks kasutatava sulami kõvadust. Baarium-nikli sulameid kasutatakse mootori süüteküünalde elektroodide valmistamisel ja raadiotorudes.
Baariumiühendeid kasutatakse laialdaselt. BaO 2 peroksiidi kasutatakse vesinikperoksiidi tootmiseks, siidi ja taimsete kiudude pleegitamiseks, desinfitseerimisvahendina ja süütesegude ühe komponendina aluminotermias. BaS sulfiidi kasutatakse karvade eemaldamiseks nahkadest. Perkloraat Ba(ClO 4) 2 on üks parimaid kuivatusaineid. Nitraat Ba(NO 3) 2 kasutatakse pürotehnikas. Värvilised baariumisoolad - BaCrO 4 kromaat (kollane) ja BaMnO 4 manganaat (roheline) - on head pigmendid värvide valmistamiseks. Röntgen- ja radioaktiivse kiirgusega töötamisel kasutatakse ekraanide katmiseks baariumplatinotsüanaati Ba (selle soola kristallides ergastub kiirguse mõjul erekollane-roheline fluorestsents). Baariumtitanaat BaTiO 3 on üks olulisemaid ferroelektrikuid. Kuna baarium neelab hästi röntgeni- ja gammakiirgust, kasutatakse seda röntgeniseadmete ja tuumareaktorite kaitsematerjalides. Baariumiühendid on inertsed kandjad raadiumi ekstraheerimiseks uraanimaakidest. Lahustumatu baariumsulfaat on mittetoksiline ja seda kasutatakse kontrastainena seedetrakti röntgenuuringul. Näriliste hävitamiseks kasutatakse baariumkarbonaati.
Baarium kehas. Baarium esineb kõigis taimeorganites; selle sisaldus taimetuhas sõltub baariumi kogusest pinnases ja jääb vahemikku 0,06-0,2 kuni 3% (bariidimaardlates). Baariumi (baarium tuhas / Baarium mullas) akumulatsioonikoefitsient rohttaimedel on 0,2-6, puittaimedel 1-30. Baariumisisaldus on suurem juurtes ja okstes, vähem lehtedes; see suureneb võrsete vananedes. Baarium (selle lahustuvad soolad) on loomadele mürgine, seetõttu põhjustavad rohkelt baariumit (tuhas kuni 2-30%) sisaldavad ürdid rohusööjatel mürgistust. Baarium ladestub luudesse ja väikestes kogustes teistesse loomaorganitesse. 0,2-0,5 g baariumkloriidi annus põhjustab inimestel ägedat mürgistust, 0,8-0,9 g surma.
Baarium
BAARIUM- mina; m.[lat. Baarium kreeka keelest. barys – raske].
1. Keemiline element (Ba), pehme hõbevalge reaktiivne metall (kasutatakse tehnoloogias, tööstuses, meditsiinis).
2. Razg. Selle elemendi sulfaatsoola kohta (võetakse suu kaudu kontrastainena mao, soolte jne röntgenuuringuks). Joo klaas baariumi.
◁ Baarium, -aya, -oe (1 number). B-soolad. B. katood.
baarium(lat. Baarium), perioodilisuse tabeli II rühma keemiline element, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi pärineb kreeka sõnast barýs – raske. Hõbevalge pehme metall; tihedus 3,78 g/cm 3, t sulamisp. 727 °C. Keemiliselt väga aktiivne, süttib kuumutamisel. Mineraalid: bariit ja viteriit. Kasutatakse vaakumtehnoloogias gaasiabsorberina, sulamites (trükkimine, laager); baariumisoolad - värvide, klaaside, emailide tootmisel, pürotehnikas, meditsiinis.
BAARIUMBAARIUM (lat. Baryum), Ba (loe “baarium”), keemiline element aatomnumbriga 56, aatommass 137,327. See asub perioodilise süsteemi IIA rühmas kuuendal perioodil. Viitab leelismuldmetallide elementidele. Looduslik baarium koosneb seitsmest stabiilsest isotoobist massinumbritega 130 (0,101%), 132 (0,097%), 134 (2,42%), 135 (6,59%), 136 (7,81%), 137 (11,32%) ja 138 ( 71,66%). Välise elektronkihi konfiguratsioon 6 s 2
. Oksüdatsiooniaste +2 (valentsus II). Aatomi raadius on 0,221 nm, Ba 2+ iooni raadius 0,138 nm. Järjestikused ionisatsioonienergiad on 5,212, 10,004 ja 35,844 eV. Elektronegatiivsus Paulingu järgi (cm. PAULING Linus) 0,9.
Avastamise ajalugu
Elemendi nimi pärineb kreeka sõnast "baris" - raske. 1602. aastal juhtis Bolognese käsitööline tähelepanu raskele mineraalbariidile. (cm. BARITE) BaSO 4 (tihedus 4,50 kg/dm 3). 1774. aastal rootslane K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm), kaltsineeriv bariit, sai BaO oksiidi. Alles 1808. aastal inglane G. Davy (cm. DAVY Humphrey) kasutas elektrolüüsi aktiivsete metallide eraldamiseks sulasooladest.
Levimus looduses
Maakoore sisaldus on 0,065%. Olulisemad mineraalid on bariit ja närriit (cm. VITERITE) BaCO3.
Kviitung
Baariumi ja selle ühendite tootmise peamiseks tooraineks on bariidi kontsentraat (80-95% BaSO 4). Seda kuumutatakse küllastunud sooda lahuses Na 2 CO 3:
BaSO 4 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 + Na 2 SO 4
Happes lahustuva baariumkarbonaadi sadet töödeldakse edasi.
Peamine tööstuslik meetod baariumi metalli saamiseks on selle redutseerimine alumiiniumipulbriga (cm. ALUMIINIUM) temperatuuril 1000–1200 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaOAl 2O 3
Bariidi redutseerimisel söe või koksiga kuumutamisel saadakse BaS:
BaSO 4 + 4С = BaS + 4СО
Saadud vees lahustuv baariumsulfiid töödeldakse muudeks baariumiühenditeks, Ba(OH) 2, BaCO 3, Ba(NO 3) 2.
Füüsilised ja keemilised omadused
Baarium on hõbevalge tempermalm, kristallvõre on kuubikujuline, kehakeskne, A= 0,501 nm. Temperatuuril 375 °C läheb see b-modifikatsiooniks. Sulamistemperatuur 727 °C, keemistemperatuur 1637 °C, tihedus 3,780 g / cm3. Elektroodi standardpotentsiaal Ba 2+ /Ba on –2,906 V.
Sellel on kõrge keemiline aktiivsus. See oksüdeerub intensiivselt õhu käes, moodustades kile, mis sisaldab baariumoksiidi BaO ja peroksiidi BaO 2.
Reageerib intensiivselt veega:
Ba + 2H 2O = Ba(OH)2 + H2
Kuumutamisel reageerib see lämmastikuga (cm. LÄMMASTIK) Ba 3 N 2 nitriidi moodustumisega:
Ba + N 2 = Ba 3 N 2
Vesiniku voolus (cm. VESINIK) kuumutamisel moodustab baarium BaH 2 hüdriidi. Koos süsinikuga moodustab baarium karbiidi BaC 2. Halogeenidega (cm. HALOGEEN) baarium moodustab halogeniide:
Ba + Cl 2 = BaCl 2,
Võimalik koostoime väävliga (cm. VÄÄVEL) ja muud mittemetallid.
BaO on aluseline oksiid. See reageerib veega, moodustades baariumhüdroksiidi:
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
Happeliste oksiididega suhtlemisel moodustab BaO sooli:
BaO + CO 2 = BaCO 3
Aluseline hüdroksiid Ba(OH) 2 lahustub vees vähe ja sellel on leeliselised omadused.
Ba 2+ ioonid on värvitud. Baariumkloriid, bromiid, jodiid ja nitraat lahustuvad vees hästi. Baariumkarbonaat, sulfaat ja keskmine baariumortofosfaat on lahustumatud. Baariumsulfaat BaSO 4 on vees ja hapetes lahustumatu. Seetõttu on BaSO 4 valge kalgendatud sademe moodustumine kvalitatiivne reaktsioon Ba 2+ ioonidele ja sulfaadiioonidele.
BaSO 4 lahustub kontsentreeritud H2SO4 kuumas lahuses, moodustades happesulfaadi:
BaSO 4 + H 2 SO 4 = 2Ba(HSO 4) 2
Ba 2+ ioonid värvivad leegi kollakasroheliseks.
Rakendus
Ba sulam Al-ga on getterite (gaasi neelajate) aluseks. BaSO 4 on valgete värvide komponent, seda lisatakse teatud tüüpi paberite valmistamisel, kasutatakse alumiiniumi sulatamisel ja meditsiinis - röntgenuuringuteks.
Baariumiühendeid kasutatakse klaasitootmises ja signaalrakettide valmistamisel.
Baariumtitanaat BaTiO 3 on piesoelektriliste elementide, väikese suurusega kondensaatorite komponent ja seda kasutatakse lasertehnoloogias.
Füsioloogiline toime
Baariumiühendid on mürgised, maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 0,5 mg/m 3.
entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .
Sünonüümid:Vaadake, mis on "baarium" teistes sõnaraamatutes:
baarium- hüdrotoos. chem. Suda eritin, tussiz kristaldy zat (KSE, 2, 167). Baariumkarbonaadid. chem. Thuz zhane lämmastik kyshkyldarynda onay eritin, suchsiz kristall. B a r i c a r b o n a t s – baarium ote manyzdy kosylystarynyn biri (KSE, 2, 167). Baariumsulfaadid… Kasak tilinin tүsіndіrme сөздігі
- (ladina keeles baarium, kreeka keelest barys heavy). Kollakas metall, mida nimetatakse seetõttu, et see tekitab teiste metallidega kombineerimisel raskeid ühendeid. Vene keele võõrsõnade sõnastik. Tšudinov A.N., 1910. BAARIUM lat. baarium, kreeka keelest.... Vene keele võõrsõnade sõnastik
Ba (lad. Baryum, kreeka keelest barys heavy * a. barium; n. Barium; f. barium; i. bario), keemiline. perioodilise rühma põhialarühma 11 element. Mendelejevi elementide süsteem, juures. n. 56, kl. m 137,33. Looduslik B. koosneb seitsme stabiilse... Geoloogiline entsüklopeedia
- (kreeka keelest barys heavy; lat. Baarium), Ba, keemiline. II rühma perioodilisuse element. leelismuldmetallide elementide alarühma elementide süsteemid, juures. number 56, kl. kaal 137,33. Looduslik B. sisaldab 7 stabiilset isotoopi, mille hulgas on ülekaalus 138Ba... ... Füüsiline entsüklopeedia
BAARIUM- (kreeka sõnast barys heavy), kaheaatomiline metall, juures. V. 137,37, keemia. nimetus Ba, leidub looduses ainult soolade kujul, ptk. arr., sulfaatsoola (heavy spar) ja süsinikdioksiidi soola (viteriit) kujul; väikestes kogustes soola B...... Suur meditsiiniline entsüklopeedia
- (baarium), Ba, perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 56, aatommass 137,33; kuulub leelismuldmetallide hulka. Avastas Rootsi keemik K. Scheele 1774. aastal, sai G. Davy 1808. aastal ... Kaasaegne entsüklopeedia
- (lat. Baarium) Ba, perioodilisuse tabeli II rühma keemiline element, aatomnumber 56, aatommass 137,33, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi kreeka keelest. Barys on raske. Hõbevalge pehme metall; tihedus 3,78 g/cm³, tpl… … Suur entsüklopeediline sõnaraamat baarium - nimisõna, sünonüümide arv: 2 metalli (86) element (159) ASIS Sünonüümide sõnastik. V.N. Trishin. 2013… Sünonüümide sõnastik
