Oznaka barijuma u tabeli. Barijum

Barijum je zemnoalkalni metal koji zauzima 56. poziciju u periodnom sistemu hemijskih elemenata. Ime supstance u prijevodu sa starogrčkog znači "teško".

Karakteristike barijuma

Metal ima atomsku masu od 137 g/mmol i gustinu od oko 3,7 g/cm 3 . Veoma je lagan i mekan - njegova maksimalna tvrdoća po Mohsovoj skali iznosi 3 boda. U slučaju nečistoća žive, krtost barijuma se značajno povećava.

Metal je svijetle srebrno sive boje. Međutim, metal je poznat i po svojoj zelenoj boji, koja se dobiva kao rezultat kemijske reakcije koja uključuje soli elementa (na primjer, barij sulfat). Ako se staklena šipka spusti u barijum i digne otvorena vatra, tada ćemo vidjeti zeleni plamen. Ova metoda omogućava jasno određivanje čak i minimalnog sadržaja nečistoća teških metala.

Kristalna rešetka barijuma, koja se može posmatrati i van laboratorijskih uslova, ima kubni oblik. Vrijedi napomenuti da je pronalaženje čistog barija u prirodi također prikladno. Danas su poznate dvije modifikacije metala, od kojih je jedna otporna na porast temperature do 365 0 C, a druga je u stanju izdržati temperature u rasponu od 375-710 0 C. Tačka ključanja barija je 1696 0 C.

Barijum, zajedno sa drugim zemnoalkalnim metalima, pokazuje hemijsku aktivnost. Zauzima srednju poziciju u grupi, ostavljajući iza sebe stroncijum i kalcijum, koji se mogu skladištiti na otvorenom, što se ne može reći za barijum. Odličan medij za skladištenje metala je parafinsko ulje, u koje je direktno uronjen barij, ili petrolej eter.

Barij reagira s kisikom, međutim, kao rezultat reakcije, gubi se njegov sjaj, nakon čega metal prvo dobiva žućkastu nijansu, zatim postaje smeđi i na kraju dobiva sivu boju. Upravo je ovaj izgled svojstven barijevom oksidu. Kada se atmosfera zagrije, barij postaje eksplozivan.

56. element periodnog sistema Mendeljejeva takođe je u interakciji sa vodom, što rezultira reakcijom koja je suprotna reakciji sa kiseonikom. U tom slučaju tečnost je podložna razgradnji. Ova reakcija daje izuzetno čist metal, nakon čega postaje barij hidroksid. Ako metalne soli budu u kontaktu sa vodenim medijem, onda nećemo vidjeti nikakvu reakciju, jer se ništa neće dogoditi. Na primjer, njegov hlorid je netopiv u vodi i aktivna reakcija se može primijetiti samo u interakciji s kiselom sredinom.

Metal lako reagira s vodonikom, ali za to je potrebno stvoriti određene uvjete, naime, povećanje temperature. U ovom slučaju, izlaz je barijum hidrid. U uslovima povećanja temperature, 56. element takođe reaguje sa amonijakom, što rezultira stvaranjem nitrida. Ako se temperatura dalje povećava, može se dobiti cijanid.

Rastvor barijuma ima karakterističnu plavu boju, koja se dobija kao rezultat reakcije sa amonijakom u tekućem agregacionom stanju. Ako se u isto vrijeme doda platinasti katalizator, tada nastaje barij amid. Međutim, opseg ove tvari je daleko od širokog - koristi se isključivo kao reagens.

Tabela 1. Svojstva barijuma

Karakteristično	Značenje
Atom svojstva
Ime, simbol, broj	Barijum / Barijum (Ba), 56
Atomska masa (molarna masa)	137.327(7) a. e.m. (g/mol)
Elektronska konfiguracija	6s2
Radijus atoma	222 pm
Hemijska svojstva
kovalentni radijus	198 pm
Jonski radijus	(+2e) 134 h
Elektronegativnost	0,89 (Paulingova skala)
Potencijal elektrode	-2,906
Stanja oksidacije	2
Energija jonizacije (prvi elektron)	502,5 (5,21) kJ/mol (eV)
Termodinamička svojstva jednostavne supstance
Gustina (na n.a.)	3,5 g/cm³
Temperatura topljenja	1002 K
Temperatura ključanja	1910K
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	kubično telo centar
Parametri rešetke	5.020Å
Ostale karakteristike
Toplotna provodljivost	(300 K) (18,4) W/(m K)
CAS broj	7440-39-3

Dobijanje barijuma

Metal su prvi put nabavili u drugoj polovini 18. veka (1774. godine) hemičari Karl Šele i Johan Gan. Tada se dobija metalni oksid. Nekoliko godina kasnije, Humphry Davy uspio je elektrolizirati vlažni barij hidroksid sa živinom katodom kako bi dobio amalgam metala, koji je podvrgao zagrijavanju i ispario živu, čime je dobio metalni barij.

Dobijanje metalnog barijuma u savremenim laboratorijskim uslovima vrši se na nekoliko načina vezanih za atmosferu. Odvajanje barija se provodi u vakuumu zbog pretjerano aktivne reakcije koja se oslobađa kada barij reagira s kisikom.

Barijum oksid i hlorid se dobijaju metalotermnom redukcijom u uslovima povećanja temperature do 1200 0 C.

Takođe, čisti metal se može izolovati iz njegovog hidrida i nitrida pomoću termičke dekompozicije. Na isti način se dobija i kalijum. Ovaj proces zahtijeva posebne kapsule sa potpunim zatvaranjem, kao i prisustvo kvarca ili porculana. Barijum je moguće dobiti i elektrolizom, kojom se element može izolovati iz rastopljenog barijum hlorida sa živinom katodom.

Primena barijuma

S obzirom na sva svojstva koja ima 56. element periodnog sistema, barijum je prilično popularan metal. Dakle, koristi se:

1. U proizvodnji vakuumskih elektronskih uređaja. U ovom slučaju, metalni barijum, odnosno njegova legura sa aluminijumom, koristi se kao getter. A njegov oksid u sastavu čvrste otopine oksida drugih zemnoalkalnih metala koristi se kao aktivni sloj katoda indirektnog kanala.
2. Kao materijal otporan na koroziju. Da bi se to postiglo, metal se, zajedno s cirkonijumom, dodaje tekućim metalnim rashladnim tekućinama, što može značajno smanjiti agresivni učinak na cjevovode. Takva primjena barija našla je mjesto u metalurškoj industriji.
3. Barij može djelovati kao feroelektrik i piezoelektrik. Ovdje je prikladno koristiti barij titanat, koji djeluje kao dielektrik prilikom proizvodnje keramičkih kondenzatora, kao i materijal koji se koristi u piezoelektričnim mikrofonima i piezokeramičkim emiterima.
4. u optičkim instrumentima. Koristi se barijum fluorid koji ima oblik monokristala.
5. Kao sastavni element pirotehnike. Metalni peroksid se koristi kao oksidant. Barijev nitrat i hlorat djeluju kao tvari koje plamenu daju određenu boju (zelenu).
6. U atomskoj vodikovoj energiji. Barijum hromat se ovde aktivno koristi tokom proizvodnje vodonika i kiseonika termohemijskom metodom.
7. u nuklearnoj energiji. Metalni oksid je sastavna komponenta procesa izrade određene vrste stakla koje se oblaže na uranijumskim šipkama.
8. Kao hemijski izvor struje. U ovom slučaju može se koristiti nekoliko jedinjenja barija: fluorid, oksid i sulfat. Prvo jedinjenje se koristi u čvrstim fluornim baterijama kao komponenta fluoridnog elektrolita. Oksid je našao svoje mjesto u bakar-oksidnim baterijama velike snage kao komponenta aktivne mase. A potonja tvar se koristi kao ekspander aktivne mase negativne elektrode tijekom proizvodnje olovnih baterija.
9. U medicini. Barijev sulfat je netopiva tvar koja je potpuno netoksična. U tom smislu, koristi se kao radionepropusni materijal tokom studija gastrointestinalnog trakta.

Tabela 2. Primena barijuma

Područje primjene	Način primjene
Vakuumski elektronski uređaji	Metalni barijum, često u leguri sa aluminijumom, koristi se kao getter (geter) u elektronskim uređajima visokog vakuuma Barijum oksid, kao deo čvrstog rastvora oksida drugih zemnoalkalnih metala - kalcijuma i stroncijuma (CaO, SrO) , koristi se kao aktivni sloj indirektno zagrijanih katoda.
Antikorozivni materijal	Barijum se dodaje zajedno sa cirkonijumom u tečne metalne rashladne tečnosti (legure natrijuma, kalijuma, rubidijuma, litijuma, cezijuma) kako bi se smanjila agresivnost potonjeg na cevovode i u metalurgiji.
Feroelektrični i piezoelektrični	Barijum titanat se koristi kao dielektrik u proizvodnji keramičkih kondenzatora, te kao materijal za piezoelektrične mikrofone i piezokeramičke emitere.
Optika	Barijum fluorid se koristi u obliku monokristala u optici (sočiva, prizme).
Pirotehnika	Barijum peroksid se koristi za pirotehniku ​​i kao oksidaciono sredstvo. Barijum nitrat i barijum hlorat se koriste u pirotehnici za bojenje plamena (zelena vatra).
Atomska energija vodonika	Barijum hromat se koristi u proizvodnji vodonika i kiseonika termohemijskom metodom (Oak Ridge ciklus, SAD).
Visokotemperaturna superprovodljivost	Barij peroksid, zajedno sa oksidima bakra i rijetkih zemnih metala, koristi se za sintetizaciju supravodljive keramike koja radi na temperaturama tekućeg dušika i više.
Nuklearna energija	Barijum oksid se koristi za topljenje posebne vrste stakla koja se koristi za oblaganje uranijumskih šipki. Jedna od rasprostranjenih vrsta ovakvih stakala ima sledeći sastav - (fosforov oksid - 61%, BaO - 32%, aluminijum oksid - 1,5%, natrijum oksid - 5,5%). U proizvodnji stakla za nuklearnu industriju koristi se i barij fosfat.
Hemijski izvori struje	Barijum fluorid se koristi u čvrstim fluorionskim baterijama kao komponenta fluoridnog elektrolita. Barijum oksid se koristi u baterijama bakar oksida velike snage kao aktivna komponenta mase (barijum oksid-bakar oksid). Barijum sulfat se koristi kao aktivna negativna elektroda ekspander mase u proizvodnji olovnih baterija.
Primjena u medicini	Barijum sulfat, nerastvorljiv i netoksičan, koristi se kao radionepropusno sredstvo u medicinskim pregledima gastrointestinalnog trakta.

Godine 1808. Davy Humphrey je elektrolizom njegovih spojeva dobio barij u obliku amalgama.

Potvrda:

U prirodi stvara minerale barit BaSO 4 i viterit BaCO 3 . Dobija se aluminotermijom ili razgradnjom azida:
3BaO+2Al=Al 2 O 3 +3Ba
Ba(N 3) 2 \u003d Ba + 3N 2

Fizička svojstva:

Srebrno bijeli metal s višom tačkom topljenja i ključanja i većom gustinom od alkalnih metala. Veoma mekana. Tm.= 727°C.

Hemijska svojstva:

Barijum je najjači redukcioni agens. Na zraku se brzo prekriva filmom oksida, peroksida i barijevog nitrida, pali kada se zagrije ili kada se jednostavno drobi. Snažno stupa u interakciju s halogenima, kada se zagrije sa vodonikom i sumporom.
Barijum snažno reaguje sa vodom i kiselinama. Čuvati, kao i alkalne metale, u kerozinu.
U jedinjenjima pokazuje oksidacijsko stanje od +2.

Najvažnije veze:

barijum oksid.Čvrsta materija koja snažno reaguje sa vodom i formira hidroksid. Apsorbira ugljični dioksid, pretvarajući se u karbonat. Kada se zagrije na 500 ° C, reagira s kisikom i formira peroksid
barijum peroksid BaO 2 , bela supstanca, slabo rastvorljiva, oksidaciono sredstvo. Koristi se u pirotehnici, za proizvodnju vodikovog peroksida, izbjeljivača.
barijum hidroksida Ba(OH) 2 , Ba(OH) 2 oktahidrat *8H 2 O, bezbojan. kristal, alkal. Koristi se za detekciju sulfatnih i karbonatnih jona, za prečišćavanje biljnih i životinjskih masti.
soli barija bezbojni kristali. supstance. Rastvorljive soli su vrlo toksične.
Hlorid barijum se dobija interakcijom barijum sulfata sa ugljem i kalcijum hloridom na 800°C - 1100°C. Reagens za sulfatne jone. koristi se u kožnoj industriji.
Nitrat barijum, barijum nitrat, komponenta zelenih pirotehničkih kompozicija. Kada se zagrije, razgrađuje se u barij oksid.
Sulfat barij je praktički nerastvorljiv u vodi i kiselinama, stoga je malo toksičan. koristi se za izbjeljivanje papira, za fluoroskopiju, baritno betonsko punilo (zaštita od radioaktivnog zračenja).

primjena:

Metalni barij se koristi kao komponenta brojnih legura, deoksidizator u proizvodnji bakra i olova. Rastvorljive soli barija su otrovne, MPC 0,5 mg/m 3 . Vidi također:
S.I. Venetsky O rijetkim i raštrkanim. Metalne priče.

BARIJUMA JEDINJENJA, u skladu sa položajem barijuma u zemnoalkalnoj podgrupi II grupe Mendeljejevskog sistema, imaju dvostruko naelektrisani jon Ba ∙∙ (osim barijum peroksida BaO 2). Jedinjenja barija odlikuju se velikom specifičnom težinom, bezbojnošću ako anjoni nisu obojeni, zelenom bojom plamena i malom količinom kompleksnih spojeva. Tehnički, najvažniji su oksid i peroksid, nerastvorljive soli: barijum karbonat, sulfat i hromna kiselina i rastvorljive soli: barijum nitrat, barijum hlorid itd. Rastvorljive soli barijuma su otrovne. Kvantitativno se barij određuje u obliku BaSO 4 , ali s obzirom na izuzetnu finoću taloga dobivenih na niskim temperaturama, potrebno je taložiti iz kipuće otopine blago zakiseljene hlorovodoničnom kiselinom. Ako u otopini ima dušične kiseline, dio taloga prelazi u otopinu. Osim toga, talog BaSO 4 može odnijeti dio soli zbog adsorpcije. Da bi se odvojio od stroncijuma, barijum se istaloži kao BaSiF 6 . Ako su jedinjenja barija nerastvorljiva, onda se spajaju s kalijevim karbonatom-natrijumom i, nakon ispiranja legure vodom, otapaju se u kiselini. Jedinjenja barija najčešće se nalaze kao mineralni barit; mnogo rjeđi je viterit - barij karbonat.

Barijum oksid BaO- bela čvrsta supstanca, kristališe u kockama, gustine 5,72-5,32, tačka topljenja 1580°, formira kristalni hidrat prema formuli:

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

Barijum oksid je relativno dobro rastvorljiv: na 0° - 1,5 sati u 100 sati vode; na 10° - 2,2 sata, na 15° - 2,89 sati, na 20° - 3,48 sati, na 50° - 11,75 sati, na 80° - 90,77 sati Oksid barijum se dobija iz barijum nitrata kalcinacijom; ovo rezultira poroznim proizvodom pogodnim za proizvodnju peroksida iz njega. Zagrijavanje se vrši u loncima, u muflnoj peći, isprva vrlo pažljivo da lončići ne puknu. Oslobađanje dušikovih oksida počinje nakon 4 sata, ali za njihovo konačno uklanjanje, lončići se pale nekoliko sati na bijeloj toplini (za dobivanje dušične kiseline mogu se koristiti dušikovi oksidi od 30%). Proizvod je veoma skup, jer je skup: polazni materijal, lonci koji su dobri samo jednom, gorivo itd. Ekstrakcija barijum oksida iz viterita (BaCO 3 = BaO + CO 2) je mnogo teže nego spaljivanje vapna, t do obrnuto dodavanje CO 2 se dešava vrlo lako; stoga se ugalj miješa sa viteritom tako da CO 2 prelazi u CO. Ako je poželjno dobiti porozni proizvod, tada je potrebno striktno pridržavati se temperature pečenja. Za sprečavanje sinterovanja često se dodaju barijum nitrat, ugalj, katran ili barijum karbid, tj.

VaSO 3 + Ba(NO 3) 2 + 2S = 2VaO + 2NO 2 + 3SO

ZVaSO 3 + VaS 2 = 4VaO + 5SO.

Osim toga, potrebno je što je više moguće zaštititi proizvod od sinterovanja sa stijenkama lončića i od utjecaja vrućih plinova. Kalcinacija u osovinskim pećima daje vrlo čist proizvod (95%) ako je peć izgrađena od visokokvalitetnog materijala i zagrijavanje se vrši generatorskim plinom, što omogućava preciznu kontrolu temperature. U Italiji se koristi grijanje u električnim pećima, ali se, očigledno, time proizvodi "oksikarbid" i "barij", koji, osim 80-85% barij oksida, sadrži 10-12% karbida i 3-5% barij cijanida.

Vodeni barijev oksid, kaustični barit Ba (OH) 2 , formira prozirne monoklinske kristale

Va (OH) 2 ∙ 8H 2 0,

gubitak posljednje molekule vode samo na tamnocrvenoj vrućini; svjetlocrvenom toplinom dobiva se BaO, a žarenjem u struji zraka dobiva se barij peroksid. Rastvor kaustičnog barijuma - jake alkalije - apsorbuje CO 2 iz vazduha, stvarajući nerastvorljivi CaCO 3. 100 g rastvora sadrži: na 0 ° - 1,48 g BaO, na 10 ° - 2,17, na 15 ° - 2,89, na 20 ° - 3,36, na 50 ° - 10,5, na 80 ° - 4,76. Kaustični barit se koristi za apsorpciju CO 2, ekstrakciju kaustičnih alkalija iz sulfata, ekstrakciju šećera iz melase, itd. Kaustični barit se može dobiti kalcinacijom viterita propuštanjem vodene pare, ali je lakše spaliti BaCO 3 i djelovati na BaO s vodom; ili mješavina 60% BaO i 40% BaS, dobivena kalcinacijom BaSO 4 sa ugljem, otapa se u vodi, a Ba (OH) 2 se ne dobija samo iz BaO, već i iz značajnog dijela BaS zbog hidrolize:

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

Kristalizirana tvar sadrži samo 1% nečistoća. Stare metode dodavanja oksida željeza ili cinka u BaS više se ne koriste. Također se predlaže dobivanje kaustičnog barita elektrolizom barij hlorida ili barijum hlorata i perhlorata u prisustvu taloga BaCO 3, koji se otapa kiselinom nastala na anodi.

Barijum peroksid BaO 2 - bijele, sedefne izrasline najsitnijih kristala, vrlo slabo rastvorljive u vodi (samo 0,168 sati u 100 sati vode). Da bi se dobio peroksid, barijev oksid se zagrijava u kosim cijevima ili u posebnim prigušivačima, koji se mogu precizno održavati na željenoj temperaturi (500-600°), a u njega se uduvava zrak pročišćen od CO 2 i vlage. Najčišći peroksid se dobija u obliku četvrtastih kristala BaO 2 ∙ 8H 2 O, za koje se tehnički peroksid prvo razmuti vodom, prevede u rastvor dodavanjem slabe hlorovodonične kiseline i istaloži rastvorom kaustičnog barita ili jednostavno doda 10 puta više 8% rastvora barita. Najčišći peroksid je sivkasto-zelenkasta sinterovana masa, nerastvorljiva u vodi, ali u interakciji sa ugljičnim anhidridom. Kada se zagrije, BaO 2 se razlaže na BaO i kisik. Elastičnost kiseonika preko BaO 2 na 555° - 25 mm, na 790° - 670 mm. Peroksidni prah može zapaliti vlaknaste materijale. U prodaji su: najboljeg kvaliteta - sa 90% BaO 2 i prosečnog - sa 80-85%, pri čemu je glavna primesa BaO. Sadržaj BaO 2 se određuje titracijom sa 1/10 N-tom KMnO 4 rastvorom BaO 2 u vrlo slaboj hladnoj hlorovodoničkoj kiselini (specifične težine 1,01-1,05), pri čemu su joni barijuma prethodno istaloženi slabom sumpornom kiselinom. Takođe je moguće titrirati barijum peroksid izolovan iz kalijum jodida sa natrijum jodid sulfatom. Barijev peroksid se koristi za proizvodnju vodikovog peroksida (i istovremeno dobijanje jačeg sijela "blancfix") i za pripremu dezinficijensa.

Barijum nitrit Ba (NO 2) 2 ∙ H 2 O - heksagonalne bezbojne heksagonalne prizme, tačka topljenja 220°. Na 0° u 100 sati vode rastvara se 58 sati, na 35° - 97 sati. Dobija se dodavanjem rastvora natrijum nitrita (360 sati 96% NaNO 2 u 1000 sati vode) u smešu 360 sati NaNO 2 i 610 sati BaCl 2 . Na visokoj temperaturi kristališe NaCl, uz dalje hlađenje - Ba (NO 2) 2.

Barijum nitrat Ba (NO 3) 2 - bezbojni prozirni oktaedri, topljeni na 375°; 100 sati vode je rastvorljivo na 10° - 7 sati, na 20° - 9,2 sata, na 100° - 32,2 sata.Zagrevanjem prvo prelazi u barijum nitrit, a zatim u barijum oksid. Koristi se: 1) za pripremu barijum peroksida, 2) za zeleno svjetlo u vatrometu, 3) za neke eksplozive. Nastaje: 1) razmjenom razgradnje kada se teoretska količina natrijum nitrata doda vrućoj otopini barijum hlorida (30°V) i naknadnom prekristalizacijom, 2) interakcijom viterita ili barijum sulfida sa dušičnom kiselinom, 3) zagrijavanjem kalcijum nitrata sa tehničkim barijum karbonatom.

Barijum permanganat - zelje mangana, zelje Kassel, zelje rosenstiel. BaMnO 4 - izdržljiva zelena boja pogodna za fresko slikanje; dobiven kalciniranjem mješavine jedinjenja barija (kaustični barit, barijev nitrat ili barijev peroksid) i mangana (dioksid ili oksid).

Barijum sulfid BaS - sivkasto porozna masa, lako oksidira i privlači ugljični anhidrid i vodu; razlaže se vodom. Koristi se za proizvodnju većine barijevih spojeva (litopon, jaka sijela itd.), za ekstrakciju šećera iz melase i šišanje vune sa kože (depilatorijum). Za rudarstvo koriste kalcinaciju mješavine teškog šparta s ugljem na 600-800 °:

BaSO 4 + 2C = 2CO 2 + BaS,

dok se na višoj temperaturi troši duplo više uglja. Osnovni uslov je blizak kontakt uglja i špage, što se postiže mlevenjem špage sa 30-37% uglja i vode u rotirajućim mlinovima. Pečenje se vrši u rotirajućim pećima, kao što su one koje se koriste za proizvodnju cementa ili sode, a nakon kratkih peći mora se postaviti prašnjava komora za taloženje dima i čađi. Dobiveni proizvod sadrži 60-70% tvari rastvorljivih u vodi, 20-25% - rastvorljivih u kiselinama i 5% ostataka. Dobiveni proizvod se vruć baci u vodu ili u vodeni rastvor 1-2% NaOH (36°B), pri čemu polovina prelazi u vodeni oksid Ba (OH) 2, a druga u sumporovodični Ba (SH) 2. Ovaj rastvor se koristi direktno za pripremu jedinjenja barijuma (litopon, itd.) ili za ekstrakciju šećera. Kada ostatak reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom, dobija se barijum hlorid. U tvornicama starog tipa kalcinacija se vrši u šamotnim retortama, ravnomjerno pokrivenim plamenom. Dobro osušene ploče uglja i šparta pomiješane s vodom utovaruju se u retorte. Čim plamen zapaljenog ugljičnog monoksida nestane, ploče se uklanjaju tako da padaju u hermetički zatvorene željezne kutije.

Barijum sulfat BaS 2 O 3 ∙ H 2 O Nastaje od barijum-sulfida: 1) sa slobodnim pristupom vazduha i 2) sa razmenjivanjem sa natrijum-sulfatom. Koristi se za utvrđivanje titara tokom jodometrije.

Barijum sulfat BaSO 4 , teški špart („jaka“, „mineralna“, „nova“ itd. kreč), čisto beli, zemljani, veoma težak prah, praktično nerastvorljiv u vodi i kiselinama (rastvorljivost: na 18° u 1 litru vode - 2 . 3 mg). Prirodno samljeti direktno. Najbolje bezbojne sorte nazivaju se "cvjetnim" šparom; ultramarin se dodaje žućkastoj i ružičastoj. Ponekad se teška šparta melje i zagrijava hlorovodoničnom kiselinom da bi se uklonilo željezo; ili šparta se spaja sa Na 2 SO 4 i odvaja od legure djelovanjem vode. Veštački dobija se: 1) kao otpad u pripremi vodonik peroksida; 2) iz barijum hlorida interakcijom: a) sa sumpornom kiselinom koja daje brzo taloženi talog, b) sa natrijum sulfidom Na 2 SO 4 ili sa soli magnezijum sulfida MgSO 4, koji daje prah koji se sporo taloži i ima visoku prekrivnost snaga; tokom proizvodnje važno je čistiti sumpornu kiselinu; 3) od viterita; ako je vrlo čist, može se samljeti direktno djelovanjem H 2 SO 4 , ali uz dodatak 2% HCl; ako viterit sadrži nečistoće, prvo se otapa u hlorovodoničnoj kiselini, a zatim istaloži. Barijum sulfat koristi Ch. arr. za bojenje tapeta obojenog papira, kartona i posebno za fotografske papire, za svijetle uljane boje i lakovane boje od uglja, u proizvodnji umjetne slonovače i gume, za miješanje sa hranom koja se unosi u želudac tokom radiografije.

Barijum karbonat BaCO 3 - mineral witherit (rombični kristali) ili umjetno dobiven u obliku najmanjeg sedimenta (specifična težina 4,3); teže se disocira nakon kalcinacije nego CaCO 3 ; na 1100° CO 2 pritisak je samo 20 mm. Koristi se za ekstrakciju drugih jedinjenja barija, u proizvodnji cigle i terakote, porculana, veštačkog mermera i kristala barita. Veštački se priprema: 1) iz sirovog rastvora barijum sulfida ubrizgavanjem anhidrida ugljenika; 2) zagrevanje barijum sulfata sa potašom na pritisku od 5 atm; 3) pri razgradnji barijum saharata sa ugljičnim anhidridom.

Barijum acetat Ba (C 2 H 3 O 2) 2 ∙ H 2 O - lako topljivi kristali koji se koriste u bojanju; nastaju interakcijom natrijevog sulfida ili karbonata sa octenom kiselinom.

Barijum fluorid BaF 2 - bijeli prah, slabo rastvorljiv u vodi, topi se na 1280°, dobijen otapanjem barijum karbonata ili kaustika u HF ili ključanjem kriolita sa vodenim rastvorom barijum oksida.

Barijum hlorid l 2 ∙ 2N 2O- bezbojne ravne rombične ploče (specifične težine 3,05), stabilne na vazduhu, kiselkastog ukusa, otrovne; kada se zagrije, relativno je lako izgubiti prvu česticu vode, a mnogo teže izgubiti drugu; bezvodni BaCl 2 desno. sistem se topi na 962°. 100 sati otopine sadrži bezvodnu sol:

VaSl 2 se koristi za proizvodnju "trajne" bijele boje i za pretvaranje vitriola sadržanog u keramičkim proizvodima u nerastvorljivi BaSO 4; ekstrahuje se iz barita kalcinacijom sa ugljenom i kalcijum hloridom u soda pećima na 900-1000° u redukcionom plamenu, a može se koristiti i 70% rastvor kalcijum hlorida, ali je bolji čvrsti kalcijum hlorid:

BaSO 4 + 4C \u003d BaS + 4CO;

BaS + SaSl 2 \u003d VIl 2 + CaS.

Pravilnom proizvodnjom dobija se skoro crn porozan proizvod sa 50-56% BaCl 2. Nakon sistematskog ispiranja, sol se kristalizira (prethodno se propušta mlaz ugljičnog anhidrida) dok se sumporovodik potpuno ne ukloni i ispari u posudama lakiranim iznutra. Kristali se odvajaju centrifugiranjem. Ako je potreban bezvodni BaCl 2, tada se sol zagrijava u posudama s mješalicama kako bi se dobili vrlo sitni kristali koji se zatim kalciniraju i dobije se 95% BaCl 2. BaCl 2 je moguće dobiti dodavanjem BaS praha u hlorovodoničnu kiselinu u zatvorenim posudama, odakle je potrebno izbaciti oslobođeni sumporovodik u fabričku cev ili ga spaliti do SO 2 koristeći potonju za sumpornu kiselinu. Naravno, mnogo je povoljnije djelovati hlorovodoničnom kiselinom na BaCO 3 .

Barijum hlorat Ba(C lO 3) 2 ∙ H 2O- monoklinske prizme, dobro rastvorljive u hladnoj, a još bolje u vrućoj vodi. Lako eksplodira kada se zagrije i pri udaru ako se pomiješa sa zapaljivom tvari. Koristi se u pirotehnici za zeleni plamen. Proizvodi se elektrolizom na 75° zasićene otopine BaCl 2 , s platinskom anodom i grafitnom katodom.

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 je meki, duktilni srebrno-bijeli zemnoalkalni metal. Poseduje visoku hemijsku aktivnost.

Istorija otkrića barijuma

Barij je u obliku oksida BaO otkrio Karl Scheele 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, teški špart BaSO 4 . 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 saradnici dobili amalgame kalcijuma, stroncijuma i barijuma. Tako je nastao element barijum.

Drevni alhemičari kalcinirali su BaSO 4 drvetom ili drvenim ugljem i dobili fosforescentne "bolonjske dragulje". Ali hemijski, ovi dragulji nisu BaO, već barijum sulfid BaS.

porijeklo imena

Ime je dobio po grčkom barys - "težak", jer je njegov oksid (BaO) bio okarakterisan kao da ima neuobičajeno veliku gustoću za takve supstance.

Pronalaženje barijuma u prirodi

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 BaSO 4 (češće nazivan barit) i viterit BaCO3, nazvan po Englezu Williamu Witheringu (1741...1799), koji je ovaj mineral otkrio 1782. U maloj koncentraciji soli barija nalaze se u mnogim mineralnim vodama i morskoj vodi. Nizak sadržaj u ovom slučaju je plus, a ne minus, jer su sve soli barija, osim sulfata, otrovne.

Vrste depozita barijuma

Prema mineralnim asocijacijama, rude barita se dijele na monomineralne i kompleksne. Složeni se dijele na barit-sulfidne (sadrže olovo, cink, ponekad bakar i željezo pirit sulfide, rjeđe Sn, Ni, Au, Ag), barit-kalcit (sadrže do 75% kalcita), željezo-barit (sadrže magnetit , hematit, te getit i hidrogoetit u gornjim zonama) i barit-fluorit (osim barita i fluorita, obično sadrže kvarc i kalcit, a ponekad su prisutni i sulfidi cinka, olova, bakra i žive kao male nečistoće).

Sa praktične tačke gledišta, najveći interes predstavljaju hidrotermalna venska monomineralna, barit-sulfidna i barit-fluoritna ležišta. Neki metasomatski slojevi i eluvijalni naslaga takođe su od industrijskog značaja. Sedimentne naslage, koje su tipični hemijski sedimenti vodenih bazena, rijetke su i nemaju značajnu ulogu.

Rude barita po pravilu sadrže i druge korisne komponente (fluorit, galenit, sfalerit, bakar, zlato u industrijskim koncentracijama), pa se koriste u kombinaciji.

Izotopi barijuma

Prirodni barijum se sastoji od mešavine sedam stabilnih izotopa: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Potonji je najčešći (71,66%). Poznati su i radioaktivni izotopi barijuma, od kojih je najvažniji 140 Ba. Nastaje tokom raspada uranijuma, torijuma i plutonijuma.

Dobijanje 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:

BaCO 3 + 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.

Postoji sedam prirodnih izotopa barijuma. Najčešći od njih je barijum-138; to je više od 70%.

Barijum je veoma aktivan. Samozapali se pri udaru, lako razgrađuje vodu, formirajući rastvorljivi hidrat barijum oksida:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

Vodeni rastvor barijum hidroksida naziva se baritna voda. Ova "voda" se koristi u analitičkoj hemiji za određivanje CO 2 u gasnim mešavinama. Ali ovo je već iz priče o upotrebi jedinjenja barija. Metalni barijum ne nalazi gotovo nikakvu praktičnu primenu. U izuzetno malim količinama unosi se u legure za ležište i štampanje. Legura barijuma i nikla se koristi u radio cevima, čisti barijum se koristi samo u vakuumskoj tehnologiji kao getter (geter).

Metalni barijum se dobija iz oksida redukcijom aluminijuma u vakuumu na 1200-1250°C:

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

Barijum se prečišćava vakuumskom destilacijom ili zonskim topljenjem.

Priprema barijum titanijuma. Dobiti ga je relativno lako. Witherit BaCO 3 na 700 ... 800 ° C reagira s titanovim dioksidom TYu 2, ispada upravo ono što vam treba:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.

Main matursko veče. Metoda za dobijanje metalnog barijuma iz BaO je njegova redukcija A1 prahom: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. Proces se izvodi u reaktoru na 1100-1200°C u atmosferi Ar ili u vakuumu (posljednja metoda je poželjna). Molarni odnos BaO:A1 je (1,5-2):1. Reaktor se stavlja u peć tako da temperatura njegovog "hladnog dijela" (u njemu se kondenziraju formirane pare barija) bude oko 520°C. Destilacijom u vakuumu, barij se pročišćava do sadržaja nečistoća manji od 10 ~ 4 % po težini, a kada se koristi zonsko topljenje - do 10 ~ 6%.

Male količine barija se takođe dobijaju redukcijom BaBeO 2 [sintetizovan fuzijom Ba (OH) 2 i Be (OH) 2] na 1300 °C sa titanom, kao i razgradnjom na 120 °C Ba (N 3 ) 2, nastao pri izmjeni p-katjona soli barija sa NaN 3 .

Acetat Ba (OOCHN 3), - bezbojan. kristali; m.p. 490°S (razg.); gusto 2,47 g/cm 3 ; sol. u vodi (58,8 g na 100 g na 0°C). Ispod 25°C iz vodenih rastvora kristališe trihidrat, na 25-41°C - monohidrat, iznad 41°C - bezvodna so. Dobijte interakciju. Ba (OH) 2, VaCO 3 ili BaS sa CH 3 CO 2 H. Koristi se kao jedkalo za bojenje vune i cinca.

Manganat(VI) BaMnO 4 - zeleni kristali; ne raspada do 1000°C. Dobija se kalcinacijom mješavine Ba(NO 3) 2 sa MnO 2 . Pigment (kasel ili manganovo zeleno) koji se obično koristi za fresko slikanje.

Kromat (VI) VaSrO 4 - žuti kristali; m.p. 1380°C; - 1366,8 kJ/mol; sol. in inorg. do-max, ne sol. u vodi. Dobijte interakciju. vodeni rastvori Ba (OH) 2 ili BaS sa hromatima alkalnih metala (VI). Pigment (barit žuti) za keramiku. MPC 0,01 mg/m 3 (u smislu Cr0 3). Pirkonat VaZrO 3 - bezbojan. kristali; m.p. ~269°S; - 1762 kJ/mol; sol. u vodi i vodenim rastvorima alkalija i NH 4 HCO 3, razložen jakim neorg. to-tami. Dobijte interakciju. ZrO 2 sa BaO, Ba(OH) 2 ili BaCO 3 pri zagrijavanju. Ba cirkonat pomešan sa VaTiO 3 -piezoelektrikom.

Bromid BaBr 2 - bijeli kristali; m.p. 847°C; gusto 4,79 g/cm 3 ; -757 kJ/mol; well sol. u vodi, metanolu, gore - u etanolu. Iz vodenih otopina, dihidrat kristalizira, pretvarajući se u monohidrat na 75 ° C, u bezvodnu sol - iznad 100 ° C. U vodenim otopinama interakcija. sa CO 2 i O 2 vazduha, formirajući VaCO 3 i Br 2. Dobijte BaBr 2 interakciju. vodeni p-jarak Ba (OH) 2 ili VaCO 3 sa bromovodoničnom kiselinom.

Jodid BaI 2 - bezbojan. kristali; m.p. 740°S (razg.); gusto 5,15 g/cm 3 ; . -607 kJ/mol; well sol. u vodi i etanolu. Iz rastvora tople vode kristališe dihidrat (dehidriran na 150°C), ispod 30°C - heksahidrat. Nabavite VaI 2 interakciju. voda p-jarak Ba (OH) 2 ili VaCO 3 sa jodovodoničnom kiselinom.

Fizička svojstva barijuma

Barijum je srebrno-bijeli savitljivi metal. Lomi se od oštrog udarca. Postoje dve alotropske modifikacije barijuma: α-Ba sa kubičnom telo centriranom rešetkom je stabilan do 375 °C (parametar a = 0,501 nm), β-Ba je stabilan iznad.

Tvrdoća na mineraloškoj skali 1,25; na Mohsovoj skali 2.

Metalni barijum se skladišti u kerozinu ili ispod sloja parafina.

Hemijska svojstva barijuma

Barijum je zemnoalkalni metal. Intenzivno oksidira na vazduhu, formirajući barijum oksid BaO i barijum nitrid Ba 3 N 2, a pri blagom zagrevanju se pali. Snažno reaguje sa vodom, formirajući barijum hidroksid Ba (OH) 2:

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

Aktivno djeluje s razrijeđenim kiselinama. Mnoge soli barija su nerastvorljive ili slabo rastvorljive u vodi: barijum sulfat BaSO 4, barijum sulfit BaSO 3, barijum karbonat BaCO 3, barijum fosfat Ba 3 (PO 4) 2. Barijum sulfid BaS, za razliku od kalcijum sulfida CaS, je visoko rastvorljiv u vodi.

Prirodno barijum ima sedam stabilnih izotopa od maja. poglavlje 130, 132, 134-137 i 138 (71,66%). Presjek hvatanja toplotnih neutrona je 1,17-10 28 m 2 . Eksterna konfiguracija elektronska školjka 6s 2 ; oksidacijsko stanje + 2, rijetko + 1; energija jonizacije Ba° -> Ba + -> Ba 2+ odn. 5,21140 i 10,0040 eV; Paulingova elektronegativnost 0,9; atomski radijus 0,221 nm, jonski poluprečnik Ba 2+ 0,149 nm (koordinacioni broj 6).

Lako reaguje sa halogenima i formira halogenide.

Kada se zagrije sa vodonikom, formira barijum hidrid BaH 2 , koji zauzvrat sa litijum hidridom LiH daje kompleks Li.

Reaguje na zagrijavanje s amonijakom:

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

Barijum nitrid Ba 3 N 2 reaguje sa CO kada se zagrije, stvarajući cijanid:

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

Sa tečnim amonijakom daje tamnoplavu otopinu iz koje se može izdvojiti amonijak, koji ima zlatni sjaj i lako se razgrađuje eliminacijom NH 3. U prisustvu platinastog katalizatora, amonijak se razgrađuje i formira barijum amid:

Ba (NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2

Barijum karbid BaC 2 se može dobiti zagrevanjem BaO sa ugljem u lučnoj peći.

Sa fosforom formira fosfid Ba 3 P 2 .

Barij reducira okside, halogenide i sulfide mnogih metala u odgovarajući metal.

Primena barijuma

Legura barijuma sa A1 (alba legura, 56% Ba) je osnova gettera (getera). Da bi se dobio sam getter, barij se isparava iz legure visokofrekventnim zagrijavanjem u evakuiranoj tikvici uređaja; barijumsko ogledalo (ili difuzni premaz tokom isparavanja u atmosferi azota). Aktivni dio velike većine termoionskih katoda je BaO. Barijum se takođe koristi kao deoksidator Cu i Pb, kao dodatak antifrikcijama. legure, crne i obojene metale, kao i legure, od kojih se izrađuju tipografski fontovi radi povećanja njihove tvrdoće. Legure barija sa Ni koriste se za proizvodnju elektroda za žarnice u unutrašnjim motorima. sagorevanjem i u radio cevima. 140 Va (T 1/2 12,8 dana) je indikator izotopa koji se koristi u proučavanju jedinjenja barijuma.

Metalni barijum, često u leguri sa aluminijumom, koristi se kao getter u elektronskim uređajima visokog vakuuma.

Antikorozivni materijal

Barijum se dodaje zajedno sa cirkonijumom u tečne metalne rashladne tečnosti (legure natrijuma, kalijuma, rubidijuma, litijuma, cezijuma) kako bi se smanjila agresivnost potonjeg na cevovode i u metalurgiji.

Barijum fluorid se koristi u obliku monokristala u optici (sočiva, prizme).

Barijum peroksid se koristi za pirotehniku ​​i kao oksidaciono sredstvo. Barijum nitrat i barijum hlorat se koriste u pirotehnici za bojenje plamena (zelena vatra).

Barijum hromat se koristi u proizvodnji vodonika i kiseonika termohemijskom metodom (Oak Ridge ciklus, SAD).

Barijev oksid, zajedno sa oksidima bakra i rijetkih zemnih metala, koristi se za sintetizaciju supravodljive keramike koja radi na temperaturama tekućeg dušika i više.

Barijum oksid se koristi za topljenje posebne vrste stakla koja se koristi za oblaganje uranijumskih šipki. Jedna od rasprostranjenih vrsta ovakvih stakala ima sledeći sastav - (fosforov oksid - 61%, BaO - 32%, aluminijum oksid - 1,5%, natrijum oksid - 5,5%). U proizvodnji stakla za nuklearnu industriju koristi se i barij fosfat.

Barijum fluorid se koristi u čvrstim fluornim baterijama kao komponenta fluoridnog elektrolita.

Barijev oksid se koristi u snažnim bakar oksidnim baterijama kao komponenta aktivne mase (barijev oksid-bakar oksid).

Barijum sulfat se koristi kao ekspander aktivne mase negativne elektrode u proizvodnji olovno-kiselinskih baterija.

Barijum karbonat BaCO 3 se dodaje staklenoj masi kako bi se povećao indeks prelamanja stakla. Barijum sulfat se koristi u industriji papira kao punilo; kvalitet papira u velikoj meri zavisi od njegove težine, barit BaSO 4 čini papir težim. Ova sol je nužno uključena u sve skupe vrste papira. Osim toga, barij sulfat se široko koristi u proizvodnji bijele litoponske boje, produkta reakcije otopina barij sulfida s cink sulfatom:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

Obje soli, koje imaju bijelu boju, talože, u otopini ostaje čista voda.

Prilikom bušenja dubokih naftnih i plinskih bušotina, kao tekućina za bušenje koristi se suspenzija barijum sulfata u vodi.

Još jedna barijumova so nalazi značajnu upotrebu. Ovo je barijum titanat BaTiO 3 - jedan od najvažnijih feroelektrika (feroelektrici se polariziraju sami, bez izlaganja vanjskom polju. Među dielektricima se ističu na isti način kao i feromagnetni materijali među provodnicima. Sposobnost takve polarizacije je održavaju samo na određenoj temperaturi.Polarizovani feroelektrici razlikuju se većom dielektričnom konstantom) koji se smatraju veoma vrednim električnim materijalima.

Godine 1944. ova klasa je dopunjena barijum-titanatom, čija je feroelektrična svojstva otkrio sovjetski fizičar B.M. Vulom. Karakteristika barij titanata je da zadržava feroelektrična svojstva u vrlo širokom temperaturnom rasponu - od blizu apsolutne nule do +125°C.

Barijum se takođe koristio u medicini. Njegova sulfatna sol se koristi u dijagnostici želučanih bolesti. BaSO 4 se pomeša sa vodom i ostavi da ga pacijent proguta. Barijum sulfat je neproziran za rendgenske zrake, te stoga oni dijelovi digestivnog trakta, kroz koje prolazi "barijumska kaša", ostaju tamni na ekranu. Tako doktor dobije ideju o obliku želuca i crijeva, odredi mjesto gdje može nastati čir.

Uticaj barijuma na ljudski organizam

Putevi ulaska u organizam.
Glavni način na koji barijum ulazi u ljudski organizam je putem hrane. Tako neki morski stanovnici mogu akumulirati barij iz okolne vode, i to u koncentracijama 7-100 (a za neke morske biljke i do 1000) puta većim od njegovog sadržaja u morskoj vodi. Neke biljke (soja i paradajz, na primjer) također su u stanju da akumuliraju barij iz tla 2-20 puta. Međutim, u područjima gdje je koncentracija barija u vodi visoka, pitka voda također može doprinijeti ukupnom unosu barija. Unos barijuma iz vazduha je zanemarljiv.

Opasnost po zdravlje.
U toku naučnih epidemioloških studija sprovedenih pod pokroviteljstvom SZO, nisu potvrđeni podaci o odnosu mortaliteta od kardiovaskularnih bolesti i sadržaja barijuma u vodi za piće. U kratkotrajnim studijama na dobrovoljcima nije bilo štetnog efekta na kardiovaskularni sistem pri koncentracijama barijuma do 10 mg/L. Istina, u eksperimentima na štakorima, kada su potonji konzumirali vodu čak i s niskim sadržajem barija, uočeno je povećanje sistoličkog krvnog tlaka. To ukazuje na potencijalnu opasnost od povećanja krvnog tlaka kod ljudi uz produženu upotrebu vode koja sadrži barij (USEPA ima takve podatke).
Podaci USEPA također sugeriraju da čak i jedno piće vode koje sadrži mnogo više od maksimalnog sadržaja barija može dovesti do slabosti mišića i bolova u trbuhu. Međutim, potrebno je uzeti u obzir da standard barijuma utvrđen USEPA standardom kvaliteta (2,0 mg/l) značajno premašuje vrijednost koju preporučuje SZO (0,7 mg/l). Ruski sanitarni standardi postavljaju još strožiju MPC vrijednost za barij u vodi - 0,1 mg/l. Tehnologije uklanjanja vode: jonska izmjena, reverzna osmoza, elektrodijaliza.

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 saradnici dobili amalgame kalcijuma, stroncijuma i barijuma. 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 pomenuti teški špart BaSO4 (češće zvan barit) i viterit BaCO3, nazvani po Englezu Williamu Witheringu (1741...1799), koji je ovaj mineral otkrio 1782. Mnogo mineralnih voda i morske vode. 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)