Fizikalna svojstva barija. Barij - svojstva, povijest otkrića
Grupa IIA sadrži samo metale - Be (berilij), Mg (magnezij), Ca (kalcij), Sr (stroncij), Ba (barij) i Ra (radij). Kemijska svojstva prvog predstavnika ove skupine, berilija, najjače se razlikuju od kemijskih svojstava ostalih elemenata ove skupine. Njegova su kemijska svojstva u mnogočemu čak sličnija aluminiju nego drugim metalima skupine IIA (tzv. "dijagonalna sličnost"). Magnezij se po kemijskim svojstvima također znatno razlikuje od Ca, Sr, Ba i Ra, ali ipak s njima ima mnogo sličnija kemijska svojstva nego s berilijem. Zbog značajne sličnosti kemijskih svojstava kalcija, stroncija, barija i radija, oni su spojeni u jednu obitelj, tzv. zemno alkalna metali.
Svi elementi skupine IIA pripadaju s- elementi, tj. sadrže sve svoje valentne elektrone s-podnivo. Dakle, elektronička konfiguracija vanjskog elektronskog sloja svih kemijskih elemenata ove skupine ima oblik ns 2 , Gdje n– broj razdoblja u kojem se element nalazi.
Zbog osobitosti elektronske strukture metala skupine IIA, ti elementi, osim nule, mogu imati samo jedno jedino oksidacijsko stanje, jednako +2. Jednostavne tvari sastavljene od elemenata skupine IIA, kada sudjeluju u bilo kojim kemijskim reakcijama, mogu se samo oksidirati, tj. donirati elektrone:
Ja 0 - 2e - → Ja +2
Kalcij, stroncij, barij i radij izuzetno su reaktivni. Jednostavne tvari koje oni formiraju vrlo su jaki redukcijski agensi. Magnezij je također jako redukcijsko sredstvo. Redukcijska aktivnost metala pokorava se općim zakonima periodičkog zakona D.I. Mendeljejeva i povećava se niz podskupinu.
Interakcija s jednostavnim tvarima
s kisikom
Bez zagrijavanja, berilij i magnezij ne reagiraju ni s atmosferskim kisikom ni s čistim kisikom zbog činjenice da su prekriveni tankim zaštitnim filmovima koji se sastoje od BeO odnosno MgO oksida. Za njihovo skladištenje nisu potrebni posebni načini zaštite od zraka i vlage, za razliku od zemnoalkalijskih metala koji se skladište pod slojem na njih inertne tekućine, najčešće kerozina.
Be, Mg, Ca, Sr, kada izgaraju u kisiku, tvore okside sastava MeO, a Ba - smjesu barijevog oksida (BaO) i barijevog peroksida (BaO 2):
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
2Ba + O 2 \u003d 2BaO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
Treba napomenuti da tijekom izgaranja zemnoalkalijskih metala i magnezija u zraku, reakcija ovih metala s atmosferskim dušikom također teče jedna pored druge, zbog čega se, osim spojeva metala s kisikom, javljaju nitridi s općim formule Me 3 N 2 također nastaju.
s halogenima
Berilij reagira s halogenima tek pri visokim temperaturama, dok ostali metali skupine IIA već pri sobnoj temperaturi:
Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magnezijev jodid
Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kalcijev bromid
Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - barijev klorid
s nemetalima IV–VI skupine
Svi metali IIA skupine zagrijavanjem reagiraju sa svim nemetalima IV-VI skupine, ali ovisno o položaju metala u skupini, kao i aktivnosti nemetala, potreban je različit stupanj zagrijavanja. Budući da je berilij kemijski najinertniji od svih metala skupine IIA, njegove reakcije s nemetalima zahtijevaju znatno više O visoka temperatura.
Treba napomenuti da reakcija metala s ugljikom može stvoriti karbide različite prirode. Postoje karbidi srodni metanidima i konvencionalno smatranim derivatima metana, u kojima su svi atomi vodika zamijenjeni metalom. Oni, kao i metan, sadrže ugljik u oksidacijskom stanju -4, a tijekom njihove hidrolize ili interakcije s neoksidirajućim kiselinama, metan je jedan od proizvoda. Postoji još jedna vrsta karbida - acetilenidi, koji sadrže C 2 2- ion, koji je zapravo fragment molekule acetilena. Karbidi acetilenidnog tipa hidrolizom ili interakcijom s neoksidirajućim kiselinama stvaraju acetilen kao jedan od produkata reakcije. Kakav će se karbid - metanid ili acetilenid - dobiti interakcijom jednog ili drugog metala s ugljikom ovisi o veličini metalnog kationa. U pravilu metanidi nastaju s metalnim ionima malog polumjera, a acetilidi s većim ionima. U slučaju metala druge skupine, metanid se dobiva interakcijom berilija s ugljikom:
Preostali metali skupine II A tvore acetilenide s ugljikom:
Sa silicijem, metali skupine IIA tvore silicide - spojeve tipa Me 2 Si, s dušikom - nitride (Me 3 N 2), fosfor - fosfide (Me 3 P 2):
s vodikom
Svi zemnoalkalijski metali reagiraju pri zagrijavanju s vodikom. Da bi magnezij reagirao s vodikom nije dovoljno samo zagrijavanje, kao u slučaju zemnoalkalijskih metala, već je osim visoke temperature potreban i povišeni tlak vodika. Berilij ni pod kojim uvjetima ne reagira s vodikom.
Interakcija sa složenim tvarima
sa vodom
Svi zemnoalkalijski metali aktivno reagiraju s vodom stvarajući lužine (topljive metalne hidrokside) i vodik. Magnezij reagira s vodom samo tijekom vrenja, zbog činjenice da se pri zagrijavanju zaštitni oksidni film MgO otapa u vodi. U slučaju berilija, zaštitni oksidni film je vrlo otporan: voda ne reagira s njim ni pri vrenju, pa čak ni pri crvenoj temperaturi:
s neoksidirajućim kiselinama
Svi metali glavne podskupine II skupine reagiraju s neoksidirajućim kiselinama, budući da su u nizu aktivnosti lijevo od vodika. U tom slučaju nastaju sol odgovarajuće kiseline i vodik. Primjeri reakcija:
Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2
s oksidirajućim kiselinama
− razrijeđena dušična kiselina
Svi metali skupine IIA reagiraju s razrijeđenom dušičnom kiselinom. U ovom slučaju, produkti redukcije umjesto vodika (kao u slučaju neoksidirajućih kiselina) su dušikovi oksidi, uglavnom dušikov oksid (I) (N 2 O), au slučaju visoko razrijeđene dušične kiseline, amonijev nitrat ( NH4NO3):
4Ca + 10HNO 3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (vrlo raščlanjeno)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
− koncentrirana dušična kiselina
Koncentrirana dušična kiselina na običnoj (ili niskoj) temperaturi pasivizira berilij, t.j. ne reagira s njim. Kod vrenja reakcija je moguća i odvija se uglavnom u skladu s jednadžbom:
Magnezij i zemnoalkalijski metali reagiraju s koncentriranom dušičnom kiselinom i stvaraju širok raspon različitih produkata redukcije dušika.
− koncentrirana sumporna kiselina
Berilij se pasivizira koncentriranom sumpornom kiselinom, t.j. ne reagira s njim u normalnim uvjetima, međutim, reakcija se odvija tijekom vrenja i dovodi do stvaranja berilij sulfata, sumpor dioksida i vode:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Barij se također pasivizira koncentriranom sumpornom kiselinom zbog stvaranja netopljivog barijevog sulfata, ali reagira s njim pri zagrijavanju, barijev sulfat se otapa zagrijavanjem u koncentriranoj sumpornoj kiselini zbog pretvorbe u barijev hidrogensulfat.
Preostali metali glavne skupine IIA reagiraju s koncentriranom sumpornom kiselinom pod bilo kojim uvjetima, uključujući i hladnoću. Redukcija sumpora može se dogoditi u SO 2, H 2 S i S, ovisno o aktivnosti metala, reakcijskoj temperaturi i koncentraciji kiseline:
Mg + H2SO4 ( konc .) \u003d MgSO4 + SO2 + H2O
3Mg + 4H2SO4 ( konc .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H2SO4 ( konc .) \u003d 4CaSO4 + H2S + 4H2O
s alkalijama
Magnezij i zemnoalkalijski metali ne stupaju u interakciju s alkalijama, a berilij lako reagira i s alkalijskim otopinama i s bezvodnim alkalijama tijekom fuzije. Štoviše, kada se reakcija odvija u vodenoj otopini, u reakciji sudjeluje i voda, a proizvodi su tetrahidroksoberilati alkalijskih ili zemnoalkalijskih metala i plinoviti vodik:
Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - kalijev tetrahidroksoberilat
Prilikom izvođenja reakcije s čvrstim alkalijama tijekom taljenja nastaju berilati alkalnih ili zemnoalkalijskih metala i vodika.
Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - kalijev berillat
s oksidima
Zemnoalkalijski metali, kao i magnezij, mogu zagrijavanjem reducirati manje aktivne metale i neke nemetale iz svojih oksida, na primjer:
Metoda obnavljanja metala iz njihovih oksida magnezijem naziva se magnezijeva termika.
Sadržaj članka
BARIJ- kemijski element 2. skupine periodnog sustava, atomski broj 56, relativna atomska masa 137,33. Nalazi se u šestoj periodi između cezija i lantana. Prirodni barij sastoji se od sedam stabilnih izotopa s masenim brojevima 130(0,101%), 132(0,097%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81%), 137(11, 32%) i 138 ( 71,66%). Barij u većini kemijskih spojeva pokazuje maksimalno oksidacijsko stanje +2, ali može imati i nulu. U prirodi se barij javlja samo u dvovalentnom stanju.
Povijest otkrića.
Godine 1602. Casciarolo (bolonjski postolar i alkemičar) pokupio je kamen u okolnim planinama, toliko težak da je Casciarolo posumnjao da se u njemu nalazi zlato. Pokušavajući izolirati zlato iz kamena, alkemičar ga je kalcinirao ugljenom. Iako u ovom slučaju nije bilo moguće izolirati zlato, eksperiment je dao jasno ohrabrujuće rezultate: ohlađeni produkt kalcinacije svijetlio je u mraku crvenkastom bojom. Vijest o tako neobičnom pronalasku izazvala je pravu senzaciju u alkemijskom okruženju, a neobičan mineral, koji je dobio niz imena - sunčev kamen (Lapis solaris), bolonjski kamen (Lapis Boloniensis), bolonjski fosfor (Phosphorum Boloniensis) postao je sudionik u raznim pokusima. Ali vrijeme je prolazilo, a zlato nije ni pomišljalo da se ističe, pa je interes za novi mineral postupno nestao i dugo se smatrao modificiranim oblikom gipsa ili vapna. Samo stoljeće i pol kasnije, 1774. godine, slavni švedski kemičari Karl Scheele i Johan Gan pomno su proučavali “bolonjski kamen” i otkrili da sadrži neku vrstu “teške zemlje”. Kasnije, 1779. godine, Giton de Morvo ovu “zemlju” naziva barot (barote) od grčke riječi “barue” - težak, a kasnije mijenja naziv u barit (barit). Barijeva zemlja se pod tim nazivom pojavila u udžbenicima kemije kasnog 18. i ranog 19. stoljeća. Tako je, na primjer, u udžbeniku A.L. Lavoisiera (1789.) barit uključen u popis jednostavnih zemljanih tijela koja stvaraju sol, a za barit je dano drugo ime - "teška zemlja" (terre pesante, lat. terra ponderosa) . Još uvijek nepoznati metal sadržan u mineralu počeo se zvati barij (latinski - Barium). U ruskoj književnosti 19.st. upotrebljavali su se i nazivi barit i barij. Sljedeći poznati barijev mineral bio je prirodni barijev karbonat, koji je 1782. otkrio Withering i kasnije nazvan witherit u njegovu čast. Metalni barij prvi je dobio Englez Humphry Davy 1808. godine elektrolizom vlažnog barijevog hidroksida sa živinom katodom i naknadnim isparavanjem žive iz barijevog amalgama. Valja napomenuti da je iste 1808. godine, nešto ranije od Davyja, švedski kemičar Jens Berzelius dobio barijev amalgam. Unatoč svom nazivu, pokazalo se da je barij relativno lagan metal s gustoćom od 3,78 g / cm 3, pa je 1816. engleski kemičar Clarke predložio da se odbaci naziv "barij" na temelju toga da ako je barijeva zemlja (barijev oksid) stvarno teži od drugih zemalja (oksida), metal je, naprotiv, lakši od drugih metala. Clarke je ovaj element želio nazvati plutonij u čast starorimskog boga, vladara podzemlja Plutona, ali ovaj prijedlog nisu podržali drugi znanstvenici i laki se metal nastavio nazivati "teškim".
barij u prirodi.
Zemljina kora sadrži 0,065% barija, nalazi se u obliku sulfata, karbonata, silikata i alumosilikata. Glavni minerali barija su barit (barijev sulfat), već spomenuti, koji se također naziva teški ili perzijski spar, i vitrit (barijev karbonat). Svjetski mineralni resursi barita procijenjeni su 1999. godine na 2 milijarde tona, značajan dio njih koncentriran je u Kini (oko 1 milijarda tona) i Kazahstanu (0,5 milijardi tona). Velike rezerve barita postoje iu SAD-u, Indiji, Turskoj, Maroku i Meksiku. Ruski resursi barita procjenjuju se na 10 milijuna tona, a vađenje se odvija na tri glavna nalazišta u Hakasiji, regijama Kemerovo i Čeljabinsk. Ukupna godišnja proizvodnja barita u svijetu je oko 7 milijuna tona, Rusija proizvodi 5 tisuća tona, a uvozi 25 tisuća tona barita godišnje.
Priznanica.
Glavne sirovine za dobivanje barija i njegovih spojeva su barit i, rjeđe, veter. Redukcijom ovih minerala ugljenom, koksom ili prirodnim plinom dobivaju se barijev sulfid, odnosno barijev oksid:
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO 4 + 2CH 4 \u003d BaS + 2C + 4H 2 O
BaCO 3 + C = BaO + 2CO
Metalni barij dobiva se redukcijom aluminijevim oksidom.
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Prvi put je ovaj proces proveo ruski fizikalni kemičar N.N. Beketov. Ovako je opisao svoje pokuse: “Uzeo sam bezvodni barijev oksid i, dodavši mu određenu količinu barijevog klorida, poput topila, stavio sam tu smjesu zajedno s komadićima gline (aluminija) u lončić na ugljen i zagrijavao je nekoliko sati. Nakon što sam lončić ohladio, u njemu sam našao metalnu slitinu sasvim drugačije vrste i fizičkih svojstava od gline. Ova legura ima makrokristalnu strukturu, vrlo je krhka, svježi lom ima blagi žućkasti sjaj; analiza je pokazala da se sastoji od 33,3 barija i 66,7 gline za 100 sati, ili, drugim riječima, sadržavala je dva dijela gline za jedan dio barija ... ". Sada se proces redukcije aluminija odvija u vakuumu na temperaturama od 1100 do 1250°C, pri čemu nastali barij isparava i kondenzira se na hladnijim dijelovima reaktora.
Osim toga, barij se može dobiti elektrolizom rastaljene smjese barijevih i kalcijevih klorida.
Jednostavna tvar.
Barij je srebrno-bijeli kovak metal koji se razbija pri jakom udarcu. Talište 727°C, vrelište 1637°C, gustoća 3,780 g/cm 3 . Pri normalnom tlaku postoji u dvije alotropske modifikacije: do 375 ° C, a -Ba je stabilan s kubičnom rešetkom u središtu tijela, iznad 375 ° C, b -Ba je stabilan. Pri povišenom tlaku nastaje heksagonalna modifikacija. Metalni barij ima visoku kemijsku aktivnost, intenzivno se oksidira na zraku, stvarajući film koji sadrži BaO, BaO 2 i Ba 3 N 2, pali se nakon laganog zagrijavanja ili udarca.
2Ba + O 2 \u003d 2BaO; Ba + O 2 \u003d BaO 2; 3Ba + N 2 \u003d Ba 3 N 2,
stoga se barij skladišti ispod sloja kerozina ili parafina. Barij snažno reagira s vodom i kiselim otopinama, stvarajući barijev hidroksid ili odgovarajuće soli:
Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2
Ba + 2HCl \u003d BaCl 2 + H 2
S halogenima barij stvara halogenide, s vodikom i dušikom zagrijavanjem stvara hidrid, odnosno nitrid.
Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2; Ba + H 2 = BaH 2
Metalni barij se otapa u tekućem amonijaku uz stvaranje tamnoplave otopine, iz koje se može izolirati amonijak Ba (NH 3) 6 - kristali sa zlatnim sjajem, koji se lako raspadaju uz oslobađanje amonijaka. U ovom spoju barij ima nulto oksidacijsko stanje.
Primjena u industriji i znanosti.
Upotreba metalnog barija vrlo je ograničena zbog njegove visoke kemijske aktivnosti; spojevi barija koriste se mnogo šire. Legura barija s aluminijem - legura albe koja sadrži 56% Ba - osnova getera (apsorbera zaostalih plinova u vakuumskoj tehnici). Da bi se dobio sam geter, barij se isparava iz legure zagrijavanjem u vakuumskoj tikvici uređaja, pri čemu se na hladnim dijelovima tikvice formira "barijevo zrcalo". U malim količinama barij se koristi u metalurgiji za pročišćavanje rastaljenog bakra i olova od nečistoća sumpora, kisika i dušika. Barij se dodaje legurama za tiskanje i antifrikcijskim legurama, a legura barija i nikla koristi se za izradu dijelova za radio cijevi i elektrode za svjećice u motorima s rasplinjačem. Osim toga, postoje nestandardne primjene barija. Jedan od njih je stvaranje umjetnih kometa: barijeve pare ispuštene iz letjelice lako se ioniziraju sunčevim zrakama i pretvaraju u svijetli oblak plazme. Prvi umjetni komet nastao je 1959. godine tijekom leta sovjetske automatske međuplanetarne postaje Luna-1. Početkom 1970-ih njemački i američki fizičari, provodeći istraživanje elektromagnetskog polja Zemlje, bacili su 15 kilograma najmanjeg barijevog praha preko teritorija Kolumbije. Nastali oblak plazme proširio se duž linija magnetskog polja, što je omogućilo preciziranje njihovog položaja. Godine 1979. mlaznice čestica barija korištene su za proučavanje aurore.
spojevi barija.
Dvovalentni barijevi spojevi su od najvećeg praktičnog interesa.
barijev oksid(BaO): međuprodukt u proizvodnji barija - vatrostalni (talište oko 2020 ° C) bijeli prah, reagira s vodom, stvarajući barijev hidroksid, apsorbira ugljični dioksid iz zraka, pretvarajući se u karbonat:
BaO + H2O \u003d Ba (OH) 2; BaO + CO 2 = BaCO 3
Kad se kalcinira na zraku na temperaturi od 500–600 ° C, barijev oksid reagira s kisikom, stvarajući peroksid, koji se daljnjim zagrijavanjem do 700 ° C ponovno pretvara u oksid, odvajajući kisik:
2BaO + O 2 \u003d 2BaO 2; 2BaO 2 \u003d 2BaO + O 2
Kisik se na taj način dobivao sve do kraja 19. stoljeća, dok nije razvijena metoda za izdvajanje kisika destilacijom tekućeg zraka.
U laboratoriju se barijev oksid može dobiti kalciniranjem barijevog nitrata:
2Ba(NO 3) 2 = 2BaO + 4NO 2 + O 2
Sada se barijev oksid koristi kao sredstvo za uklanjanje vode, za dobivanje barijevog peroksida i za proizvodnju keramičkih magneta od barijevog ferata (za to se smjesa praha barijeva i željeznog oksida sinterira pod pritiskom u jakom magnetskom polju), ali glavni Primjena barijevog oksida je proizvodnja termionskih katoda. Godine 1903. mladi njemački znanstvenik Wenelt testirao je zakon emisije elektrona iz krutih tijela, koji je nedugo prije toga otkrio engleski fizičar Richardson. Prvi od eksperimenata s platinastom žicom u potpunosti je potvrdio zakon, ali kontrolni eksperiment nije uspio: tok elektrona bio je znatno veći od očekivanog. Budući da se svojstva metala nisu mogla promijeniti, Wehnelt je pretpostavio da postoji neka vrsta nečistoće na površini platine. Nakon što je isprobao moguće površinske kontaminante, uvjerio se da barijev oksid, koji je bio dio maziva vakuumske pumpe korištene u eksperimentu, emitira dodatne elektrone. Međutim, znanstveni svijet nije odmah prepoznao ovo otkriće, jer se njegovo opažanje nije moglo reproducirati. Tek gotovo četvrt stoljeća kasnije, Englez Kohler pokazao je da se za ispoljavanje visoke termionske emisije barijev oksid mora zagrijavati pri vrlo niskim tlakovima kisika. Taj se fenomen mogao objasniti tek 1935. Njemački znanstvenik Pohl je sugerirao da elektrone emitira mala nečistoća barija u oksidu: pri niskim tlakovima dio kisika izlazi iz oksida, a preostali barij se lako ionizira i formira slobodni elektroni koji zagrijavanjem napuštaju kristal:
2BaO \u003d 2Ba + O 2; Ba = Ba 2+ + 2e
Točnost ove hipoteze konačno su utvrdili kasnih 1950-ih sovjetski kemičari A. Bundel i P. Kovtun, koji su izmjerili koncentraciju nečistoća barija u oksidu i usporedili je s fluksom toplinske emisije elektrona. Sada je barijev oksid aktivni aktivni dio većine termionskih katoda. Na primjer, snop elektrona koji oblikuje sliku na TV ekranu ili monitoru računala emitira barijev oksid.
Barijev hidroksid, oktahidrat(Ba(OH)2· 8H2O). Bijeli prah, vrlo topiv u vrućoj vodi (više od 50% na 80°C), lošije u hladnoj vodi (3,7% na 20°C). Talište oktahidrata je 78°C, zagrijavanjem na 130°C prelazi u bezvodni Ba(OH)2. Barijev hidroksid dobiva se otapanjem oksida u vrućoj vodi ili zagrijavanjem barijevog sulfida u struji pregrijane pare. Barijev hidroksid lako reagira s ugljikovim dioksidom, pa se njegova vodena otopina, nazvana "baritna voda", koristi u analitičkoj kemiji kao reagens za CO 2 . Osim toga, "baritna voda" služi kao reagens za sulfatne i karbonatne ione. Barijev hidroksid koristi se za uklanjanje sulfatnih iona iz biljnih i životinjskih ulja i industrijskih otopina, za dobivanje rubidijevih i cezijevih hidroksida, kao komponenta maziva.
barijev karbonat(BaCO3). U prirodi, mineral je witherit. Bijeli prah, netopljiv u vodi, topiv u jakim kiselinama (osim sumporne). Kada se zagrije na 1000 ° C, razgrađuje se uz oslobađanje CO 2:
BaCO 3 \u003d BaO + CO 2
Barijev karbonat dodaje se staklu kako bi mu se povećao indeks loma, te se dodaje emajlima i glazurama.
barijev sulfat(BaSO4). U prirodi - barit (teški ili perzijski spar) - glavni mineral barija - bijeli prah (talište oko 1680 ° C), praktički netopljiv u vodi (2,2 mg / l na 18 ° C), sporo topljiv u koncentriranoj sumpornoj kiselini .
Proizvodnja boja dugo se povezivala s barijevim sulfatom. Istina, u početku je njegova uporaba bila kriminalne prirode: u zdrobljenom obliku, barit je pomiješan s bijelim olovom, što je značajno smanjilo troškove konačnog proizvoda i, istodobno, pogoršalo kvalitetu boje. Međutim, takva modificirana bijela prodavala se po istoj cijeni kao i obična bijela, stvarajući značajnu zaradu vlasnicima tvornica boja. Davne 1859. godine Odjel za manufakture i unutarnju trgovinu primio je informaciju o prijevarnim spletkama jaroslavskih uzgajivača, koji su olovnoj bjelji dodavali teški spar, što „zavarava potrošače o pravoj kvaliteti proizvoda, a također je primljen zahtjev da se zabrani rekli su uzgajivači od upotrebe špaleta pri izradi olovne bijele. ". Ali te pritužbe nisu urodile plodom. Dovoljno je reći da je 1882. godine u Jaroslavlju osnovana tvornica špaleta, koja je 1885. proizvela 50 tisuća funti drobljenog teškog špaleta. Početkom 1890-ih, D. I. Mendeleev je napisao: "... Barit se miješa s krečom u mnogim tvornicama, budući da kreč uvezen iz inozemstva, radi smanjenja cijene, sadrži ovu primjesu."
Barijev sulfat je dio Lithopona, netoksične bijele boje visoke pokrivne moći, koja je vrlo tražena na tržištu. Za proizvodnju litopona miješaju se vodene otopine barijevog sulfida i cinkovog sulfata, pri čemu dolazi do reakcije izmjene i taloženja smjese fino kristalnog barijevog sulfata i cinkovog sulfida - litopona, a u otopini ostaje čista voda.
BaS + ZnSO 4 \u003d BaSO 4 Í + ZnSÍ
U proizvodnji skupih vrsta papira, barijev sulfat igra ulogu punila i sredstva za utezanje, čineći papir bjeljim i gušćim; također se koristi kao punilo u gumi i keramici.
Više od 95% svjetskog iskopanog barita koristi se za pripremu radnih tekućina za duboko bušenje bušotina.
Barijev sulfat snažno apsorbira x-zrake i gama-zrake. Ovo svojstvo naširoko se koristi u medicini za dijagnozu gastrointestinalnih bolesti. Da bi se to postiglo, pacijentu je dopušteno progutati suspenziju barijevog sulfata u vodi ili njegovu mješavinu s grizom - "barijevu kašu", a zatim zasjati rendgenskim zrakama. Oni dijelovi probavnog trakta, kroz koje prolazi "barijeva kaša", na slici izgledaju kao tamne mrlje. Tako liječnik može dobiti ideju o obliku želuca i crijeva, odrediti mjesto pojave bolesti. Barijev sulfat se također koristi za izradu baritnog betona koji se koristi u izgradnji nuklearnih elektrana i nuklearnih postrojenja za zaštitu od prodornog zračenja.
barijev sulfid(BaS). Međuprodukt u proizvodnji barija i njegovih spojeva. Komercijalni proizvod je sivi trošni prah, slabo topiv u vodi. Barijev sulfid se koristi za dobivanje litopona, u kožarskoj industriji za uklanjanje dlaka s kože, za dobivanje čistog sumporovodika. BaS je sastavni dio mnogih fosfora - tvari koje svijetle nakon što apsorbiraju svjetlosnu energiju. On je bio taj koji je primio Casciarolo, kalciniranje barita s ugljenom. Sam po sebi, barijev sulfid ne svijetli: potrebni su aditivi aktivirajućih tvari - soli bizmuta, olova i drugih metala.
barijev titanat(BaTio 3). Jedan od industrijski najvažnijih spojeva barija je bijela vatrostalna (talište 1616 °C) kristalna tvar, netopljiva u vodi. Barijev titanat dobiva se spajanjem titanijevog dioksida s barijevim karbonatom na temperaturi od oko 1300 ° C:
BaCO 3 + TiO 2 \u003d BaTiO 3 + CO 2
Barijev titanat jedan je od najboljih feroelektrika (), vrlo vrijednih električnih materijala. Godine 1944. sovjetski fizičar B. M. Vul otkrio je izvanredne feroelektrične sposobnosti (vrlo visoka dielektrična konstanta) u barijevom titanatu, koji ih je zadržao u širokom temperaturnom rasponu - gotovo od apsolutne nule do + 125 ° C. Ova okolnost, kao i visoka mehanička čvrstoća i Otpornost na vlagu barijevog titanata učinila ga je jednim od najvažnijih feroelektrika koji se koristi, na primjer, u proizvodnji električnih kondenzatora. Barijev titanat, kao i svi feroelektrici, također ima piezoelektrična svojstva: pod pritiskom mijenja svoje električne karakteristike. Pod djelovanjem izmjeničnog električnog polja u njegovim kristalima dolazi do oscilacija, pa se stoga koriste u piezoelektričnim elementima, radijskim krugovima i automatskim sustavima. Barijev titanat korišten je u pokušajima otkrivanja gravitacijskih valova.
Ostali spojevi barija.
Barijev nitrat i klorat (Ba(ClO 3) 2) sastavni su dio vatrometa, dodatak ovih spojeva daje plamenu jarko zelenu boju. Barijev peroksid je dio smjesa za paljenje za aluminotermiju. Tetracijanoplatinat (II) barij (Ba) svijetli pod utjecajem rendgenskih i gama zraka. Godine 1895. njemački fizičar Wilhelm Roentgen, promatrajući sjaj ove tvari, sugerirao je postojanje novog zračenja, kasnije nazvanog X-zraka. Sada se barijev tetracijanoplatinat(II) koristi za prekrivanje svjetlećih zaslona instrumenata. Barijev tiosulfat (BaS 2 O 3) daje bezbojnom laku bisernu nijansu, a miješanjem s ljepilom postiže se potpuna imitacija sedefa.
Toksikologija barijevih spojeva.
Sve topive barijeve soli su otrovne. Barijev sulfat, koji se koristi u fluoroskopiji, praktički je netoksičan. Smrtonosna doza barijevog klorida je 0,8-0,9 g, barijevog karbonata - 2-4 g. Gutanje otrovnih spojeva barija uzrokuje peckanje u ustima, bol u želucu, slinjenje, mučninu, povraćanje, vrtoglavicu, slabost mišića, otežano disanje , usporavanje otkucaja srca i pad krvnog tlaka. Glavni tretman za trovanje barijem je ispiranje želuca i uporaba laksativa.
Glavni izvori barija u ljudskom tijelu su hrana (osobito plodovi mora) i voda za piće. Prema preporukama Svjetske zdravstvene organizacije, sadržaj barija u pitkoj vodi ne bi trebao prelaziti 0,7 mg/l, u Rusiji su puno stroži standardi - 0,1 mg/l.
Jurij Krutjakov
BARIJ, Ba (lat. Baryum, od grč. barys - težak * a. barij; n. Barium; f. barium; i. bario), - kemijski element glavne podskupine 11. skupine periodnog sustava elemenata Mendeljejeva. , atomski broj 56, atomska masa 137,33. Prirodni barij sastoji se od mješavine sedam stabilnih izotopa; Prevladava 138 Va (71,66%). Barij je 1774. godine otkrio švedski kemičar K. Scheele u obliku BaO. Metalni barij prvi je dobio engleski kemičar H. Davy 1808. godine.
Dobivanje barija
Metalni barij dobiva se toplinskom redukcijom praha barijevog oksida u vakuumu na 1100-1200°C. Barij se koristi u legurama - s olovom (tiskarske i antifrikcijske legure), aluminijem i (apsorberi plinova u vakuumskim postrojenjima). Njegovi umjetni radioaktivni izotopi naširoko se koriste.
Primjena barija
Barij i njegovi spojevi dodaju se materijalima za zaštitu od radioaktivnog i rendgenskog zračenja. Spojevi barija naširoko se koriste: oksid, peroksid i hidroksid (za proizvodnju vodikovog peroksida), nitrid (u pirotehnici), sulfat (kao kontrastno sredstvo u radiologiji, istraživanju), kromat i manganat (u proizvodnji boja), titanat (jedan najvažnijih feroelektrika), sulfid (u kožarskoj industriji) itd.
BARIJ (Barij, Ba) - kemijski element II skupine periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva, podskupina zemnoalkalijskih metala; atomski broj 56; atomska težina (masa) 137,34. Prirodni barij sastoji se od mješavine sedam stabilnih izotopa s masenim brojevima 130, 132, 134, 135, 136, 137 i 138. Najčešći izotop je 138Ba. Barij i njegovi spojevi naširoko se koriste u medicinskoj praksi. Barij se dodaje materijalima koji se koriste za zaštitu od γ-zračenja; barijev sulfat se koristi kao radiokontaktno sredstvo u fluoroskopiji. Toksičnost topljivih barijevih soli i prašine koja sadrži barij određuje profesionalnu opasnost od barija i njegovih spojeva. Barij je 1774. otkrio S. W. Scheele. Sadržaj u zemljinoj kori 5x10 -2 tež.%. U prirodi se javlja samo u obliku spojeva. Najvažniji minerali su barit ili teški spar (BaSO 4) i vitrit (BaCO 3).
Barij je mekan, srebrnastobijeli metal. Gustoća 3,5, t ° taljenja 710-717 °, t ° kip 1634-1640 °. Kemijski vrlo aktivan. Dvovalentan je u svim svojim stabilnim spojevima. Brzo oksidira na zraku, prekrivajući se filmom koji sadrži barijev oksid (BaO), barijev peroksid (BaO 2) i barijev nitrid (Ba 3 N 2). Pri zagrijavanju na zraku i pri udaru lako se zapali. Čuvajte barij u kerozinu. S kisikom barij tvori barijev oksid, koji se zagrijavanjem na zraku do t ° 500 ° pretvara u barijev peroksid, a potonji se koristi za dobivanje vodikovog peroksida: BaO 2 + H 2 SO 4 ⇆ BaS0 4 + H 2 O 2. Barij reagira s vodom, istiskujući vodik: Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2. Lako reagira s halogenima i sumporom, stvarajući soli. Barijeve soli formirane s ionima Cl - , Br - , I - , NO 3 lako su topive u vodi, a praktički netopljive s ionima F - , SO 4 -2 , CO 3 -2 . Hlapljivi spojevi barija boje bezbojni plamen plinskog plamenika u žućkastozelenu boju. Ovo se svojstvo koristi za kvalitativno određivanje barija. Kvantitativno se barij određuje gravimetrijskom metodom, taloženjem sumpornom kiselinom u obliku barijevog sulfata (BaSO 4).
U malim količinama barij se nalazi u tkivima živog organizma, u najvećim koncentracijama - u irisu očiju.
Profesionalne opasnosti
Barij i njegovi spojevi imaju široku primjenu u industriji (u proizvodnji stakla, papira, gume, keramike, u metalurgiji, u proizvodnji plastike, u proizvodnji dizelskog goriva, u elektrovakuumskoj industriji itd.) i u poljoprivredi. .
Barij u organizam ulazi putem dišnih organa i probavnog trakta (udisanjem i gutanjem prašine); izlučuje kroz gastrointestinalni trakt, u manjoj mjeri - putem bubrega i žlijezda slinovnica. Uz dugotrajan rad u uvjetima izloženosti barijevoj prašini i nepoštivanju pravila industrijske sanitarne zaštite, moguća je pneumokonioza (vidi), koja je često komplicirana akutnom upalom pluća i bronha.
U osoba koje rade u industrijama u kojima dolazi do stvaranja prašine barijevog karbonata, osim u slučajevima pneumokonioza s difuznim pojačanjem plućnog uzorka i zbijanjem korijena pluća, mogu se pojaviti pomaci koji ukazuju na opći toksični učinak barijevog karbonata (poremećaj hematopoeze, funkcija kardiovaskularnog sustava, metaboličkih procesa itd.).
Topljive barijeve soli su otrovne; uzrokuju meningoencefalitis, djeluju na glatke i srčane mišiće.
U slučaju akutnog trovanja dolazi do obilne salivacije, peckanja u ustima i jednjaku, bolova u želucu, kolika, mučnine, povraćanja, proljeva, visokog krvnog tlaka, konvulzija, moguća je paraliza, oštra cijanoza lica i ekstremiteta ( hladni ekstremiteti), obilan hladan znoj, opća slabost mišića. Javlja se poremećaj hoda i govora zbog paralize mišića ždrijela i jezika, otežano disanje, vrtoglavica, smetnje vida. U slučaju teškog trovanja smrt nastupa iznenada u prvom danu.
Kronično trovanje izražava se u teškoj slabosti, kratkoći daha; javlja se upala sluznice usne šupljine, curenje iz nosa, konjunktivitis, proljev, krvarenja u želucu, povišen krvni tlak, ubrzan rad srca, nepravilan puls, poremećaj mokrenja, gubitak kose na glavi i obrvama (kod radnika koji rade s barijevim solima).
Kod akutnog trovanja barijevim solima, usprkos oslobađanju njihove najveće količine, dolazi do taloženja malih količina u organima (u jetri, mozgu, endokrinim žlijezdama). Najviše barija nalazi se u kostima (do 65% apsorbirane doze). Istodobno se djelomično pretvara u netopljivi barijev sulfat.
Prva pomoć kod trovanja
Odmah obilno ispiranje želuca otopinom natrijevog sulfata (Glauberova sol) - 1 žlica na 1 litru vode; uzimanje laksativa, a zatim pijenje 10% otopine natrijevog sulfata, 1 žlica svakih 5 minuta. U isto vrijeme (u svrhu neutralizacije) dajte polako piti proteinsku vodu ili mlijeko.
Emetici pokazuju da uklanjaju netopljivi barijev sulfat koji se tamo formira pod utjecajem klorovodične kiseline želučanog soka iz želuca; lijekovi za srce (kofein, kamfor, lobelin) prema indikacijama, vrućina na nogama.
Prevencija profesionalnog trovanja spojevima barija svodi se na automatizaciju i mehanizaciju procesa, brtvljenje opreme i ispušnu ventilaciju. Posebno je važno poštivanje mjera osobne higijene usmjerenih na sprječavanje ulaska soli u dišne organe i gastrointestinalni trakt, provođenje temeljitog medicinskog nadzora zdravlja radnika kroz periodične preglede uz sudjelovanje liječnika specijalista.
Najviše dopuštene koncentracije u zraku industrijskih prostora za BaSO 4 - 4 mg/m 3 , za BaCO 3 -1 mg/m 3 .
Barij u forenzici
Topljive barijeve soli, na primjer, u hrani, vodi ili barijev sulfat koji se koristi u fluoroskopiji, mogu uzrokovati trovanje. Poznati su kriminalni i industrijski slučajevi trovanja barijevim solima. Za pregled su važni klinički podaci: uznemirenost, slinjenje, žarenje i bolovi u jednjaku ili želucu, učestalo povraćanje, proljev, poremećaji mokrenja i dr. Smrt nastupa iznenada 4-10 sati nakon ulaska barija u organizam. Na obdukciji: kongestivna pletora u unutarnjim organima, krvarenja u mozgu, gastrointestinalnom traktu, masna degeneracija jetre. U slučaju trovanja, barij se taloži u kostima i koštanoj srži (65%), skeletnim mišićima, jetri, bubrezima i gastrointestinalnom traktu.
Forenzičko-kemijski dokaz otrovanja barijevim spojevima temelji se na njegovoj detekciji mikrokemijskim reakcijama i kvantitativnom određivanju sedimenta barijevog sulfata metodom težine ili kompleksometrijske titracije.
Bibliografija: Voinar A. I. Biološka uloga mikroelemenata u životinja i ljudi, M., 1960; Nekrasov B. V. Osnove opće kemije, t. 2, M., 1973; P e mi G. Tečaj anorganske kemije, trans. s njemačkog, sv.1, M., 1972; Barij, Gmelins Handb, anorgan. Chem., Syst.-Num. 30, Weinheim, 1960.; Mellor J. W. Sveobuhvatna rasprava o anorganskoj i teorijskoj kemiji, v. 3, str. 619, L.a. o., 1946.
Profesionalne opasnosti- Apbuznikov KV O pitanju trovanja barijevim kloridom, u knjizi: Problem, klin, neuropat., Ed. J.I. M. Šenderović, str. 338, Krasnojarsk, 1966.; To i to i at-ridze E. M. iNarsia A. G. O vlaknastom djelovanju barita u eksperimentu, Sat. Zbornik radova Nauch.-issled. u-toj svirci. rada i prof. ilustr., svezak 5, str. 29, Tbilisi, 1958.; Kuruc M. a. B e 1 £ k V. Hromad-n £ otrava kloridom b&rnatym, Prakt. Lek. (Praha), v. 50, str. 751, 1970; Lewi Z. a. Bar-Khayim Y. Trovanje hranom barijevim karbonatom, Lancet, v. 2, E. 342, 1964; W e n d e E. Pneumokoniose ei Baryt- und Lithopone-arbeitern, Arch. Gewerbepath. Gewerbehyg., Bd 15, S. 171, 1956.
B. sulfat- Sergeev P. V. X-zraka kontrastna sredstva, M., 1971; U a g k e B. Rontgenkontrastmittel, Lpz., 1970.; Knoefel P.K. Radiopaque diagnostic agents, Springfield-Oxford, 1961.; Svoboda M. Kontrastni l&tky pfi vi-setrov£ni rentgenem, Praha, 1964.
B. u forenzičkoj vezi- Krylova A. H. Upotreba Trilona B u određivanju barija u biološkom materijalu, Aptech. slučaj, JSS 6, str. 28, 1957.; ona, Određivanje barija u biološkom materijalu kompleksometrijskom metodom, Farmacija, br. 4, str. 63, 1969.; Kharitonov O. I. Za toksikologiju barijevog klorida, Farmacija i toksikologija., T. 20, Jsfe 2, str. 68, 1957.; ShvaykovaM. D. Forenzična kemija, str. 215, Moskva, 1965.; T g u h a u t R. e t B e γ-γο d F. Recherches sur la toxicologie du baryum, Ann. farm. frang., t. 20, str. 637, 1962, bibliogr.
E. A. Maksimjuk; A. H. Krylova (pravosuđe), L. S. Rozenshtraukh (farm.), G. I. Rumyantsev (prof.).
Barij je element glavne podskupine druge skupine, šeste periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 56. Označava se simbolom Ba (lat. Barium). Jednostavna tvar barij (CAS broj: 7440-39-3) je mekan, savitljiv, srebrno-bijeli zemnoalkalijski metal. Posjeduje visoku kemijsku aktivnost.
Biti u prirodi
Rijetki minerali barija: Celzijev ili barijev feldspat (barijev aluminosilikat), hijalofan (mješovita barij i kalijev aluminosilikat), nitrobarit (barijev nitrat) itd.
Dobivanje barija
Metal se može dobiti na različite načine, posebno elektrolizom rastaljene smjese barijevog klorida i kalcijevog klorida. Barij je moguće dobiti obnavljanjem iz oksida aluminotermnom metodom. Da bi se to postiglo, vitrit se peče s ugljenom i dobiva se barijev oksid:
BaCO3 + C > BaO + 2CO.
Zatim se smjesa BaO s aluminijskim prahom zagrijava u vakuumu na 1250°C. Pare reduciranog barija kondenziraju se u hladnim dijelovima cijevi u kojima se odvija reakcija:
3BaO + 2Al > Al 2 O 3 + 3Ba.
Zanimljivo je da se barijev peroksid BaO 2 često uključuje u sastav smjesa za paljenje za aluminotermiju.
Dobivanje barijevog oksida jednostavnim kalciniranjem witherita je teško: witherit se raspada samo na temperaturama iznad 1800°C. Lakše je dobiti BaO kalciniranjem barijevog nitrata Ba (NO 3) 2:
2Ba (NO 3) 2 > 2BaO + 4NO 2 + O 2.
I elektroliza i redukcija aluminija proizvode mekani (tvrđi od olova, ali mekši od cinka) sjajni bijeli metal. Tali se na 710°C, vrije na 1638°C, gustoća mu je 3,76 g/cm 3 . Sve to u potpunosti odgovara položaju barija u podskupini zemnoalkalijskih metala.
