OD hemijska formula BaSO4. To je bijeli prah bez mirisa, nerastvorljiv u vodi. Njegova bjelina i neprozirnost, kao i velika gustina, određuju njegove glavne primjene.

Istorija imena

Barijum spada u zemnoalkalne metale. Potonji su tako nazvani jer, prema D. I. Mendeljejevu, njihova jedinjenja čine nerastvorljivu masu zemlje, a oksidi "imaju zemljani izgled". Barijum se u prirodi nalazi u obliku minerala barita, koji je barijum sulfat sa raznim nečistoćama.

Prvi su ga otkrili švedski hemičari Scheele i Hahn 1774. godine kao dio takozvanog teškog šparta. Odavde je došlo i ime minerala (od grčkog "baris" - težak), a potom i samog metala, kada ga je 1808. godine u čistom obliku izolovao Humphry Devi.

Physical Properties

Budući da je BaSO 4 sol sumporne kiseline, njena fizička svojstva dijelom su određena samim metalom, koji je mekan, reaktivan i srebrnobijel. Prirodni barit je bezbojan (ponekad bijel) i providan. Hemijski čist BaSO 4 ima boju od bijele do blijedo žute, nezapaljiv je, sa tačkom topljenja od 1580°C.

Kolika je masa barijum sulfata? Njegova molarna masa je 233,43 g/mol. Ima neobično visoku specifičnu težinu - od 4,25 do 4,50 g/cm 3 . S obzirom na njegovu nerastvorljivost u vodi, njegova velika gustina čini ga nezamjenjivim kao punilo za vodene bušaće tekućine.

Hemijska svojstva

BaSO 4 je jedno od najšteđe rastvorljivih jedinjenja u vodi. Može se dobiti iz dvije visoko rastvorljive soli. Uzmite vodeni rastvor natrijum sulfata - Na 2 SO 4. Njegov molekul u vodi raspada na tri jona: dva Na + i jedan SO 4 2-.

Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-

Uzmimo i vodeni rastvor barijum hlorida - BaCl 2, čiji se molekul disocira na tri jona: jedan Ba ​​2+ i dva Cl - .

BaCl 2 → Ba 2+ + 2Cl -

Pomiješajte vodeni rastvor sulfata i mješavinu koja sadrži hlorid. Barijum sulfat nastaje kao rezultat kombinacije dva jona iste veličine i suprotnog naboja u jednu molekulu.

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4

Ispod možete vidjeti potpuna jednačina ovu reakciju (tzv. molekularnu).

Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2NaCl + BaSO 4

Kao rezultat, formira se nerastvorljivi talog barijum sulfata.

Robni barit

U praksi, sirovina za proizvodnju komercijalnog barijum sulfata namenjenog za upotrebu u bušaćim tečnostima pri bušenju naftnih i gasnih bušotina je, po pravilu, mineralni barit.

Pojam "primarni" barit odnosi se na komercijalne proizvode koji uključuju sirovine (dobivene iz rudnika i kamenoloma) kao i proizvode jednostavnog obogaćivanja metodama kao što su pranje, taloženje, odvajanje u teškim medijima, flotacija. Većinu sirovog barita potrebno je dovesti do minimalne čistoće i gustine. Mineral koji se koristi kao punilo melje se i prosijava do ujednačene veličine tako da je najmanje 97% njegovih čestica veličine do 75 mikrona, a ne više od 30% manje od 6 mikrona. Primarni barit također mora biti dovoljno gust da ima specifičnu težinu od 4,2 g/cm3 ili veću, ali dovoljno mekan da ne ošteti ležajeve.

Dobivanje hemijski čistog proizvoda

Mineralni barit je često kontaminiran raznim nečistoćama, uglavnom oksidima željeza, koji ga boje u različite boje. Prerađuje se karbotermički (zagrijava se koksom). Rezultat je barijum sulfid.

BaSO 4 + 4 C → BaS + 4 CO

Potonji je, za razliku od sulfata, topiv u vodi i lako reagira s kisikom, halogenima i kiselinama.

BaS + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 S

Sumporna kiselina se koristi za dobijanje krajnjeg proizvoda visoke čistoće. Barijum sulfat koji nastaje ovim procesom često se naziva blancfix, što na francuskom znači "bijeli fiksirani". Često se nalazi u potrošačkim proizvodima kao što su boje.

AT laboratorijskim uslovima barijum sulfat nastaje kombinovanjem barijumovih jona i sulfatnih jona u rastvoru (vidi gore). Budući da je sulfat najmanje toksična sol barija zbog svoje netopivosti, otpad koji sadrži druge soli barija ponekad se tretira natrijum sulfatom kako bi se vezao sav barij, koji je prilično toksičan.

Od sulfata do hidroksida i nazad

Istorijski gledano, barit se koristio za proizvodnju barijum hidroksida, Ba(OH) 2 , potrebnog u rafinaciji šećera. Ovo je općenito vrlo zanimljiva i široko korištena smjesa u industriji. Vrlo je rastvorljiv u vodi, formirajući rastvor poznat kao baritna voda. Pogodno je koristiti za vezivanje sulfatnih jona u različitim sastavima kroz stvaranje nerastvorljivog BaSO 4 .

Iznad smo vidjeli da kada se zagrije u prisustvu koksa, lako se iz sulfata dobije vodotopivi barij sulfid - BaS. Potonje, prilikom interakcije sa vruća voda formira hidroksid.

BaS + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 S

Barijum hidroksid i natrijum sulfat, uzeti u rastvorima, kada se pomešaju, daće nerastvorljivi talog barijum sulfata i natrijum hidroksida.

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaOH

Ispostavilo se da se prirodni barijum sulfat (barit) prvo industrijski pretvara u barijum hidroksid, a zatim služi za dobijanje istog sulfata prilikom čišćenja raznih sistema soli od sulfatnih jona. Na isti način će se reakcija odvijati i tokom prečišćavanja jona SO 4 2- iz rastvora bakar sulfata. Ako napravite mješavinu "barijum hidroksid + bakar sulfat", rezultat je bakar hidroksid i nerastvorljivi barijum sulfat.

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

Čak iu reakciji sa samom sumpornom kiselinom, njeni sulfatni ioni će biti u potpunosti vezani barijumom.

Upotreba u tečnostima za bušenje

Oko 80% svjetske proizvodnje barijum sulfata, pročišćenog i mljevenog barita, troši se kao komponenta tekućina za bušenje u stvaranju naftnih i plinskih bušotina. Dodavanjem se povećava gustina fluida koji se ubrizgava u bušotinu kako bi se bolje oduprlo visokom pritisku rezervoara i sprečilo izbijanje.

Kada se buši bušotina, svrdlo prolazi kroz različite formacije, od kojih svaka ima svoje karakteristike. Što je dubina veća, veći postotak barita mora biti prisutan u strukturi otopine. Dodatna prednost je što je barijum sulfat nemagnetna supstanca, tako da ne ometa razna merenja u bušotini pomoću elektronskih uređaja.

Industrija boja i papira

Većina sintetičkog BaSO 4 koristi se kao komponenta bijelog pigmenta za boje. Dakle, blancfix pomiješan s titan dioksidom (TiO 2) se prodaje kao bijela uljana boja koja se koristi u slikanju.

Kombinacija BaSO 4 i ZnS (cink sulfid) daje neorganski pigment koji se zove litopon. Koristi se kao premaz za određene vrste fotografskog papira.

U novije vreme, barijum sulfat se koristio za osvetljavanje papira namenjenog inkjet štampačima.

Primjena u hemijskoj industriji i obojenoj metalurgiji

U proizvodnji polipropilena i polistirena BaSO 4 se koristi kao punilo u omjerima do 70%. Utječe na povećanje otpornosti plastike na kiseline i lužine, kao i na dodavanje neprozirnosti.

Takođe se koristi za proizvodnju drugih jedinjenja barijuma, posebno barijum karbonata, koji se koristi za pravljenje LED stakla za televizijske i kompjuterske ekrane (povijesno u katodnim cevima).

Kalupi koji se koriste za livenje metala često su obloženi barijum sulfatom kako bi se sprečilo prianjanje na rastopljeni metal. To se radi u proizvodnji anodnih bakrenih ploča. Izlivaju se u bakrene kalupe obložene slojem barijum sulfata. Kada se tečni bakar stvrdne u gotovu anodnu ploču, može se lako ukloniti iz kalupa.

pirotehničkih sredstava

Budući da jedinjenja barija emituju zeleno svjetlo kada sagorevaju, soli ove tvari često se koriste u pirotehničkim formulama. Iako su nitrati i hlorati češći od sulfata, potonji se široko koristi kao komponenta pirotehničkih stroboskopa.

Rentgensko kontrastno sredstvo

Barijum sulfat je radionepropusno sredstvo koje se koristi za dijagnosticiranje određenih bolesti medicinski problemi. Budući da su takve tvari neprozirne za rendgenske zrake (blokiraju ih kao rezultat njihove velike gustine), područja tijela u kojima su lokalizirane pojavljuju se kao bijela područja na rendgenskom filmu. Ovo stvara neophodnu razliku između jednog (dijagnostikovanog) organa i drugih (okolnih) tkiva. Kontrast će pomoći doktoru da vidi sva posebna stanja koja mogu postojati u tom organu ili dijelu tijela.

Barijum sulfat se uzima na usta ili rektalno uz klistir. U prvom slučaju, čini jednjak, želudac ili tanko crijevo neprozirnim za rendgenske zrake. Tako da se mogu fotografisati. Ako se supstanca daje klistirom, tada se debelo crijevo ili crijeva mogu vidjeti i fiksirati rendgenskim zrakama.

Doza barij sulfata bit će različita za različite pacijente, sve ovisi o vrsti testa. Lijek je dostupan u obliku posebne medicinske suspenzije barija ili u tabletama. Različiti testovi koji zahtijevaju kontrastnu i rendgensku opremu zahtijevaju različite količine suspenzije (u nekim slučajevima neophodan je lijek u obliku tableta). Kontrastno sredstvo treba koristiti samo pod direktnim nadzorom ljekara.

Grupa IIA sadrži samo metale - Be (berilij), Mg (magnezijum), Ca (kalcijum), Sr (stroncijum), Ba (barijum) i Ra (radijum). Hemijska svojstva prvog predstavnika ove grupe, berilija, najjače se razlikuju od hemijskih svojstava ostalih elemenata ove grupe. Njegova hemijska svojstva su na mnogo načina čak sličnija aluminijumu nego drugim metalima iz grupe IIA (tzv. "dijagonalna sličnost"). Magnezijum se, u pogledu hemijskih svojstava, takođe značajno razlikuje od Ca, Sr, Ba i Ra, ali i dalje ima mnogo sličnija hemijska svojstva sa njima nego sa berilijem. Zbog značajne sličnosti hemijskih svojstava kalcijuma, stroncijuma, barijuma i radijuma, oni su kombinovani u jednu porodicu tzv. alkalna zemlja metali.

Svi elementi grupe IIA pripadaju s-elementi, tj. sadrže sve svoje valentne elektrone s-podnivo. Dakle, elektronska konfiguracija vanjskog elektronskog sloja svih kemijskih elemenata ove grupe ima oblik ns 2 , gdje n– broj perioda u kojem se element nalazi.

Zbog specifičnosti elektronske strukture metala grupe IIA, ovi elementi, pored nule, mogu imati samo jedno jedno oksidaciono stanje, jednako +2. Jednostavne supstance formirane od elemenata grupe IIA, uz učešće bilo kojeg hemijske reakcije može samo oksidirati, tj. donirati elektrone:

Ja 0 - 2e - → Ja +2

Kalcijum, stroncijum, barijum i radijum su izuzetno reaktivni. Jednostavne supstance koje se formiraju od njih su vrlo jaka redukciona sredstva. Magnezijum je takođe snažan redukcioni agens. Redukciona aktivnost metala je u skladu sa opštim zakonima periodičnog zakona D.I. Mendeljejeva i povećava se niz podgrupu.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

sa kiseonikom

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 oksida BeO i MgO. Za njihovo skladištenje nisu potrebne posebne metode zaštite od zraka i vlage, za razliku od zemnoalkalnih metala koji se čuvaju ispod sloja tekućine inertne za njih, najčešće kerozina.

Be, Mg, Ca, Sr, kada se sagore u kiseoniku, formiraju okside sastava MeO, a Ba - mešavinu barijum oksida (BaO) i barijum 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 tokom sagorevanja zemnoalkalnih metala i magnezijuma u vazduhu, reakcija ovih metala sa atmosferskim azotom takođe teče uporedo, usled čega se, pored jedinjenja metala sa kiseonikom, javljaju nitridi sa opštim formule Me 3 N 2 se takođe formiraju.

sa halogenima

Berilijum reaguje sa halogenima samo na visokim temperaturama, dok ostali metali iz grupe IIA već na sobnoj temperaturi:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magnezijum jodid

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kalcijum bromid

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - barijum hlorid

sa nemetalima IV–VI grupe

Svi metali grupe IIA reaguju kada se zagrevaju sa svim nemetalima IV-VI grupa, ali u zavisnosti od položaja metala u grupi, kao i aktivnosti nemetala, potreban je različit stepen zagrevanja. Budući da je berilij kemijski najinertniji od svih metala grupe IIA, njegove reakcije s nemetalima zahtijevaju znatno više o visoke temperature.

Treba napomenuti da reakcija metala s ugljikom može stvoriti karbide različite prirode. Postoje karbidi srodni metanidima i konvencionalno smatrani derivati ​​metana, u kojima su svi atomi vodika zamijenjeni metalom. Oni, kao i metan, sadrže ugljenik u -4 oksidacionom stanju, a prilikom njihove hidrolize ili interakcije sa neoksidirajućim kiselinama, metan je jedan od proizvoda. Postoji i druga vrsta karbida - acetilenidi, koji sadrže C 2 2- jon, koji je zapravo fragment molekule acetilena. Karbidi acetilenidnog tipa hidrolizom ili interakcijom sa neoksidirajućim kiselinama formiraju acetilen kao jedan od produkta reakcije. Koja vrsta karbida - metanid ili acetilenid - će se dobiti interakcijom jednog ili drugog metala s ugljikom ovisi o veličini metalnog kationa. U pravilu, metanidi nastaju s metalnim ionima malog radijusa, a acetilidi sa većim ionima. U slučaju metala druge grupe, metanid se dobija interakcijom berilija sa ugljikom:

Preostali metali grupe II A formiraju acetilenide sa ugljikom:

Sa silicijumom, metali grupe IIA formiraju silicide - jedinjenja tipa Me 2 Si, sa azotom - nitride (Me 3 N 2), fosfor - fosfide (Me 3 P 2):

sa vodonikom

Svi zemnoalkalni metali reaguju kada se zagreju sa vodonikom. Da bi magnezijum reagovao sa vodonikom, samo zagrevanje, kao u slučaju zemnoalkalnih metala, nije dovoljno; visoke temperature, kao i povećani pritisak vodonika. Berilijum ne reaguje sa vodonikom ni pod kojim uslovima.

Interakcija sa složenim supstancama

sa vodom

Svi zemnoalkalni metali aktivno reaguju sa vodom i formiraju alkalije (topivi hidroksidi metala) i vodonik. Magnezijum reaguje sa vodom samo tokom ključanja, zbog činjenice da se pri zagrevanju zaštitni oksidni film MgO rastvara u vodi. U slučaju berilija, zaštitni oksidni film je vrlo otporan: voda ne reagira s njim ni pri ključanju, pa čak ni na temperaturi crvene topline:

sa neoksidirajućim kiselinama

Svi metali glavne podgrupe grupe II reaguju sa neoksidirajućim kiselinama, budući da su u seriji aktivnosti levo od vodonika. U tom slučaju nastaju sol odgovarajuće kiseline i vodika. Primjeri reakcija:

Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

sa oksidirajućim kiselinama

− razrijeđena dušična kiselina

Svi metali grupe IIA reaguju sa razblaženom azotnom kiselinom. U ovom slučaju, produkti redukcije umjesto vodika (kao u slučaju neoksidirajućih kiselina) su dušikovi oksidi, uglavnom dušikov oksid (I) (N 2 O), a u slučaju jako razrijeđene dušične kiseline, amonijev nitrat ( NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (veoma raščlanjeno)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− koncentrovana azotna kiselina

Koncentrovana dušična kiselina na običnoj (ili niskoj) temperaturi pasivira berilij, tj. ne reaguje sa njim. Prilikom ključanja reakcija je moguća i odvija se uglavnom u skladu sa jednadžbom:

Magnezijum i zemnoalkalni metali reaguju sa koncentrovanom azotnom kiselinom i formiraju širok spektar različitih proizvoda redukcije azota.

− koncentrovana sumporna kiselina

Berilijum se pasivira koncentrovanom sumpornom kiselinom, tj. ne reaguje sa njim u normalnim uslovima, međutim, reakcija se odvija tokom ključanja i dovodi do stvaranja berilijum 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 nerastvorljivog barij sulfata, ali reagira s njim kada se zagrije, barij sulfat se otapa kada se zagrije u koncentrovanoj sumpornoj kiselini zbog njegove konverzije u barij hidrogen sulfat.

Preostali metali glavne grupe IIA reagiraju s koncentriranom sumpornom kiselinom pod bilo kojim uvjetima, uključujući i hladnoću. Do redukcije sumpora može doći do SO 2, H 2 S i S, ovisno o aktivnosti metala, reakcijskoj temperaturi i koncentraciji kiseline:

Mg + H 2 SO 4 ( konc .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H2SO4 ( konc .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H2SO4 ( konc .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

sa alkalijama

Magnezijum i zemnoalkalni metali ne stupaju u interakciju sa alkalijama, a berilijum lako reaguje i sa rastvorima alkalija i sa bezvodnim alkalijama tokom fuzije. Istovremeno, kada se reakcija izvodi u vodeni rastvor u reakciji sudjeluje i voda, a proizvodi su tetrahidroksoberilati zemnoalkalijskih ili zemnoalkalnih metala i plinoviti vodonik:

Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - kalijum tetrahidroksoberilat

Prilikom izvođenja reakcije sa čvrstom alkalijom tokom fuzije nastaju berilati alkalnih ili zemnoalkalnih metala i vodonik.

Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - kalijum berilat

sa oksidima

Zemnoalkalni metali, kao i magnezijum, mogu manje da obnavljaju aktivni metali i neki nemetali iz njihovih oksida kada se zagrijavaju, na primjer:

Metoda obnavljanja metala iz njihovih oksida magnezijem naziva se termotermijom magnezija.

Barijum(lat. Baryum), Ba, hemijski element Grupa II periodični sistem Mendeljejev, atomski broj 56, atomska masa 137.34; srebrno bijeli metal. Sastoji se od mješavine 7 stabilnih izotopa, među kojima prevladava 138 Ba (71,66%). Prilikom nuklearne fisije uranijuma i plutonijuma nastaje radioaktivni izotop 140 Ba koji se koristi kao radioaktivni tragač. Barijum je otkrio švedski hemičar K. Scheele (1774) u obliku BaO oksida, nazvanog "teška zemlja", ili barit (od grčkog barys - težak). Metalni barijum (u obliku amalgama) dobio je engleski hemičar G. Davy (1808) elektrolizom vlažnog Ba(OH) 2 hidroksida sa živinom katodom. Sadržaj barijuma u zemljine kore 0,05% težine, ne nalazi se u prirodi u slobodnom stanju. Od minerala barijuma, industrijski značaj imaju barit (teški špart) BaSO 4 i ređe viterit BaCO 3.

Fizička svojstva barijuma. Kristalna ćelija Kubni centar barijuma sa periodom a = 5,019Å; gustina 3,76 g / cm 3, t nl 710 ° C, t bp 1637-1640 ° C. Barijum je meki metal (tvrđi od olova, ali mekši od cinka), njegova tvrdoća na mineraloškoj skali je 2.

Hemijska svojstva barijuma. Barijum spada u zemnoalkalne metale i hemijska svojstva slično kalciju i stroncijumu, nadmašujući ih po aktivnosti. Barijum reaguje sa većinom drugih elemenata i formira spojeve u kojima je obično 2-valentan (na spoljašnjoj elektronskoj ljusci atoma barijuma, 2 elektrona, njegova konfiguracija je 6s 2). Barij brzo oksidira na zraku, stvarajući film oksida (kao i peroksida i Ba 3 N 2 nitrida) na površini. Kada se zagreje, lako se zapali i gori žuto-zelenim plamenom. Snažno razgrađuje vodu, formirajući barijev hidroksid: Ba + 2H 2 O = Ba (OH) 2 + H 2. Zbog svoje reaktivnosti, barij se skladišti ispod sloja kerozina. BaO oksid - bezbojni kristali; na zraku se lako pretvara u karbonat BaCO 3, snažno stupa u interakciju s vodom, formirajući Ba (OH) 2. Zagrevanjem BaO u vazduhu na 500 °C dobija se BaO 2 peroksid koji se na 700 °C razlaže na BaO i O 2. Zagrevanjem peroksida sa kiseonikom pod visokim pritiskom dobija se viši peroksid BaO 4 - žuta supstanca koja se raspada na 50-60°C. Barijum se spaja sa halogenima i sumporom, formirajući halogenide (na primer, BaCl 2) i BaS sulfid, sa vodonikom - BaH 2 hidridom, koji se brzo razlaže sa vodom i kiselinama. Od najčešće korišćenih soli barija, barijum hlorid BaCl 2 i drugi halogenidi, nitrat Ba (NO 3) 2, sulfid BaS, hlorat Ba (ClO 3) 2 su visoko rastvorljivi, barijum sulfat BaSO 4, barijum karbonat BaCO 3 i hromat BaCrO 4 su slabo rastvorljivi.

Uzimanje barijuma. Glavna sirovina za dobijanje barijuma i njegovih jedinjenja je barit, koji se redukuje ugljem u plamenim pećima: BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO. Dobijeni rastvorljivi BaS se prerađuje u druge soli barija. Glavna industrijska metoda za dobijanje metalnog barijuma je termička redukcija njegovog oksida aluminijumskim prahom: 4VaO + 2Al = 3Va + VaO·Al 2 O 3 .

Smeša se zagreva na 1100-1200°C pod vakuumom (100 mn/m 2 , 10 -3 mmHg). Barijum izlazi, taloži se na hladnim delovima aparata. Proces se izvodi u elektrovakuumskim uređajima periodičnog djelovanja, koji omogućavaju uzastopno izvođenje redukcije, destilacije, kondenzacije i livenja metala, pri čemu se u jednom tehnološkom ciklusu dobija barijumski ingot. Dvostrukom destilacijom u vakuumu na 900°C, metal se prečišćava do sadržaja nečistoća manji od 1,10 -4%.

Primena barijuma. Praktična upotreba metalni barijum je mali. Također je ograničeno činjenicom da su manipulacije s čistim barijumom teške. Obično se barij ili stavlja u zaštitni omotač od drugog metala, ili je legiran nekim metalom koji čini barij otpornim. Ponekad se metalni barijum dobija direktno u uređajima tako što se u njih stavljaju tablete iz mešavine oksida barijuma i aluminijuma, a zatim se vrši termička redukcija u vakuumu. Barijum, kao i njegove legure sa magnezijumom i aluminijumom, koristi se u visokovakumskoj tehnologiji kao apsorber zaostalih gasova (geter). U malim količinama, barij se koristi u metalurgiji bakra i olova za njihovu deoksidaciju i pročišćavanje od sumpora i plinova. Mala količina barijuma se dodaje nekim materijalima protiv trenja. Dakle, dodavanje barija u olovo značajno povećava tvrdoću legure koja se koristi za tipografske fontove. Legure barijum-nikl koriste se u proizvodnji elektroda za žarnice u motorima i u radio cijevima.

Jedinjenja barija se široko koriste. BaO 2 peroksid se koristi za proizvodnju vodikovog peroksida, za izbjeljivanje svile i biljnih vlakana, kao dezinficijens i kao jedna od komponenti smjesa za paljenje u aluminotermiji. BaS sulfid se koristi za uklanjanje dlačica sa kože. Perhlorat Ba (ClO 4) 2 je jedan od najboljih sredstava za sušenje. Ba(NO 3) 2 nitrat se koristi u pirotehnici. Obojene soli barija - BaCrO 4 kromat (žuta) i BaMnO 4 manganat (zelena) - dobri su pigmenti u proizvodnji boja. Barijum platinocijanat Ba prekriva ekrane pri radu sa rendgenskim i radioaktivnog zračenja(u kristalima ove soli, pod dejstvom zračenja, pobuđuje se jarka žuto-zelena fluorescencija). Barijum titanat VaTiO 3 je jedan od najvažnijih feroelektrika. Zato što se barijum dobro upija X-zrake i gama zračenja, uvodi se u sastav zaštitnih materijala u rendgenskim instalacijama i nuklearnim reaktorima. Jedinjenja barija su inertni nosači u ekstrakciji radijuma iz rude uranijuma. Nerastvorljivi barij sulfat nije toksičan i koristi se kao kontrastni materijal za rendgenski pregled. gastrointestinalnog trakta. Barijum karbonat se koristi za ubijanje glodara.

barijum u telu. Barijum je prisutan u svim biljnim organima; njegov sadržaj u biljnom pepelu zavisi od količine barijuma u tlu i kreće se od 0,06-0,2 do 3% (u naslagama barita). Koeficijent akumulacije barijuma (barijum u pepelu / barijum u zemljištu) u zeljastim biljkama je 0,2-6, u drvenastim 1-30. Koncentracija barija je veća u korijenu i granama, manja - u listovima; povećava se kako mladice stare. Za životinje je barijum (njegove rastvorljive soli) otrovan, pa biljke koje sadrže mnogo barijuma (do 2-30% u pepelu) izazivaju trovanja kod biljojeda. Barijum se taloži u kostima iu malim količinama u drugim organima životinja. Doza od 0,2-0,5 g barijum hlorida izaziva akutno trovanje kod ljudi, 0,8-0,9 g - smrt.

Barijum- element glavne podgrupe druge grupe, šesti period periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 56. Označen je simbolom Ba (lat. Barium). Jednostavna supstanca je meki, duktilni srebrno-bijeli zemnoalkalni metal. Poseduje visoku hemijsku aktivnost. Istorija otkrića barijuma

1 element periodnog sistema Barijum je otkrio Karl Scheele u obliku oksida BaO 1774. godine. Godine 1808, engleski hemičar Humphrey Davy proizveo je barijum amalgam elektrolizom vlažnog barijum hidroksida sa živinom katodom; nakon što je pri zagrijavanju isparavao živu, izolirao je metalni barij.
Godine 1774. švedski hemičar Carl Wilhelm Scheele i njegov prijatelj Johan Gottlieb Hahn istraživali su jedan od najtežih minerala, tešku špagu BaSO4. Uspeli su da izoluju ranije nepoznatu "tešku zemlju", koja je kasnije nazvana barit (od grčkog βαρυς - teška). I nakon 34 godine, Humphry Davy, podvrgavši ​​mokru baritnu zemlju elektrolizi, iz nje je dobio novi element - barij. Treba napomenuti da su iste 1808. godine, nešto ranije od Davyja, Jene Jacob Berzelius i njegovi suradnici dobili amalgame kalcija, stroncijuma i barija. Tako je nastao element barijum.

Drevni alhemičari kalcinirali su BaSO4 drvetom ili drvenim ugljem i dobili fosforescentne "bolonjske dragulje". Ali hemijski, ovi dragulji nisu BaO, već barijum sulfid BaS.
Ime je dobio po grčkom barys - "težak", jer je njegov oksid (BaO) bio okarakterisan kao da ima neuobičajeno veliku gustoću za takve supstance.
Zemljina kora sadrži 0,05% barijuma. Ovo je dosta – mnogo više od, recimo, olova, kalaja, bakra ili žive. U svom čistom obliku ne postoji u zemlji: barijum je aktivan, uključen je u podgrupu zemnoalkalnih metala i, prirodno, prilično je čvrsto vezan u mineralima.
Glavni minerali barijuma su već spomenuti teški špart BaSO4 (češće zvan barit) i viterit BaCO3, nazvani po Englezu Williamu Witheringu (1741...1799), koji je ovaj mineral otkrio 1782. godine. Mnoge mineralne vode i morska voda. Nizak sadržaj u ovom slučaju je plus, a ne minus, jer su sve soli barija, osim sulfata, otrovne.

56 ← Barijum→ Lantan
Atom svojstva
Ime, simbol, broj	Barijum / Barijum (Ba), 56
Atomska masa (molarna masa)	137.327(7)(g/mol)
Elektronska konfiguracija
Radijus atoma
Hemijska svojstva
kovalentni radijus
Jonski radijus
Elektronegativnost	0,89 (Paulingova skala)
Potencijal elektrode
Stanja oksidacije
Energija jonizacije (prvi elektron)	502,5 (5,21) kJ/mol (eV)
Termodinamička svojstva jednostavne supstance
Gustina (na n.a.)
Temperatura topljenja
Temperatura ključanja
Oud. toplota fuzije	7,66 kJ/mol
Oud. toplota isparavanja	142,0 kJ/mol
Molarni toplotni kapacitet	28,1 J/(K mol)
Molarni volumen	39,0 cm³/mol
Kristalna rešetka jednostavne supstance
Rešetkasta struktura	kubni usredsređen na telo
Parametri rešetke
Ostale karakteristike
Toplotna provodljivost	(300 K) (18,4) W/(m K)

Barijum je element glavne podgrupe druge grupe, šestog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 56. Označen je simbolom Ba (lat. Barijum). Jednostavna supstanca barijum (CAS broj: 7440-39-3) je mekan, savitljiv, srebrno-beli zemnoalkalni metal. Poseduje visoku hemijsku aktivnost.

Biti u prirodi

Rijetki minerali barija: Celsian ili barium feldspat (barijum aluminosilikat), hijalofan (miješani barijum i kalijum aluminosilikat), nitrobarit (barijum nitrat) itd.

Uzimanje barijuma

Metal se može dobiti na različite načine, posebno elektrolizom rastaljene mješavine barij hlorida i kalcijum hlorida. Barij je moguće dobiti obnavljanjem iz oksida aluminotermnom metodom. Da bi se to postiglo, witherit se spaljuje ugljem i dobiva se barijev oksid:

BaCO3 + C > BaO + 2CO.

Zatim se mešavina BaO sa aluminijumskim prahom zagreva u vakuumu do 1250°C. Pare redukovanog barija kondenziraju se u hladnim dijelovima cijevi u kojima se odvija reakcija:

3BaO + 2Al > Al 2 O 3 + 3Ba.

Zanimljivo je da se barijum peroksid BaO 2 često uključuje u sastav mešavina za paljenje za aluminotermiju.

Dobivanje barijum oksida jednostavnim kalcinacijom viterita je teško: viterit 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 meki (tvrđi od olova, ali mekši od cinka) sjajni bijeli metal. Topi se na 710°C, ključa na 1638°C, gustina mu je 3,76 g/cm 3 . Sve ovo u potpunosti odgovara položaju barijuma u podgrupi zemnoalkalnih metala.