Бар'я позначення в таблиці. Барій

Барієм називається лужноземельний метал, що займає 56 позицію в періодичній системі хімічних елементів. Назва речовини в перекладі з давньогрецької означає "важкий".

Характеристики барію

Метал має атомну масу 137 г/ммоль та щільність порядку 3,7 г/см 3 . Є дуже легким та м'яким – максимальна його твердість за шкалою Моосу становить 3 бали. У разі ртутних домішок крихкість барію суттєво підвищується.

Метал має світле сріблясто-сіре забарвлення. Однак, метал славиться і зеленим кольором, який набувається в результаті хімічної реакції за участю солей елемента (напромір, сульфату барію). Якщо барій опустити скляну паличку і піднести відкритий вогонь, то побачимо зелене полум'я. Даний спосіб дозволяє зробити чітке визначення мінімального вмісту домішок важкого металу.

Кристалічні грати барію, які можна спостерігати навіть за межами лабораторних умов, має кубічну форму. Слід зазначити, що перебування чистого барію у природі також доречно. Сьогодні існує дві відомі модифікації металу, одна з яких виявляє стійкість до підвищення температурного режиму до 3650С, а інша здатна витримати температуру в діапазоні 375-7100С. Температура кипіння барію становить 16960С.

Барій поряд з іншими лужноземельними металами виявляє хімічну активність. У групі займає середні позиції, залишивши позаду стронцій і кальцій, які допустимо зберігати на відкритому повітрі, чого не можна сказати про барій. Відмінним середовищем для зберігання металу є парафінове масло, в яке, безпосередньо, і занурюється барій, або петролевий ефір.

Барій взаємодіє з киснем, проте, в результаті реакції втрачається його блиск, після чого метал набуває спочатку жовтуватий відтінок, потім стає коричневим і в результаті набуває сірого забарвлення. Саме такий зовнішній вигляд притаманний оксиду барію. При нагріванні атмосфери барій стає вибухонебезпечним.

56-й елемент періодичної системи Менделєєва також взаємодіє з водою, у результаті відбувається реакція, зворотна реакції з киснем. У разі розкладанню підлягає рідина. Таку реакцію дає виключно чистий метал, після чого він стає гідроксидом барію. Якщо з водним середовищем контактуватиме солі металу, то жодної реакції не побачимо, оскільки нічого не станеться. Наприклад, його хлорид є розчинним у воді і активну реакцію можна спостерігати тільки при взаємодії з кислим середовищем.

Метал легко входить у реакцію з воднем, проте цього необхідно створити певні умови, саме - підвищення температури. При цьому на виході виходить гідрид барію. В умовах підвищення температурного режиму 56 елемент також реагує і з аміаком, в результаті чого утворюється нітрид. У разі подальшого підвищення температури можна отримати ціанід.

Розчин барію має характерне синє забарвлення, яке виходить в результаті реакції з аміаком в рідкому агрегатному стані. Якщо при цьому додати платиновий каталізатор, утворюється амід барію. Однак сфера застосування даної речовини далеко не широка - використовується виключно як реактив.

Таблиця 1. Властивості барію

Характеристика	Значення
Властивості атома
Назва, символ, номер	Барій / Barium (Ba), 56
Атомна маса (молярна маса)	137,327(7) а. е. м. (г/моль)
Електронна конфігурація	6s2
Радіус атома	222 пм
Хімічні властивості
Ковалентний радіус	198 пм
Радіус іона	(+2e) 134 пм
Електронегативність	0,89 (шкала Полінга)
Електродний потенціал	-2,906
Ступені окислення	2
Енергія іонізації (перший електрон)	502,5 (5,21) кДж/моль (еВ)
Термодинамічні властивості простої речовини
Щільність (за н. у.)	3,5 г/см³
Температура плавлення	1002 K
Температура кипіння	1 910 K
Уд. теплота плавлення	7,66 кДж/моль
Уд. теплота випаровування	142,0 кДж/моль
Молярна теплоємність	28,1 Дж/(K·моль)
Молярний обсяг	39,0 см³/моль
Кристалічні грати простої речовини
Структура ґрат	кубічна об'ємноцентрована
Параметри решітки	5,020 Å
Інші характеристики
Теплопровідність	(300 K) (18.4) Вт/(м·К)
Номер CAS	7440-39-3

Отримання барію

Вперше метал було отримано у другій половині 18 століття (1774 року) хіміками Карлом Шееле та Юханом Ганом. Тоді було отримано оксид металу. Через кілька років Гемфрі Деві вдалося шляхом електролізу вологого гідроксиду барію з ртутним катодом отримати амальгаму металу, яку він піддав нагріванню і випарував ртуть, таким чином отримавши металевий барій.

Одержання металевого барію у сучасних лабораторних умовах здійснюється декількома способами, пов'язаними з атмосферою. Виділення барію проводиться у вакуумі через надмірно активну реакцію, що виділяється при взаємодії барію з киснем.

Оксид та хлорид барію виходять шляхом металотермічного відновлення в умовах підвищення температури до 1200 0 С.

Також чистий метал можна виділити з його гідриду та нітриду за допомогою термічного розкладання. Так само відбувається і отримання калію. Для проведення цього процесу необхідні спеціальні капсули з повною герметизацією, а також присутність кварцу або порцеляни. Можливе одержання барію та шляхом електролізу, яким елемент можна виділити з розплавленого хлориду барію з ртутним катодом.

Застосування барію

Враховуючи всі властивості, які має 56-й елемент періодичної системи, барій є досить популярним металом. Так, його застосовують:

1. При виготовленні електронних вакуумних приладів. В даному випадку металевий барій або його сплав з алюмінієм застосовується як газопоглинач. А його оксид у складі твердого розчину оксидів інших лужноземельних металів застосовується як активний шар катодів непрямого каналу.
2. Як матеріал, здатний протистояти корозії. Для цього метал поряд з цирконієм додають до рідкометалевих теплоносіїв, що дозволяє суттєво знизити агресивну дію на трубопроводи. Таке застосування барію знайшло місце у металургійній промисловості.
3. Барій може виступати сегнето-і п'єзоелектриком. Тут доречним є застосування титанату барію, який виступає діелектриком під час виготовлення керамічних конденсаторів, а також матеріалом, що використовується в п'єзоелектричних мікрофонах і п'єзокерамічних випромінювачах.
4. Оптичні прилади. Застосовується фторид барію, що має вигляд монокристалів.
5. Як невід'ємний елемент піротехніки. Пероксид металу використовується як окислювач. Нітрат і хлорат барію виступають як речовини, що надають полум'ю певного кольору (зеленого).
6. В атомно-водневій енергетиці. Тут активно застосовується хромат барію під час отримання водню та кисню за допомогою термохімічного методу.
7. У ядерній енергетиці. Оксид металу є невід'ємним компонентом процесу виготовлення скла певного ґатунку, яким покриваються уранові стрижні.
8. Як хімічне джерело струму. В даному випадку можуть бути використані кілька сполук барію: фторид, оксид та сульфат. Перше з'єднання застосовується у твердотільних фторіонних акумуляторах як компонент фторидного електроліту. Оксид знайшов своє місце у мідноокисних акумуляторах великої потужності як компонент активної маси. А остання речовина використовується як розширювач активної маси негативного електрода під час одержання свинцево-кислотних акумуляторів.
9. У медицині. Сульфат барію є нерозчинною речовиною, яка є абсолютно нетоксичною. У зв'язку з цим воно використовується як рентгеноконтрастний матеріал під час досліджень шлунково-кишкового тракту.

Таблиця 2. Застосування барію

Галузь застосування	Спосіб застосування
Вакуумні електронні прилади	Металевий барій, часто в сплаві з алюмінієм використовується як газопоглинач (геттер) у високовакуумних електронних приладах.
Антикорозійний матеріал	Барій додається спільно з цирконієм в рідкометалеві теплоносії (сплави натрію, калію, рубідія, літію, цезію) для зменшення агресивності останніх до трубопроводів та металургії.
Сегнето- та п'єзоелектрик	Титанат барію використовується як діелектрик при виготовленні керамічних конденсаторів, а також як матеріал для п'єзоелектричних мікрофонів і п'єзокерамічних випромінювачів.
Оптика	Фторид барію застосовується як монокристалів в оптиці (лінзи, призми).
Піротехніка	Пероксид барію використовується для піротехніки та як окислювач. Нітрат барію та хлорат барію використовують у піротехніці для фарбування полум'я (зелений вогонь).
Атомно-воднева енергетика	Хромат барію застосовується при отриманні водню та кисню термохімічним способом (цикл Ок-Рідж, США).
Високотемпературна надпровідність	Пероксид барію спільно з оксидами міді та рідкісноземельних металів застосовується для синтезу надпровідної кераміки, що працює при температурі рідкого азоту та вище.
Ядерна енергетика	Оксид барію застосовується для варіння спеціального сорту скла, що застосовується для покриття уранових стрижнів. Один із широкопоширених типів такого скла має наступний склад — (оксид фосфору — 61 %, ВАО — 32 %, оксид алюмінію — 1,5 %, оксид натрію — 5,5 %). У скловаренні для атомної промисловості застосовується також фосфат барію.
Хімічні джерела струму	Фторид барію використовується в твердотільних фторіонних акумуляторних батареях в якості компонента фторидного електроліту. .
Застосування у медицині	Сульфат барію, нерозчинний і нетоксичний, застосовується як рентгеноконтрастна речовина при медичному обстеженні шлунково-кишкового тракту.

В 1808 Деві Гемфрі отримав барій у вигляді амальгами електролізом його сполук.

Отримання:

У природі утворює мінерали барит BaSO 4 і вітер BaCO 3 . Отримують алюмотермією або розкладанням азиду:
3BaO+2Al=Al 2 O 3 +3Ba
Ba(N 3) 2 =Ba+3N 2

Фізичні властивості:

Сріблясто-білий метал з більш високою температурою плавлення та кипіння та більшою щільністю, ніж у лужних металів. Дуже м'який. Тпл. = 727 ° С.

Хімічні властивості:

Барій є найсильнішим відновником. На повітрі швидко покривається плівкою оксиду, пероксиду і нітриду барію, загоряється при нагріванні або простому роздавлюванні. Енергійно взаємодіє з галогенами, при нагріванні з воднем та сіркою.
Барій енергійно взаємодіє з водою та кислотами. Зберігають, як і лужні метали, у гасі.
У сполуках виявляє ступінь окиснення +2.

Найважливіші сполуки:

Оксид барію.Тверда речовина енергійно взаємодіє з водою, утворюючи гідроксид. Поглинає вуглекислий газ, переходячи у карбонат. При нагріванні до 500°С реагує з киснем з утворенням пероксиду
Пероксид барію BaO 2 біла речовина, погано розчинний, окислювач. Застосовується в піротехніці для отримання пероксиду водню, відбілювач.
Гідроксид барію Ba(OH) 2 , октагідрат Ba(OH) 2 *8H 2 O, бесцв. крист., луг. Застосовують для виявлення сульфат та карбонат іонів, для очищення рослинних та тваринних жирів.
Солі баріюбезбарвний христ. речовини. Розчинні солі сильно отруйні.
Хлоридбарію отримують взаємодією сульфату барію з вугіллям та хлоридом кальцію при 800°С - 1100°С. Реактив на сульфат-іон. застосовується у шкіряній промисловості.
Нітратбарію, барієву селітру, компонент піротехнічних складів зеленого кольору. При нагріванні розкладається із утворенням оксиду барію.
Сульфатбарію практично нерозчинний у воді та в кислотах, тому малоотруйний. застосовується для відбілювання паперу, рентгеноскопії, наповнювач баритобетону (захист від радіоактивного випромінювання).

Застосування:

Металевий барій використовується як компонент ряду сплавів, розкислювач при виробництві міді та свинцю. Розчинні солі барію отруйні, ГДК 0,5 мг/м 3 . Див. також:
С.І. Венецький Про рідкісні та розсіяні. Розповіді про метали.

БАРІЯ СПОЛУКИ, відповідно до положення барію в лужноземельній підгрупі II групи Менделіївської системи, мають двозарядний іон ∙∙ (крім перекису барію 2). Для з'єднань барію характерна висока питома вага, безбарвність, якщо аніони не забарвлені, зелене забарвлення полум'я і мала кількість комплексних сполук. Технічно найбільш важливі окис і перекис, нерозчинні солі: вуглекислий, сірчанокислий та хромовокислий барій та розчинні солі: азотнокислий, хлористий барій та ін. Розчинні солі барію є отруйними. Кількісно барій визначають у вигляді BaSO 4 , але через надзвичайну дрібність опадів, отриманих при низькій температурі, необхідно осадження вести з киплячого, слабо підкисленого соляною кислотою розчину. Якщо в розчині знаходиться азотна кислота, частина осаду перетворюється на розчин. Крім того, осад BaSO 4 може захопити внаслідок адсорбції частину солей. Для відокремлення від стронцію барій осаджують у вигляді BaSiF 6 . Якщо сполуки барію нерозчинні, їх сплавляють з вуглекислим калієм-натрієм і після відмивання сплаву водою розчиняють у кислоті. З'єднання барію найчастіше зустрічаються у вигляді мінералу бариту; набагато рідше зустрічається вітріт - вуглекислий барій.

Окис барію ВаО- біла тверда речовина, що кристалізується кубами, щільність 5,72-5,32, температура плавлення 1580°, утворює кристалічний гідрат за формулою:

ОО + 9Н 2 О = (ОН)2 ∙ 8Н 2 О.

Окис барію порівняно добре розчинний: при 0° - 1,5 ч. в 100 ч. води; при 10° - 2,2 год., при 15° - 2,89 год., при 20° - 3,48 год., при 50° - 11,75 год., при 80° - 90,77 год. барію отримують з азотнокислого барію прожарюванням; при цьому виходить пористий продукт, придатний для виготовлення перекису. Нагрівання ведуть у тиглях, в печі муфельної, спочатку дуже обережно, щоб тиглі не лопнули. Виділення оксидів азоту починається через 4 години, але для їхнього остаточного видалення тиглі прожарюються протягом декількох годин при білому жарінні (окисли азоту на 30% можна використовувати для отримання азотної кислоти). Продукт дуже дорогий, т. к. дороги: вихідний матеріал, тиглі, які придатні лише на один раз, паливо і т. д. к. дуже легко відбувається зворотне приєднання СО 2; тому до вітриту домішують вугілля, щоб 2 перейшла в СО. Якщо бажано отримати пористий продукт, необхідно суворо дотримуватися температури випалу. Для запобігання спіканню часто додають азотнокислий барій, вугілля, дьоготь або карбід барію, тобто.

3 + Ba(NО 3) 2 + 2С = 2ВаО + 2NО 2 + 3СО

ЗВаСО 3 + С 2 = 4ВаО + 5СО.

Крім того, необхідно у можливій мірі захистити продукт від спікання зі стінками тигля та впливу гарячих газів. Прожарювання в шахтних печах дає дуже чистий продукт (95%) у тому випадку, якщо піч побудована з матеріалу високої якості та нагрівання ведеться генераторним газом, що дозволяє точно регулювати температуру. В Італії застосовують нагрівання в електричних печах, але, мабуть, при цьому виходить «оксикарбід» та «баріундум», який, крім 80-85% окису барію, містить 10-12% карбіду та 3-5% ціаністого барію.

Водний окис барію, їдкий барит Ва(ОН) 2 , утворює прозорі моноклінні кристали

(ОН) 2 ∙ 8Н 2 0,

що втрачають останню молекулу води лише при темно-червоному жарі; при світло-червоному гартуванні виходить ВаО, а при розжарюванні в струмені повітря - перекис барію. Розчин їдкого барію - сильний луг - поглинає СО 2 з повітря, утворюючи нерозчинну СаСО 3 . У 100 г розчину полягає: при 0 ° - 1,48 г ВаО, при 10 ° - 2,17, при 15 ° - 2,89, при 20 ° - 3,36, при 50 ° - 10,5, при 80 ° – 4,76. Їдким баритом користуються для поглинання СО 2 , добування їдких лугів із сірчанокислих, виділення цукру з патоки і т. п. Їдкий барит можна отримати, прожарюючи вітрит при пропусканні водяної пари, проте простіше обпалити ВаСО 3 і діяти на водою водою; або суміш 60% ВаО і 40% BaS, отриману прожарюванням BaSО 4 з вугіллям, розчиняють у воді, причому виходить Ва(ОН) 2 не тільки з ВаО, але і зі значної частини BaS за рахунок гідролізу:

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

Викристалізована речовина містить лише 1% домішок. Старими прийомами додавання до BaS окисів заліза чи цинку тепер користуються. Запропоновано також отримувати їдкий барит електролізом хлористого барію або хлорноватокислого та хлорнокислого барію в присутності осаду ВаСО 3 який розчиняється кислотою, що утворюється на аноді.

Перекис барію ВаО 2 - білі, перламутроподібні зростки дрібних кристалів, дуже слабо розчиняються у воді (всього 0,168 год. в 100 год. води). Для отримання перекису оксид барію нагрівають у похилих трубах або в особливих муфелях, які можна точно тримати при бажаній температурі (500-600 °), причому нагнітається повітря, очищене від 2 і вологи. Найчистіший перекис отримують у вигляді квадратних кристалів ВаО 2 ∙ 8Н 2 О, для чого спочатку розтирають технічний перекис з водою, переводять у розчин додаванням слабкої соляної кислоти і осаджують розчином їдкого бариту або просто додають у 10 разів більшу кількість 8%-ного розчину бариту . Найбільш чистий перекис - сірувато-зелена маса, що спеклася, нерозчинна у воді, але взаємодіє з вугільним ангідридом. При розжарюванні ВаО 2 розкладається на ВаО і кисень. Пружність кисню над ВаО 2 при 555 ° - 25 мм, при 790 ° - 670 мм. Порошок перекису може сприяти займанню волокнистих матеріалів. У продажу зустрічаються: кращий сорт - з 90% ВаО 2 і середній - з 80-85%, причому головною домішкою є ВаО. Вміст ВаО 2 визначають титруванням 1/10 N-ним КМnO 4 розчину ВаО 2 в дуже слабкій холодній соляній кислоті (питома вага 1,01-1,05), осадивши попередньо іони барію слабкою сірчаною кислотою. Можна також титрувати виділений перекисом барію з йодистого калію йодсерноватокислим натрієм. Перекис барію застосовують для добування перекису водню (причому одночасно одержують міцніше білила «бланфікс») і для приготування речовин, що дезінфікують.

Барій азотистокислий Ba(NО 2) 2 ∙ Н 2 Про - гексагональні безбарвні шестигранні призми, температура плавлення 220 °. При 0° в 100 год. води розчиняються 58 год., при 35° - 97 год. 610 ч. ВаСl 2 . При високій температурі викристалізовується NaCl, при подальшому охолодженні - Ba(NО 2) 2 .

Барій азотнокислий Ba(NО 3) 2 - безбарвні прозорі октаедри, що плавляться при 375°; в 100 ч. води розчиняються при 10 ° - 7 ч., При 20 ° - 9,2 ч., При 100 ° - 32,2 ч. При нагріванні переходить спочатку в азотистокислий барій, а потім в окис барію. Застосовується: 1) для приготування перекису барію; 2) для зелених вогнів у феєрверках; 3) для деяких вибухових речовин. Добувається: 1) обмінним розкладанням при внесенні теоретичної кількості натрієвої селітри в гарячий розчин хлористого барію (30° Вѐ) і наступною перекристалізацією; 2) взаємодією вітриту або сірчистого барію з азотною кислотою; 3) нагріванням кальцієвої селітри з технічним вуглекислим барієм.

Барій марганцевокислий - марганцева зелень, касельська зелень, розенштилева зелень. МnO 4 - міцна зелена фарба, придатна для фрескового живопису; виходить прожарюванням суміші сполук барію (їдкого бариту, азотнокислого барію або перекису барію) і марганцю (двоокису або окису).

Барій сірчистий BaS - сірувата пориста маса, що легко окислюється і притягує вугільний ангідрид і воду; водою розкладається. Застосовується для виготовлення більшості барієвих сполук (літопон, міцні білила тощо), для виділення цукру з патоки та згонки вовни зі шкур (депілаторій). Для добування користуються прожарюванням суміші важкого шпату з вугіллям при 600-800°:

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

тоді як за більш високої температури витрачається вдвічі більше вугілля. Основною умовою є тісний зіткнення вугілля і шпату, що досягається перемелюванням шпату з 30-37% кам'яного вугілля і водою в млинах, що обертаються. Випал ведеться в печах, що обертаються, подібних тим, що застосовуються для цементу або в содовому виробництві, причому за короткими печами потрібно ставити запилювальну камеру для осадження диму і сажі. Отриманий продукт містить 60-70% речовин, розчинних у воді, 20-25% - розчинних у кислотах та 5% залишку. Отриманий продукт розпеченим кидають у воду або у водний розчин 1-2% NaOH (36° В), де половина переходить у водний окис Ва(ОН) 2 , а інша - в гідросірчистий Ba(SH) 2 . Цим розчином користуються безпосередньо для приготування сполук барію (літопону та ін) або для вилучення цукру. При взаємодії залишку із соляною кислотою одержують хлористий барій. На заводах старого типу прожарювання ведуть у шамотових ретортах, що рівномірно охоплюються полум'ям. У реторти завантажують добре просушені плити з вугілля та шпату, замішаних на воді. Як тільки зникнуть вогники окису вуглецю, що горить, плити витягують так, щоб вони потрапили в герметично закупорювані залізні ящики.

Барій сірчанокислий BaS 2 Про 3 ∙ H 2 Про утворюється із сірчистого барію: 1) при вільному доступі повітря і 2) при обмінному розкладанні із сірчано-кислим натрієм. Застосовується для встановлення титрів при йодометрії.

Барій сірчанокислий BaSО 4 , важкий шпат («міцні», «мінеральні», «нові» і т. п. білила), чисто білий, землістий, дуже важкий порошок, практично нерозчинний у воді та кислотах (розчинність: при 18 ° в 1 л води - 2 3 мг). Природнийбезпосередньо перемелюють. Найкращі безбарвні сорти називаються «квітковим» шпатом; до жовтуватим і рожевим додають ультрамарин. Іноді важкий шпат перемелюють і прогрівають із соляною кислотою для видалення заліза; або шпат сплавляють з Na 2 SО 4 і зі сплаву виділяють дією води. Штучнойого одержують: 1) як відкид при приготуванні перекису водню; 2) з хлористого барію взаємодією: а) з сірчаною кислотою, що дає осад, що швидко випадає; при виробництві важливо повністю відмити сірчану кислоту; 3) із вітриту; якщо він дуже чистий, його можна подрібнити безпосередньо дією H 2 SО 4 але з додаванням 2% НСl; якщо ж вітрит містить домішки, його спочатку розчиняють у соляній кислоті і потім виробляють осадження. Сірчанокислий барій застосовують гол. обр. для фарбування шпалерного кольорового паперу, картону і особливо для фотографічних паперів, для світлих олійних фарб і лакових фарб з кам'яновугільних, при виготовленні штучної слонової кістки і каучуку, для примішування до їжі, що вводиться в шлунок при рентгенографії.

Барій вуглекислий ВаСО 3 - мінерал вітрит (ромбічні кристали) або штучно отриманий у вигляді дрібного осаду (питома вага 4,3); важче дисоціює при прожарюванні, ніж СаСО 3 ; при 1100° тиск 2 всього 20 мм. Застосовується для добування інших сполук барію, при виготовленні цегли та теракоти, порцеляни, штучного мармуру та баритового кришталю. Штучно його готують: 1) із сирого розчину сірчистого барію впусканням вугільного ангідриду; 2) нагріванням сірчанокислого барію з поташом при 5 атм тиску; 3) при розкладанні вугільним ангідридом сахарату барію.

Барій оцтовокислий (С 2 Н 3 О 2) 2 ∙ Н 2 О - легко розчинні кристали, що застосовуються у фарбувальній справі; видобуваються взаємодією сірчистого чи вуглекислого натрію з оцтовою кислотою.

Барій фтористий BaF 2 - білий порошок, слабо розчинний у воді, плавиться при 1280°, видобувається розчиненням вуглекислого або їдкого барію в HF або кип'ятінням кріоліту з водним окисом барію.

Барій хлористий l 2 ∙ 2Н 2O- безбарвні плоскі ромбічні пластинки (питома вага 3,05), стійкі на повітрі, смак кислуваті, отруйні; при нагріванні відносно легко втрачають першу частину води та набагато важче другу; безводний ВаСl 2 прав. системи плавиться за 962°. У 100 ч. розчину міститься безводної солі:

ВаСl 2 застосовується для виготовлення «міцних» білил і для перекладу купоросів, що містяться в керамічних виробах, в нерозчинний BaSО 4 ; видобувається з бариту прожарюванням його з вугіллям і хлористим кальцієм у содових печах при 900-1000° у відновному полум'ї, причому можна застосовувати і 70%-ний розчин хлористого кальцію, але краще - твердий хлористий кальцій:

BaSO 4 + 4С = BaS + 4СО;

BaS + СаСl 2 = ВаСl 2 + CaS.

При правильному виробництві виходить майже чорний пористий продукт з 50-56% ВаСl 2 . Після систематичного вилуговування сіль викристалізовують (попередньо пропускають струмінь вугільного ангідриду) до повного видалення сірководню і випарюють у лакованих усередині судин. Кристали відокремлюють центрифугуванням. Якщо ж потрібен безводний ВаСl 2 то сіль нагрівають в судинах з мішалками, щоб отримати дуже дрібні кристали, які вже потім прожарюють, причому отримують 95% ВаСl 2 . Можна отримувати ВаСl 2 внесенням порошку BaS в соляну кислоту, що знаходиться в закритих судинах, звідки необхідно відводити сірководень, що виділяється, в заводську трубу або спалювати до SO 2 із застосуванням останнього для сірчаної кислоти. Звичайно, набагато вигідніше діяти соляною кислотою на ВАСО 3 .

Барій хлорноватокислий (С lO 3) 2 ∙ Н 2O- моноклінні призми, добре розчинні у холодній і ще краще у гарячій воді. Легко підриває при нагріванні та при ударі, якщо змішаний з горючою речовиною. Застосовується у піротехніці для зеленого полум'я. Видобувається електролізом при 75° насиченого розчину ВаСl 2 при платиновому аноді і графітовому катоді.

Барій - елемент головної підгрупи другої групи, шостого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 56. Позначається символом Ba (лат. Barium). Проста речовина - м'який, ковкий лужноземельний метал сріблясто-білого кольору. Має високу хімічну активність.

Історія відкриття барію

Барій було відкрито як оксиду BaO в 1774 р. Карлом Шееле. У 1808 році англійський хімік Гемфрі Деві електролізом вологого гідроксиду барію з ртутним катодом отримав амальгаму барію; після випаровування ртуті під час нагрівання він виділив металевий барій.

У 1774 р. шведський хімік Карл Вільгельм Шееле та його друг Юхан Готліб Ган досліджували один із найважчих мінералів – важкий шпат BaSO 4 . Їм удалося виділити невідому раніше «важку землю», яку потім назвали баритом (від грецького βαρυς – важкий). А через 34 роки Хемфрі Деві, піддавши електроліз мокру баритову землю, отримав з неї новий елемент - барій. Слід зазначити, що в тому ж 1808 р., дещо раніше Деві, Єні Якоб Берцеліус із співробітниками отримав амальгами кальцію, стронцію та барію. Так виник елемент барій.

Стародавні алхіміки проколювали BaSO 4 з деревом або деревним вугіллям і отримували фосфоресцірующіе «болонські самоцвіти». Але хімічно ці самоцвіти не BaO, а сірчистий барій BaS.

походження назви

Свою назву отримав від грецького barys - «важкий», тому що його оксид (BaO) був охарактеризований, як щільність, що має незвичайно високу для таких речовин.

Знаходження барію у природі

У земній корі міститься 0,05% барію. Це досить багато – значно більше, ніж, скажімо, свинцю, олова, міді чи ртуті. У чистому вигляді землі його немає: барій активний, він входить у підгрупу лужноземельних металів і, природно, в мінералах пов'язаний досить міцно.

Основні мінерали барію - вже згадуваний важкий шпат BaSO 4 (частіше його називають баритом) і вітрит BaCOз, названий так на ім'я англійця Вільяма Вітеринга (1741 ... 1799), який відкрив цей мінерал в 1782 р. У невеликій концентрації солі барію містяться в багатьох мінеральних водах та морській воді. Мале зміст у разі плюс, а чи не мінус, бо всі солі барію, крім сульфату, отруйні.

Типи родовищ барію

За мінеральними асоціаціями баритові руди поділяються на мономінеральні та комплексні. Комплексні поділяються на барито-сульфідні (містять сульфіди свинцю, цинку, іноді міді та залізного колчедану, рідше Sn, Ni, Au, Ag), барито-кальцитові (містять до 75% кальциту), залізо-баритові (містять магнетит, гематит, а у верхніх зонах гетит та гідрогетит) та барито-флюоритові (крім бариту та флюориту, зазвичай містять кварц і кальцит, а у вигляді невеликих домішок іноді присутні сульфіди цинку, свинцю, міді та ртуті).

З практичної точки зору найбільший інтерес представляють гідротермальні житлові мономінеральні, барито-сульфідні та барито-флюоритові родовища. Промислове значення мають також деякі метасоматичні пластові родовища та елювіальні розсипи. Осадові родовища, що являють собою типові хімічні опади водних басейнів, трапляються рідко і істотну роль не грають.

Як правило, баритові руди містять інші корисні компоненти (флюорит, галеніт, сфалерит, мідь, золото у промислових концентраціях), тому вони використовуються комплексно.

Ізотопи барію

Природний барій складається із суміші семи стабільних ізотопів: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Останній є найпоширенішим (71,66%). Відомі і радіоактивні ізотопи барію, найважливішим з яких є 140 Ba. Він утворюється при розпаді урану, торію та плутонію.

Отримання барію

Метал можна отримати різними способами, зокрема при електроліз розплавленої суміші хлористого барію і хлористого кальцію. Можна отримувати барій та відновлюючи його з окису алюмотермічним способом. Для цього вітрить обпалюють з вугіллям і одержують окис барію:

BaCO 3+C → BaO+2CO.

Потім суміш BaO з алюмінієвим порошком нагрівають у вакуумі до 1250°C. Пари відновленого барію конденсуються в холодних частинах труби, в якій йде реакція:

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.

Цікаво, що до складу запальних сумішей для алюмотермії часто входить перекис барію BaO 2 .

Отримати окис барію простим прожарюванням вітриту важко: вітрит розкладається лише за температури вище 1800°C. Легше отримувати BaO, прожарюючи нітрат барію Ba(NO 3) 2:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2 .

І при електролізі та при відновленні алюмінієм виходить м'який (твердіше свинцю, але м'якше цинку) блискучий білий метал. Він плавиться при 710°C, кипить при 1638°C, його густина 3,76 г/см 3 . Все це повністю відповідає положенню барію в підгрупі лужноземельних металів.

Відомі сім природних ізотопів барію. Найпоширеніший їх барій-138; його понад 70%.

Барій дуже активний. Він самозаймається від удару, легко розкладає воду, утворюючи розчинний гідрат окису барію:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2 .

Водний розчин гідрату окису барію називають баритової води. Цю «воду» застосовують в аналітичній хімії для визначення CO2 у газових сумішах. Але це вже з розповіді про застосування сполук барію. Металевий барій практичного застосування майже не знаходить. У вкрай незначних кількостях його вводять у підшипникові та друкарські сплави. Сплав барію з нікелем використовують у радіолампах, чистий барій – лише у вакуумній техніці як геттер (газопоглинач).

Металевий барій одержують із оксиду відновленням алюмінієм у вакуумі при 1200-1250°С:

4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl 2 O 4 .

Очищають барій перегонкою у вакуумі або зонною плавкою.

Одержання титану барію. Отримати його порівняно легко. Вітерит BaCO 3 при 700...800°C реагує з двоокисом титану ТЮ 2 , виходить саме те, що потрібно:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2 .

основ. пром. метод отримання металевого барію з ВаО - відновлення його порошком А1: 4ВаО + 2А1 -> ЗВа + ВаО*А1 2 Про 3 . Процес проводять у реакторі при 1100-1200 °З атмосфері Аг чи вакуумі (останній спосіб кращий). Молярне співвідношення ВаО:А1 становить (1,5-2):1. Реактор поміщають у піч так, щоб температура його "холодної частини" (в ній конденсуються пари барію, що утворюються) була близько 520°С Перегонкою у вакуумі барій очищають до вмісту домішок менше 10~ 4 % по масі, а при використанні зонної плавки - до 10 ~ 6%.

Невеликі кол-ва барію отримують також відновленням ВаВеО 2 [синтезується сплавленням Ва(ОН) 2 і Ве(ОН) 2 ] при 1300°С титаном, а також розкладанням при 120°С Ba(N 3) 2 , що утворюється при обмінних р- ціях солей барію з NaN 3 .

Ацетат (ООССН 3), - бесцв. кристали; т. пл. 490 ° С (з разл.); щільн. 2,47 г/см 3 ; розтв. у воді (58,8 г на 100 г при 0°С). Нижче 25 ° С з водних розчинів кристалізується тригідрат, при 25-41 ° С - моногідрат, вище 41 ° С - безводна сіль. Отримують взаємодію. (ОН) 2 , СО 3 або BaS з СН 3 СО 2 Н. Застосовують як протраву при фарбуванні вовни і ситця.

Манганат(VI) ​​МnО 4 - зелені кристали; не розкладається до 1000 °С. Отримують прожарюванням суміші Ba(NO 3) 2 з МnО 2 . Пігмент (касельова, або марганцова, зелень), який зазвичай використовується для фрескового живопису.

Хромат(VI)СrO 4 - жовті кристали; т. пл. 1380 ° С; - 1366,8 кДж/моль; розтв. у неорг. к-тах, не розтв. у воді. Отримують взаємодію. водних розчинів Ва(ОН) 2 або BaS з хроматами(VI) лужних металів. Пігмент (баритовий жовтий) для кераміки. ГДК 0,01 мг/м 3 (у перерахунку на Сг0 3). Пірконат ZrО 3 -бесцв. кристали; т. пл. ~269°С; - 1762 кДж/моль; розтв. у воді та водних розчинах лугів і NH 4 HCO 3 , розкладається сильними неорг. до-тами. Отримують взаємодію. ZrO 2 з ОО, ВІН 2 або ВАС 3 при нагріванні. Цирконат в суміші з ТіO 3 -п'єзоелект-рик.

Бромид Вr 2 - білі кристали; т. пл. 847 ° С; щільн. 4,79 г/см 3 ; -757 кДж/моль; добре розтв. у воді, метанолі, гірше – в етанолі. З водних розчинів кристалізується дигідрат, що перетворюється на моногідрат при 75°С, у безводну сіль - вище 100°С У водних розчинах взаємод. з СО 2 і 2 повітря, утворюючи ВаСО 3 і Вr 2 . Отримують 2 взаємод. водних розчинів Ва(ОН) 2 або ВаСО 3 з бромистоводневою к-тою.

Йодид I 2 - бесцв. кристали; т. пл. 740 ° С (з разл.); щільн. 5,15 г/см 3 ; . -607 кДж/моль; добре розтв. у воді та етанолі. З гарячих водних розчинів кристалізується дигідрат (зневоднюється при 150 ° С), нижче 30 ° С - гексагідрат. Отримують 2 взаємод. водних розчинів Ва(ОН) 2 або ВаСО 3 з йодистоводневою к-тою.

Фізичні властивості барію

Барій – сріблясто-білий ковкий метал. При різкому ударі розколюється. Існують дві алотропні модифікації барію: до 375 °C стійкий α-Ba з кубічними об'ємно-центрованими гратами (параметр а = 0,501 нм), вище стійкий β-Ba.

Твердість за мінералогічною шкалою 1,25; за шкалою Моосу 2.

Зберігають металевий барій у гасі або під шаром парафіну.

Хімічні властивості барію

Барій – лужноземельний метал. Інтенсивно окислюється на повітрі, утворюючи оксид барію BaO і нітрид барію Ba 3 N 2 а при незначному нагріванні запалюється. Енергійно реагує з водою, утворюючи гідроксид барію Ba(ОН) 2:

Ba + 2Н 2 О = Ba(ОН) 2 + Н 2

Активно взаємодіє із розведеними кислотами. Багато солі барію нерозчинні або малорозчинні у воді: сульфат барію BaSO 4 , сульфіт барію BaSO 3 карбонат барію BaCO 3 фосфат барію Ba 3 (PO 4) 2 . Сульфід барію BaS, на відміну від сульфіду кальцію CaS, добре розчинний у воді.

Прир. барій складається із семи стабільних ізотопів з травня. ч. 130, 132, 134-137 та 138 (71,66%). Поперечний переріз захоплення теплових нейтронів 1,17-10 28 м2. Конфігурація зовніш. електронної оболонки 6s 2; ступінь окиснення + 2, рідко + 1; енергія іонізації ° -> + -> 2 + соотв. 5,21140 та 10,0040 еВ; електронегативність за Полінгом 0,9; атомний радіус 0,221 нм, іонний радіус 2+ 0,149 нм (координаційне число 6).

Легко входить у реакцію з галогенами, утворюючи галогеніди.

При нагріванні з воднем утворює гідрид барію BaH 2 який у свою чергу з гідридом літію LiH дає комплекс Li.

Реагує при нагріванні з аміаком:

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

Нітрид барію Ba 3 N 2 при нагріванні взаємодіє з CO, утворюючи ціанід:

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

З рідким аміаком дає темно-синій розчин, з якого можна виділити аміакат, що має золотистий блиск і легко розкладається з відщепленням NH3. У присутності платинового каталізатора аміакат розкладається з утворенням аміду барію:

Ba(NH 2) 2 + 4NH 3 + Н 2

Карбід барію BaC 2 може бути отриманий при нагріванні в печі дугової BaO з вугіллям.

З фосфором утворює фосфід Ba 3 P 2 .

Барій відновлює оксиди, галогеніди та сульфіди багатьох металів до відповідного металу.

Застосування барію

Сплав барію з А1 (сплав альба, 56%) - основа геттерів (газопоглиначів). Для отримання власне геттера барій випаровують із сплаву високочастотним нагріванням у вакуумованій колбі приладу, в результаті холодних частинах колби утворюється т. зв. барієве дзеркало (або дифузне покриття при випаровуванні в середовищі азоту). Активною частиною переважної більшості термоемісійних катодів є ВаО. Барій використовують також як розкислювач Сі та Рb, у кач-ві присадки до антифрикц. сплавів, чорним і кольоровим металам, а також до сплавів, з яких брало виготовляють друкарські шрифти для збільшення їх твердості. Сплави барію з Ni служать виготовлення електродів запальних свічок в двигунах внутр. згоряння та в радіолампах. 140 (T 1/2 12,8 днів) - ізотопний індикатор, що використовується при дослідженні сполук барію.

Металевий барій, часто в сплаві з алюмінієм використовується як газопоглинач (гетер) у високовакуумних електронних приладах.

Антикорозійний матеріал

Барій додається спільно з цирконієм в рідкометалеві теплоносії (сплави натрію, калію, рубідія, літію, цезію) для зменшення агресивності останніх до трубопроводів та металургії.

Фторид барію застосовується як монокристалів в оптиці (лінзи, призми).

Пероксид барію використовується для піротехніки та як окислювач. Нітрат барію та хлорат барію використовують у піротехніці для фарбування полум'я (зелений вогонь).

Хромат барію застосовується при отриманні водню та кисню термохімічним способом (цикл Ок-Рідж, США).

Оксид барію спільно з оксидами міді та рідкісноземельних металів застосовується для синтезу надпровідної кераміки, що працює при температурі рідкого азоту і вище.

Оксид барію застосовується для варіння спеціального сорту скла - застосовується для покриття стрижнів уранових. Один із широкопоширених типів такого скла має наступний склад - (оксид фосфору - 61 %, ВАО - 32 %, оксид алюмінію - 1,5 %, оксид натрію - 5,5 %). У скловаренні для атомної промисловості застосовується також і фосфат барію.

Фторид барію використовується в твердотільних акумуляторних фторіонних батареях як компонент фторидного електроліту.

Оксид барію використовується в потужних мідноокисних акумуляторах як компонент активної маси (окис барію-окис міді).

Сульфат барію застосовується як розширювач активної маси негативного електрода при виробництві свинцево-кислотних акумуляторів.

Карбонат барію BaCO 3 додають у скляну масу, щоб підвищити коефіцієнт заломлення скла. Сірчанокислий барій застосовують у паперовій промисловості як наповнювач; якість паперу багато в чому визначається її вагою, барит BaSO 4 обтяжує папір. Ця сіль обов'язково входить у всі дорогі сорти паперу. Крім того, сульфат барію широко використовується у виробництві білої фарби літопону – продукту реакції розчинів сірчистого барію з сірчанокислим цинком:

BaS+ZnSO4 → BaSO4+ZnS.

Обидві солі, що мають білий колір, випадають в осад, у розчині залишається чиста вода.

При бурінні глибинних нафтових і газових свердловин використовується як бурова рідина завись сірчанокислого барію у воді.

Ще одна барієва сіль знаходить важливе застосування. Це титанат барію BaTiO 3 – один з найголовніших сегнетоелектриків (сегнетоелектрики ж поляризуються самі по собі, без впливу зовнішнього поля. Серед діелектриків вони виділяються так само, як феромагнітні матеріали серед провідників. Здатність до такої поляризації зберігається лише за певної температури. Поляризовані більшою діелектричною проникністю), які вважаються дуже цінними електротехнічними матеріалами.

У 1944 р. цей клас поповнився титанатом барію, сегнетоелектричні властивості якого відкрили радянським фізиком Б.М. Вулом. Особливість титанату барію полягає в тому, що він зберігає сегнетоелектричні властивості у дуже великому інтервалі температури – від близької до абсолютного нуля до +125°C.

Барій знайшов застосування у медицині. Його сірчанокислу сіль застосовують при діагностиці шлункових захворювань. BaSO 4 змішують із водою і дають проковтнути пацієнту. Сульфат барію непрозорий для рентгенівських променів, і тому ті ділянки травного тракту, якими йде «барієва каша», залишаються на екрані темними. Так лікар отримує уявлення про форму шлунка та кишок, визначає місце, де може виникнути виразка.

Вплив барію на організм людини

Шляхи надходження до організму.
Основним шляхом надходження барію в організм людини є їжа. Так, деякі морські жителі здатні накопичувати барій із навколишньої води, причому в концентраціях у 7-100 (а для деяких морських рослин до 1000) разів, що перевищують його вміст у морській воді. Деякі рослини (соєві боби та помідори, наприклад) також здатні накопичувати барій із ґрунту в 2-20 разів. Однак у районах, де концентрація барію у воді висока, питна вода також може зробити внесок у сумарне споживання барію. Надходження барію з повітря незначне.

Небезпека здоров'ю.
У ході наукових епідеміологічних досліджень, проведених під егідою ВООЗ, не знайшли підтвердження дані про зв'язок між смертністю від серцево-судинних захворювань та вмістом барію у питній воді. У короткострокових дослідженнях на добровольцях виявлено шкідливого ефекту на серцево-судинну систему при концентраціях барію до 10 мг/л. Щоправда, при дослідах на щурах, при вживанні останніми води навіть із невисоким вмістом барію, спостерігалося підвищення кров'яного систолічного тиску. Це свідчить про потенційну небезпеку підвищення кров'яного тиску і у людей при тривалому вживанні води, що містить барій (такі є у USEPA).
Дані USEPA також свідчать про те, що навіть разове вживання води, вміст барію в якій значно перевищує максимально допустимі значення, може призвести до м'язової слабкості та болів у черевній ділянці. Необхідно, щоправда, врахувати, що норматив барію, встановлений стандартом якості USEPA (2.0 мг/л) значно перевищує величину, рекомендовану ВООЗ (0.7 мг/л). Російськими санітарними нормами встановлено ще жорсткіше значення ГДК по барію у питній воді - 0.1 мг/л. Технології видалення води: іонний обмін, зворотний осмос, електродіаліз.

Барій- Елемент головної підгрупи другої групи, шостого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 56. Позначається символом Ba (лат. Barium). Проста речовина - м'який, ковкий лужноземельний метал сріблясто-білого кольору. Має високу хімічну активність. Історія відкриття барію

1 елемент таблиці МенделєєваБарій було відкрито як оксиду BaO в 1774 р. Карлом Шееле. У 1808 році англійський хімік Гемфрі Деві електролізом вологого гідроксиду барію з ртутним катодом отримав амальгаму барію; після випаровування ртуті під час нагрівання він виділив металевий барій.
У 1774 р. шведський хімік Карл Вільгельм Шееле та його друг Юхан Готліб Ган досліджували один із найважчих мінералів – важкий шпат BaSO4. Їм вдалося виділити невідому раніше «важку землю», яку згодом назвали баритом (від грецького βαρυς – важкий). А через 34 роки Хемфрі Деві, піддавши електроліз мокру баритову землю, отримав з неї новий елемент - барій. Слід зазначити, що в тому ж 1808 р., дещо раніше Деві, Єні Якоб Берцеліус із співробітниками отримав амальгами кальцію, стронцію та барію. Так виник елемент барій.

Стародавні алхіміки прожарювали BaSO4 з деревом або деревним вугіллям і отримували фосфоресцірующіе «болонські самоцвіти». Але хімічно ці самоцвіти не BaO, а сірчистий барій BaS.
Свою назву отримав від грецького barys — «важкий», тому що його оксид (BaO) був охарактеризований, як щільність, що має незвичайно високу для таких речовин.
У земній корі міститься 0,05% барію. Це досить багато – значно більше, ніж, скажімо, свинцю, олова, міді чи ртуті. У чистому вигляді землі його немає: барій активний, він входить у підгрупу лужноземельних металів і, природно, в мінералах пов'язаний досить міцно.
Основні мінерали барію - вже згадуваний важкий шпат BaSO4 (найчастіше його називають баритом) і вітрит BaCOз, названий так на ім'я англійця Вільяма Вітерінга (1741...1799), який відкрив цей мінерал у 1782 р. У невеликій концентрації солі барію містяться в багатьох мінеральних вод і морської води. Мале зміст у разі плюс, а чи не мінус, бо всі солі барію, крім сульфату, отруйні.

56 ← Барій→ Лантан
Властивості атома
Назва, символ, номер	Барій / Barium (Ba), 56
Атомна маса (Молярна маса)	137,327(7)(г/моль)
Електронна конфігурація
Радіус атома
Хімічні властивості
Ковалентний радіус
Радіус іона
Електронегативність	0,89 (шкала Полінга)
Електродний потенціал
Ступені окислення
Енергія іонізації (Перший електрон)	502,5 (5,21) кДж/моль (еВ)
Термодинамічні властивості простої речовини
Щільність (за н. у.)
Температура плавлення
Температура кипіння
Уд. теплота плавлення	7,66 кДж/моль
Уд. теплота випаровування	142,0 кДж/моль
Молярна теплоємність	28,1 Дж/(K·моль)
Молярний обсяг	39,0 см³/моль
Кристалічні грати простої речовини
Структура ґрат	кубічна об'ємноцентрована
Параметри решітки
Інші характеристики
Теплопровідність	(300 K) (18.4) Вт/(м·К)