Bariumbetegnelse i tabellen. Barium

Barium er et jordalkalimetall som inntar posisjon 56 i det periodiske systemet over kjemiske elementer. Navnet på stoffet i oversettelse fra gammelgresk betyr "tungt".

Kjennetegn på barium

Metallet har en atommasse på 137 g/mmol og en tetthet på ca. 3,7 g/cm 3 . Den er veldig lett og myk - dens maksimale hardhet på Mohs-skalaen er 3 poeng. Når det gjelder kvikksølvurenheter, øker bariums sprøhet betydelig.

Metallet har en lys sølvgrå farge. Imidlertid er metallet også kjent for sin grønne farge, som er oppnådd som et resultat av en kjemisk reaksjon som involverer salter av elementet (for eksempel bariumsulfat). Hvis en glassstang senkes ned i barium og en åpen ild blir brakt opp, vil vi se en grønn flamme. Denne metoden gjør det mulig å gjøre en klar bestemmelse av selv minimumsinnholdet av tungmetallurenheter.

Krystallgitteret av barium, som kan observeres selv utenfor laboratorieforholdene, har en kubisk form. Det er verdt å merke seg at det også er hensiktsmessig å finne rent barium i naturen. I dag er det to kjente modifikasjoner av metallet, hvorav den ene er motstandsdyktig mot en temperaturøkning opp til 365 0 C, og den andre er i stand til å motstå temperaturer i området 375-710 0 C. Kokepunktet for barium er 1696 0 C.

Barium, sammen med andre jordalkalimetaller, viser kjemisk aktivitet. Den inntar en midtposisjon i gruppen, og etterlater strontium og kalsium, som kan lagres i friluft, noe som ikke kan sies om barium. Et utmerket medium for metalllagring er parafinolje, som barium er direkte nedsenket i, eller petroleumseter.

Barium reagerer med oksygen, men som et resultat av reaksjonen går glansen tapt, hvoretter metallet først får en gulaktig fargetone, deretter blir brun og til slutt får en grå farge. Det er dette utseendet som er iboende i bariumoksid. Når atmosfæren varmes opp, blir barium eksplosivt.

Det 56. elementet i det periodiske systemet til Mendeleev interagerer også med vann, noe som resulterer i en reaksjon som er det motsatte av reaksjonen med oksygen. I dette tilfellet er væsken utsatt for dekomponering. Denne reaksjonen gir et usedvanlig rent metall, hvoretter det blir til bariumhydroksid. Hvis metallsalter er i kontakt med det vandige mediet, vil vi ikke se noen reaksjon, siden ingenting vil skje. For eksempel er kloridet uløselig i vann, og en aktiv reaksjon kan bare observeres når den interagerer med et surt miljø.

Metallet reagerer lett med hydrogen, men for dette er det nødvendig å skape visse forhold, nemlig en økning i temperaturen. I dette tilfellet er utgangen bariumhydrid. Under forhold med økende temperaturforhold reagerer det 56. elementet også med ammoniakk, noe som resulterer i dannelse av nitrid. Hvis temperaturen heves ytterligere, kan cyanid oppnås.

Bariumløsning har en karakteristisk blå farge, som oppnås som et resultat av reaksjon med ammoniakk i flytende aggregeringstilstand. Hvis en platinakatalysator tilsettes samtidig, dannes bariumamid. Imidlertid er omfanget av dette stoffet langt fra bredt - det brukes utelukkende som et reagens.

Tabell 1. Egenskaper til barium

Karakteristisk	Betydning
Atomegenskaper
Navn, symbol, nummer	Barium / Barium (Ba), 56
Atommasse (molar masse)	137.327(7) a. e.m. (g/mol)
Elektronisk konfigurasjon	6s2
Atomradius	222 pm
Kjemiske egenskaper
kovalent radius	198 pm
Ioneradius	(+2e) 134 pm
Elektronegativitet	0,89 (Pauling-skala)
Elektrodepotensial	-2,906
Oksidasjonstilstander	2
Ioniseringsenergi (første elektron)	502,5 (5,21) kJ/mol (eV)
Termodynamiske egenskaper til et enkelt stoff
Tetthet (i.a.)	3,5 g/cm³
Smeltepunkt	1002 K
Koketemperatur	1910K
Oud. fusjonsvarme	7,66 kJ/mol
Oud. fordampningsvarme	142,0 kJ/mol
Molar varmekapasitet	28,1 J/(K mol)
Molar volum	39,0 cm³/mol
Krystallgitteret til et enkelt stoff
Gitterstruktur	kubisk kroppssentrert
Gitterparametere	5.020Å
Andre egenskaper
Termisk ledningsevne	(300 K) (18,4) W/(m K)
CAS-nummer	7440-39-3

Innhenting av barium

Metallet ble først oppnådd i andre halvdel av 1700-tallet (i 1774) av kjemikerne Karl Scheele og Johan Gan. Deretter ble metalloksid oppnådd. Noen år senere lyktes Humphry Davy i å elektrolysere vått bariumhydroksid med en kvikksølvkatode for å oppnå et amalgam av metall, som han utsatte for oppvarming og fordampet kvikksølv, og dermed oppnå metallisk barium.

Innhenting av metallisk barium under moderne laboratorieforhold utføres på flere måter relatert til atmosfæren. Separasjonen av barium utføres i vakuum på grunn av den altfor aktive reaksjonen som frigjøres når barium reagerer med oksygen.

Bariumoksid og klorid oppnås ved metallotermisk reduksjon under forhold med temperaturøkning opp til 1200 0 С.

Et rent metall kan også isoleres fra hydrid og nitrid ved bruk av termisk dekomponering. På samme måte oppnås kalium. Denne prosessen krever spesielle kapsler med fullstendig forsegling, samt tilstedeværelse av kvarts eller porselen. Det er også mulig å oppnå barium ved elektrolyse, hvorved grunnstoffet kan isoleres fra smeltet bariumklorid med en kvikksølvkatode.

Påføring av barium

Gitt alle egenskapene som det 56. elementet i det periodiske systemet har, er barium et ganske populært metall. Så det brukes:

1. Ved produksjon av vakuum elektroniske enheter. I dette tilfellet brukes metallisk barium, eller dets legering med aluminium, som en getter. Og dets oksid i sammensetningen av en fast løsning av oksider av andre jordalkalimetaller brukes som et aktivt lag av indirekte kanalkatoder.
2. Som et materiale som er i stand til å motstå korrosjon. For å gjøre dette tilsettes metallet, sammen med zirkonium, til flytende metallkjølevæsker, noe som kan redusere den aggressive effekten på rørledninger betydelig. En slik anvendelse av barium har funnet en plass i metallurgisk industri.
3. Barium kan fungere som et ferroelektrisk og piezoelektrisk. Her er det hensiktsmessig å bruke bariumtitanat, som fungerer som et dielektrikum under fremstilling av keramiske kondensatorer, samt et materiale som brukes i piezoelektriske mikrofoner og piezokeramiske emittere.
4. i optiske instrumenter. Det brukes bariumfluorid, som har form av enkeltkrystaller.
5. Som en integrert del av pyroteknikk. Metallperoksid brukes som oksidasjonsmiddel. Bariumnitrat og klorat fungerer som stoffer som gir flammen en viss farge (grønn).
6. I atomær hydrogenenergi. Bariumkromat brukes her aktivt under produksjon av hydrogen og oksygen ved hjelp av den termokjemiske metoden.
7. innen atomkraft. Metalloksidet er en integrert komponent i prosessen med å lage en viss type glass, som er belagt på uranstenger.
8. Som en kjemisk strømkilde. I dette tilfellet kan flere forbindelser av barium brukes: fluorid, oksid og sulfat. Den første forbindelsen brukes i faststoff-fluorbatterier som en komponent i en fluorelektrolytt. Oksydet har funnet sin plass i høyeffekts kobberoksidbatterier som en del av den aktive massen. Og det sistnevnte stoffet brukes som en utvidelse av den aktive massen til den negative elektroden under produksjonen av bly-syrebatterier.
9. I medisin. Bariumsulfat er et uoppløselig stoff som er helt ugiftig. I denne forbindelse brukes det som et røntgentett materiale under studier av mage-tarmkanalen.

Tabell 2. Påføring av barium

Bruksområde	Påføringsmåte
Vakuum elektroniske enheter	Bariummetall, ofte i en legering med aluminium, brukes som getter (getter) i høyvakuum elektroniske enheter Bariumoksid, som en del av en fast løsning av oksider av andre jordalkalimetaller - kalsium og strontium (CaO, SrO) , brukes som et aktivt lag av indirekte oppvarmede katoder.
Anti-korrosjonsmateriale	Barium tilsettes sammen med zirkonium til flytende metallkjølemidler (legeringer av natrium, kalium, rubidium, litium, cesium) for å redusere aggressiviteten til sistnevnte til rørledninger og i metallurgi.
Ferroelektrisk og piezoelektrisk	Bariumtitanat brukes som et dielektrikum ved fremstilling av keramiske kondensatorer, og som materiale for piezoelektriske mikrofoner og piezokeramiske emittere.
Optikk	Bariumfluorid brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (linser, prismer).
Pyroteknikk	Bariumperoksid brukes til pyroteknikk og som oksidasjonsmiddel. Bariumnitrat og bariumklorat brukes i pyroteknikk for å farge flammer (grønn brann).
Atomisk hydrogenenergi	Bariumkromat brukes til produksjon av hydrogen og oksygen ved den termokjemiske metoden (Oak Ridge cycle, USA).
Høy temperatur superledning	Bariumperoksid, sammen med oksider av kobber og sjeldne jordmetaller, brukes til å syntetisere superledende keramikk som opererer ved flytende nitrogentemperaturer og høyere.
Kjernekraft	Bariumoksid brukes til å smelte en spesiell type glass som brukes til å belegge uranstaver. En av de utbredte typene av slike glass har følgende sammensetning - (fosforoksid - 61%, BaO - 32%, aluminiumoksid - 1,5%, natriumoksid - 5,5%). I glassproduksjon til kjernekraftindustrien brukes også bariumfosfat.
Kjemiske strømkilder	Bariumfluorid brukes i solid-state fluorion-batterier som en komponent av fluoridelektrolytt. Bariumoksid brukes i høyeffekts kobberoksidbatterier som en aktiv massekomponent (bariumoksid-kobberoksid). Bariumsulfat brukes som negativ elektrodeaktiv masseutvider i produksjon av blybatterier.
Søknad i medisin	Bariumsulfat, uløselig og ikke-giftig, brukes som et røntgentett middel ved medisinsk undersøkelse av mage-tarmkanalen.

I 1808 oppnådde Davy Humphrey barium i form av et amalgam ved elektrolyse av dets forbindelser.

Kvittering:

I naturen danner det mineralene barytt BaSO 4 og witheritt BaCO 3 . Oppnådd ved aluminotermi eller dekomponering av azid:
3BaO+2Al=Al203+3Ba
Ba(N 3) 2 \u003d Ba + 3N 2

Fysiske egenskaper:

Et sølvfarget hvitt metall med høyere smelte- og kokepunkt og større tetthet enn alkalimetallene. Veldig mykt. Tm = 727°C.

Kjemiske egenskaper:

Barium er det sterkeste reduksjonsmiddelet. I luft blir den raskt dekket med en film av oksid, peroksid og bariumnitrid, antennes når den varmes opp eller bare knuses. Virker kraftig med halogener når den varmes opp med hydrogen og svovel.
Barium reagerer kraftig med vann og syrer. Oppbevares, som alkalimetaller, i parafin.
I forbindelser viser den en oksidasjonstilstand på +2.

De viktigste forbindelsene:

bariumoksid. Et fast stoff som reagerer kraftig med vann for å danne hydroksid. Absorberer karbondioksid og blir til karbonat. Når den varmes opp til 500 ° C, reagerer den med oksygen for å danne peroksid
bariumperoksid BaO 2 , hvit substans, dårlig løselig, oksidasjonsmiddel. Brukes i pyroteknikk, for å produsere hydrogenperoksid, blekemiddel.
bariumhydroksid Ba(OH)2, Ba(OH)2-oktahydrat *8H20, fargeløs. krystall, alkali. Brukes til å oppdage sulfat- og karbonationer, for å rense vegetabilsk og animalsk fett.
bariumsalter fargeløse krystaller. stoffer. Løselige salter er svært giftige.
Klorid barium oppnås ved interaksjon av bariumsulfat med kull og kalsiumklorid ved 800°C - 1100°C. Reagens for sulfation. brukes i lærindustrien.
Nitrat barium, bariumnitrat, en komponent i grønne pyrotekniske sammensetninger. Ved oppvarming brytes det ned og danner bariumoksid.
Sulfat barium er praktisk talt uløselig i vann og i syrer, derfor er det litt giftig. brukes til bleking av papir, til fluoroskopi, baryttbetongfyllstoff (beskyttelse mot radioaktiv stråling).

Applikasjon:

Bariummetall brukes som en komponent i en rekke legeringer, et deoksideringsmiddel i produksjonen av kobber og bly. Løselige bariumsalter er giftige, MPC 0,5 mg/m 3 . Se også:
S.I. Venetsky Om sjelden og spredt. Metal historier.

BARIUM FORBINDELSER, i samsvar med posisjonen til barium i jordalkali-undergruppen av gruppe II i Mendeleev-systemet, har et dobbeltladet ion Ba ∙∙ (unntatt bariumperoksid BaO 2). Bariumforbindelser er preget av høy egenvekt, fargeløshet hvis anionene ikke er farget, en grønn farge på flammen og en liten mengde komplekse forbindelser. Teknisk sett er de viktigste oksid og peroksid, uløselige salter: bariumkarbonat, sulfat og kromsyre, og løselige salter: bariumnitrat, bariumklorid osv. Løselige salter av barium er giftige. Kvantitativt bestemmes barium i form av BaSO 4 , men i lys av den ekstreme finheten til utfellingene som oppnås ved lave temperaturer, er det nødvendig å utfelle fra en kokende løsning lett surgjort med saltsyre. Hvis det er salpetersyre i løsningen, går en del av bunnfallet i løsning. I tillegg kan BaSO 4-bunnfallet frakte bort en del av saltene på grunn av adsorpsjon. For å skille fra strontium utfelles barium som BaSiF 6 . Hvis bariumforbindelsene er uløselige, blir de smeltet med kaliumkarbonat-natrium, og etter å ha vasket legeringen med vann, blir de oppløst i syre. Bariumforbindelser er oftest funnet som mineralet barytt; mye mindre vanlig er witheritt - bariumkarbonat.

Bariumoksid BaO- hvitt fast stoff, krystalliserer i terninger, tetthet 5,72-5,32, smeltepunkt 1580 °, danner et krystallinsk hydrat i henhold til formelen:

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

Bariumoksid er relativt godt løselig: ved 0 ° - 1,5 timer i 100 timer vann; ved 10° - 2,2 timer, ved 15° - 2,89 timer, ved 20° - 3,48 timer, ved 50° - 11,75 timer, ved 80° - 90,77 timer Oksydbarium oppnås fra bariumnitrat ved kalsinering; dette resulterer i et porøst produkt som er egnet for fremstilling av peroksyd fra det. Oppvarming utføres i digler, i en muffelovn, først veldig forsiktig slik at diglene ikke sprekker. Frigjøringen av nitrogenoksider begynner etter 4 timer, men for endelig fjerning antennes diglene i flere timer ved hvit varme (nitrogenoksider med 30 % kan brukes til å oppnå salpetersyre). Produktet er veldig dyrt, fordi det er dyrt: utgangsmateriale, digler som bare er gode for én gang, drivstoff, etc. Å trekke ut bariumoksid fra witheritt (BaCO 3 \u003d BaO + CO 2) er mye vanskeligere enn å brenne kalk, t til omvendt tilsetning av CO 2 skjer veldig lett; derfor blandes kull med witheritt slik at CO 2 går over i CO. Hvis det er ønskelig å oppnå et porøst produkt, er det nødvendig å strengt overholde brenningstemperaturen. For å hindre sintring tilsettes ofte bariumnitrat, kull, tjære eller bariumkarbid, d.v.s.

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

ЗВаСО 3 + ВаС 2 = 4ВаО + 5СО.

I tillegg er det nødvendig å beskytte produktet så mye som mulig mot sintring med veggene i digelen og mot påvirkning av varme gasser. Kalsinering i sjaktovner gir et meget rent produkt (95%) dersom ovnen er bygget av høykvalitetsmateriale og oppvarmingen utføres med generatorgass, som tillater presis temperaturkontroll. I Italia brukes oppvarming i elektriske ovner, men tilsynelatende produserer dette "oksykarbid" og "barium", som i tillegg til 80-85% bariumoksyd inneholder 10-12% karbid og 3-5% bariumcyanid.

Vandig bariumoksid, kaustisk baritt Ba (OH) 2 , danner gjennomsiktige monokliniske krystaller

Va (OH) 2 ∙ 8H 2 0,

mister det siste vannmolekylet bare ved mørk rød varme; med lys rød varme oppnås BaO, og med gløde i en luftstrøm får man bariumperoksid. En løsning av kaustisk barium - en sterk alkali - absorberer CO 2 fra luften og danner uløselig CaCO 3. 100 g av løsningen inneholder: ved 0 ° - 1,48 g BaO, ved 10 ° - 2,17, ved 15 ° - 2,89, ved 20 ° - 3,36, ved 50 ° - 10,5, ved 80 ° - 4,76. Kaustisk barytt brukes til å absorbere CO 2, ekstrahere kaustiske alkalier fra sulfat, ekstrahere sukker fra melasse osv. Kaustisk baritt kan fås ved å kalsinere witheritt ved å lede vanndamp, men det er lettere å brenne BaCO 3 og virke på BaO med vann; eller en blanding av 60% BaO og 40% BaS, oppnådd ved kalsinering av BaSO 4 med kull, oppløses i vann, og Ba (OH) 2 oppnås ikke bare fra BaO, men også fra en betydelig del av BaS på grunn av hydrolyse:

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

Det krystalliserte stoffet inneholder kun 1 % urenheter. De gamle metodene for å tilsette jern eller sinkoksider til BaS brukes ikke lenger. Det er også foreslått å oppnå kaustisk baritt ved elektrolyse av bariumklorid eller bariumklorat og perklorat i nærvær av et BaCO 3 bunnfall, som løses opp av syren som dannes ved anoden.

Bariumperoksid BaO 2 - hvite, perlemor-sammenvekster av de minste krystallene, svært lite løselig i vann (kun 0,168 timer i 100 timer vann). For å oppnå peroksid oppvarmes bariumoksid i skrå rør eller i spesielle muffer, som kan holdes nøyaktig ved ønsket temperatur (500-600 °), og luft renset fra CO 2 og fuktighet blåses inn. Det reneste peroksidet oppnås i form av firkantede krystaller av BaO 2 ∙ 8H 2 O, for hvilke teknisk peroksid først tritureres med vann, overføres til en løsning ved å tilsette svak saltsyre og utfelles med en løsning av kaustisk baritt, eller ganske enkelt tilsettes 10 ganger mer 8% baryttløsning . Det reneste peroksidet er en gråaktig-grønnaktig sintret masse, uløselig i vann, men som interagerer med karbonsyreanhydrid. Ved oppvarming spaltes BaO 2 til BaO og oksygen. Elastisiteten til oksygen over BaO 2 ved 555 ° - 25 mm, ved 790 ° - 670 mm. Peroksidpulver kan antenne fibrøse materialer. På salg er det: den beste karakteren - med 90% BaO 2 og gjennomsnittet - med 80-85%, med hovedurenheten BaO. Innholdet av BaO 2 bestemmes ved titrering med en 1/10 N-te KMnO 4 løsning av BaO 2 i svært svak kald saltsyre (spesifikk vekt 1,01-1,05), med tidligere utfelte bariumioner med svak svovelsyre. Det er også mulig å titrere bariumperoksidet isolert fra kaliumjodid med natriumjodidsulfat. Bariumperoksid brukes til å produsere hydrogenperoksid (og samtidig få sterkere kalk-"blancfix") og til å tilberede desinfeksjonsmidler.

Bariumnitritt Ba (NO 2) 2 ∙ H 2 O - sekskantede fargeløse sekskantede prismer, smeltepunkt 220°. Ved 0 ° i 100 timer vann, er 58 timer oppløst, ved 35 ° - 97 timer Det oppnås ved å tilsette en løsning av natriumnitritt (360 timer med 96% NaNO 2 i 1000 timer vann) til en blanding av 360 timer med NaN02 og 610 timer BaCl2. Ved høy temperatur krystalliserer NaCl, med ytterligere avkjøling - Ba (NO 2) 2.

Bariumnitrat Ba (NO 3) 2 - fargeløse gjennomsiktige oktaeder, smelter ved 375°; 100 timer vann er løselig ved 10 ° - 7 timer, ved 20 ° - 9,2 timer, ved 100 ° - 32,2 timer. Ved oppvarming går det først over i bariumnitritt, og deretter til bariumoksid. Det brukes: 1) til fremstilling av bariumperoksid, 2) til grønt lys i fyrverkeri, 3) for enkelte eksplosiver. Det produseres: 1) ved utvekslingsdekomponering når en teoretisk mengde natriumnitrat tilsettes til en varm løsning av bariumklorid (30 ° V) og påfølgende omkrystallisering, 2) ved interaksjon av witheritt eller bariumsulfid med salpetersyre, 3) ved å varme opp kalsiumnitrat med teknisk bariumkarbonat.

Bariumpermanganat - mangan greener, Kassel greener, rosenstiel greener. BaMnO 4 - holdbar grønn maling egnet for freskomaling; oppnådd ved å kalsinere en blanding av forbindelser av barium (kaustisk baritt, bariumnitrat eller bariumperoksid) og mangan (dioksid eller oksid).

Bariumsulfid BaS - gråaktig porøs masse, lett oksidert og tiltrekker karbonsyreanhydrid og vann; brytes ned med vann. Den brukes til fremstilling av de fleste bariumforbindelser (litopon, sterk kalk, etc.), for utvinning av sukker fra melasse og klipping av ull fra skinn (depilatorium). For gruvedrift bruker de kalsinering av en blanding av tung spar med kull ved 600-800 °:

BaSO4 + 2C = 2CO 2 + BaS,

mens ved høyere temperatur går dobbelt så mye kull bort. Hovedbetingelsen er den nære kontakten mellom kull og spar, som oppnås ved å male spar med 30-37 % kull og vann i roterende møller. Fyringen utføres i roterovner, som de som brukes til sement- eller brusproduksjon, og etter korte ovner må det plasseres et støvete kammer for å avsette røyk og sot. Det resulterende produktet inneholder 60-70% stoffer som er løselige i vann, 20-25% - løselige i syrer og 5% rester. Det resulterende produktet kastes varmt i vann eller i en vandig løsning av 1-2% NaOH (36 ° B), hvor halvparten går inn i vandig oksid Ba (OH) 2, og den andre til hydrosvovelholdig Ba (SH) 2. Denne løsningen brukes direkte til fremstilling av bariumforbindelser (litopon, etc.) eller for ekstraksjon av sukker. Når resten reagerer med saltsyre, oppnås bariumklorid. På fabrikker av gammel type utføres kalsinering i ildleiretorter, jevnt dekket av flamme. Godt tørkede plater av kull og spar blandet med vann fylles i retorter. Så snart flammene fra brennende karbonmonoksid forsvinner, fjernes platene slik at de faller ned i hermetisk lukkede jernkasser.

Bariumsulfat BaS 2 O 3 ∙ H 2 O Den er dannet av bariumsulfid: 1) med fri tilgang av luft og 2) med utvekslingsdekomponering med natriumsulfat. Det brukes til å etablere titere under jodometri.

Bariumsulfat BaSO 4 , tung spar ("sterk", "mineral", "ny", etc. kalk), rent hvitt, jordaktig, veldig tungt pulver, praktisk talt uløselig i vann og syrer (løselighet: ved 18 ° i 1 liter vann - 2 . 3 mg). Naturlig slipe direkte. De beste fargeløse variantene kalles "blomst" spar; ultramarin tilsettes gulaktig og rosa. Noen ganger males den tunge sparren og varmes opp med saltsyre for å fjerne jernet; eller spar er smeltet med Na 2 SO 4 og separert fra legeringen ved påvirkning av vann. Kunstig det oppnås: 1) som avfall ved fremstilling av hydrogenperoksid; 2) fra bariumklorid ved interaksjon: a) med svovelsyre, som gir et raskt utfelt bunnfall, b) med natriumsulfid Na 2 SO 4 eller med magnesiumsulfidsalt MgSO 4, som gir et pulver som sakte utfelles og har høy dekning makt; under produksjon er det viktig å rense svovelsyren ren; 3) fra witherite; hvis den er veldig ren, kan den males direkte ved påvirkning av H 2 SO 4 , men med tilsetning av 2 % HCl; hvis witheritt inneholder urenheter, løses den først i saltsyre og utfelles deretter. Bariumsulfat brukes av Ch. arr. for farging av tapet farget papir, papp og spesielt for fotografisk papir, for lett oljemaling og lakkfarger fra kull, ved fremstilling av kunstig elfenben og gummi, for blanding med mat som føres inn i magen under røntgen.

Bariumkarbonat BaCO 3 - mineral witheritt (rombiske krystaller) eller kunstig oppnådd i form av det minste sedimentet (spesifikk vekt 4.3); vanskeligere å dissosiere ved kalsinering enn CaCO 3 ; ved 1100° er CO 2 trykket bare 20 mm. Det brukes til å utvinne andre bariumforbindelser, ved fremstilling av murstein og terrakotta, porselen, kunstig marmor og baryttkrystall. Det er kunstig fremstilt: 1) fra en rå løsning av bariumsulfid ved å injisere karbonsyreanhydrid; 2) oppvarming av bariumsulfat med kaliumklorid ved 5 atm trykk; 3) ved dekomponering av bariumsakkarat med karbonsyreanhydrid.

Bariumacetat Ba (C 2 H 3 O 2) 2 ∙ H 2 O - lett løselige krystaller brukt i farging; produseres ved interaksjon av natriumsulfid eller karbonat med eddiksyre.

Bariumfluorid BaF 2 - hvitt pulver, lett løselig i vann, smelter ved 1280°, oppnådd ved å løse opp bariumkarbonat eller kaustisk i HF eller kokende kryolitt med vandig bariumoksyd.

Bariumklorid l 2 ∙ 2Н 2O- fargeløse flate rombeplater (spesifikk vekt 3,05), stabile i luft, sure på smak, giftig; ved oppvarming er det relativt lett å miste den første partikkelen med vann og mye vanskeligere å miste den andre; vannfri BaCl 2 høyre. systemet smelter ved 962°. 100 timers løsning inneholder vannfritt salt:

ВаСl 2 brukes til fremstilling av "holdbar" hvit og for konvertering av vitriol inneholdt i keramiske produkter til uløselig BaSO 4; det ekstraheres fra baritt ved å kalsinere det med kull og kalsiumklorid i sodaovner ved 900-1000 ° i en reduserende flamme, og en 70% løsning av kalsiumklorid kan også brukes, men fast kalsiumklorid er bedre:

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

BaS + SaSl 2 \u003d DEGl 2 + CaS.

Riktig fremstilt oppnås et nesten svart porøst produkt med 50-56 % BaCl 2. Etter systematisk utluting krystalliseres saltet (tidligere ble en stråle av karbonsyre ført gjennom) til hydrogensulfid er fullstendig fjernet og fordampet i kar som er lakkert innvendig. Krystaller separeres ved sentrifugering. Hvis vannfri BaCl 2 er nødvendig, varmes saltet opp i kar med rørere for å oppnå svært små krystaller, som deretter kalsineres, og 95 % BaCl 2 oppnås. Det er mulig å oppnå BaCl 2 ved å tilsette BaS-pulver til saltsyre i lukkede kar, hvorfra det er nødvendig å fjerne det frigjorte hydrogensulfidet inn i fabrikkrøret eller brenne det til SO 2 ved å bruke sistnevnte for svovelsyre. Selvfølgelig er det mye mer fordelaktig å virke med saltsyre på BaCO 3 .

Bariumklorat Ba(C lO 3) 2 ∙ H 2O- monokliniske prismer, svært løselig i kaldt og enda bedre i varmt vann. Eksploderer lett ved oppvarming og ved støt hvis det blandes med et brennbart stoff. Den brukes i pyroteknikk for grønne flammer. Den produseres ved elektrolyse ved 75° av en mettet løsning av BaCl 2 , med en platinaanode og en grafittkatode.

Barium er et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den sjette perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 56. Det er betegnet med symbolet Ba (lat. barium). Et enkelt stoff er et mykt, formbart sølv-hvitt jordalkalimetall. Har høy kjemisk aktivitet.

Historien om oppdagelsen av barium

Barium ble oppdaget i form av oksid BaO i 1774 av Karl Scheele. I 1808 produserte den engelske kjemikeren Humphrey Davy et bariumamalgam ved elektrolyse av vått bariumhydroksid med en kvikksølvkatode; etter å ha fordampet kvikksølvet ved oppvarming, isolerte han bariummetall.

I 1774 undersøkte den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele og hans venn Johan Gottlieb Hahn et av de tyngste mineralene, tung spar BaSO 4 . De klarte å isolere den tidligere ukjente "tunge jorden", som senere ble kalt baritt (fra gresk βαρυς - tung). Og etter 34 år fikk Humphry Davy, etter å ha utsatt våt baryttjord for elektrolyse, et nytt element fra det - barium. Det skal bemerkes at i samme 1808, litt tidligere enn Davy, fikk Jene Jacob Berzelius og hans medarbeidere amalgamer av kalsium, strontium og barium. Slik ble grunnstoffet barium født.

Gamle alkymister kalsinerte BaSO 4 med tre eller kull og oppnådde fosforiserende "Bolognese-edelstener". Men kjemisk er disse edelstenene ikke BaO, men bariumsulfid BaS.

opprinnelse til navnet

Den har fått navnet sitt fra det greske barys - "tungt", siden dets oksid (BaO) ble karakterisert som å ha en uvanlig høy tetthet for slike stoffer.

Finne barium i naturen

Jordskorpen inneholder 0,05 % barium. Dette er ganske mye - mye mer enn for eksempel bly, tinn, kobber eller kvikksølv. I sin rene form eksisterer det ikke i jorden: barium er aktivt, det er inkludert i undergruppen av jordalkalimetaller, og det er naturlig nok ganske fast bundet i mineraler.

De viktigste bariummineralene er den allerede nevnte tunge sparren BaSO 4 (oftere kalt baritt) og witheritt BaCO3, oppkalt etter engelskmannen William Withering (1741 ... 1799), som oppdaget dette mineralet i 1782. I en liten konsentrasjon av bariumsalter finnes i mange mineralvann og sjøvann. Det lave innholdet i dette tilfellet er et pluss, ikke et minus, fordi alle bariumsalter, bortsett fra sulfat, er giftige.

Typer bariumavsetninger

Ved mineralforeninger er baryttmalm delt inn i monomineral og kompleks. Komplekse deles inn i baritt-sulfid (inneholder bly, sink, noen ganger kobber- og jernkissulfider, sjeldnere Sn, Ni, Au, Ag), baritt-kalsitt (inneholder opptil 75 % kalsitt), jern-baritt (inneholder magnetitt). , hematitt og goetitt og hydrogoetitt i de øvre sonene) og baritt-fluoritt (bortsett fra baritt og fluoritt, inneholder de vanligvis kvarts og kalsitt, og sink-, bly-, kobber- og kvikksølvsulfider er noen ganger tilstede som små urenheter).

Fra et praktisk synspunkt er hydrotermale vene monomineral, baritt-sulfid og baritt-fluoritt avleiringer av størst interesse. Noen metasomatiske arkavsetninger og eluviale plasser er også av industriell betydning. Sedimentære forekomster, som er typiske kjemiske sedimenter av vannbassenger, er sjeldne og spiller ingen vesentlig rolle.

Som regel inneholder baryttmalm andre nyttige komponenter (fluoritt, galena, sfaleritt, kobber, gull i industrielle konsentrasjoner), så de brukes i kombinasjon.

Isotoper av barium

Naturlig barium består av en blanding av syv stabile isotoper: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Sistnevnte er den vanligste (71,66%). Radioaktive isotoper av barium er også kjent, hvorav den viktigste er 140 Ba. Det dannes under nedbrytning av uran, thorium og plutonium.

Innhenting av barium

Metallet kan oppnås på forskjellige måter, spesielt ved elektrolyse av en smeltet blanding av bariumklorid og kalsiumklorid. Det er mulig å oppnå barium ved å gjenopprette det fra oksidet ved den aluminotermiske metoden. For å gjøre dette blir witheritt fyrt med kull og bariumoksid oppnås:

BaCO3 + C → BaO + 2CO.

Deretter oppvarmes en blanding av BaO med aluminiumspulver i vakuum til 1250°C. Damper av redusert barium kondenserer i de kalde delene av røret der reaksjonen finner sted:

3BaO + 2Al → Al203 + 3Ba.

Det er interessant at bariumperoksyd BaO 2 ofte er inkludert i sammensetningen av tennblandinger for aluminiumthermi.

Å oppnå bariumoksid ved enkel kalsinering av witheritt er vanskelig: witheritt brytes kun ned ved temperaturer over 1800°C. Det er lettere å oppnå BaO ved å kalsinere bariumnitrat Ba (NO 3) 2:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.

Både elektrolyse og aluminiumsreduksjon gir et mykt (hardere enn bly, men mykere enn sink) skinnende hvitt metall. Den smelter ved 710°C, koker ved 1638°C, dens tetthet er 3,76 g/cm 3 . Alt dette tilsvarer fullt ut plasseringen av barium i undergruppen av jordalkalimetaller.

Det er syv naturlige isotoper av barium. Den vanligste av disse er barium-138; det er mer enn 70 %.

Barium er svært aktivt. Den selvantenner ved støt, bryter lett ned vann og danner et løselig bariumoksidhydrat:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

En vandig løsning av bariumhydroksid kalles baryttvann. Dette "vannet" brukes i analytisk kjemi for å bestemme CO 2 i gassblandinger. Men dette er allerede fra historien om bruken av bariumforbindelser. Metallisk barium finner nesten ingen praktisk anvendelse. I ekstremt små mengder introduseres det i lager- og trykklegeringer. En legering av barium og nikkel brukes i radiorør, rent barium brukes kun i vakuumteknologi som en getter (getter).

Bariummetall oppnås fra oksid ved aluminiumreduksjon i vakuum ved 1200-1250°C:

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

Barium renses ved vakuumdestillasjon eller sonesmelting.

Fremstilling av bariumtitan. Å få det er relativt enkelt. Witherite BaCO 3 ved 700 ... 800 ° C reagerer med titandioksid TYu 2, det viser seg akkurat det du trenger:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.

Hoved skoleball. en metode for å oppnå metallisk barium fra BaO er dets reduksjon med A1-pulver: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. Prosessen utføres i en reaktor ved 1100-1200°C i en Ar-atmosfære eller i et vakuum (sistnevnte metode er å foretrekke). Molforholdet mellom BaO:A1 er (1,5-2):1. Reaktoren plasseres i en ovn slik at temperaturen på dens "kalde del" (de dannede bariumdampene kondenserer i den) er omtrent 520 ° C. Ved destillasjon i vakuum renses barium til et urenhetsinnhold på mindre enn 10 ~ 4 vekt-%, og ved bruk av sonesmelting - opptil 10 ~ 6%.

Små mengder barium oppnås også ved reduksjon av BaBeO 2 [syntetisert ved fusjon av Ba (OH) 2 og Be (OH) 2] ved 1300 ° C med titan, samt ved dekomponering ved 120 ° C Ba (N 3 ) 2, dannet under utveksling av bariumsalter med NaN 3 .

Acetat Ba (OOCHN 3), - fargeløs. krystaller; smp. 490°C (dekomp.); tett 2,47 g/cm3; sol. i vann (58,8 g pr. 100 g ved 0°C). Under 25 ° C krystalliserer trihydrat fra vandige løsninger, ved 25-41 ° C - monohydrat, over 41 ° C - vannfritt salt. Få interaksjon. Ba (OH) 2, VaCO 3 eller BaS med CH 3 CO 2 H. Brukes som beisemiddel ved farging av ull og chintz.

Manganat(VI) BaMnO 4 - grønne krystaller; spaltes ikke opp til 1000°C. Oppnådd ved å kalsinere en blanding av Ba(NO3)2 med MnO2. Et pigment (kassel eller mangangrønt) som vanligvis brukes til freskomaleri.

Kromat (VI) ВаСrO 4 - gule krystaller; smp. 1380°C; - 1366,8 kJ/mol; sol. i inorg. to-max, ikke sol. i vann. Få interaksjon. vandige løsninger av Ba (OH) 2 eller BaS med alkalimetallkromater (VI). Pigment (baryttgul) for keramikk. MPC 0,01 mg / m 3 (i form av Cr0 3). Pirconate ВаZrО 3 - fargeløs. krystaller; smp. ~269°С; - 1762 kJ/mol; sol. i vann og vandige løsninger av alkalier og NH 4 HCO 3, dekomponert av sterk inorg. til-tami. Få interaksjon. ZrO 2 med BaO, Ba(OH) 2 eller BaCO 3 ved oppvarming. Ba zirconate blandet med ВаТiO 3 -piezoelektrisk.

Bromid BaBr 2 - hvite krystaller; smp. 847°C; tett 4,79 g/cm3; -757 kJ/mol; vel sol. i vann, metanol, verre - i etanol. Fra vandige løsninger krystalliserer dihydratet, blir til et monohydrat ved 75 ° C, til et vannfritt salt - over 100 ° C. I vandige løsninger er interaksjonen. med CO 2 og O 2 av luft, og danner VaCO 3 og Br 2. Få BaBr 2-interaksjon. vandig p-grøft Ba (OH) 2 eller VaCO 3 med hydrobromsyre.

Jodid BaI 2 - fargeløs. krystaller; smp. 740°C (dekomp.); tett 5,15 g/cm3; . -607 kJ/mol; vel sol. i vann og etanol. Fra varmtvannsløsninger krystalliserer dihydratet (dehydrert ved 150 ° C), under 30 ° C - heksahydrat. Få VaI 2-interaksjon. vann p-grøft Ba (OH) 2 eller VaCO 3 med hydrojodsyre.

Fysiske egenskaper av barium

Barium er et sølvhvitt formbart metall. Den knekker ved et kraftig slag. Det er to allotropiske modifikasjoner av barium: α-Ba med et kubisk kroppssentrert gitter er stabilt opp til 375 °C (parameter a = 0,501 nm), β-Ba er stabilt ovenfor.

Hardhet på mineralogisk skala 1,25; på Mohs skala 2.

Bariummetall lagres i parafin eller under et lag med parafin.

Kjemiske egenskaper av barium

Barium er et jordalkalimetall. Det oksiderer intensivt i luft, og danner bariumoksid BaO og bariumnitrid Ba 3 N 2, og antennes ved lett oppvarming. Reagerer kraftig med vann og danner bariumhydroksid Ba (OH) 2:

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

Interagerer aktivt med fortynnede syrer. Mange bariumsalter er uløselige eller svakt løselige i vann: bariumsulfat BaSO 4, bariumsulfitt BaSO 3, bariumkarbonat BaCO 3, bariumfosfat Ba 3 (PO 4) 2. Bariumsulfid BaS, i motsetning til kalsiumsulfid CaS, er svært løselig i vann.

Naturlig barium har syv stabile isotoper siden mai. kap. 130, 132, 134-137 og 138 (71,66%). Tverrsnittet for fangst av termiske nøytroner er 1,17-10 28 m 2 . Ekstern konfigurasjon elektronskall 6s 2; oksidasjonstilstand + 2, sjelden + 1; ioniseringsenergi Ba° -> Ba + -> Ba 2+ hhv. 5,21140 og 10,0040 eV; Pauling elektronegativitet 0,9; atomradius 0,221 nm, ioneradius Ba 2+ 0,149 nm (koordinasjonsnummer 6).

Reagerer lett med halogener for å danne halogenider.

Når det varmes opp med hydrogen, danner det bariumhydrid BaH 2 , som igjen med litiumhydrid LiH gir Li-komplekset.

Reagerer ved oppvarming med ammoniakk:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

Bariumnitrid Ba 3 N 2 reagerer med CO ved oppvarming og danner cyanid:

Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO

Med flytende ammoniakk gir det en mørkeblå løsning, som ammoniakk kan isoleres fra, som har en gylden glans og lett brytes ned med eliminering av NH 3. I nærvær av en platinakatalysator spaltes ammoniakk for å danne bariumamid:

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

Bariumkarbid BaC 2 kan oppnås ved å varme opp BaO med kull i en lysbueovn.

Med fosfor danner det fosfidet Ba 3 P 2 .

Barium reduserer oksider, halogenider og sulfider av mange metaller til det tilsvarende metallet.

Påføring av barium

En legering av barium med A1 (alba-legering, 56 % Ba) er grunnlaget for getters (getters). For å oppnå selve getteren, fordampes barium fra legeringen ved høyfrekvent oppvarming i en evakuert kolbe av enheten; bariumspeil (eller diffust belegg under fordampning i en nitrogenatmosfære). Den aktive delen av det overveldende flertallet av termioniske katoder er BaO. Barium brukes også som Cu- og Pb-deoksidasjonsmiddel, som et tilsetningsstoff til antifriksjoner. legeringer, jernholdige og ikke-jernholdige metaller, samt legeringer, som typografiske fonter er laget av for å øke hardheten. Bariumlegeringer med Ni brukes til fremstilling av elektroder for glødeplugger i interne motorer. forbrenning og i radiorør. 140 Va (T 1/2 12,8 dager) er en isotopindikator som brukes i studiet av bariumforbindelser.

Bariummetall, ofte i en legering med aluminium, brukes som en getter i høyvakuum elektroniske enheter.

Anti-korrosjonsmateriale

Barium tilsettes sammen med zirkonium til flytende metallkjølemidler (legeringer av natrium, kalium, rubidium, litium, cesium) for å redusere aggressiviteten til sistnevnte til rørledninger og i metallurgi.

Bariumfluorid brukes i form av enkeltkrystaller i optikk (linser, prismer).

Bariumperoksid brukes til pyroteknikk og som oksidasjonsmiddel. Bariumnitrat og bariumklorat brukes i pyroteknikk for å farge flammer (grønn brann).

Bariumkromat brukes til produksjon av hydrogen og oksygen ved den termokjemiske metoden (Oak Ridge cycle, USA).

Bariumoksid, sammen med oksider av kobber og sjeldne jordmetaller, brukes til å syntetisere superledende keramikk som opererer ved flytende nitrogentemperaturer og høyere.

Bariumoksid brukes til å smelte en spesiell type glass som brukes til å belegge uranstaver. En av de utbredte typene av slike glass har følgende sammensetning - (fosforoksid - 61%, BaO - 32%, aluminiumoksid - 1,5%, natriumoksid - 5,5%). I glassproduksjon til kjernekraftindustrien brukes også bariumfosfat.

Bariumfluorid brukes i faststoff-fluorbatterier som en komponent i fluorelektrolytten.

Bariumoksid brukes i kraftige kobberoksidbatterier som en komponent av den aktive massen (bariumoksid-kobberoksid).

Bariumsulfat brukes som en negativ elektrode aktiv masseutvider i produksjonen av bly-syre-batterier.

Bariumkarbonat BaCO 3 tilsettes glassmassen for å øke brytningsindeksen til glasset. Bariumsulfat brukes i papirindustrien som fyllstoff; kvaliteten på papiret bestemmes i stor grad av vekten, barytt BaSO 4 gjør papiret tyngre. Dette saltet er nødvendigvis inkludert i alle dyre papirkvaliteter. I tillegg er bariumsulfat mye brukt i produksjonen av hvit litoponmaling, et produkt av reaksjonen av løsninger av bariumsulfid med sinksulfat:

BaS + ZnSO4 → BaSO4 + ZnS.

Begge saltene, som har en hvit farge, utfeller, rent vann forblir i løsningen.

Ved boring av dype olje- og gassbrønner brukes en suspensjon av bariumsulfat i vann som borevæske.

Et annet bariumsalt finner viktige bruksområder. Dette er bariumtitanat BaTiO 3 - en av de viktigste ferroelektriske (ferroelektriske stoffer polariseres av seg selv, uten eksponering for et eksternt felt. Blant dielektriske stoffer skiller de seg ut på samme måte som ferromagnetiske materialer blant ledere. Evnen til slik polarisering er holdes bare ved en viss temperatur. Polariserte ferroelektriske stoffer skiller seg høyere dielektrisk konstant), som anses som svært verdifulle elektriske materialer.

I 1944 ble denne klassen supplert med bariumtitanat, hvis ferroelektriske egenskaper ble oppdaget av den sovjetiske fysikeren B.M. Vulom. Et trekk ved bariumtitanat er at det beholder ferroelektriske egenskaper i et veldig bredt temperaturområde - fra nær absolutt null til +125°C.

Barium har også blitt brukt i medisin. Sulfatsaltet brukes til diagnostisering av magesykdommer. BaSO 4 blandes med vann og tillates svelget av pasienten. Bariumsulfat er ugjennomsiktig for røntgenstråler, og derfor forblir de delene av fordøyelseskanalen, som "bariumgrøten" går gjennom, mørke på skjermen. Så legen får en ide om formen på magen og tarmene, bestemmer stedet hvor et sår kan oppstå.

Effekten av barium på menneskekroppen

Inngangsveier i kroppen.
Den viktigste måten barium kommer inn i menneskekroppen på er gjennom mat. Dermed er noen marine innbyggere i stand til å akkumulere barium fra det omkringliggende vannet, og i konsentrasjoner 7-100 (og for noen marine planter opptil 1000) ganger høyere enn innholdet i sjøvann. Noen planter (for eksempel soyabønner og tomater) er også i stand til å samle barium fra jorden 2-20 ganger. Men i områder hvor konsentrasjonen av barium i vannet er høy, kan drikkevann også bidra til det totale bariuminntaket. Inntaket av barium fra luften er ubetydelig.

Helsefare.
I løpet av vitenskapelige epidemiologiske studier utført i regi av WHO er data om sammenhengen mellom dødelighet av hjerte- og karsykdommer og innhold av barium i drikkevann ikke bekreftet. I korttidsstudier med frivillige var det ingen uønsket effekt på det kardiovaskulære systemet ved bariumkonsentrasjoner opp til 10 mg/L. Riktignok ble det observert en økning i systolisk blodtrykk i eksperimenter på rotter når sistnevnte konsumerte vann selv med et lavt innhold av barium. Dette indikerer den potensielle faren for en økning i blodtrykket hos mennesker ved langvarig bruk av vann som inneholder barium (USEPA har slike data).
USEPA-data tyder også på at selv en enkelt drink med vann som inneholder langt mer enn det maksimale bariuminnholdet kan føre til muskelsvakhet og magesmerter. Det er imidlertid nødvendig å ta hensyn til at bariumstandarden etablert av USEPA-kvalitetsstandarden (2,0 mg/l) betydelig overstiger verdien anbefalt av WHO (0,7 mg/l). Russiske sanitærstandarder setter en enda strengere MPC-verdi for barium i vann - 0,1 mg/l. Teknologier for fjerning av vann: ionebytting, omvendt osmose, elektrodialyse.

Barium- et element i hovedundergruppen til den andre gruppen, den sjette perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 56. Det er betegnet med symbolet Ba (lat. Barium). Et enkelt stoff er et mykt, formbart sølv-hvitt jordalkalimetall. Har høy kjemisk aktivitet. Historien om oppdagelsen av barium

1 element i det periodiske system Barium ble oppdaget i form av oksid BaO i 1774 av Karl Scheele. I 1808 produserte den engelske kjemikeren Humphrey Davy et bariumamalgam ved elektrolyse av vått bariumhydroksid med en kvikksølvkatode; etter å ha fordampet kvikksølvet ved oppvarming, isolerte han bariummetall.
I 1774 undersøkte den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele og hans venn Johan Gottlieb Hahn et av de tyngste mineralene, tung spar BaSO4. De klarte å isolere den tidligere ukjente "tunge jorden", som senere ble kalt baritt (fra gresk βαρυς - tung). Og etter 34 år fikk Humphry Davy, etter å ha utsatt våt baryttjord for elektrolyse, et nytt element fra det - barium. Det skal bemerkes at i samme 1808, litt tidligere enn Davy, fikk Jene Jacob Berzelius og hans medarbeidere amalgamer av kalsium, strontium og barium. Slik ble grunnstoffet barium født.

Gamle alkymister kalsinerte BaSO4 med tre eller kull og oppnådde fosforescerende "Bolognese-edelstener". Men kjemisk er disse edelstenene ikke BaO, men bariumsulfid BaS.
Den har fått navnet sitt fra det greske barys - "tungt", siden dets oksid (BaO) ble karakterisert som å ha en uvanlig høy tetthet for slike stoffer.
Jordskorpen inneholder 0,05 % barium. Dette er ganske mye - mye mer enn for eksempel bly, tinn, kobber eller kvikksølv. I sin rene form eksisterer det ikke i jorden: barium er aktivt, det er inkludert i undergruppen av jordalkalimetaller, og det er naturlig nok ganske fast bundet i mineraler.
De viktigste mineralene i barium er den allerede nevnte tunge sparren BaSO4 (oftere kalt baritt) og witheritt BaCO3, oppkalt etter engelskmannen William Withering (1741 ... 1799), som oppdaget dette mineralet i 1782. Mange mineralvann og sjøvann. Det lave innholdet i dette tilfellet er et pluss, ikke et minus, fordi alle bariumsalter, bortsett fra sulfat, er giftige.

56 ← Barium→ Lantan
Atomegenskaper
Navn, symbol, nummer	Barium / Barium (Ba), 56
Atommasse (molar masse)	137,327(7)(g/mol)
Elektronisk konfigurasjon
Atomradius
Kjemiske egenskaper
kovalent radius
Ioneradius
Elektronegativitet	0,89 (Pauling-skala)
Elektrodepotensial
Oksidasjonstilstander
Ioniseringsenergi (første elektron)	502,5 (5,21) kJ/mol (eV)
Termodynamiske egenskaper til et enkelt stoff
Tetthet (i.a.)
Smeltepunkt
Koketemperatur
Oud. fusjonsvarme	7,66 kJ/mol
Oud. fordampningsvarme	142,0 kJ/mol
Molar varmekapasitet	28,1 J/(K mol)
Molar volum	39,0 cm³/mol
Krystallgitteret til et enkelt stoff
Gitterstruktur	kubikk kroppssentrert
Gitterparametere
Andre egenskaper
Termisk ledningsevne	(300 K) (18,4) W/(m K)