Fyzikálne vlastnosti bária. Bárium - vlastnosti, história objavovania
Skupina IIA obsahuje iba kovy – Be (berýlium), Mg (horčík), Ca (vápnik), Sr (stroncium), Ba (bárium) a Ra (rádium). Chemické vlastnosti prvého zástupcu tejto skupiny, berýlia, sa najvýraznejšie líšia od chemických vlastností ostatných prvkov tejto skupiny. Jeho chemické vlastnosti sú v mnohých ohľadoch ešte viac podobné hliníku ako iným kovom skupiny IIA (tzv. „diagonálna podobnosť“). Horčík sa svojimi chemickými vlastnosťami tiež výrazne líši od Ca, Sr, Ba a Ra, ale stále má s nimi oveľa podobnejšie chemické vlastnosti ako s berýliom. Pre výraznú podobnosť v chemických vlastnostiach vápnika, stroncia, bária a rádia sa spájajú do jednej rodiny tzv. alkalickej zeminy kovy.
Všetky prvky skupiny IIA patria do s-prvky, t.j. obsahujú všetky ich valenčné elektróny na s-podúroveň Elektrónová konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy všetkých chemických prvkov tejto skupiny má teda tvar ns 2 , Kde n– číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza.
Vzhľadom na zvláštnosti elektrónovej štruktúry kovov skupiny IIA môžu mať tieto prvky okrem nuly iba jeden jediný oxidačný stav rovný +2. Jednoduché látky tvorené prvkami skupiny IIA, keď sa zúčastňujú akýchkoľvek chemických reakcií, sú schopné iba oxidácie, t.j. darovať elektróny:
Ja 0 – 2e — → Ja +2
Vápnik, stroncium, bárium a rádium majú extrémne vysokú chemickú reaktivitu. Jednoduché látky nimi tvorené sú veľmi silné redukčné činidlá. Horčík je tiež silné redukčné činidlo. Redukčná aktivita kovov sa riadi všeobecnými zákonmi periodického zákona D.I. Mendelejev a zvyšuje sa v podskupine.
Interakcia s jednoduchými látkami
s kyslíkom
Bez zahrievania berýlium a horčík nereagujú ani so vzdušným kyslíkom, ani s čistým kyslíkom, pretože sú pokryté tenkými ochrannými filmami pozostávajúcimi z oxidov BeO a MgO. Ich skladovanie si nevyžaduje žiadne špeciálne spôsoby ochrany pred vzduchom a vlhkosťou, na rozdiel od kovov alkalických zemín, ktoré sú uložené pod vrstvou voči nim inertnej kvapaliny, najčastejšie petroleja.
Be, Mg, Ca, Sr pri spaľovaní v kyslíku tvoria oxidy zloženia MeO a Ba - zmes oxidu bárnatého (BaO) a peroxidu bárnatého (BaO 2):
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O2 = 2BaO
Ba + 02 = Ba02
Treba poznamenať, že pri horení kovov alkalických zemín a horčíka na vzduchu dochádza aj k vedľajšej reakcii týchto kovov so vzdušným dusíkom, v dôsledku čoho okrem zlúčenín kovov s kyslíkom vznikajú nitridy so všeobecným vzorcom Me3N. 2 sú tiež vytvorené.
s halogénmi
Berýlium reaguje s halogénmi iba pri vysokých teplotách a zvyšok kovov skupiny IIA - už pri izbovej teplote:
Mg + I2 = MgI2 – Jodid horečnatý
Ca + Br 2 = CaBr 2 – bromid vápenatý
Ba + Cl 2 = BaCl 2 – chlorid bárnatý
s nekovmi skupín IV–VI
Všetky kovy skupiny IIA reagujú pri zahrievaní so všetkými nekovmi skupín IV–VI, ale v závislosti od polohy kovu v skupine, ako aj od aktivity nekovov, sú potrebné rôzne stupne zahrievania. Keďže berýlium je chemicky najinertnejšie spomedzi všetkých kovov skupiny IIA, pri uskutočňovaní jeho reakcií s nekovmi je potrebné značné použitie. O vyššia teplota.
Treba poznamenať, že reakciou kovov s uhlíkom môžu vznikať karbidy rôznej povahy. Existujú karbidy, ktoré patria k metanoidom a sú bežne považované za deriváty metánu, v ktorých sú všetky atómy vodíka nahradené kovom. Rovnako ako metán obsahujú uhlík v oxidačnom stave -4 a keď sú hydrolyzované alebo interagujú s neoxidačnými kyselinami, jedným z produktov je metán. Existuje aj ďalší typ karbidov - acetylénidy, ktoré obsahujú ión C 2 2-, čo je vlastne fragment molekuly acetylénu. Karbidy, ako sú acetylénidy, tvoria po hydrolýze alebo interakcii s neoxidačnými kyselinami acetylén ako jeden z reakčných produktov. Typ karbidu - metanid alebo acetylén - získaný, keď konkrétny kov reaguje s uhlíkom, závisí od veľkosti katiónu kovu. Kovové ióny s malým polomerom zvyčajne tvoria metanidy a väčšie ióny tvoria acetylénidy. V prípade kovov druhej skupiny sa metanoid získava interakciou berýlia s uhlíkom:
Zvyšné kovy skupiny II A tvoria acetylénidy s uhlíkom:
S kremíkom tvoria kovy skupiny IIA silicidy - zlúčeniny typu Me 2 Si, s dusíkom - nitridy (Me 3 N 2), s fosforom - fosfidy (Me 3 P 2):
s vodíkom
Všetky kovy alkalických zemín reagujú pri zahrievaní s vodíkom. Na to, aby horčík reagoval s vodíkom, nestačí len zahrievanie ako pri kovoch alkalických zemín, okrem vysokej teploty je potrebný aj zvýšený tlak vodíka. Berýlium nereaguje s vodíkom za žiadnych podmienok.
Interakcia s komplexnými látkami
s vodou
Všetky kovy alkalických zemín aktívne reagujú s vodou za vzniku alkálií (rozpustných hydroxidov kovov) a vodíka. Horčík reaguje s vodou iba pri varení, pretože pri zahrievaní sa ochranný oxidový film MgO rozpustí vo vode. V prípade berýlia je ochranný oxidový film veľmi odolný: voda s ním nereaguje ani pri vare, ani pri vysokých teplotách:
s neoxidačnými kyselinami
Všetky kovy hlavnej podskupiny skupiny II reagujú s neoxidačnými kyselinami, pretože sú v sérii aktivít vľavo od vodíka. V tomto prípade sa vytvorí soľ zodpovedajúcej kyseliny a vodíka. Príklady reakcií:
Be + H2S04 (zriedený) = BeS04 + H2
Mg + 2HBr = MgBr2 + H2
Ca + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2
s oxidačnými kyselinami
- zriedená kyselina dusičná
Všetky kovy skupiny IIA reagujú so zriedenou kyselinou dusičnou. V tomto prípade sú produktmi redukcie namiesto vodíka (ako v prípade neoxidačných kyselín) oxidy dusíka, najmä oxid dusnatý (I) (N 2 O), v prípade vysoko zriedenej kyseliny dusičnej amónny dusičnany (NH4NO3):
4Ca + 10HN03 ( razb .) = 4Ca(N03)2 + N20 + 5H20
4Mg + 10HN03 (veľmi rozmazané)= 4Mg(N03)2 + NH4N03 + 3H20
- koncentrovaná kyselina dusičná
Koncentrovaná kyselina dusičná pri bežnej (alebo nízkej) teplote pasivuje berýlium, t.j. nereaguje s ním. Pri varení je reakcia možná a prebieha prevažne podľa rovnice:
Horčík a kovy alkalických zemín reagujú s koncentrovanou kyselinou dusičnou za vzniku širokej škály rôznych produktov redukcie dusíka.
- koncentrovaná kyselina sírová
Berýlium sa pasivuje koncentrovanou kyselinou sírovou, t.j. za normálnych podmienok s ním nereaguje, ale reakcia nastáva pri vare a vedie k tvorbe síranu berýlia, oxidu siričitého a vody:
Be + 2H2S04 → BeSO4 + S02 + 2H20
Bárium je tiež pasivované koncentrovanou kyselinou sírovou v dôsledku tvorby nerozpustného síranu bárnatého, ale pri zahrievaní s ním reaguje; síran bárnatý sa pri zahrievaní v koncentrovanej kyseline sírovej rozpúšťa v dôsledku jeho premeny na hydrogensíran bárnatý.
Zvyšné kovy hlavnej skupiny IIA reagujú s koncentrovanou kyselinou sírovou za akýchkoľvek podmienok, vrátane chladu. Redukcia síry môže nastať na SO 2, H 2 S a S v závislosti od aktivity kovu, reakčnej teploty a koncentrácie kyseliny:
Mg + H2S04 ( konc. .) = MgS04 + S02 + H20
3Mg + 4H2S04 ( konc. .) = 3MgS04 + S↓ + 4H20
4Ca + 5H2S04 ( konc. .) = 4CaS04+H2S + 4H20
s alkáliami
Horčík a kovy alkalických zemín neinteragujú s alkáliami a berýlium ľahko reaguje s alkalickými roztokmi aj s bezvodými alkáliami počas fúzie. Okrem toho, keď sa reakcia uskutočňuje vo vodnom roztoku, na reakcii sa zúčastňuje aj voda a produktmi sú tetrahydroxoberyláty alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín a plynný vodík:
Be + 2KOH + 2H20 = H2 + K2 - tetrahydroxoberyllát draselný
Pri reakcii s pevnou zásadou počas fúzie vznikajú beryláty alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín a vodík
Be + 2KOH = H2 + K2Be02 - beryllát draselný
s oxidmi
Kovy alkalických zemín, ako aj horčík, môžu pri zahrievaní redukovať menej aktívne kovy a niektoré nekovy zo svojich oxidov, napríklad:
Spôsob redukcie kovov z ich oxidov horčíkom sa nazýva horčík.
Obsah článku
BÁRIUM– chemický prvok 2. skupiny periodickej sústavy, atómové číslo 56, relatívna atómová hmotnosť 137,33. Nachádza sa v šiestom období medzi céziom a lantánom. Prírodné bárium pozostáva zo siedmich stabilných izotopov s hmotnostnými číslami 130 (0,101 %), 132 (0,097 %), 134 (2,42 %), 135 (6,59 %), 136 (7,81 %), 137 (11, 32 %) a 138 ( 71,66 %). Bárium vo väčšine chemických zlúčenín vykazuje maximálny oxidačný stav +2, ale môže mať aj nulový oxidačný stav. V prírode sa bárium vyskytuje iba v dvojmocnom stave.
História objavovania.
V roku 1602 Casciarolo (bolónsky obuvník a alchymista) vyzdvihol v okolitých horách kameň, ktorý bol taký ťažký, že Casciarolo mal podozrenie, že je to zlato. V snahe izolovať zlato z kameňa ho alchymista kalcinoval uhlím. Hoci nebolo možné zlato izolovať, experiment priniesol jednoznačne povzbudivé výsledky: ochladený produkt kalcinácie v tme svietil načerveno. Správa o takomto nezvyčajnom náleze vyvolala v alchymistickej komunite skutočnú senzáciu a nezvyčajný minerál, ktorý dostal množstvo mien – slnečný kameň (Lapis solaris), boloňský kameň (Lapis Boloniensis), boloňský fosfor (Phosphorum Boloniensis) sa stal účastníkom r. rôzne experimenty. Ale čas plynul a zlato ani nepomyslelo na to, aby vyniklo, takže záujem o nový minerál postupne zmizol a dlho sa považoval za upravenú formu sadry alebo vápna. Len o poldruha storočia neskôr, v roku 1774, slávni švédski chemici Karl Scheele a Johan Hahn pozorne študovali „bolonský kameň“ a zistili, že obsahuje nejaký druh „ťažkej zeme“. Neskôr, v roku 1779, Guiton de Morveau pomenoval túto „krajinu“ barote (barote) z gréckeho slova „barue“ - ťažký, a neskôr zmenil názov na baryt (baryt). Pod týmto názvom sa báriová zem objavila v učebniciach chémie konca 18. a začiatku 19. storočia. Napríklad v učebnici A.L. Lavoisiera (1789) je baryt zaradený do zoznamu zemitých jednoduchých telies tvoriacich soľ a pre baryt je uvedený aj iný názov - „ťažká zem“ (terre pesante, latinsky terra ponderosa). Doposiaľ neznámy kov obsiahnutý v minerále sa začal nazývať bárium (lat. - Barium). V ruskej literatúre 19. storočia. Používali sa aj názvy baryt a bárium. Ďalším známym minerálom bária bol prírodný uhličitan bárnatý, ktorý v roku 1782 objavil Withering a neskôr na jeho počesť pomenovaný witherit. Kovové bárium prvýkrát pripravil Angličan Humphry Davy v roku 1808 elektrolýzou vlhkého hydroxidu bárnatého s ortuťovou katódou a následným odparením ortuti z amalgámu bária. Treba poznamenať, že v tom istom roku 1808, o niečo skôr ako Davy, získal amalgám bária švédsky chemik Jens Berzelius. Napriek svojmu názvu sa bárium ukázalo ako relatívne ľahký kov s hustotou 3,78 g/cm3, takže v roku 1816 anglický chemik Clark navrhol zamietnuť názov „bárium“ s odôvodnením, že ak je bárium zemina (oxid bárnatý) skutočne ťažšie ako ostatné zeminy (oxidy), potom je kov naopak ľahší ako ostatné kovy. Clark chcel pomenovať tento prvok plutónium na počesť starorímskeho boha, vládcu podzemného kráľovstva Pluto, ale tento návrh sa nestretol s podporou iných vedcov a ľahký kov sa naďalej nazýval „ťažký“.
Bárium v prírode.
Zemská kôra obsahuje 0,065% bária, vyskytuje sa vo forme síranu, uhličitanu, kremičitanov a hlinitokremičitanov. Hlavnými minerálmi bária sú už spomínaný baryt (síran bárnatý), nazývaný aj ťažký alebo perzský spar, a witherit (uhličitan bárnatý). Svetové nerastné zdroje barytu sa v roku 1999 odhadovali na 2 miliardy ton, pričom značná časť z nich sa sústreďovala v Číne (asi 1 miliarda ton) a Kazachstane (0,5 miliardy ton). Veľké zásoby barytu sú v USA, Indii, Turecku, Maroku a Mexiku. Ruské zdroje barytu sa odhadujú na 10 miliónov ton, jeho produkcia sa vykonáva v troch hlavných ložiskách nachádzajúcich sa v regiónoch Khakassia, Kemerovo a Čeľabinsk. Celková ročná produkcia barytu vo svete je asi 7 miliónov ton, Rusko produkuje 5 tisíc ton a dováža 25 tisíc ton barytu ročne.
Potvrdenie.
Hlavnými surovinami na výrobu bária a jeho zlúčenín sú baryt a zriedkavejšie chrobák. Redukciou týchto minerálov uhlím, koksom alebo zemným plynom sa získa sulfid bárnatý a oxid bárnatý:
BaS04 + 4C = BaS + 4CO
BaS04 + 2CH4 = BaS + 2C + 4H20
BaC03 + C = BaO + 2CO
Kovové bárium sa získava redukciou oxidom hlinitým.
3BaO + 2Al = 3Ba + Al203
Tento proces prvýkrát vykonal ruský fyzikálny chemik N. N. Beketov. Takto opísal svoje experimenty: „Vzal som bezvodý oxid bárnatý a pridal som k nemu určité množstvo chloridu bárnatého, ako tavidlo, vložil som túto zmes spolu s kúskami ílu (hliníka) do uhlíkového téglika a niekoľko krát zahrial. hodiny. Po vychladnutí téglika som v ňom našiel kovovú zliatinu úplne iného typu a fyzikálnych vlastností ako je hlina. Táto zliatina má hrubokryštalickú štruktúru, je veľmi krehká, čerstvý lom má slabý žltkastý lesk; analýza ukázala, že po 100 hodinách pozostával z 33,3 bária a 66,7 hliny, alebo inak na jeden diel bária obsahoval dva diely ílu...“ V súčasnosti sa redukčný proces s hliníkom uskutočňuje vo vákuu pri teplotách od 1100 do 1250 °C, pričom vznikajúce bárium sa odparuje a kondenzuje na chladnejších častiach reaktora.
Okrem toho možno bárium získať elektrolýzou roztavenej zmesi chloridov bária a vápenatých.
Jednoduchá látka.
Bárium je striebristo biely kujný kov, ktorý sa pri prudkom údere rozbije. Teplota topenia 727 °C, teplota varu 1637 °C, hustota 3,780 g/cm3. Pri normálnom tlaku existuje v dvoch alotropných modifikáciách: a -Ba s kubickou mriežkou centrovanou na telo je stabilný do 375 °C; b -Ba je stabilný nad 375 °C. Pri zvýšenom tlaku vzniká hexagonálna modifikácia. Kovové bárium má vysokú chemickú aktivitu, na vzduchu intenzívne oxiduje, pričom vytvára film obsahujúci BaO, BaO 2 a Ba 3 N 2 a pri miernom zahriatí alebo náraze sa vznieti.
2Ba + 02 = 2BaO; Ba + 02 = Ba02; 3Ba + N2 = Ba3N2,
Preto sa bárium skladuje pod vrstvou petroleja alebo parafínu. Bárium prudko reaguje s vodou a kyslými roztokmi za vzniku hydroxidu bárnatého alebo zodpovedajúcich solí:
Ba + 2H20 = Ba(OH)2 + H2
Ba + 2HCl = BaCl2 + H2
S halogénmi tvorí bárium halogenidy, s vodíkom a dusíkom pri zahriatí tvorí hydrid a nitrid.
Ba + Cl2 = BaCl2; Ba + H2 = BaH2
Kovové bárium sa rozpúšťa v tekutom čpavku za vzniku tmavomodrého roztoku, z ktorého možno izolovať čpavok Ba(NH 3) 6 - kryštály zlatistého lesku, ktoré sa za uvoľňovania čpavku ľahko rozkladajú. V tejto zlúčenine má bárium nulový oxidačný stav.
Aplikácia v priemysle a vede.
Použitie kovového bária je veľmi obmedzené kvôli jeho vysokej chemickej reaktivite, zlúčeniny bária sa používajú oveľa širšie. Zliatina bária s hliníkom - zliatina Alba s obsahom 56% Ba - je základom getrov (absorbérov zvyškových plynov vo vákuovej technike). Na získanie samotného getra sa bárium odparuje zo zliatiny jej zahrievaním vo vákuovej banke zariadenia, v dôsledku čoho sa na studených častiach banky vytvorí „báryové zrkadlo“. V malých množstvách sa bárium používa v metalurgii na čistenie roztavenej medi a olova od nečistôt síry, kyslíka a dusíka. Bárium sa pridáva do tlačiarenských a antifrikčných zliatin; zliatina bária a niklu sa používa na výrobu dielov pre rádiové trubice a elektródy zapaľovacích sviečok v karburátorových motoroch. Okrem toho existujú neštandardné použitia bária. Jedným z nich je vytvorenie umelých komét: pary bária uvoľnené z kozmickej lode sa ľahko ionizujú slnečnými lúčmi a premenia sa na jasný plazmový oblak. Prvá umelá kométa vznikla v roku 1959 počas letu sovietskej automatickej medziplanetárnej stanice Luna-1. Začiatkom 70. rokov minulého storočia nemeckí a americkí fyzici vykonávajúci výskum elektromagnetického poľa Zeme uvoľnili nad Kolumbiou 15 kilogramov drobného báryového prášku. Výsledný plazmový oblak sa tiahol pozdĺž magnetických siločiar, čo umožnilo objasniť ich polohu. V roku 1979 sa na štúdium polárnej žiary použili výtrysky častíc bária.
Zlúčeniny bária.
Najväčšiemu praktickému záujmu sú dvojmocné zlúčeniny bária.
Oxid bárnatý(BaO): medziprodukt pri výrobe bária - žiaruvzdorný (teplota topenia cca 2020 °C) biely prášok, reaguje s vodou za vzniku hydroxidu bárnatého, absorbuje oxid uhličitý zo vzduchu a mení sa na uhličitan:
BaO + H20 = Ba(OH)2; BaO + C02 = BaC03
Pri kalcinácii na vzduchu pri teplote 500 – 600 °C oxid bárnatý reaguje s kyslíkom za vzniku peroxidu, ktorý sa po ďalšom zahriatí na 700 °C opäť premení na oxid, ktorý eliminuje kyslík:
2BaO + 02 = 2Ba02; 2BaO2 = 2BaO + O2
Takto sa získaval kyslík až do konca 19. storočia, kým sa nevyvinul spôsob uvoľňovania kyslíka destiláciou kvapalného vzduchu.
V laboratóriu možno oxid bárnatý pripraviť kalcináciou dusičnanu bárnatého:
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4N02 + O2
Teraz sa oxid bárnatý používa ako prostriedok na odstraňovanie vody, na získanie peroxidu bárnatého a na výrobu keramických magnetov z železitanu bárnatého (na tento účel sa zmes práškov bária a oxidu železitého speká pod lisom v silnom magnetickom poli). hlavné použitie oxidu bárnatého je výroba termionických katód. V roku 1903 mladý nemecký vedec Wehnelt testoval zákon o emisii elektrónov tuhými látkami, ktorý objavil krátko predtým anglický fyzik Richardson. Prvý z experimentov s platinovým drôtom úplne potvrdil zákon, ale kontrolný experiment zlyhal: tok elektrónov prudko prekročil očakávaný. Keďže vlastnosti kovu sa nemohli zmeniť, Wehnelt predpokladal, že na povrchu platiny je nejaký druh nečistoty. Po testovaní možných povrchových kontaminantov nadobudol presvedčenie, že dodatočné elektróny emitoval oxid bárnatý, ktorý bol súčasťou maziva vákuovej pumpy použitej pri experimente. Vedecký svet však tento objav okamžite nerozpoznal, pretože jeho pozorovanie nebolo možné zopakovať. Len takmer o štvrťstoročie neskôr Angličan Kohler ukázal, že na dosiahnutie vysokej termionickej emisie musí byť oxid bárnatý zahrievaný pri veľmi nízkych tlakoch kyslíka. Tento jav sa dal vysvetliť až v roku 1935. Nemecký vedec Pohl navrhol, že elektróny sú emitované malou nečistotou bária v oxide: pri nízkych tlakoch sa časť kyslíka z oxidu vyparí a zvyšné bárium sa ľahko ionizuje za vzniku voľné elektróny, ktoré opúšťajú kryštál pri zahriatí:
2BaO = 2Ba + 02; Ba = Ba2+ + 2е
Správnosť tejto hypotézy nakoniec potvrdili koncom 50. rokov sovietski chemici A. Bundel a P. Kovtun, ktorí zmerali koncentráciu nečistoty bária v oxide a porovnali ju s tokom emisie termionických elektrónov. Teraz je oxid bárnatý aktívnou súčasťou väčšiny termionických katód. Napríklad lúč elektrónov, ktorý vytvára obraz na televíznej obrazovke alebo monitore počítača, je emitovaný oxidom bárnatým.
Hydroxid bárnatý, oktahydrát(Ba(OH)2· 8H20). Biely prášok, vysoko rozpustný v horúcej vode (viac ako 50 % pri 80 ° C), horšie v studenej vode (3,7 % pri 20 ° C). Teplota topenia oktahydrátu je 78°C, pri zahriatí na 130°C sa mení na bezvodý Ba(OH)2. Hydroxid bárnatý sa vyrába rozpustením oxidu v horúcej vode alebo zahrievaním sírnika bárnatého v prúde prehriatej pary. Hydroxid bárnatý ľahko reaguje s oxidom uhličitým, preto sa jeho vodný roztok nazývaný „barytová voda“ používa v analytickej chémii ako činidlo pre CO2. Okrem toho „barytová voda“ slúži ako činidlo pre síranové a uhličitanové ióny. Hydroxid bárnatý sa používa na odstránenie síranových iónov z rastlinných a živočíšnych olejov a priemyselných roztokov, na získanie hydroxidov rubídia a cézia, ako zložka mazív.
Uhličitan bárnatý(BaCO3). V prírode je minerál uschnutý. Biely prášok, nerozpustný vo vode, rozpustný v silných kyselinách (okrem kyseliny sírovej). Pri zahriatí na 1 000 ° C sa rozkladá a uvoľňuje CO 2:
BaC03 = BaO + C02
Uhličitan bárnatý sa pridáva do skla na zvýšenie jeho indexu lomu a pridáva sa do emailov a glazúr.
Síran bárnatý(BaSO4). V prírode - baryt (ťažký alebo perzský spar) - hlavný minerál bária - je biely prášok (teplota topenia asi 1680 ° C), prakticky nerozpustný vo vode (2,2 mg / l pri 18 ° C), pomaly sa rozpúšťa v koncentrovanej sírovej kyselina.
Výroba farieb bola dlho spojená so síranom bárnatým. Je pravda, že jeho použitie bolo spočiatku kriminálneho charakteru: drvený baryt sa zmiešal s olovenou belobou, čo výrazne znížilo náklady na konečný produkt a zároveň zhoršilo kvalitu farby. Takto upravené biele sa však predávali za rovnakú cenu ako bežné biele, čo majiteľom farbív prinášalo značné zisky. V roku 1859 dostalo ministerstvo výroby a domáceho obchodu informácie o podvodných machináciách majiteľov továrne v Jaroslavli, ktorí k olovenej belobe pridali ťažkú rahnu, čo „klame spotrebiteľov o skutočnej kvalite produktu a bola prijatá aj žiadosť o zákaz povedali výrobcovia, aby pri výrobe olovenej beloby nepoužívali nosník.“ Tieto sťažnosti však nevyšli naprázdno. Stačí povedať, že v roku 1882 bol v Jaroslavli založený závod na výrobu trámov, ktorý v roku 1885 vyprodukoval 50 000 libier drveného ťažkého trámu. Začiatkom 90. rokov 19. storočia D.I. Mendelejev napísal: „...Barit sa v mnohých továrňach primiešava do zmesi bielej, pretože biela privezená zo zahraničia obsahuje túto zmes, aby sa znížila cena.“
Síran bárnatý je súčasťou lithoponu, netoxickej bielej farby s vysokou krycou schopnosťou, ktorá je na trhu veľmi žiadaná. Na výrobu litopónu sa zmiešajú vodné roztoky sulfidu bárnatého a síranu zinočnatého, počas ktorých dochádza k výmennej reakcii a vyzráža sa zmes jemne kryštalického síranu bárnatého a sulfidu zinočnatého - lithopon - a v roztoku zostáva čistá voda.
BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnSЇ
Pri výrobe drahých druhov papiera hrá síran bárnatý úlohu plniva a plniva, vďaka čomu je papier belší a hustejší, používa sa aj ako plnivo do gumy a keramiky.
Viac ako 95 % barytu vyťaženého vo svete sa používa na prípravu pracovných roztokov na vŕtanie hlbokých vrtov.
Síran bárnatý silne absorbuje röntgenové a gama žiarenie. Táto vlastnosť je široko používaná v medicíne na diagnostiku gastrointestinálnych ochorení. Za týmto účelom sa pacientovi nechá prehltnúť suspenziu síranu bárnatého vo vode alebo jeho zmes s krupicovou kašou - „báriaová kaša“ a potom sa vystaví röntgenovému žiareniu. Tie časti tráviaceho traktu, cez ktoré prechádza „báryová kaša“, sa na obrázku javia ako tmavé škvrny. Týmto spôsobom môže lekár získať predstavu o tvare žalúdka a čriev a určiť lokalizáciu ochorenia. Síran bárnatý sa používa aj na výrobu barytového betónu, ktorý sa používa pri stavbe jadrových elektrární a jadrových elektrární na ochranu pred prenikavým žiarením.
Sulfid bárnatý(BaS). Medziprodukt pri výrobe bária a jeho zlúčenín. Komerčný produkt je sivý drobivý prášok, zle rozpustný vo vode. Sulfid bárnatý sa používa na výrobu litopónu, v kožiarskom priemysle na odstraňovanie chlpov z koží a na výrobu čistého sírovodíka. BaS je súčasťou mnohých fosforov – látok, ktoré po absorbovaní svetelnej energie svietia. To je to, čo Casciarolo získal kalcináciou barytu s uhlím. Samotný sulfid bárnatý nežiari: vyžaduje pridanie aktivačných látok - solí bizmutu, olova a iných kovov.
titaničitan bárnatý(BaTiO3). Jednou z priemyselne najvýznamnejších zlúčenín bária je biela, žiaruvzdorná (teplota topenia 1616 °C) kryštalická látka, nerozpustná vo vode. Titaničitan bárnatý sa získava tavením oxidu titaničitého s uhličitanom bárnatým pri teplote asi 1300 °C:
BaC03 + Ti02 = BaTi03 + CO2
Titaničitan bárnatý je jedným z najlepších feroelektrík (), veľmi cenných elektrických materiálov. V roku 1944 objavil sovietsky fyzik B.M.Vul mimoriadne feroelektrické schopnosti (veľmi vysoká dielektrická konštanta) titaničitanu bárnatého, ktorý si ich udržal v širokom rozsahu teplôt – takmer od absolútnej nuly do +125 °C. Táto okolnosť, ako aj veľká mechanická pevnosť a Odolnosť titaničitanu bárnatého voči vlhkosti prispela k tomu, že sa stal jedným z najdôležitejších feroelektrík, ktorý sa používa napríklad pri výrobe elektrických kondenzátorov. Titaničitan bárnatý, ako všetky feroelektriká, má tiež piezoelektrické vlastnosti: pod tlakom mení svoje elektrické charakteristiky. Pri pôsobení striedavého elektrického poľa dochádza v jeho kryštáloch k osciláciám, a preto sa používajú v piezoelementoch, rádiových obvodoch a automatických systémoch. Titanát bárnatý bol použitý pri pokusoch o detekciu gravitačných vĺn.
Ostatné zlúčeniny bária.
Dusičnan bárnatý a chlorečnan (Ba(ClO 3) 2) sú neoddeliteľnou súčasťou ohňostrojov, pridanie týchto zlúčenín dáva plameňu jasne zelenú farbu. Peroxid bárnatý je súčasťou zápalných zmesí na aluminotermiu. Bárnatý (Ba) tetrakyanoplatičitan (II) žiari, keď je vystavený röntgenovému a gama žiareniu. V roku 1895 nemecký fyzik Wilhelm Roentgen, ktorý pozoroval žiaru tejto látky, navrhol existenciu nového žiarenia, neskôr nazývaného röntgenové lúče. Teraz sa tetrakyanoplatinat bárnatý (II) používa na zakrytie svetelných obrazoviek prístrojov. Tiosíran bárnatý (BaS 2 O 3) dodáva bezfarebnému laku perleťový odtieň a zmiešaním s lepidlom dosiahnete úplnú imitáciu perlete.
Toxikológia zlúčenín bária.
Všetky rozpustné soli bária sú jedovaté. Síran bárnatý používaný pri fluoroskopii je prakticky netoxický. Smrteľná dávka chloridu bárnatého je 0,8–0,9 g, uhličitanu bárnatého 2–4 g.Pri požití jedovatých zlúčenín bária pocit pálenia v ústach, bolesti žalúdka, slinenie, nevoľnosť, vracanie, závraty, svalová slabosť, a objaví sa dýchavičnosť, pomalý srdcový tep a pokles krvného tlaku. Hlavnou liečbou otravy báriom je výplach žalúdka a použitie preháňadiel.
Hlavnými zdrojmi bária vstupujúceho do ľudského tela sú potraviny (najmä morské plody) a pitná voda. Podľa odporúčania Svetovej zdravotníckej organizácie by obsah bária v pitnej vode nemal prekročiť 0,7 mg/l, v Rusku platia oveľa prísnejšie normy - 0,1 mg/l.
Jurij Kruťjakov
BÁRIUM, Ba (lat. Baryum, z gréckeho barys - ťažké * a. bárium; n. Bárium; f. bárium; i. bario), - chemický prvok hlavnej podskupiny 11. skupiny Mendelejevovej periodickej sústavy prvkov, atómové číslo 56, atómová hmotnosť 137,33. Prírodné bárium pozostáva zo zmesi siedmich stabilných izotopov; prevláda 138 Va (71,66 %). Bárium objavil v roku 1774 švédsky chemik K. Scheele vo forme BaO. Kovové bárium prvýkrát získal anglický chemik H. Davy v roku 1808.
Získanie bária
Kovové bárium sa získava tepelnou redukciou prášku oxidu bárnatého vo vákuu pri 1100-1200 °C. Bárium sa používa v zliatinách - s olovom (tlačiarenské a antifrikčné zliatiny), hliníkom a (absorbéry plynov vo vákuových zariadeniach). Jeho umelé rádioaktívne izotopy sú široko používané.
Aplikácie bária
Bárium a jeho zlúčeniny sa pridávajú do materiálov určených na ochranu pred rádioaktívnym a röntgenovým žiarením. Zlúčeniny bária sa široko používajú: oxid, peroxid a hydroxid (na výrobu peroxidu vodíka), nitrid (v pyrotechnike), síran (ako kontrastná látka v rádiológii, výskume), chróman a manganistan (pri výrobe farieb), titaničitan (jeden z najvýznamnejších feroelektrík), sulfid (v kožiarskom priemysle) atď.
BÁRIUM (Bárium, Ba) - chemický prvok skupiny II periodickej tabuľky prvkov D. I. Mendelejeva, podskupina kovov alkalických zemín; atómové číslo 56; atómová hmotnosť (hmotnosť) 137,34. Prírodné bárium pozostáva zo zmesi siedmich stabilných izotopov s hmotnostnými číslami 130, 132, 134, 135, 136, 137 a 138. Najbežnejším izotopom je 138Ba. Bárium a jeho zlúčeniny sú široko používané v lekárskej praxi. Bárium sa pridáva do materiálov používaných na ochranu pred γ-žiarením; Síran bárnatý sa používa ako činidlo nepriepustné pre žiarenie pre fluoroskopiu. Toxicita rozpustných solí bária a prachu s obsahom bária určuje pracovné nebezpečenstvo bária a jeho zlúčenín. Bárium objavil v roku 1774 S. W. Scheele. Obsah v zemskej kôre je 5x10 -2 hm.%. V prírode sa vyskytuje iba vo forme zlúčenín. Najdôležitejšími minerálmi sú baryt, alebo ťažký rákos (BaSO 4) a witherit (BaCO 3).
Bárium je mäkký strieborno-biely kov. Hustota 3,5, teplota topenia 710-717°, teplota varu 1634-1640°. Chemicky veľmi aktívny. Vo všetkých svojich stabilných zlúčeninách je dvojmocný. Na vzduchu rýchlo oxiduje a pokryje sa filmom obsahujúcim oxid bárnatý (BaO), peroxid bárnatý (BaO 2) a nitrid bárnatý (Ba 3 N 2). Pri zahrievaní na vzduchu a pri náraze je vysoko horľavý. Bárium je uložené v petroleji. S kyslíkom tvorí bárium oxid bárnatý, ktorý sa pri zahriatí na vzduchu na t° 500° mení na peroxid bária, ktorý sa používa na výrobu peroxidu vodíka: BaO 2 + H 2 SO 4 ⇆ BaS0 4 + H 2 O 2. Bárium reaguje s vodou a vytláča vodík: Ba + 2H20 = Ba(OH)2 + H2. Ľahko reaguje s halogénmi a sírou za tvorby solí. Soli bária vytvorené s iónmi Cl -, Br -, I -, NO 3 sú ľahko rozpustné vo vode a s iónmi F -, SO 4 -2, CO 3 -2 sú prakticky nerozpustné. Prchavé zlúčeniny bária sfarbujú bezfarebný plameň plynového horáka žltozeleno. Táto vlastnosť sa využíva na kvalitatívne stanovenie bária. Bárium sa určuje kvantitatívne gravitáciou, pričom sa vyzráža kyselinou sírovou vo forme síranu bárnatého (BaSO 4).
Bárium sa v malých množstvách nachádza v tkanivách živého organizmu a v najvyšších koncentráciách v očnej dúhovke.
Nebezpečenstvo pri práci
Bárium a jeho zlúčeniny majú široké využitie v priemysle (pri výrobe skla, papiera, gumy, keramiky, v hutníctve, pri výrobe plastov, pri výrobe motorovej nafty, v elektro vákuovom priemysle a pod.) a poľnohospodárstve.
Bárium vstupuje do tela dýchacím systémom a gastrointestinálnym traktom (vdychovaním a požitím prachu); vylučuje cez gastrointestinálny trakt a v menšej miere obličkami a slinnými žľazami. Pri dlhodobej práci v podmienkach vystavenia prachu bária a nedodržiavania pravidiel priemyselnej hygieny je možná pneumokonióza (pozri), ktorá je často komplikovaná akútnym zápalom pľúc a priedušiek.
U osôb pracujúcich vo výrobe, kde sa tvorí prach uhličitanu bárnatého, okrem prípadov rozvoja pneumokoniózy s difúznym zvýšením pľúcneho vzoru a zhutnením koreňov pľúc, možno pozorovať zmeny naznačujúce všeobecný toxický účinok uhličitanu bárnatého (zhoršenie hematopoetických procesov, funkcií kardiovaskulárneho systému, metabolických procesov atď.).
Rozpustné soli bária sú jedovaté; spôsobujú meningoencefalitídu, pôsobia na hladké a srdcové svaly.
Pri akútnej otrave sa vyskytuje silné slinenie, pálenie v ústach a pažeráku, bolesti žalúdka, kolika, nevoľnosť, vracanie, hnačka, vysoký krvný tlak, kŕče, možná paralýza, ťažká cyanóza tváre a končatín (studené končatiny), hojný studený pot, celková svalová slabosť. Vyskytuje sa porucha chôdze a reči v dôsledku ochrnutia svalov hltana a jazyka, dýchavičnosť, závraty, poruchy videnia. V prípadoch ťažkej otravy nastáva smrť náhle počas prvých 24 hodín.
Chronická otrava sa prejavuje silnou slabosťou, dýchavičnosťou; pozoruje sa zápal ústnej sliznice, nádcha, zápal spojiviek, hnačka, krvácanie do žalúdka, zvýšený krvný tlak, zrýchlený tep, nepravidelný pulz, porucha močenia, vypadávanie vlasov na hlave a obočí (u pracovníkov, ktorí sa zaoberajú soľami bária).
Pri akútnej otrave soľami bária sa napriek uvoľneniu ich veľkej časti malé množstvá ukladajú v orgánoch (pečeň, mozog, endokrinné žľazy). Najviac bária sa nachádza v kostiach (až 65 % absorbovanej dávky). Zároveň sa čiastočne premieňa na nerozpustný síran bárnatý.
Prvá pomoc pri otrave
Okamžitý výdatný výplach žalúdka roztokom síranu sodného (Glauberova soľ) - 1 polievková lyžica na 1 liter vody; užívanie preháňadla a následné pitie 10% roztoku síranu sodného, 1 polievková lyžica každých 5 minút. Zároveň (za účelom neutralizácie) dávajte pomaly piť bielkovinovú vodu alebo mlieko.
Emetiká sú indikované na odstránenie nerozpustného síranu bárnatého zo žalúdka, ktorý sa tam tvorí pod vplyvom kyseliny chlorovodíkovej; srdcové lieky (kofeín, gáfor, lobelín) podľa indikácií, teplo na nohách.
Prevencia otravy z povolania zlúčeninami bária spočíva v automatizácii a mechanizácii procesov, tesnení zariadení a inštalácii odsávacieho vetrania. Zvlášť dôležité je dodržiavanie opatrení osobnej hygieny zameraných na zabránenie vstupu solí do dýchacieho systému a gastrointestinálneho traktu a starostlivé lekárske sledovanie zdravotného stavu pracovníkov prostredníctvom pravidelných prehliadok za účasti odborných lekárov.
Najvyššie prípustné koncentrácie vo vzduchu priemyselných priestorov pre BaSO 4 - 4 mg/m 3, pre BaCO 3 - 1 mg/m 3.
Bárium v súdnom lekárstve
Napríklad rozpustné soli bária, ak sa dostanú do potravín, vody alebo síranu bárnatého používaného pri skiaskopii, môžu spôsobiť otravu. Sú známe kriminálne a priemyselné prípady otravy soľami bária. Pre vyšetrenie sú dôležité klinické údaje: nepokoj, slinenie, pálenie a bolesť v pažeráku alebo žalúdku, časté vracanie, hnačky, poruchy močenia atď. Smrť nastáva náhle 4-10 hodín po vstupe bária do tela. Pri pitve: kongestívne množstvo vo vnútorných orgánoch, krvácanie do mozgu, gastrointestinálneho traktu, tuková degenerácia pečene. V prípade otravy sa bárium ukladá v kostiach a kostnej dreni (65 %), kostrových svaloch, pečeni, obličkách a gastrointestinálnom trakte.
Forenzný chemický dôkaz otravy zlúčeninami bária je založený na jej detekcii mikrochemickými reakciami a kvantitatívnom stanovení sedimentu síranu bárnatého gravimetrickou metódou alebo komplexometrickou titráciou.
Bibliografia: Voinar A.I. Biologická úloha mikroelementov v otegatizme zvierat a ľudí, M., 1960; Nekrasov B. V. Základy všeobecnej chémie, zväzok 2, M., 1973; P e mi G. Kurz anorganickej chémie, prekl. z nemčiny, zväzok 1, M., 1972; Bárium, Gmelins Handb, anorgan. Chem., Syst.-Num. 30, Weinheim, 1960; Mellor J. W. Komplexné pojednanie o anorganickej a teoretickej chémii, v. 3, str. 619, L. a. o., 1946.
Nebezpečenstvo pri práci- Apbuznikov K.V. K problematike otravy chloridom bárnatým, v knihe: Problémy, klin, neuropat., ed. JI. M. Shenderovich, p. 338, Krasnojarsk, 1966; K aka u-ridze E. M. a Narsia A. G. O vláknitom účinku barytu v experimente, Sat. diela Vedecký výskum. in-ta koncert. práce a prof. bol., zväzok 5, s. 29, Tbilisi, 1958; Kuruc M. a. B e 1 £ k V. Hromad-n £ otrava chloridom b&rnatym, Prakt. Lek. (Praha), v. 50, str. 751, 1970; Levi Z. a. Bar-Khayim Y. Otrava jedlom z uhličitanu bárnatého, 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. sulfát- Sergeev P.V. Röntgenové kontrastné látky, M., 1971; B a g k e B. Rontgenkontrastmittel, Lpz., 1970; Knoefel P. K. Rádiokontrastné diagnostické činidlá, Springfield-Oxford, 1961; Svoboda M. Kontrastni l&tky pfi vi-setrov£ni rentgenem, Praha, 1964.
B. vo forenznom zmysle- Krylova A. N. Použitie Trilonu B pri stanovení bária v biologickom materiáli, Farmácia. prípad, JSS 6, s. 28, 1957; aka, Stanovenie bária v biologickom materiáli komplexometrickou metódou, Lekáreň, č. 4, s. 63, 1969; Kharitonov O.I. O toxikológii chloridu bárnatého, Pharm, i toksikol., t. 20, Jsfe 2, s. 68, 1957; ShvaikovaM. D. Forenzná chémia, s. 215, M., 1965; T g u h a u t R. e t B e γ-γο d F. Recherches sur la toxicologie du baryum, Ann. pharm. frang., t. 20, str. 637, 1962, bibliogr.
E. A. Maksimyuk; A. N. Krylova (súd), L. S. Rozenshtraukh (pharm.), G. I. Rumyantsev (prof.).
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. Barium). Jednoduchá látka bárium (číslo CAS: 7440-39-3) je mäkký, tvárny kov alkalických zemín strieborno-bielej farby. Má vysokú chemickú aktivitu.
Byť v prírode
Vzácne bária: živec celsia alebo bária (hlinitokremičitan bárnatý), hyalofán (zmes hlinitokremičitanu bárnatého a draselného), nitrobarit (dusičnan bárnatý) atď.
Získanie bária
Kov možno získať rôznymi spôsobmi, najmä elektrolýzou roztavenej zmesi chloridu bárnatého a chloridu vápenatého. Bárium je možné získať redukciou z jeho oxidu pomocou aluminotermickej metódy. Na tento účel sa witherit spaľuje uhlím a získa sa oxid bárnatý:
BaC03 + C > BaO + 2CO.
Potom sa zmes BaO s hliníkovým práškom zahreje vo vákuu na 1250 °C. Redukované pary bária kondenzujú v chladných častiach potrubia, v ktorých prebieha reakcia:
3BaO + 2Al > Al203 + 3Ba.
Je zaujímavé, že zloženie zapaľovacích zmesí pre aluminotermiu často obsahuje peroxid bárnatý BaO2.
Je ťažké získať oxid bárnatý jednoduchým kalcinovaním witheritu: 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 hliníkom vytvárajú mäkký (tvrdší ako olovo, ale mäkší ako zinok) lesklý biely kov. Topí sa pri 710 °C, vrie pri 1638 °C a jeho hustota je 3,76 g/cm3. To všetko plne zodpovedá postaveniu bária v podskupine kovov alkalických zemín.
