تعيين الباريوم في الجدول. الباريوم

الباريوم هو معدن أرضي قلوي يحتل المركز 56 في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية. اسم المادة في الترجمة من اليونانية القديمة يعني "ثقيل".

خصائص الباريوم

المعدن كتلته الذرية 137 جم / مليمول وكثافة حوالي 3.7 جم / سم 3. إنه خفيف وناعم للغاية - أقصى صلابته على مقياس موس هي 3 نقاط. في حالة شوائب الزئبق ، يزداد هشاشة الباريوم بشكل كبير.

المعدن له لون رمادي فضي فاتح. ومع ذلك ، يشتهر المعدن أيضًا بلونه الأخضر ، والذي يتم الحصول عليه نتيجة تفاعل كيميائي يتضمن أملاح العنصر (على سبيل المثال ، كبريتات الباريوم). إذا تم إنزال قضيب زجاجي إلى الباريوم وتم إشعال نار مفتوحة ، فسنرى لهبًا أخضر. تتيح هذه الطريقة إمكانية التحديد الواضح حتى للحد الأدنى من محتوى شوائب المعادن الثقيلة.

الشبكة البلورية للباريوم ، والتي يمكن ملاحظتها حتى خارج ظروف المختبر ، لها شكل مكعب. تجدر الإشارة إلى أن العثور على الباريوم النقي في الطبيعة أمر مناسب أيضًا. يوجد اليوم تعديلين معروفين للمعدن ، أحدهما يقاوم ارتفاع درجة الحرارة حتى 365 درجة مئوية ، والآخر قادر على تحمل درجات الحرارة في حدود 375-710 درجة مئوية. درجة غليان الباريوم. هو 1696 0 ج.

يُظهر الباريوم ، إلى جانب معادن الأرض القلوية الأخرى ، نشاطًا كيميائيًا. إنه يحتل موقعًا متوسطًا في المجموعة ، تاركًا وراءه السترونشيوم والكالسيوم ، والذي يمكن تخزينه في الهواء الطلق ، وهو ما لا يمكن قوله عن الباريوم. يعتبر زيت البارافين وسيلة ممتازة لتخزين المعادن ، حيث يتم غمر الباريوم مباشرة ، أو الأثير البترولي.

يتفاعل الباريوم مع الأكسجين ، ومع ذلك ، نتيجة للتفاعل ، يفقد بريقه ، وبعد ذلك يكتسب المعدن أولاً صبغة صفراء ، ثم يتحول إلى اللون البني ، ويكتسب لونًا رماديًا في النهاية. هذا هو المظهر المتأصل في أكسيد الباريوم. عندما يسخن الغلاف الجوي ، يصبح الباريوم متفجرًا.

يتفاعل العنصر 56 من النظام الدوري لمندليف أيضًا مع الماء ، مما يؤدي إلى تفاعل عكس التفاعل مع الأكسجين. في هذه الحالة ، يكون السائل عرضة للتحلل. يعطي هذا التفاعل معدنًا نقيًا بشكل استثنائي ، وبعد ذلك يصبح هيدروكسيد الباريوم. إذا كانت الأملاح المعدنية على اتصال مع الوسط المائي ، فلن نرى أي تفاعل ، لأنه لن يحدث شيء. على سبيل المثال ، كلوريده غير قابل للذوبان في الماء ولا يمكن ملاحظة التفاعل النشط إلا عند التفاعل مع بيئة حمضية.

يتفاعل المعدن بسهولة مع الهيدروجين ، لكن من الضروري لهذا الغرض تهيئة ظروف معينة ، أي زيادة درجة الحرارة. في هذه الحالة ، الناتج هو هيدريد الباريوم. في ظل ظروف زيادة درجة الحرارة ، يتفاعل العنصر 56 أيضًا مع الأمونيا ، مما يؤدي إلى تكوين النيتريد. إذا ارتفعت درجة الحرارة أكثر ، يمكن الحصول على السيانيد.

يتميز محلول الباريوم باللون الأزرق المميز ، والذي يتم الحصول عليه نتيجة التفاعل مع الأمونيا في حالة سائلة للتجمع. إذا تمت إضافة محفز بلاتيني في نفس الوقت ، يتم تكوين أميد الباريوم. ومع ذلك ، فإن نطاق هذه المادة بعيد كل البعد عن نطاق واسع - فهي تستخدم حصريًا ككاشف.

الجدول 1. خصائص الباريوم

صفة مميزة	المعنى
خصائص الذرة
الاسم والرمز والرقم	الباريوم / الباريوم (Ba) ، 56
الكتلة الذرية (الكتلة المولية)	137.327 (7) أ. em (جم / مول)
التكوين الإلكترونية	6 ثانية
نصف قطر الذرة	222 م
الخواص الكيميائية
نصف القطر التساهمي	198 مساءً
نصف قطر أيون	(+ 2 هـ) 134 مساءً
كهرسلبية	0.89 (مقياس بولينج)
إمكانات الكهربائي	-2,906
الأكسدة	2
طاقة التأين (أول إلكترون)	502.5 (5.21) كيلوجول / مول (eV)
الخصائص الديناميكية الحرارية لمادة بسيطة
الكثافة (في n.a.)	3.5 جم / سم مكعب
درجة حرارة الانصهار	1002 ك
درجة حرارة الغليان	1910 ك
العود. حرارة الانصهار	7.66 كيلوجول / مول
العود. حرارة التبخر	142.0 كيلوجول / مول
السعة الحرارية المولية	28.1 جول / (ك مول)
الحجم المولي	39.0 سم مكعب / مول
الشبكة البلورية لمادة بسيطة
بنية شعرية	مكعب متمركز حول الجسم
معلمات شعرية	5.020Å
مميزات وخصائص اخرى
توصيل حراري	(300 كلفن) (18.4) وات / (م · ك)
CAS رقم	7440-39-3

الحصول على الباريوم

تم الحصول على المعدن لأول مرة في النصف الثاني من القرن الثامن عشر (عام 1774) بواسطة الكيميائيين كارل شيل ويوهان جان. ثم تم الحصول على أكسيد الفلز. بعد بضع سنوات ، نجح همفري ديفي في التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الباريوم الرطب باستخدام كاثود الزئبق للحصول على مزيج من المعدن ، والذي تعرض للتسخين والزئبق المتبخر ، وبالتالي الحصول على الباريوم المعدني.

يتم الحصول على الباريوم المعدني في ظروف المختبرات الحديثة بعدة طرق تتعلق بالغلاف الجوي. يتم فصل الباريوم في الفراغ بسبب التفاعل النشط المفرط الذي ينطلق عندما يتفاعل الباريوم مع الأكسجين.

يتم الحصول على أكسيد الباريوم والكلوريد عن طريق الاختزال الحراري المعدني في ظل ظروف زيادة درجة الحرارة حتى 1200 درجة مئوية.

أيضًا ، يمكن عزل معدن نقي عن هيدريده ونتريده باستخدام التحلل الحراري. بنفس الطريقة يتم الحصول على البوتاسيوم. تتطلب هذه العملية كبسولات خاصة مع ختم كامل ، بالإضافة إلى وجود الكوارتز أو البورسلين. من الممكن أيضًا الحصول على الباريوم عن طريق التحليل الكهربائي ، والذي يمكن من خلاله عزل العنصر من كلوريد الباريوم المنصهر باستخدام كاثود الزئبق.

تطبيق الباريوم

بالنظر إلى جميع الخصائص التي يمتلكها العنصر 56 من النظام الدوري ، يعد الباريوم معدنًا شائعًا إلى حد ما. لذلك ، يتم استخدامه:

1. في صناعة الأجهزة الإلكترونية الفراغية. في هذه الحالة ، يتم استخدام الباريوم المعدني ، أو سبائكه مع الألومنيوم ، كجامع. ويستخدم أكسيده في تكوين محلول صلب من أكاسيد المعادن الأرضية القلوية الأخرى كطبقة نشطة من كاثودات القناة غير المباشرة.
2. كمادة قادرة على مقاومة التآكل. للقيام بذلك ، يضاف المعدن مع الزركونيوم إلى المبردات المعدنية السائلة ، والتي يمكن أن تقلل بشكل كبير من التأثير العدواني على خطوط الأنابيب. وجد مثل هذا التطبيق للباريوم مكانًا في صناعة المعادن.
3. يمكن أن يعمل الباريوم كهربي كهربي وكهربائي انضغاطي. من المناسب استخدام تيتانات الباريوم ، التي تعمل كعزل كهربائي أثناء تصنيع المكثفات الخزفية ، بالإضافة إلى مادة مستخدمة في الميكروفونات الكهرضغطية وبواعث السيراميك.
4. في الأجهزة البصرية. يستخدم فلوريد الباريوم ، والذي له شكل بلورات مفردة.
5. كعنصر لا يتجزأ من الألعاب النارية. يستخدم بيروكسيد المعدن كعامل مؤكسد. تعمل نترات الباريوم وكلورات كمواد تعطي اللهب لونًا معينًا (أخضر).
6. في طاقة الهيدروجين الذري. يستخدم كرومات الباريوم هنا بنشاط أثناء إنتاج الهيدروجين والأكسجين باستخدام الطريقة الحرارية الكيميائية.
7. في الطاقة النووية. أكسيد الفلز هو جزء لا يتجزأ من عملية صنع نوع معين من الزجاج ، وهو مغطى بقضبان اليورانيوم.
8. كمصدر تيار كيميائي. في هذه الحالة ، يمكن استخدام عدة مركبات من الباريوم: الفلورايد والأكسيد والكبريتات. يستخدم المركب الأول في بطاريات فلور الحالة الصلبة كمكون من إلكتروليت الفلورايد. وجد الأكسيد مكانه في بطاريات أكسيد النحاس عالية الطاقة كمكون من مكونات الكتلة النشطة. وتستخدم المادة الأخيرة كموسع للكتلة النشطة للقطب السالب أثناء إنتاج بطاريات الرصاص الحمضية.
9. في الطب. كبريتات الباريوم مادة غير قابلة للذوبان وغير سامة تمامًا. في هذا الصدد ، يتم استخدامه كمادة مشعة أثناء دراسات الجهاز الهضمي.

الجدول 2. تطبيق الباريوم

منطقة التطبيق	طريقة التطبيق
تفريغ الأجهزة الإلكترونية	يستخدم معدن الباريوم ، غالبًا في سبيكة مع الألومنيوم ، كجامع (جامع) في الأجهزة الإلكترونية عالية الفراغ. أكسيد الباريوم ، كجزء من محلول صلب لأكاسيد معادن أرضية قلوية أخرى - الكالسيوم والسترونشيوم (CaO، SrO) ، كطبقة نشطة من الكاثودات المسخنة بشكل غير مباشر.
مادة مضادة للتآكل	يضاف الباريوم مع الزركونيوم إلى المبردات المعدنية السائلة (سبائك الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والليثيوم والسيزيوم) لتقليل عدوانية هذا الأخير على خطوط الأنابيب وفي علم المعادن.
الكهروضوئية والكهربائية الانضغاطية	يستخدم تيتانات الباريوم كعزل كهربائي في صناعة المكثفات الخزفية ، وكمواد للميكروفونات الكهروضغطية وبواعث السيراميك البيزو.
بصريات	يستخدم فلوريد الباريوم في شكل بلورات مفردة في البصريات (العدسات ، المنشورات).
الألعاب النارية	يستخدم بيروكسيد الباريوم في الألعاب النارية وكعامل مؤكسد. تستخدم نترات الباريوم وكلورات الباريوم في الألعاب النارية لتلوين اللهب (النار الخضراء).
طاقة الهيدروجين الذري	يستخدم كرومات الباريوم في إنتاج الهيدروجين والأكسجين بالطريقة الحرارية الكيميائية (دورة أوك ريدج ، الولايات المتحدة الأمريكية).
الموصلية الفائقة في درجات الحرارة العالية	يُستخدم بيروكسيد الباريوم ، إلى جانب أكاسيد النحاس والمعادن الأرضية النادرة ، في تصنيع السيراميك فائق التوصيل الذي يعمل في درجات حرارة النيتروجين السائل وما فوقها.
الطاقة النووية	يستخدم أكسيد الباريوم لإذابة نوع خاص من الزجاج يستخدم في طلاء قضبان اليورانيوم. يحتوي أحد الأنواع المنتشرة من هذه الزجاجات على التركيبة التالية - (أكسيد الفوسفور - 61٪ ، BaO - 32٪ ، أكسيد الألومنيوم - 1.5٪ ، أكسيد الصوديوم - 5.5٪). في صناعة الزجاج للصناعة النووية ، يستخدم فوسفات الباريوم أيضًا.
مصادر التيار الكيميائي	يستخدم فلوريد الباريوم في بطاريات فلوريون الحالة الصلبة كمكون من إلكتروليت الفلوريد.يستخدم أكسيد الباريوم في بطاريات أكسيد النحاس عالية الطاقة كمكوِّن كتلة نشط (أكسيد الباريوم - أكسيد النحاس). تستخدم كبريتات الباريوم كقطب سالب نشط الموسع الشامل في إنتاج بطاريات الرصاص الحمضية.
التطبيق في الطب	تستخدم كبريتات الباريوم ، غير القابلة للذوبان وغير السامة ، كعامل إشعاعي في الفحص الطبي للجهاز الهضمي.

في عام 1808 ، حصل ديفي همفري على الباريوم على شكل ملغم عن طريق التحليل الكهربائي لمركباته.

إيصال:

في الطبيعة ، يشكل معادن الباريت BaSO 4 ويذريت BaCO 3. تم الحصول عليها عن طريق الألمنيوم أو تحلل أزيد:
3BaO + 2Al = Al 2 O 3 + 3Ba
با (N 3) 2 \ u003d با + 3N 2

الخصائص الفيزيائية:

معدن أبيض فضي مع درجة انصهار وغليان أعلى وكثافة أكبر من الفلزات القلوية. ناعم جدا. تم. = 727 درجة مئوية.

الخواص الكيميائية:

الباريوم هو أقوى عامل اختزال. في الهواء ، يتم تغطيته بسرعة بطبقة من أكسيد ، بيروكسيد ونتريد الباريوم ، يشتعل عند تسخينه أو عند سحقه ببساطة. يتفاعل بقوة مع الهالوجينات عند تسخينها بالهيدروجين والكبريت.
يتفاعل الباريوم بقوة مع الماء والأحماض. تخزين ، مثل المعادن القلوية ، في الكيروسين.
في المركبات ، يُظهر حالة الأكسدة +2.

أهم الروابط:

أكسيد الباريوم.مادة صلبة تتفاعل بقوة مع الماء لتكوين الهيدروكسيد. يمتص ثاني أكسيد الكربون ويتحول إلى كربونات. عند تسخينه إلى 500 درجة مئوية ، فإنه يتفاعل مع الأكسجين لتكوين بيروكسيد
بيروكسيد الباريوم BaO 2 ، مادة بيضاء ، عامل مؤكسد ضعيف الذوبان. تستخدم في الألعاب النارية ، لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين ، التبييض.
هيدروكسيد الباريوم Ba (OH) 2 ، Ba (OH) 2 ثماني هيدرات * 8H 2 O ، عديم اللون. الكريستال والقلوي. يستخدم للكشف عن أيونات الكبريتات والكربونات ، لتنقية الدهون النباتية والحيوانية.
أملاح الباريومبلورات عديمة اللون. مواد. الأملاح القابلة للذوبان شديدة السمية.
كلوريديتم الحصول على الباريوم عن طريق تفاعل كبريتات الباريوم مع الفحم وكلوريد الكالسيوم عند 800 درجة مئوية - 1100 درجة مئوية. كاشف لأيون الكبريتات. المستخدمة في صناعة الجلود.
نتراتالباريوم ، نترات الباريوم ، أحد مكونات التراكيب النارية الخضراء. عند تسخينه ، يتحلل ليشكل أكسيد الباريوم.
كبريتاتالباريوم غير قابل للذوبان عمليا في الماء وفي الأحماض ، لذلك فهو سام قليلا. تستخدم لتبييض الورق ، للتنظير الفلوري ، حشو الخرسانة الباريت (الحماية من الإشعاع المشع).

طلب:

يستخدم معدن الباريوم كمكون لعدد من السبائك ، ومزيل للأكسدة في إنتاج النحاس والرصاص. أملاح الباريوم القابلة للذوبان سامة ، MPC 0.5 مجم / م 3. أنظر أيضا:
S.I. Venetsky حول نادرة ومتناثرة. قصص معدنية.

مركبات الباريوم، وفقًا لموضع الباريوم في المجموعة الفرعية للأرض القلوية للمجموعة الثانية من نظام Mendeleev ، يكون لها أيون مزدوج الشحنة Ba (باستثناء بيروكسيد الباريوم BaO 2). تتميز مركبات الباريوم بالجاذبية النوعية العالية ، وانعدام اللون إذا لم تكن الأنيونات ملونة ، واللون الأخضر للهب ، وكمية صغيرة من المركبات المعقدة. أهمها من الناحية الفنية أكسيد وبيروكسيد ، أملاح غير قابلة للذوبان: كربونات الباريوم ، كبريتات وحمض الكروميك ، وأملاح قابلة للذوبان: نترات الباريوم ، كلوريد الباريوم ، إلخ. أملاح الباريوم القابلة للذوبان سامة. من الناحية الكمية ، يتم تحديد الباريوم في شكل BaSO 4 ، ولكن نظرًا للدقة الشديدة للرواسب التي تم الحصول عليها في درجات حرارة منخفضة ، فمن الضروري إجراء الترسيب من محلول الغليان المحمض قليلاً بحمض الهيدروكلوريك. إذا كان هناك حمض النيتريك في المحلول ، فإن جزء من الراسب يذهب إلى المحلول. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن أن يحمل راسب BaSO 4 جزءًا من الأملاح بسبب الامتصاص. للانفصال عن السترونشيوم ، يترسب الباريوم في صورة BaSiF 6. إذا كانت مركبات الباريوم غير قابلة للذوبان ، فيتم دمجها مع كربونات البوتاسيوم والصوديوم ، وبعد غسل السبيكة بالماء ، تذوب في الحمض. توجد مركبات الباريوم بشكل شائع على أنها معدن الباريت. أقل شيوعًا هو ذريت - كربونات الباريوم.

أكسيد الباريوم BaO- مادة صلبة بيضاء ، تتبلور في مكعبات ، كثافتها 5.72-5.32 ، نقطة انصهار 1580 درجة ، تشكل هيدرات بلورية حسب الصيغة:

BaO + 9H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 ∙ 8H 2 O.

أكسيد الباريوم قابل للذوبان بشكل جيد نسبيًا: عند 0 درجة - 1.5 ساعة في 100 ساعة من الماء ؛ عند 10 درجات - 2.2 ساعة ، عند 15 درجة - 2.89 ساعة ، عند 20 درجة - 3.48 ساعة ، عند 50 درجة - 11.75 ساعة ، عند 80 درجة - 90.77 ساعة ، يتم الحصول على أكسيد الباريوم من نترات الباريوم عن طريق التكليس ؛ ينتج عن هذا منتج مسامي مناسب لتصنيع بيروكسيد منه. يتم التسخين في بوتقة ، في فرن وافر ، في البداية بعناية شديدة حتى لا تنفجر البوتقات. يبدأ إطلاق أكاسيد النيتروجين بعد 4 ساعات ، ولكن من أجل إزالتها النهائية ، يتم إشعال البوتقات لعدة ساعات على حرارة بيضاء (يمكن استخدام أكاسيد النيتروجين بنسبة 30٪ للحصول على حمض النيتريك). المنتج مكلف للغاية ، لأنه باهظ الثمن: مادة البداية ، والبوتقات التي لا تصلح إلا لمرة واحدة ، والوقود ، وما إلى ذلك. استخراج أكسيد الباريوم من ويثريت (BaCO 3 \ u003d BaO + CO 2) أصعب بكثير من حرق الجير ، t إلى - تحدث الإضافة العكسية لثاني أكسيد الكربون بسهولة بالغة ؛ لذلك ، يتم خلط الفحم مع ذريت بحيث يمر ثاني أكسيد الكربون إلى ثاني أكسيد الكربون. إذا كان من المرغوب فيه الحصول على منتج مسامي ، فمن الضروري التقيد الصارم بدرجة حرارة إطلاق النار. لمنع التلبيد ، غالبًا ما يتم إضافة نترات الباريوم أو الفحم أو القطران أو كربيد الباريوم ، أي

ВаСО 3 + Ba (NO 3) 2 + 2С = 2ВаО + 2NO 2 + 3СО

ЗВаСО 3 + ВаС 2 = 4ВаО + 5СО.

بالإضافة إلى ذلك ، من الضروري حماية المنتج قدر الإمكان من التكلس بجدران البوتقة ومن تأثير الغازات الساخنة. يعطي التكليس في أفران العمود منتجًا نقيًا جدًا (95٪) إذا كان الفرن مصنوعًا من مواد عالية الجودة ويتم تسخينه بغاز المولد ، مما يسمح بالتحكم الدقيق في درجة الحرارة. في إيطاليا ، يتم استخدام التسخين في الأفران الكهربائية ، ولكن من الواضح أن هذا ينتج "أوكسي كاربيد" و "الباريوم" ، والتي تحتوي ، بالإضافة إلى 80-85٪ أكسيد الباريوم ، على 10-12٪ كربيد و 3-5٪ سيانيد الباريوم.

أكسيد الباريوم المائي ، الباريت الكاوية Ba (OH) 2 ، تشكل بلورات أحادية الميل شفافة

Va (OH) 2 8H 2 0 ،

فقدان آخر جزيء من الماء فقط عند حرارة حمراء داكنة ؛ مع حرارة حمراء فاتحة ، يتم الحصول على BaO ، ومع تدفق تيار من الهواء ، يتم الحصول على بيروكسيد الباريوم. يمتص محلول الباريوم الكاوي - وهو قلوي قوي - ثاني أكسيد الكربون من الهواء ، مكونًا كربونات الكالسيوم 3 غير القابلة للذوبان. يحتوي 100 غرام من المحلول على: عند 0 درجة - 1.48 جم من BaO ، عند 10 درجات - 2.17 ، عند 15 درجة - 2.89 ، عند 20 درجة - 3.36 ، عند 50 درجة - 10.5 ، عند 80 درجة - 4.76. يستخدم الباريت الكاوية لامتصاص ثاني أكسيد الكربون ، واستخراج القلويات الكاوية من الكبريتات ، واستخراج السكر من دبس السكر ، وما إلى ذلك. يمكن الحصول على الباريت الكاوية عن طريق تكليس الذريت عن طريق تمرير بخار الماء ، ولكن من الأسهل حرق BaCO 3 والعمل على BaO بالماء ؛ أو خليط من 60٪ BaO و 40٪ BaS ، يتم الحصول عليه عن طريق تكليس BaSO 4 بالفحم ، يتم إذابته في الماء ، ويتم الحصول على Ba (OH) 2 ليس فقط من BaO ، ولكن أيضًا من جزء كبير من BaS بسبب التحلل المائي:

2BaS + 2HOH = Ba (OH) 2 + Ba (SH) 2.

تحتوي المادة المتبلورة على شوائب 1٪ فقط. لم تعد الطرق القديمة لإضافة أكاسيد الحديد أو الزنك إلى BaS مستخدمة. يُقترح أيضًا الحصول على الباريت الكاوية عن طريق التحليل الكهربائي لكلوريد الباريوم أو كلورات الباريوم والبيركلورات في وجود راسب BaCO 3 ، والذي يذوب بواسطة الحمض المتكون عند الأنود.

بيروكسيد الباريوم BaO 2 - نتوءات بيضاء من عرق اللؤلؤ لأصغر البلورات ، قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء (0.168 ساعة فقط في 100 ساعة من الماء). للحصول على بيروكسيد ، يتم تسخين أكسيد الباريوم في أنابيب مائلة أو في دعامات خاصة ، والتي يمكن حفظها بدقة عند درجة الحرارة المرغوبة (500-600 درجة) ، ويتم تنقية الهواء من ثاني أكسيد الكربون ويتم نفخ الرطوبة فيها. يتم الحصول على أنقى بيروكسيد على شكل بلورات مربعة من BaO 2 8H 2 O ، حيث يتم سحن البيروكسيد التقني أولاً بالماء ، ثم يتم نقله إلى محلول عن طريق إضافة حمض الهيدروكلوريك الضعيف وترسبه بمحلول من الباريت الكاوية ، أو ببساطة يضاف 10 مرات أكثر من محلول الباريت 8٪. أنقى بيروكسيد هو كتلة ملبدة رمادية مخضرة ، غير قابلة للذوبان في الماء ، ولكنها تتفاعل مع أنهيدريد الكربون. عند تسخينه ، يتحلل BaO 2 إلى BaO والأكسجين. مرونة الأكسجين فوق BaO 2 عند 555 درجة - 25 ملم ، عند 790 درجة - 670 ملم. مسحوق البيروكسيد يمكن أن يشعل المواد الليفية. للبيع هناك: أفضل درجة - 90٪ BaO 2 ومتوسط ​​- 80-85٪ ، والشوائب الرئيسية هي BaO. يتم تحديد محتوى BaO 2 بالمعايرة باستخدام محلول 1/10 N-th KMnO 4 من BaO 2 في حمض الهيدروكلوريك شديد البرودة (الثقل النوعي 1.01-1.05) ، بعد ترسيب أيونات الباريوم مع حمض الكبريتيك الضعيف. من الممكن أيضًا معايرة بيروكسيد الباريوم المعزول من يوديد البوتاسيوم بكبريتات يوديد الصوديوم. يستخدم بيروكسيد الباريوم لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين (وفي نفس الوقت الحصول على تبييض أقوى "بلانكفيكس") ولإعداد المطهرات.

نتريت الباريوم Ba (NO 2) 2 ∙ H 2 O - موشورات سداسية عديمة اللون سداسية ، نقطة انصهار 220 درجة. عند 0 درجة في 100 ساعة من الماء ، يتم إذابة 58 ساعة ، عند 35 درجة - 97 ساعة. يتم الحصول عليها بإضافة محلول نتريت الصوديوم (360 ساعة من 96٪ NaNO 2 في 1000 ساعة من الماء) إلى خليط 360 ساعات NaNO 2 و 610 ساعة BaCl 2. عند درجة حرارة عالية ، يتبلور كلوريد الصوديوم ، مع مزيد من التبريد - Ba (NO 2) 2.

نترات الباريوم Ba (NO 3) 2 - ثماني السطوح شفافة عديمة اللون ، تذوب عند 375 درجة ؛ 100 ساعة من الماء قابلة للذوبان عند 10 درجات - 7 ساعات ، عند 20 درجة - 9.2 ساعة ، عند 100 درجة - 32.2 ساعة.عند تسخينه ، يمر أولاً في نتريت الباريوم ، ثم إلى أكسيد الباريوم. يستخدم: 1) لتحضير بيروكسيد الباريوم ، 2) للأضواء الخضراء في الألعاب النارية ، 3) لبعض المتفجرات. يتم إنتاجه: 1) عن طريق التحلل التبادلي عند إضافة كمية نظرية من نترات الصوديوم إلى محلول ساخن من كلوريد الباريوم (30 درجة فولت) وإعادة التبلور اللاحقة ، 2) عن طريق تفاعل ذريت أو كبريتيد الباريوم مع حمض النيتريك ، 3) عن طريق تسخين نترات الكالسيوم بكربونات الباريوم التقنية.

برمنجنات الباريوم - خضار المنغنيز ، وخضر كاسل ، وخضار روزنستيل. BaMnO 4 - دهان أخضر متين مناسب لطلاء فريسكو ؛ يتم الحصول عليها عن طريق تكليس خليط من مركبات الباريوم (الباريت الكاوي ، نترات الباريوم أو بيروكسيد الباريوم) والمنغنيز (ثاني أكسيد أو أكسيد).

كبريتيد الباريوم BaS - كتلة مسامية رمادية ، تتأكسد بسهولة وتجذب الماء والأنهيدريد الكربوني ؛ يتحلل بالماء. يتم استخدامه لتصنيع معظم مركبات الباريوم (الليثوبون ، التبييض القوي ، إلخ) ، لاستخراج السكر من دبس السكر وقص الصوف من الجلود (مزيل الشعر). بالنسبة للتعدين ، يستخدمون تكليس خليط من الصاري الثقيل بالفحم عند 600-800 درجة:

بكالوريوسO 4 + 2C = 2CO 2 + BaS ،

بينما عند درجة حرارة أعلى ضعف ما يهدر من الفحم. الشرط الرئيسي هو الاتصال الوثيق للفحم والصاري ، والذي يتم تحقيقه عن طريق طحن الصاري مع 30-37٪ من الفحم والماء في المطاحن الدوارة. يتم حرق الأفران في أفران دوارة ، مثل تلك المستخدمة في إنتاج الأسمنت أو الصودا ، مع وجود حجرة مغبرة خلف الأفران القصيرة لترسيب الدخان والسخام. المنتج الناتج يحتوي على 60-70٪ مواد قابلة للذوبان في الماء ، 20-25٪ - قابلة للذوبان في الأحماض و 5٪ بقايا. يُلقى المنتج الناتج ساخنًا في الماء أو في محلول مائي من 1-2٪ هيدروكسيد الصوديوم (36 درجة مئوية) ، حيث يذهب النصف إلى أكسيد مائي Ba (OH) 2 ، والآخر في ماء كبريتيد Ba (SH) 2. يستخدم هذا المحلول مباشرة لتحضير مركبات الباريوم (الليثوبون ، إلخ) أو لاستخراج السكر. عندما تتفاعل البقايا مع حمض الهيدروكلوريك ، يتم الحصول على كلوريد الباريوم. في المصانع القديمة ، يتم التكليس في حواجز مقاومة للحريق ، مغطاة باللهب بالتساوي. يتم تحميل الألواح المجففة جيدًا من الفحم والصاري الممزوجة بالماء في عجائن. بمجرد اختفاء ألسنة اللهب المشتعلة لأول أكسيد الكربون ، تتم إزالة الألواح بحيث تسقط في صناديق حديدية محكمة الإغلاق.

كبريتات الباريوم BaS 2 O 3 ∙ H 2 O يتكون من كبريتيد الباريوم: 1) مع حرية الوصول إلى الهواء و 2) مع تحلل متبادل مع كبريتات الصوديوم. يتم استخدامه لإنشاء التتر أثناء قياس اليود.

كبريتات الباريوم BaSO 4 ، الصاري الثقيل ("قوي" ، "معدني" ، "جديد" ، إلخ. تبييض) ، أبيض نقي ، مسحوق ترابي ، ثقيل جدًا ، غير قابل للذوبان عمليًا في الماء والأحماض (قابلية الذوبان: عند 18 درجة في 1 لتر من الماء - 2. 3 مجم). طبيعيطحن مباشرة. أفضل الأصناف عديمة اللون تسمى الصاري "الزهرة". يضاف ultramarine إلى المصفر والوردي. أحيانًا يتم طحن الصاري الثقيل وتسخينه باستخدام حمض الهيدروكلوريك لإزالة الحديد ؛ أو الصاري يندمج مع Na 2 SO 4 ويفصل عن السبيكة بفعل الماء. بشكل مصطنعيتم الحصول عليها: 1) كنفايات في تحضير بيروكسيد الهيدروجين. 2) من كلوريد الباريوم بالتفاعل: أ) مع حامض الكبريتيك ، الذي يعطي ترسبًا سريعًا ، ب) مع كبريتيد الصوديوم Na 2 SO 4 أو مع ملح كبريتيد المغنيسيوم MgSO 4 ، الذي يعطي مسحوقًا بطيئًا ومرتفع التغطية ؛ أثناء الإنتاج ، من المهم تنظيف حمض الكبريتيك ؛ 3) من يذريت. إذا كان نقيًا جدًا ، فيمكن طحنه مباشرة بفعل H 2 SO 4 ، ولكن مع إضافة 2٪ Hcl ؛ إذا احتوى ذريت على شوائب ، يذوب أولاً في حمض الهيدروكلوريك ثم يترسب. يستخدم كبريتات الباريوم في الفصل. آر. لتلوين ورق الحائط الملون والورق المقوى وخاصة لأوراق التصوير ، للدهانات الزيتية الخفيفة ودهانات الورنيش من الفحم ، في صناعة العاج والمطاط الصناعي ، لخلط الطعام الذي يدخل المعدة أثناء التصوير الشعاعي.

كربونات الباريوم باكو 3 - معدن ويريت (بلورات معينية) أو تم الحصول عليها صناعياً في شكل أصغر رواسب (الثقل النوعي 4.3) ؛ أكثر صعوبة في الفصل عند التكليس من كربونات الكالسيوم 3 ؛ عند 1100 درجة مئوية ، يكون ضغط ثاني أكسيد الكربون 20 ملم فقط. يتم استخدامه لاستخراج مركبات الباريوم الأخرى ، في صناعة الطوب والطين والبورسلين والرخام الصناعي وكريستال الباريت. يتم تحضيره صناعياً: 1) من محلول خام من كبريتيد الباريوم عن طريق حقن أنهيدريد الكربون. 2) تسخين كبريتات الباريوم بالبوتاس عند ضغط 5 ضغط جوي ؛ 3) عند تحلل سكريات الباريوم مع أنهيدريد الكربون.

أسيتات الباريوم Ba (C 2 H 3 O 2) 2 ∙ H 2 O - بلورات سهلة الذوبان المستخدمة في الصباغة ؛ يتم إنتاجها عن طريق تفاعل كبريتيد الصوديوم أو كربونات الصوديوم مع حمض الأسيتيك.

فلوريد الباريوم BaF 2 - مسحوق أبيض ، قليل الذوبان في الماء ، يذوب عند 1280 درجة ، يتم الحصول عليه بإذابة كربونات الباريوم أو مادة كاوية في HF أو غليان الكريوليت بأكسيد الباريوم المائي.

كلوريد الباريوم ل 2 ∙ 2Н 2ا- صفائح معينية مسطحة عديمة اللون (جاذبية نوعية 3.05) ، مستقرة في الهواء ، حامضة في الذوق ، سامة ؛ عند التسخين ، يكون من السهل نسبيًا أن تفقد الجسيم الأول من الماء ويصعب فقدان الجزء الثاني ؛ حق اللامائية BaCl 2. يذوب النظام عند 962 درجة. 100 ساعة من المحلول يحتوي على ملح لا مائي:

يستخدم ВаСl 2 لتصنيع الأبيض "المتين" ولتحويل الزجاج الموجود في منتجات السيراميك إلى BaSO 4 غير القابل للذوبان ؛ يتم استخراجه من الباريت عن طريق تكليسه بالفحم وكلوريد الكالسيوم في أفران الصودا عند 900-1000 درجة مئوية في لهب مختزل ، ويمكن أيضًا استخدام محلول 70٪ من كلوريد الكالسيوم ، لكن كلوريد الكالسيوم الصلب أفضل:

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO ؛

بكالوريوس + SaSل 2 \ u003d أنتل 2 + CaS.

ينتج بشكل صحيح ، منتج مسامي أسود تقريبًا يحتوي على 50-56٪ BaCl 2. بعد الترشيح المنتظم ، يتبلور الملح (في السابق ، يتم تمرير تيار من أنهيدريد الكربون) حتى تتم إزالة كبريتيد الهيدروجين تمامًا وتبخره في الأوعية المطلية بالداخل. يتم فصل البلورات عن طريق الطرد المركزي. إذا كانت هناك حاجة إلى BaCl 2 اللامائي ، فيتم تسخين الملح في أوعية مزودة بمحركات للحصول على بلورات صغيرة جدًا ، يتم تحميصها بعد ذلك ، ويتم الحصول على 95٪ BaCl 2. من الممكن الحصول على BaCl 2 عن طريق إضافة مسحوق BaS إلى حمض الهيدروكلوريك في أوعية مغلقة ، حيث يكون من الضروري إزالة كبريتيد الهيدروجين المنطلق في أنبوب المصنع أو حرقه إلى SO 2 باستخدام الأخير لحمض الكبريتيك. بالطبع ، من الأفضل بكثير التعامل مع حمض الهيدروكلوريك على BaCO 3.

كلورات الباريوم با (C لو 3) 2 ∙ ح 2ا- موشورات أحادية الميل ، عالية الذوبان في البرودة بل وأفضل في الماء الساخن. ينفجر بسهولة عند تسخينه وعند الارتطام إذا اختلط بمادة قابلة للاحتراق. يتم استخدامه في الألعاب النارية للهب الأخضر. يتم إنتاجه عن طريق التحليل الكهربائي عند 75 درجة من محلول مشبع من BaCl 2 ، مع أنود بلاتيني وكاثود جرافيت.

الباريوم هو عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية ، الفترة السادسة من النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، برقم ذري 56. يتم تحديده بالرمز Ba (lat. الباريوم). مادة بسيطة هي معدن أرضي قلوي ناعم ، أبيض فضي مطيل. يمتلك نشاطًا كيميائيًا عاليًا.

تاريخ اكتشاف الباريوم

تم اكتشاف الباريوم على شكل أكسيد BaO في عام 1774 بواسطة Karl Scheele. في عام 1808 ، أنتج الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي ملغم الباريوم عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الباريوم الرطب باستخدام كاثود الزئبق. بعد تبخير الزئبق بالتسخين ، قام بعزل معدن الباريوم.

في عام 1774 ، قام الكيميائي السويدي كارل فيلهلم شيل وصديقه يوهان جوتليب هان بالتحقيق في أحد أثقل المعادن ، الصاري الثقيل BaSO 4. تمكنوا من عزل "الأرض الثقيلة" غير المعروفة سابقًا ، والتي سُميت فيما بعد باريت (من اليونانية βαρυς - ثقيلة). وبعد 34 عامًا ، حصل همفري ديفي ، بعد أن أخضع تراب الباريت الرطب للتحليل الكهربائي ، منه على عنصر جديد - الباريوم. وتجدر الإشارة إلى أنه في نفس عام 1808 ، قبل ذلك بقليل حصل ديفي ، وجين جاكوب برزيليوس وزملاؤه على مزيج من الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم. هذه هي الطريقة التي ولد بها عنصر الباريوم.

قام الكيميائيون القدماء بتكليس BaSO 4 بالخشب أو الفحم وحصلوا على "أحجار بولونيز" فسفورية. لكن من الناحية الكيميائية ، هذه الأحجار ليست BaO ، ولكن كبريتيد الباريوم BaS.

أصل الاسم

حصلت على اسمها من باريز اليونانية - "ثقيل" ، لأن أكسيدها (BaO) تميز بأنه يحتوي على كثافة عالية بشكل غير عادي لمثل هذه المواد.

العثور على الباريوم في الطبيعة

تحتوي القشرة الأرضية على 0.05٪ باريوم. هذا كثير جدًا - أكثر بكثير من الرصاص أو القصدير أو النحاس أو الزئبق على سبيل المثال. في شكله النقي ، لا يوجد في الأرض: الباريوم نشط ، وهو مدرج في المجموعة الفرعية للمعادن الأرضية القلوية ، وبطبيعة الحال ، فهو مرتبط بشدة بالمعادن.

المعادن الرئيسية للباريوم هي الصاري الثقيل الذي سبق ذكره BaSO 4 (غالبًا ما يسمى الباريت) ويذريت BaCO3 ، الذي سمي على اسم الإنجليزي ويليام ويذرنج (1741 ... 1799) ، الذي اكتشف هذا المعدن في عام 1782. تم العثور على أملاح الباريوم في تركيز ضئيل في العديد من المياه المعدنية ومياه البحر. المحتوى المنخفض في هذه الحالة هو زائد وليس ناقص ، لأن جميع أملاح الباريوم ، باستثناء الكبريتات ، سامة.

أنواع رواسب الباريوم

بواسطة الجمعيات المعدنية ، تنقسم خامات الباريت إلى أحادي المعدن ومعقد. تنقسم المجمعات المعقدة إلى كبريتيد الباريت (يحتوي على الرصاص والزنك وأحيانًا النحاس وكبريتيدات البايرايت الحديدي ، وغالبًا ما يكون Sn و Ni و Au و Ag) وباريت كالسيت (يحتوي على ما يصل إلى 75٪ كالسيت) وباريت حديد (يحتوي على أكسيد الحديد الأسود) والهيماتيت والجيوثايت والهيدروجويثيت في المناطق العليا) والباريت-فلوريت (باستثناء الباريت والفلوريت ، وعادة ما تحتوي على الكوارتز والكالسيت ، والزنك والرصاص والنحاس وكبريتيدات الزئبق موجودة أحيانًا كشوائب صغيرة).

من وجهة نظر عملية ، فإن الوريد الحراري المائي أحادي المعدن ، كبريتيد الباريت ورواسب الباريت-فلوريت هي الأكثر أهمية. بعض رواسب الصفائح الميتاسوماتيكية وآلات الغرينية ذات أهمية صناعية أيضًا. الرواسب الرسوبية ، وهي رواسب كيميائية نموذجية لأحواض المياه ، نادرة ولا تلعب دورًا مهمًا.

كقاعدة عامة ، تحتوي خامات الباريت على مكونات مفيدة أخرى (الفلوريت ، الجالينا ، السفاليريت ، النحاس ، الذهب في التركيزات الصناعية) ، لذلك يتم استخدامها معًا.

نظائر الباريوم

يتكون الباريوم الطبيعي من خليط من سبعة نظائر مستقرة: 130 Ba ، 132 Ba ، 134 Ba ، 135 Ba ، 136 Ba ، 137 Ba ، 138 Ba. الأخير هو الأكثر شيوعًا (71.66٪). ومن المعروف أيضًا نظائر الباريوم المشعة ، وأهمها 140 Ba. يتشكل خلال اضمحلال اليورانيوم والثوريوم والبلوتونيوم.

الحصول على الباريوم

يمكن الحصول على المعدن بطرق مختلفة ، على وجه الخصوص ، عن طريق التحليل الكهربائي لمزيج منصهر من كلوريد الباريوم وكلوريد الكالسيوم. من الممكن الحصول على الباريوم عن طريق استعادته من الأكسيد بطريقة الألمنيوم. للقيام بذلك ، يتم إطلاق ذريت بالفحم ويتم الحصول على أكسيد الباريوم:

BaCO 3 + C → BaO + 2CO.

ثم يتم تسخين خليط BaO مع مسحوق الألمنيوم في فراغ إلى 1250 درجة مئوية. تتكثف أبخرة الباريوم المختزل في الأجزاء الباردة من الأنبوب الذي يحدث فيه التفاعل:

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.

من المثير للاهتمام أن بيروكسيد الباريوم BaO 2 غالبًا ما يتم تضمينه في تركيبة مخاليط الإشعال للألمنيوم.

من الصعب الحصول على أكسيد الباريوم عن طريق التكليس البسيط للاليريت: يتحلل ذريت فقط في درجات حرارة أعلى من 1800 درجة مئوية. من الأسهل الحصول على BaO عن طريق تكليس نترات الباريوم Ba (NO 3) 2:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.

ينتج عن كل من التحليل الكهربائي وتقليل الألمنيوم معدن أبيض لامع ناعم (أكثر صلابة من الرصاص ، ولكنه أكثر ليونة من الزنك). يذوب عند 710 درجة مئوية ، يغلي عند 1638 درجة مئوية ، كثافته 3.76 جم / سم 3. كل هذا يتوافق تمامًا مع موضع الباريوم في المجموعة الفرعية للمعادن الأرضية القلوية.

هناك سبعة نظائر طبيعية للباريوم. وأشهر هذه الأنواع هو الباريوم 138. إنها أكثر من 70٪.

الباريوم نشط للغاية. تشتعل ذاتيًا عند الاصطدام ، وتتحلل الماء بسهولة ، وتشكل هيدرات أكسيد الباريوم القابل للذوبان:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

يسمى محلول مائي من هيدروكسيد الباريوم ماء الباريت. يستخدم هذا "الماء" في الكيمياء التحليلية لتحديد ثاني أكسيد الكربون في مخاليط الغاز. ولكن هذا مأخوذ بالفعل من قصة استخدام مركبات الباريوم. لا يجد الباريوم المعدني أي تطبيق عملي تقريبًا. بكميات صغيرة للغاية ، يتم إدخالها في السبائك المحمل والطباعة. يتم استخدام سبيكة من الباريوم والنيكل في أنابيب الراديو ، ويستخدم الباريوم النقي فقط في تقنية التفريغ كجالب (جامع).

يتم الحصول على معدن الباريوم من الأكسيد عن طريق تقليل الألمنيوم في الفراغ عند 1200-1250 درجة مئوية:

4BaO + 2Al \ u003d 3Ba + BaAl 2 O 4.

يتم تنقية الباريوم عن طريق التقطير الفراغي أو ذوبان المنطقة.

تحضير تيتانيوم الباريوم. الحصول عليها سهل نسبيًا. يتفاعل Witherite BaCO 3 عند 700 ... 800 درجة مئوية مع ثاني أكسيد التيتانيوم TYu 2 ، فإنه يتضح تمامًا ما تحتاجه:

BaCO 3 + TiO 2 ← BaTiO 3 + CO 2.

رئيسي حفلة موسيقية. تتمثل إحدى طرق الحصول على الباريوم المعدني من BaO في اختزاله بمسحوق A1: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. يتم تنفيذ العملية في مفاعل عند درجة حرارة 1100-1200 درجة مئوية في جو عرقي أو في فراغ (يفضل الأسلوب الأخير). النسبة المولية لـ BaO: A1 هي (1.5-2): 1. يوضع المفاعل في فرن بحيث تكون درجة حرارة "الجزء البارد" (تتكثف أبخرة الباريوم فيه) حوالي 520 درجة مئوية. عن طريق التقطير في الفراغ ، يتم تنقية الباريوم إلى محتوى شوائب أقل من 10 ~ 4 ٪ من حيث الوزن وعند استخدام منطقة الذوبان - ما يصل إلى 10 ~ 6٪.

يتم أيضًا الحصول على كميات صغيرة من الباريوم عن طريق تقليل BaBeO 2 [المُصنَّع عن طريق اندماج Ba (OH) 2 و Be (OH) 2] عند 1300 درجة مئوية مع التيتانيوم ، وكذلك عن طريق التحلل عند 120 درجة مئوية Ba (N 3) 2 ، تتشكل أثناء تبادل أجزاء من أملاح الباريوم مع NaN 3.

خلات با (OOCHN 3) ، - عديم اللون. بلورات. النائب 490 درجة مئوية (فك) ؛ كثيف 2.47 جم / سم 3 ؛ سول. في الماء (58.8 جم لكل 100 جم عند 0 درجة مئوية). أقل من 25 درجة مئوية ، يتبلور ثلاثي هيدرات من المحاليل المائية ، عند 25-41 درجة مئوية - مونوهيدرات ، فوق 41 درجة مئوية - ملح لا مائي. احصل على التفاعل. Ba (OH) 2 ، VaCO 3 أو BaS مع CH 3 CO 2 H. تستخدم كمادة لاذعة عند صباغة الصوف والصنوبر.

المنغنات (VI) BaMnO 4 - بلورات خضراء ؛ لا تتحلل حتى 1000 درجة مئوية. يتم الحصول عليها عن طريق تكليس خليط Ba (NO 3) 2 مع MnO 2. صبغة (كاسل أو منجنيز أخضر) تستخدم عادة للرسم على الجص.

كرومات (VI) ВаСrO 4 - بلورات صفراء ؛ النائب 1380 درجة مئوية ؛ - 1366.8 كيلوجول / مول ؛ سول. في inorg. إلى الحد الأقصى ، وليس اليوم الأول. في الماء. احصل على التفاعل. المحاليل المائية من Ba (OH) 2 أو BaS مع كرومات الفلزات القلوية (VI). صبغة (أصفر باريت) للسيراميك. MPC 0.01 مجم / م 3 (من حيث Cr0 3). بيركونيت الزر 3 - عديم اللون. بلورات. النائب ~ 269 درجة مئوية ؛ - 1762 كيلوجول / مول ؛ سول. في الماء والمحاليل المائية من القلويات و NH 4 HCO 3 ، المتحللة بواسطة inorg قوي. إلى تامي. احصل على التفاعل. ZrO 2 مع BaO أو Ba (OH) 2 أو BaCO 3 عند التسخين. با الزركون ممزوج بـ аiO 3-كهرضغطية.

بروميد BaBr 2 - بلورات بيضاء ؛ النائب 847 درجة مئوية ؛ كثيف 4.79 جم / سم 3 ؛ -757 كيلوجول / مول ؛ حسنا سول. في الماء والميثانول والأسوأ - في الإيثانول. من المحاليل المائية ، يتبلور ثنائي الهيدرات ، ويتحول إلى أحادي الهيدرات عند 75 درجة مئوية ، إلى ملح لا مائي - فوق 100 درجة مئوية ، في المحاليل المائية ، التفاعل. مع CO 2 و O 2 من الهواء ، مكونين VaCO 3 و Br 2. احصل على تفاعل BaBr 2. الخندق المائي Ba (OH) 2 أو VaCO 3 مع حمض الهيدروبروميك.

يوديد BaI 2 - عديم اللون. بلورات. النائب 740 درجة مئوية (فك) ؛ كثيف 5.15 جم / سم 3 ؛ . -607 كيلوجول / مول ؛ حسنا سول. في الماء والإيثانول. من محاليل الماء الساخن ، يتبلور ثنائي الهيدرات (يجفف عند 150 درجة مئوية) ، أقل من 30 درجة مئوية - سداسي هيدرات. احصل على تفاعل VaI 2. الماء p-ditch Ba (OH) 2 أو VaCO 3 مع حمض الهيدرويوديك.

الخصائص الفيزيائية للباريوم

الباريوم معدن مرن أبيض فضي. ينكسر على ضربة حادة. هناك نوعان من التعديلات المتآصلة للباريوم: α-Ba مع شعرية مكعبة محور الجسم مستقرة حتى 375 درجة مئوية (المعلمة a = 0.501 نانومتر) ، β-Ba مستقرة أعلاه.

صلابة على مقياس معدني 1.25 ؛ على مقياس موس 2.

يتم تخزين معدن الباريوم في الكيروسين أو تحت طبقة من البارافين.

الخصائص الكيميائية للباريوم

الباريوم معدن قلوي أرضي. يتأكسد بشكل مكثف في الهواء ، مكونًا أكسيد الباريوم BaO ونتريد الباريوم Ba 3 N 2 ، ويشتعل عند تسخينه قليلاً. يتفاعل بقوة مع الماء ، مكونًا هيدروكسيد الباريوم Ba (OH) 2:

Ba + 2H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 + H 2

يتفاعل بنشاط مع الأحماض المخففة. العديد من أملاح الباريوم غير قابلة للذوبان أو قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء: كبريتات الباريوم BaSO 4 ، كبريتات الباريوم BaSO 3 ، كربونات الباريوم BaCO 3 ، فوسفات الباريوم Ba 3 (PO 4) 2. كبريتيد الباريوم ، على عكس كبريتيد الكالسيوم CaS ، قابل للذوبان في الماء بدرجة عالية.

طبيعي يحتوي الباريوم على سبعة نظائر مستقرة منذ مايو. الفصل 130 و 132 و 134-137 و 138 (71.66٪). المقطع العرضي لالتقاط النيوترونات الحرارية هو 1.17-10 28 م 2. التكوين الخارجي قذيفة الإلكترون 6S 2 ؛ حالة الأكسدة + 2 ، نادرًا + 1 ؛ طاقة التأين Ba ° -> Ba + -> Ba 2+ resp. 5.21140 و 10.0040 فولت ؛ باولينج الكهربية 0.9 ؛ نصف القطر الذري 0.221 نانومتر ، نصف القطر الأيوني Ba 2+ 0.149 نانومتر (رقم التنسيق 6).

يتفاعل بسهولة مع الهالوجينات لتكوين هاليدات.

عند تسخينه بالهيدروجين ، فإنه يشكل هيدريد الباريوم BaH 2 ، والذي بدوره يعطي مع هيدريد الليثيوم LiH مركب Li.

يتفاعل مع التسخين بالأمونيا:

6Ba + 2NH 3 = 3BaH 2 + Ba 3 N 2

يتفاعل نيتريد الباريوم Ba 3 N 2 مع CO عند تسخينه ، مكونًا السيانيد:

Ba 3 N 2 + 2CO = Ba (CN) 2 + 2BaO

مع الأمونيا السائلة ، يعطي محلولًا أزرق داكنًا ، يمكن عزل الأمونيا منه ، والذي يحتوي على لمعان ذهبي ويتحلل بسهولة مع التخلص من NH 3. في وجود محفز البلاتين ، تتحلل الأمونيا لتكوين أميد الباريوم:

با (NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2

يمكن الحصول على كربيد الباريوم BaC 2 عن طريق تسخين BaO بالفحم في فرن القوس.

مع الفوسفور يشكل الفوسفيد Ba 3 P 2.

يقلل الباريوم من أكاسيد وهاليدات وكبريتيدات العديد من المعادن إلى المعدن المقابل.

تطبيق الباريوم

سبيكة من الباريوم مع A1 (سبيكة ألبا ، 56٪ با) هي أساس المقتنيات. للحصول على جامع نفسه ، يتبخر الباريوم من السبيكة عن طريق التسخين عالي التردد في دورق مفرغ من الجهاز ؛ مرآة الباريوم (أو طلاء منتشر أثناء التبخر في جو من النيتروجين). الجزء النشط من الغالبية العظمى من الكاثودات الحرارية هو BaO. يستخدم الباريوم أيضًا كمزيل أكسدة للنحاس والرصاص ، كمادة مضافة لمضادات الاحتكاك. السبائك والمعادن الحديدية وغير الحديدية وكذلك السبائك التي تصنع منها الخطوط المطبعية لزيادة صلابتها. تُستخدم سبائك الباريوم مع النيكل في تصنيع الأقطاب الكهربائية لشمعات التوهج في المحركات الداخلية. الاحتراق وفي أنابيب الراديو. 140 Va (T 1/2 12.8 يومًا) هو مؤشر نظيري يستخدم في دراسة مركبات الباريوم.

يستخدم معدن الباريوم ، غالبًا في سبيكة من الألومنيوم ، كجالب في الأجهزة الإلكترونية ذات الفراغ العالي.

مادة مضادة للتآكل

يضاف الباريوم مع الزركونيوم إلى المبردات المعدنية السائلة (سبائك الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والليثيوم والسيزيوم) لتقليل عدوانية هذا الأخير على خطوط الأنابيب وفي علم المعادن.

يستخدم فلوريد الباريوم في شكل بلورات مفردة في البصريات (العدسات ، المنشورات).

يستخدم بيروكسيد الباريوم في الألعاب النارية وكعامل مؤكسد. تستخدم نترات الباريوم وكلورات الباريوم في الألعاب النارية لتلوين اللهب (النار الخضراء).

يستخدم كرومات الباريوم في إنتاج الهيدروجين والأكسجين بالطريقة الحرارية الكيميائية (دورة أوك ريدج ، الولايات المتحدة الأمريكية).

يستخدم أكسيد الباريوم ، مع أكاسيد النحاس والمعادن الأرضية النادرة ، لتخليق السيراميك فائق التوصيل الذي يعمل في درجات حرارة النيتروجين السائل وما فوق.

يستخدم أكسيد الباريوم لإذابة نوع خاص من الزجاج يستخدم في طلاء قضبان اليورانيوم. يحتوي أحد الأنواع المنتشرة من هذه الزجاجات على التركيبة التالية - (أكسيد الفوسفور - 61٪ ، BaO - 32٪ ، أكسيد الألومنيوم - 1.5٪ ، أكسيد الصوديوم - 5.5٪). في صناعة الزجاج للصناعة النووية ، يستخدم فوسفات الباريوم أيضًا.

يستخدم فلوريد الباريوم في بطاريات فلورية الحالة الصلبة كمكون من إلكتروليت الفلوريد.

يستخدم أكسيد الباريوم في بطاريات أكسيد النحاس القوية كأحد مكونات الكتلة النشطة (أكسيد الباريوم - أكسيد النحاس).

تستخدم كبريتات الباريوم كموسع كتلة نشط للقطب السالب في إنتاج بطاريات الرصاص الحمضية.

يتم إضافة كربونات الباريوم BaCO 3 إلى كتلة الزجاج لزيادة معامل انكسار الزجاج. تستخدم كبريتات الباريوم في صناعة الورق كمواد مالئة ؛ يتم تحديد جودة الورق إلى حد كبير من خلال وزنه ، الباريت BaSO 4 يجعل الورق أثقل. يتم تضمين هذا الملح بالضرورة في جميع درجات الورق باهظة الثمن. بالإضافة إلى ذلك ، تُستخدم كبريتات الباريوم على نطاق واسع في إنتاج طلاء الليثوبون الأبيض - وهو نتاج تفاعل محاليل كبريتيد الباريوم مع كبريتات الزنك:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

كلا الأملاح ، ذات اللون الأبيض ، يترسب ، ويبقى الماء النقي في المحلول.

عند حفر آبار النفط والغاز العميقة ، يتم استخدام معلق كبريتات الباريوم في الماء كمائع حفر.

يجد ملح الباريوم الآخر استخدامات مهمة. هذا هو تيتانات الباريوم BaTiO 3 - أحد أهم المواد الفيروكهربائية (يتم استقطاب الفيروكهربائي من تلقاء نفسه ، دون التعرض لمجال خارجي. ومن بين المواد العازلة ، فإنها تبرز بنفس طريقة المواد المغناطيسية الحديدية بين الموصلات. والقدرة على مثل هذا الاستقطاب هي يتم الحفاظ عليها فقط عند درجة حرارة معينة. تختلف المستقطبة الكهربية في ثابت العزل الكهربائي) ، والتي تعتبر من المواد الكهربائية ذات القيمة العالية.

في عام 1944 ، تم استكمال هذه الفئة بتيتانات الباريوم ، والتي اكتشف الفيزيائي السوفيتي بي. فولوم. تتمثل إحدى ميزات تيتانات الباريوم في أنها تحتفظ بخصائص الحديد الكهروضوئي في نطاق درجات حرارة واسع جدًا - من ما يقرب من الصفر المطلق إلى + 125 درجة مئوية.

كما تم استخدام الباريوم في الطب. يستخدم ملح الكبريتات في تشخيص أمراض المعدة. يتم خلط BaSO 4 بالماء ويسمح للمريض بابتلاعه. تعتبر كبريتات الباريوم معتمة بالنسبة للأشعة السينية ، وبالتالي تظل أجزاء الجهاز الهضمي ، التي تمر من خلالها "عصيدة الباريوم" ، مظلمة على الشاشة. فيكون للطبيب فكرة عن شكل المعدة والأمعاء ، ويحدد مكان حدوث القرحة.

تأثير الباريوم على جسم الإنسان

طرق دخول الجسم.
الطريقة الرئيسية لدخول الباريوم إلى جسم الإنسان هي من خلال الطعام. وبالتالي ، فإن بعض سكان البحار قادرون على تراكم الباريوم من المياه المحيطة ، وبتركيزات 7-100 (وفي بعض النباتات البحرية تصل إلى 1000) مرة أعلى من محتواه في مياه البحر. بعض النباتات (فول الصويا والطماطم ، على سبيل المثال) قادرة أيضًا على تراكم الباريوم من التربة بمقدار 2-20 مرة. ومع ذلك ، في المناطق التي يكون فيها تركيز الباريوم في الماء مرتفعًا ، يمكن أن تساهم مياه الشرب أيضًا في إجمالي مدخول الباريوم. إن تناول الباريوم من الهواء لا يكاد يذكر.

المخاطر الصحية.
في سياق الدراسات الوبائية العلمية التي أجريت تحت رعاية منظمة الصحة العالمية ، لم يتم تأكيد البيانات المتعلقة بالعلاقة بين الوفيات الناجمة عن أمراض القلب والأوعية الدموية ومحتوى الباريوم في مياه الشرب. في الدراسات قصيرة المدى على المتطوعين ، لم يكن هناك أي تأثير سلبي على نظام القلب والأوعية الدموية عند تركيزات الباريوم تصل إلى 10 ملغ / لتر. صحيح ، في التجارب التي أجريت على الفئران ، عندما استهلك الأخير الماء حتى مع وجود نسبة منخفضة من الباريوم ، لوحظ زيادة في ضغط الدم الانقباضي. يشير هذا إلى الخطر المحتمل لارتفاع ضغط الدم لدى البشر مع الاستخدام المطول للمياه التي تحتوي على الباريوم (لدى وكالة حماية البيئة الأمريكية مثل هذه البيانات).
تشير بيانات USEPA أيضًا إلى أنه حتى مشروبًا واحدًا من الماء يحتوي على كمية من الباريوم أكبر بكثير من الحد الأقصى المسموح به يمكن أن يؤدي إلى ضعف العضلات وألم في البطن. ومع ذلك ، يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن معيار الباريوم الذي حددته معايير الجودة USEPA (2.0 مجم / لتر) يتجاوز بشكل كبير القيمة التي أوصت بها منظمة الصحة العالمية (0.7 مجم / لتر). تحدد المعايير الصحية الروسية قيمة MPC أكثر صرامة للباريوم في الماء - 0.1 مجم / لتر. تقنيات إزالة الماء: التبادل الأيوني ، التناضح العكسي ، الديال الكهربائي.

الباريوم- عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية ، الفترة السادسة من النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، برقم ذري 56. يتم تحديده بواسطة الرمز Ba (lat. Barium). مادة بسيطة هي معدن أرضي قلوي ناعم ، أبيض فضي مطيل. يمتلك نشاطًا كيميائيًا عاليًا. تاريخ اكتشاف الباريوم

تم اكتشاف عنصر الباريوم الأول في الجدول الدوري على شكل أكسيد BaO في عام 1774 بواسطة كارل شيل. في عام 1808 ، أنتج الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي ملغم الباريوم عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الباريوم الرطب باستخدام كاثود الزئبق. بعد تبخير الزئبق بالتسخين ، قام بعزل معدن الباريوم.
في عام 1774 ، قام الكيميائي السويدي كارل فيلهلم شيل وصديقه يوهان جوتليب هان بالتحقيق في أحد أثقل المعادن ، الصاري الثقيل BaSO4. تمكنوا من عزل "الأرض الثقيلة" غير المعروفة سابقًا ، والتي سُميت فيما بعد باريت (من اليونانية βαρυς - ثقيلة). وبعد 34 عامًا ، حصل همفري ديفي ، بعد أن أخضع تراب الباريت الرطب للتحليل الكهربائي ، منه على عنصر جديد - الباريوم. وتجدر الإشارة إلى أنه في نفس عام 1808 ، قبل ذلك بقليل حصل ديفي ، وجين جاكوب برزيليوس وزملاؤه على مزيج من الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم. هذه هي الطريقة التي ولد بها عنصر الباريوم.

قام الكيميائيون القدماء بتكليس BaSO4 بالخشب أو الفحم وحصلوا على "أحجار بولونيز" فسفورية. لكن من الناحية الكيميائية ، هذه الأحجار ليست BaO ، ولكن كبريتيد الباريوم BaS.
حصلت على اسمها من باريز اليونانية - "ثقيل" ، لأن أكسيدها (BaO) تميز بأنه يحتوي على كثافة عالية بشكل غير عادي لمثل هذه المواد.
تحتوي القشرة الأرضية على 0.05٪ باريوم. هذا كثير جدًا - أكثر بكثير من الرصاص أو القصدير أو النحاس أو الزئبق على سبيل المثال. في شكله النقي ، لا يوجد في الأرض: الباريوم نشط ، وهو مدرج في المجموعة الفرعية للمعادن الأرضية القلوية ، وبطبيعة الحال ، فهو مرتبط بشدة بالمعادن.
المعادن الرئيسية للباريوم هي الصاري الثقيل الذي سبق ذكره BaSO4 (غالبًا ما يسمى الباريت) ويذريت BaCO3 ، الذي سمي على اسم الإنجليزي ويليام ويذرنج (1741 ... 1799) ، الذي اكتشف هذا المعدن في عام 1782. العديد من المياه المعدنية ومياه البحر. المحتوى المنخفض في هذه الحالة هو زائد وليس ناقص ، لأن جميع أملاح الباريوم ، باستثناء الكبريتات ، سامة.

56 ← الباريوم→ لانتان
خصائص الذرة
الاسم والرمز والرقم	الباريوم / الباريوم (Ba) ، 56
الكتلة الذرية (الكتلة المولية)	137.327 (7) (جم / مول)
التكوين الإلكترونية
نصف قطر الذرة
الخواص الكيميائية
نصف القطر التساهمي
نصف قطر أيون
كهرسلبية	0.89 (مقياس بولينج)
إمكانات الكهربائي
الأكسدة
طاقة التأين (أول إلكترون)	502.5 (5.21) كيلوجول / مول (eV)
الخصائص الديناميكية الحرارية لمادة بسيطة
الكثافة (في n.a.)
درجة حرارة الانصهار
درجة حرارة الغليان
العود. حرارة الانصهار	7.66 كيلوجول / مول
العود. حرارة التبخر	142.0 كيلوجول / مول
السعة الحرارية المولية	28.1 جول / (ك مول)
الحجم المولي	39.0 سم مكعب / مول
الشبكة البلورية لمادة بسيطة
بنية شعرية	مكعب تتمحور حول الجسم
معلمات شعرية
مميزات وخصائص اخرى
توصيل حراري	(300 كلفن) (18.4) وات / (م · ك)