Bariummolecuul. Barium

Barium(lat. Baryum), Ba, chemisch element van groep II van het periodieke systeem van Mendelejev, atoomnummer 56, atoommassa 137,34; zilverwit metaal. Het bestaat uit een mengsel van 7 stabiele isotopen, waarvan 138 Ba (71,66%) overheerst. Bij de kernsplijting van uranium en plutonium ontstaat de radioactieve isotoop 140 Va, die als radioactieve tracer wordt gebruikt. Barium werd ontdekt door de Zweedse chemicus K. Scheele (1774) in de vorm van BaO-oxide, genaamd "zware aarde", of bariet (van het Griekse barys - zwaar). Metallisch barium (in de vorm van een amalgaam) werd verkregen door de Engelse chemicus G. Davy (1808) door elektrolyse van nat Ba(OH)2-hydroxide met een kwikkathode. Het gehalte aan barium in de aardkorst bedraagt ​​0,05 gewichtsprocent; het komt in vrije toestand niet in de natuur voor. Van de bariummineralen zijn bariet (zware spar) BaSO 4 en het minder voorkomende witheriet BaCO 3 van industrieel belang.

Fysische eigenschappen van barium. Het kristalrooster van Barium is kubisch lichaamsgecentreerd met een periode a = 5,019 Å; dichtheid 3,76 g/cm3, tnl 710°C, kookpunt 1637-1640°C. Barium is een zacht metaal (harder dan lood, maar zachter dan zink), de hardheid op mineralogische schaal is 2.

Chemische eigenschappen van barium. Barium behoort tot de aardalkalimetalen en is qua chemische eigenschappen vergelijkbaar met calcium en strontium, en overtreft deze qua activiteit. Barium reageert met de meeste andere elementen en vormt verbindingen waarin het gewoonlijk 2-valent is (er bevinden zich 2 elektronen op de buitenste elektronenschil van het bariumatoom, de configuratie is 6s 2). In de lucht oxideert barium snel, waardoor een oxidefilm (evenals peroxide en nitride Ba 3 N 2) op het oppervlak ontstaat. Bij verhitting ontbrandt het gemakkelijk en brandt met een geelgroene vlam. Ontleedt water krachtig en vormt bariumhydroxide: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2. Vanwege zijn chemische activiteit wordt Barium opgeslagen onder een laag kerosine. BaO-oxide - kleurloze kristallen; in de lucht wordt het gemakkelijk omgezet in carbonaat BaCO 3 en reageert krachtig met water, waarbij Ba(OH) 2 ontstaat. Door BaO in lucht te verwarmen tot 500 °C ontstaat BaO 2 peroxide, dat bij 700 °C ontleedt in BaO en O 2. Door het peroxide onder hoge druk met zuurstof te verwarmen, wordt het hogere peroxide BaO 4 verkregen: een gele stof die ontleedt bij 50-60°C. Barium combineert met halogenen en zwavel en vormt halogeniden (bijvoorbeeld BaCl 2) en BaS-sulfide, met waterstof - BaH 2-hydride, dat snel ontleedt met water en zuren. Van de veelgebruikte bariumzouten zijn bariumchloride BaCl 2 en andere halogeniden, nitraat Ba(NO 3) 2, sulfide BaS, chloraat Ba(ClO 3) 2 zeer oplosbaar, bariumsulfaat BaSO 4, bariumcarbonaat BaCO 3 en chromaat BaCrO 4 zijn slecht oplosbaar.

Barium verkrijgen. De belangrijkste grondstof voor de productie van barium en zijn verbindingen is bariet, dat in vurige ovens met steenkool wordt gereduceerd: BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO. Het resulterende oplosbare BaS wordt verwerkt tot andere bariumzouten. De belangrijkste industriële methode voor de productie van metallisch barium is de thermische reductie van het oxide ervan met aluminiumpoeder: 4BaO + 2Al = 3Ba + BaO·Al 2 O 3 .

Het mengsel wordt onder vacuüm verwarmd tot 1100-1200°C (100 mn/m2, 10-3 mm Hg). Barium verdampt en zet zich af op de koude delen van de apparatuur. Het proces wordt uitgevoerd in periodieke elektrische vacuümapparaten, die het mogelijk maken om achtereenvolgens de reductie, destillatie, condensatie en het gieten van metaal uit te voeren, waarbij in één technologische cyclus een bariumstaaf wordt verkregen. Door dubbele destillatie in vacuüm bij 900°C wordt het metaal gezuiverd tot een onzuiverheidsgehalte van minder dan 1,10-4%.

Toepassing van barium. Het praktische gebruik van bariummetaal is klein. Het wordt ook beperkt door het feit dat manipulatie met puur barium moeilijk is. Meestal wordt barium in een beschermend omhulsel van een ander metaal geplaatst, of gelegeerd met een metaal dat bariumweerstand geeft. Soms wordt metallisch barium rechtstreeks in apparaten verkregen door er tabletten van een mengsel van barium- en aluminiumoxiden in te plaatsen en vervolgens thermische reductie in vacuüm uit te voeren. Barium, evenals zijn legeringen met magnesium en aluminium, worden in de hoogvacuümtechnologie gebruikt als absorbeerder van restgassen (getter). Barium wordt in kleine hoeveelheden gebruikt in de metallurgie van koper en lood voor de deoxidatie en zuivering van zwavel en gassen. Aan sommige antifrictiematerialen wordt een kleine hoeveelheid barium toegevoegd. De toevoeging van barium aan lood verhoogt dus aanzienlijk de hardheid van de legering die wordt gebruikt voor het afdrukken van lettertypen. Barium-nikkellegeringen worden gebruikt bij de vervaardiging van elektroden voor bougies van motoren en in radiobuizen.

Bariumverbindingen worden veel gebruikt. BaO 2 peroxide wordt gebruikt voor de productie van waterstofperoxide, voor het bleken van zijde en plantaardige vezels, als desinfectiemiddel en als een van de componenten van ontstekingsmengsels bij aluminothermie. BaS-sulfide wordt gebruikt om haar van de huid te verwijderen. Perchloraat Ba(ClO 4) 2 is een van de beste droogmiddelen. Nitraat Ba(NO 3) 2 wordt gebruikt in pyrotechniek. Gekleurde bariumzouten - BaCrO 4-chromaat (geel) en BaMnO 4-manganaat (groen) - zijn goede pigmenten voor het maken van verven. Bariumplatinocyanaat Ba wordt gebruikt om schermen af ​​te dekken bij het werken met röntgen- en radioactieve straling (onder invloed van straling wordt in de kristallen van dit zout fel geelgroene fluorescentie aangeslagen). Bariumtitanaat BaTiO 3 is een van de belangrijkste ferro-elektrische materialen. Omdat barium röntgenstraling en gammastraling goed absorbeert, wordt het opgenomen in beschermende materialen in röntgenfaciliteiten en kernreactoren. Bariumverbindingen zijn inerte dragers voor de extractie van radium uit uraniumertsen. Onoplosbaar bariumsulfaat is niet giftig en wordt gebruikt als contrastmateriaal voor röntgenonderzoek van het maag-darmkanaal. Bariumcarbonaat wordt gebruikt om knaagdieren te doden.

Barium in het lichaam. Barium is aanwezig in alle plantenorganen; het gehalte aan plantenas hangt af van de hoeveelheid barium in de bodem en varieert van 0,06-0,2 tot 3% (in barietafzettingen). De accumulatiecoëfficiënt van barium (barium in as / barium in de bodem) voor kruidachtige planten is 0,2-6, voor houtachtige planten 1-30. De bariumconcentratie is groter in wortels en takken, minder in bladeren; het neemt toe naarmate de scheuten ouder worden. Barium (de oplosbare zouten ervan) is giftig voor dieren, dus kruiden die veel barium bevatten (tot 2-30% in as) veroorzaken vergiftiging bij herbivoren. Barium wordt afgezet in botten en in kleine hoeveelheden in andere dierlijke organen. Een dosis van 0,2-0,5 g bariumchloride veroorzaakt acute vergiftiging bij mensen, en 0,8-0,9 g veroorzaakt de dood.

Bariummetaal is een zacht, kneedbaar aardalkalimetaal met een zilverwitte kleur. De naam komt van het oud-Griekse woord dat ‘zwaar’ betekent (vanwege de hoge samenstelling).

Hoe werd barium ontdekt?

De vorm van bariumoxide werd ontdekt door Karl Scheele en Johan Hahn in 1774. In 1808 isoleerde Humphry Davy barium voor het eerst in zijn pure vorm tijdens de elektrolyse van nat bariumhydroxide met een kwikkathode. Davy verwarmde het bij dit proces gevormde bariumamalgaam en na verdamping van het kwik verkreeg hij zuiver bariummetaal.

Prevalentie van barium in de natuur

Dit element is zeer reactief en komt in zuivere vorm niet in de natuur voor. Het komt vooral voor in de mineralen bariet (BaSO₄) en witheriet (BaCO₃). Een van de bariumverbindingen - het sulfide, BaS - werd bekend als "Bolognese" na de experimenten van de Italiaanse alchemist Vincenzo Casciarolo. Door bariet te calcineren ontdekte hij dat er een substantie ontstond die zich in het donker bevond. Nadat hij overdag in de zon had gelegen, bleef hij de hele nacht gloeien.

Waar worden barium en zijn verbindingen gebruikt?

In zijn pure vorm wordt barium gebruikt als getter(getter) in elektronische apparaten met hoog vacuüm en wordt toegevoegd aan vloeibare metaalkoelmiddelen. Bariumverbindingen worden gebruikt bij de vervaardiging van keramische condensatoren, piëzo-elektrische microfoons en piëzo-keramische emitters (bariumtitanaat). Bariumverbindingen worden ook gebruikt in de optica (enkele kristallen van bariumfluoride), in kernenergie om waterstof en zuurstof te produceren via de Oak Ridge-cyclus (bariumchromaat), in kernenergie voor het coaten van uraniumstaven (bariumoxide als onderdeel van een speciaal type glas) en in verschillende chemische bronnen. Bariumperoxide wordt, samen met oxiden van koper en zeldzame aardmetalen, gebruikt om supergeleidend keramiek te maken dat werkt bij temperaturen boven 77,4 K. Bariumnitraat en chloraat geven vuurwerk hun groene kleur.

Alle in water oplosbare bariumverbindingen zijn giftig en veroorzaken ernstige maag-darmproblemen en spier- en hartverlamming. Bariumsulfaat, dat onoplosbaar is in water, heeft echter toepassing gevonden in de geneeskunde. "Barietpap" (suspensie van bariumsulfaat) wordt aan patiënten gegeven voor röntgenonderzoek van de spijsverteringsorganen. Barium absorbeert röntgenstralen goed. Legofabrikanten probeerden van deze eigenschap gebruik te maken door bariumsulfaat toe te voegen aan plastic voor constructieonderdelen. Als een kind een onderdeel heeft ingeslikt, kan dit op een röntgenfoto gemakkelijk in het spijsverteringskanaal worden gedetecteerd. Helaas verloor het plastic aan kracht en was het commerciële bariumsulfaat niet zuiver genoeg en giftig, dus werd dit idee verlaten.

Barium is een aardalkalimetaal dat positie 56 inneemt in het periodiek systeem van chemische elementen. De naam van de stof vertaald uit het Oudgrieks betekent "zwaar".

Kenmerken van barium

Het metaal heeft een atoommassa van 137 g/mmol en een dichtheid van ongeveer 3,7 g/cm3. Het is zeer licht en zacht - de maximale hardheid op de schaal van Mohs is 3 punten. In het geval van kwikverontreinigingen neemt de kwetsbaarheid van barium aanzienlijk toe.

Het metaal heeft een lichte zilvergrijze kleur. Het metaal staat echter ook bekend om zijn groene kleur, die wordt verkregen als gevolg van een chemische reactie waarbij zouten van het element betrokken zijn (bijvoorbeeld bariumsulfaat). Als we een glazen staaf in barium dopen en deze in een open vuur brengen, zien we een groene vlam. Deze methode maakt het mogelijk om zelfs het minimale gehalte aan onzuiverheden van zware metalen duidelijk te bepalen.

Het kristalrooster van barium, dat zelfs buiten laboratoriumomstandigheden kan worden waargenomen, heeft een kubusvorm. Het is vermeldenswaard dat het vinden van pure barium in de natuur ook geschikt is. Tegenwoordig zijn er twee modificaties van het metaal bekend, waarvan er één bestand is tegen temperatuurstijgingen tot 365 0 C, en de andere bestand is tegen temperaturen in het bereik van 375-710 0 C. Het kookpunt van barium is 1696. 0 C.

Barium vertoont, samen met andere aardalkalimetalen, chemische activiteit. Het neemt een middenpositie in de groep in en laat strontium en calcium achter, dat in de open lucht kan worden opgeslagen, maar van barium kan dit niet worden gezegd. Een uitstekend medium voor het opslaan van metaal is paraffineolie, waarin barium of petroleumether direct wordt ondergedompeld.

Barium reageert met zuurstof, maar als gevolg van de reactie gaat zijn glans verloren, waarna het metaal eerst een geelachtige tint krijgt, vervolgens bruin wordt en uiteindelijk een grijze kleur krijgt. Dit is het uiterlijk dat inherent is aan bariumoxide. Wanneer de atmosfeer opwarmt, wordt barium explosief.

Het 56e element van het periodiek systeem van Mendelejev heeft ook een wisselwerking met water, wat resulteert in een reactie die het tegenovergestelde is van de reactie met zuurstof. In dit geval is de vloeistof onderhevig aan ontbinding. Deze reactie wordt uitsluitend uitgevoerd door puur metaal, waarna het bariumhydroxide wordt. Als metaalzouten in contact komen met het waterige milieu, zullen we geen enkele reactie zien, omdat er niets zal gebeuren. Het chloride ervan is bijvoorbeeld onoplosbaar in water en een actieve reactie kan alleen worden waargenomen bij interactie met een zure omgeving.

Het metaal reageert gemakkelijk met waterstof, maar hiervoor is het noodzakelijk om bepaalde omstandigheden te creëren, namelijk een temperatuurstijging. In dit geval is de output bariumhydride. Onder omstandigheden van stijgende temperatuur reageert element 56 ook met ammoniak, wat resulteert in de vorming van nitride. Als de temperatuur verder wordt verhoogd, kan cyanide worden geproduceerd.

Bariumoplossing heeft een karakteristieke blauwe kleur, die wordt verkregen als resultaat van reactie met ammoniak in vloeibare aggregaattoestand. Als een platinakatalysator wordt toegevoegd, ontstaat bariumamide. Het toepassingsgebied van deze stof is echter verre van breed: hij wordt uitsluitend als reagens gebruikt.

Tabel 1. Eigenschappen van barium

Kenmerkend	Betekenis
Eigenschappen van het atoom
Naam, symbool, nummer	Barium / Barium (Ba), 56
Atoommassa (molaire massa)	137.327(7) een. e.m. (g/mol)
Elektronische configuratie	6s2
Atoom straal	222 uur
Chemische eigenschappen
Covalente straal	198 uur
Ionen straal	(+2e) 134 uur
Elektronegativiteit	0,89 (Pauling-schaal)
Elektrode potentieel	-2,906
Oxidatietoestanden	2
Ionisatie-energie (eerste elektron)	502,5 (5,21) kJ/mol (eV)
Thermodynamische eigenschappen van een eenvoudige stof
Dichtheid (bij normale omstandigheden)	3,5 g/cm³
Smeltpunt	1 002 K
Kookpunt	1 910 K
Ud. hitte van fusie	7,66 kJ/mol
Ud. verdampingswarmte	142,0 kJ/mol
Molaire warmtecapaciteit	28,1 J/(Kmol)
Molair volume	39,0 cm³/mol
Kristalrooster van een eenvoudige substantie
Roosterstructuur	kubisch lichaamsgericht
Roosterparameters	5.020Å
Andere kenmerken
Thermische geleidbaarheid	(300 K) (18,4) W/(m·K)
CAS-nummer	7440-39-3

Barium verkrijgen

Het metaal werd voor het eerst verkregen in de tweede helft van de 18e eeuw (in 1774) door chemici Karl Scheele en Johan Hahn. Vervolgens werd een metaaloxide verkregen. Een paar jaar later slaagde Humphry Davy erin een metaalamalgaam te produceren door elektrolyse van nat bariumhydroxide met een kwikkathode, die hij aan hitte onderwierp en het kwik verdampte, waardoor hij bariummetaal verkreeg.

De productie van bariummetaal in moderne laboratoriumomstandigheden wordt op verschillende manieren uitgevoerd die verband houden met de atmosfeer. Bariumscheiding wordt uitgevoerd in een vacuüm vanwege een te actieve reactie die vrijkomt wanneer barium reageert met zuurstof.

Bariumoxide en chloride worden verkregen door metallotherme reductie onder omstandigheden van stijgende temperatuur tot 1200 ° C.

Ook kan puur metaal worden gescheiden van zijn hydride en nitride door middel van thermische ontleding. Kalium wordt op dezelfde manier verkregen. Om dit proces uit te voeren zijn speciale capsules met volledige afdichting vereist, evenals de aanwezigheid van kwarts of porselein. Het is ook mogelijk barium te verkrijgen door middel van elektrolyse, waarbij het element met een kwikkathode uit gesmolten bariumchloride kan worden geïsoleerd.

Toepassingen van barium

Gezien alle eigenschappen die het 56e element van het periodiek systeem heeft, is barium een ​​redelijk populair metaal. Er wordt dus gebruik gemaakt van:

1. Bij de vervaardiging van elektronische vacuümapparaten. In dit geval wordt bariummetaal, of zijn legering met aluminium, gebruikt als gasabsorber. En het oxide ervan in de samenstelling van een vaste oplossing van oxiden van andere aardalkalimetalen wordt gebruikt als een actieve laag van indirecte kanaalkathodes.
2. Als een materiaal dat corrosie kan weerstaan. Voor dit doel wordt metaal samen met zirkonium toegevoegd aan vloeibare metaalkoelmiddelen, wat het agressieve effect op pijpleidingen aanzienlijk kan verminderen. Dit gebruik van barium vond zijn plaats in de metallurgische industrie.
3. Barium kan fungeren als ferro-elektrisch en piëzo-elektrisch. Het is passend om bariumtitanaat te gebruiken, dat als diëlektricum fungeert tijdens de vervaardiging van keramische condensatoren, evenals een materiaal dat wordt gebruikt in piëzo-elektrische microfoons en piëzo-keramische emitters.
4. Bij optische instrumenten. Er wordt bariumfluoride gebruikt, dat de vorm heeft van enkele kristallen.
5. Als integraal onderdeel van pyrotechniek. Metaalperoxide wordt gebruikt als oxidatiemiddel. Bariumnitraat en chloraat werken als stoffen die de vlam een ​​bepaalde kleur (groen) geven.
6. Op het gebied van kernwaterstofenergie. Hier wordt bariumchromaat actief gebruikt bij de productie van waterstof en zuurstof met behulp van de thermochemische methode.
7. Op het gebied van kernenergie. Het metaaloxide is een integraal onderdeel van het proces van het maken van een bepaalde kwaliteit glas waarmee de uraniumstaven worden bedekt.
8. Als chemische stroombron. In dit geval kunnen verschillende bariumverbindingen worden gebruikt: fluoride, oxide en sulfaat. De eerste verbinding wordt gebruikt in fluorbatterijen in vaste toestand als onderdeel van de fluoride-elektrolyt. Het oxide heeft zijn plaats gevonden in krachtige koperoxidebatterijen als onderdeel van de actieve massa. En laatstgenoemde stof wordt gebruikt als expander van de actieve massa van de negatieve elektrode tijdens de productie van loodzuurbatterijen.
9. In de geneeskunde. Bariumsulfaat is een onoplosbare stof die volledig niet-giftig is. In dit opzicht wordt het gebruikt als radiopaak materiaal tijdens onderzoeken van het maag-darmkanaal.

Tabel 2. Toepassingen van barium

Toepassingsgebied	Gebruiksaanwijzing
Vacuüm elektronische apparaten	Metaalbarium, vaak in een legering met aluminium, wordt gebruikt als gasabsorbeerder (getter) in elektronische apparaten met hoog vacuüm. Bariumoxide, als onderdeel van een vaste oplossing van oxiden van andere aardalkalimetalen - calcium en strontium (CaO, SrO). ), wordt gebruikt als de actieve laag van indirect verwarmde kathoden.
Anticorrosief materiaal	Barium wordt samen met zirkonium toegevoegd aan vloeibare metaalkoelmiddelen (legeringen van natrium, kalium, rubidium, lithium, cesium) om de agressiviteit van laatstgenoemde voor pijpleidingen en in de metallurgie te verminderen.
Ferro- en piëzo-elektrisch	Bariumtitanaat wordt gebruikt als diëlektricum bij de vervaardiging van keramische condensatoren, en als materiaal voor piëzo-elektrische microfoons en piëzo-keramische emitters.
Optiek	Bariumfluoride wordt gebruikt in de vorm van enkele kristallen in de optica (lenzen, prisma's).
Pyrotechniek	Bariumperoxide wordt gebruikt voor pyrotechniek en als oxidatiemiddel. Bariumnitraat en bariumchloraat worden in pyrotechniek gebruikt om vlammen te kleuren (groen vuur).
Kernenergie op waterstof	Bariumchromaat wordt gebruikt bij de productie van waterstof en zuurstof via thermochemische methode (Oak Ridge-cyclus, VS).
Supergeleiding bij hoge temperaturen	Bariumperoxide wordt, samen met oxiden van koper en zeldzame aardmetalen, gebruikt om supergeleidende keramiek te synthetiseren die werkt bij temperaturen van vloeibare stikstof en hoger.
Kernenergie	Bariumoxide wordt gebruikt om een ​​speciaal soort glas te smelten, dat wordt gebruikt om uraniumstaven te coaten. Een van de wijdverbreide soorten van dergelijke glazen heeft de volgende samenstelling: (fosforoxide - 61%, BaO - 32%, aluminiumoxide - 1,5%, natriumoxide - 5,5%). Bariumfosfaat wordt ook gebruikt bij het smelten van glas voor de nucleaire industrie.
Chemische stroombronnen	Bariumfluoride wordt gebruikt in solid-state fluorionbatterijen als bestanddeel van de fluoride-elektrolyt. Bariumoxide wordt gebruikt in krachtige koperoxidebatterijen als actieve massacomponent (bariumoxide-bariumsulfaat wordt gebruikt als negatieve elektrode). actieve massa-extender bij de productie van loodzuurbatterijen.
Toepassing in de geneeskunde	Bariumsulfaat, onoplosbaar en niet-toxisch, wordt gebruikt als radiopaak contrastmiddel bij medische onderzoeken van het maag-darmkanaal.

Lichtgewicht zwaargewicht. Dus je kunt het je voorstellen barium. Zijn naam wordt vanuit het Grieks vertaald als ‘zwaar’. Vergeleken met andere aardalkalielementen is de stof erg zwaar. In een "gevecht" met metalen uit andere groepen verliest het in de regel.

De naam barium wordt geassocieerd met de geschiedenis van zijn ontdekking. In de 17e eeuw was het idee om uit afvalstoffen te winnen relevant. De Bolognese schoenmaker Casciarolo vond een uitzonderlijk zware steen. Goud is, zoals u weet, geen licht metaal. De man vermoedde dus zijn aanwezigheid in de kasseien.

Het was niet mogelijk het juweel te identificeren. Maar na het calcineren begon het rood te gloeien. Het fenomeen trok de aandacht van chemicus Karl Scheele. Hij stelde de aanwezigheid vast van een nieuw element in de rots: "zware aarde". Toen Humphry Davy uit Engeland dit ‘land’ in 1808 toewees, bleek het gemakkelijk te zijn. Maar ze veranderden de naam niet.

Chemische en fysische eigenschappen van barium

Nucleair massa barium gelijk aan 137 gram per mol. Het metaal is niet alleen licht, maar ook zacht. De hardheid bedraagt ​​niet meer dan 3 punten. Het materiaal is kneedbaar en licht stroperig. De dichtheid van het element is ongeveer 3,7 gram per kubieke centimeter. Als er verontreinigingen aanwezig zijn, wordt barium bros.

De kleur van het element is zilvergrijs. Maar groen wordt beschouwd als het kenmerk van barium. Het manifesteert zich in een reactie die kenmerkend is voor de 56e stof. Het gaat om elementen als bijv. bariumsulfaat.

Als je er een glazen staafje in dompelt en naar de brander brengt, laait er een groene vlam op. Op deze manier kunt u de aanwezigheid van zelfs verwaarloosbare onzuiverheden van zware metalen vaststellen.

Barium is een stof met een kubusvormig rooster. Het is niet alleen te zien in laboratoriumomstandigheden. Het metaal wordt in zijn pure vorm en in de natuur aangetroffen. Er zijn 2 bekende wijzigingen van het element. De ene is stabiel tot 365 graden Celsius, de andere – van 375 tot 710 graden Celsius. Barium kookt bij een temperatuur van 1696 graden Celsius.

Er zijn verschillende radioactieve isotopen van het metaal gesynthetiseerd. Barium-formule met een atoommassa van 140 - het resultaat van het verval van thorium, plutonium en uranium. De isotoop wordt geëxtraheerd door chromatografie, dat wil zeggen dat hij wordt geabsorbeerd op basis van de kleur van de stof.

Barium 133 wordt gevormd tijdens de bestraling van cesium. Het wordt blootgesteld aan de kernen van een van de isotopen van waterstof - deuteronen. De radioactieve vorm van het aardalkalimetaal dat daarbij vrijkomt, vervalt in iets meer dan 3 dagen. De cyclus van 140 barium is langer, alleen de halfwaardetijd duurt 13,5 dagen.

Zoals alle aardalkalimetalen is barium chemisch actief. In de groep staat het in het midden, vóór bijvoorbeeld en. Deze laatste worden in de lucht opgeslagen. Dit werkt niet met barium. Het 56e element wordt onder paraffineolie of petroleumether geplaatst.

Barium-interactie met zuurstof leidt tot verlies van glans. Daarna wordt het materiaal geel, bruin en uiteindelijk grijs. Dit is hoe het eruit ziet bariumoxide- het resultaat van de vernietiging ervan in de lucht. Als de atmosfeer wordt verwarmd, zal het 56e metaal daarin exploderen.

De interactie van een element met water is de omgekeerde reactie met zuurstof. Hier is de vloeistof al aan het ontbinden. Het proces is alleen mogelijk bij contact met puur metaal. Na de reactie gaat het in bariumhydroxide.

Als je in eerste instantie niet een natuurlijk element in water plaatst, maar de zouten ervan, gebeurt er niets. Bariumchloride, en niet alleen zijn ze onoplosbaar in H 2 O, ze hebben alleen een actieve interactie zuren.

Barium Reageert gemakkelijk met waterstof. De enige voorwaarde is verwarming. Er ontstaat een metaalhydride. Bij verhitting vindt de reactie ook plaats met ammoniak. Het resultaat is een nitride. Als je de temperatuur blijft verhogen, kan het veranderen in cyanide.

Barium-oplossing blauw - het resultaat van interactie met dezelfde ammoniak, maar in vloeibare vorm. Ammoniak wordt uit het mengsel gescheiden. Het heeft een gouden kleur en de stof ontleedt gemakkelijk.

Voeg gewoon een katalysator toe en je krijgt het bariumamide. Toegegeven, het wordt alleen als reagens gebruikt. Wat is het nut van andere verbindingen van het metaal en zichzelf?

Toepassingen van barium

Omdat puur metaal speciale opslagtechnieken vereist, wordt het niet vaak gebruikt. Specialisten in vacuümtechnologie staan ​​klaar om een ​​oogje dicht te knijpen voor het ongemak van het element. Erg goed barium absorbeert restgassen dienen dus als gasvanger.

Metaal wordt ook gebruikt als schoonmaakmiddel bij de productie van sommige producten. Hier absorbeert het element niet alleen gassen, maar ook onzuiverheden, en deoxideert ook mengsels.

Als onderdeel van legeringen wordt element 56 gebruikt in combinatie met lood. Het mengsel wordt gebruikt voor de productie van lagers. Bariumlegeringen, vervangen ook de eerder gebruikte printverbindingen gemaakt van lood en antimoon. Aardalkalimetaal versterkt de legering beter.

Legering c is een grondstof voor de vervaardiging van bougie-elektroden. Ze zijn nodig in verbrandingsmotoren en radiobuizen. Hiermee wordt een einde gemaakt aan het gebruik van pure barium. Metalen verbindingen spelen een rol.

Een zware steen die ooit in Bolon werd gevonden, is een beroemde kleurstof. Volgens de chemische samenstelling is het gesteente bariumsulfaat en behoort het tot deze klasse. De grondstoffen worden vermalen en toegevoegd aan lithoponium. Deze witte verf staat bekend om zijn dekkende kracht.

Op de foto staat een lamp voor de productie waarvan barium wordt gebruikt

Bariumsteen komt ook in dure varianten voor, bijvoorbeeld bedoeld voor het drukken van geld. Bariumsulfaat maakt bankbiljetten zwaarder, waardoor ze dichter en witter worden.

Interessant is dat Bolognese steen oorspronkelijk illegaal werd gebruikt in de verfindustrie. Loodwit werd verdund met een goedkope component. De kwaliteit van het product daalde, maar ondernemers werden rijker. In moderne kleurstoffen barium spar– een additief dat hun parameters verbetert in plaats van verslechtert.

Neerslag van barium, inclusief de zwavelzuurvorm, worden ook in de geneeskunde gebruikt. Spar blokkeert röntgenstralen. Bariumsulfaat wordt aan pap toegevoegd en gegeven aan een patiënt met vermoedelijke gastro-intestinale aandoeningen. Hierna zijn de röntgenresultaten gemakkelijker te interpreteren.

Bariumvergelijkingen geven het vermogen aan om niet alleen röntgenstralen, maar ook gammastralen te absorberen. Verbindingen van element 56 beschermen dus veel kernreactoren.

Bariumcarbonaat nodig voor het maken van glassmelt. Bariumnitraat– composiet. Bariumhydroxide-oplossing Reinigt effectief dierlijke vetten en plantaardige oliën. Gebruikt als gif bariumchloride-oplossing.

Op de foto is vuurwerk een andere industrie die het element barium gebruikt

Rhodizonaat wordt ook verkregen uit het 56e metaal natrium Barium Ze worden zelfs gebruikt voor injecties in het Sfinxbeeld. De zandsculptuur wordt vernietigd. Het zware metaal helpt de structuur te versterken.

Bariumwinning

Bariummetaal op meerdere manieren verkregen. Ze zijn verenigd door de atmosfeer. De reacties worden uitgevoerd in een vacuüm vanwege de gewelddadige interactie van het 56e element met zuurstof.

De metallotherme reductiemethode wordt toegepast op bariumoxide en chloride. Uit deze laatste verbinding wordt het element geïsoleerd met behulp van calciumcarbide. Aluminiumpoeder werkt met oxide. Vereist verwarming tot 1200 graden Celsius.

Uit het hydride en nitride van het 56e element is het ook mogelijk om puur te isoleren barium. Potassium op soortgelijke wijze verkregen, dat wil zeggen niet door reductie, maar door middel van thermische ontleding.

Het proces vindt plaats in afgesloten capsules en/of porselein. Er wordt ook gebruik gemaakt van elektrolyse. Het is geschikt voor het werken met gesmolten materiaal bariumchloride. De kathode is kwik.

Barium prijs

Naar metaal barium prijzen verhandelbaar op de markt. Het product is specifiek en wordt zelden gevraagd. Het element wordt meestal verkocht door chemische laboratoria en metallurgische bedrijven. De kosten van metaalverbindingen zijn geen geheim.

Bariumchloride kost bijvoorbeeld 50-70 roebel per kilogram. Barietzand Je kunt het ook kopen voor 10 roebel per 1000 gram. Een kilogram hydroxide wordt geschat op ongeveer 80-90 roebel. Voor bariumsulfaat vragen ze minstens 50 roebel, meestal ongeveer honderd. Bij groothandelsleveringen wordt het prijskaartje vaak iets verlaagd.

Groep IIA bevat alleen metalen – Be (beryllium), Mg (magnesium), Ca (calcium), Sr (strontium), Ba (barium) en Ra (radium). De chemische eigenschappen van de eerste vertegenwoordiger van deze groep - beryllium - verschillen het sterkst van de chemische eigenschappen van de andere elementen van deze groep. De chemische eigenschappen ervan lijken in veel opzichten zelfs meer op die van aluminium dan op die van andere metalen uit Groep IIA (zogenaamde “diagonale gelijkenis”). Magnesium verschilt qua chemische eigenschappen ook aanzienlijk van Ca, Sr, Ba en Ra, maar heeft nog steeds veel meer vergelijkbare chemische eigenschappen dan bij beryllium. Vanwege de aanzienlijke gelijkenis in de chemische eigenschappen van calcium, strontium, barium en radium, worden ze gecombineerd tot één familie genaamd alkalische aarde metalen.

Alle elementen van groep IIA behoren tot S-elementen, d.w.z. bevatten al hun valentie-elektronen S-subniveau De elektronische configuratie van de buitenste elektronische laag van alle chemische elementen van deze groep heeft dus de vorm ns 2 , Waar N– nummer van de periode waarin het element zich bevindt.

Vanwege de eigenaardigheden van de elektronische structuur van metalen uit groep IIA, kunnen deze elementen, naast nul, slechts één enkele oxidatietoestand hebben gelijk aan +2. Eenvoudige stoffen gevormd door elementen van groep IIA kunnen, wanneer ze deelnemen aan chemische reacties, alleen oxideren, d.w.z. elektronen doneren:

Ik 0 – 2e — → Ik +2

Calcium, strontium, barium en radium hebben een extreem hoge chemische reactiviteit. De eenvoudige stoffen die hierdoor worden gevormd, zijn zeer sterke reductiemiddelen. Magnesium is ook een sterk reductiemiddel. De reductieactiviteit van metalen voldoet aan de algemene wetten van de periodieke wet van D.I. Mendelejev en stijgt naar beneden in de subgroep.

Interactie met eenvoudige stoffen

met zuurstof

Zonder verwarming reageren beryllium en magnesium niet met atmosferische zuurstof of pure zuurstof, omdat ze bedekt zijn met dunne beschermende films bestaande uit respectievelijk BeO- en MgO-oxiden. De opslag ervan vereist geen speciale beschermingsmethoden tegen lucht en vocht, in tegenstelling tot aardalkalimetalen, die worden opgeslagen onder een laag vloeistof die inert voor hen is, meestal kerosine.

Be, Mg, Ca, Sr vormen bij verbranding in zuurstof oxiden met de samenstelling MeO, en Ba - een mengsel van bariumoxide (BaO) en bariumperoxide (BaO 2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

Ba + O2 = BaO2

Opgemerkt moet worden dat wanneer aardalkalimetalen en magnesium in de lucht verbranden, er ook een nevenreactie van deze metalen met luchtstikstof optreedt, waardoor naast verbindingen van metalen met zuurstof ook nitriden met de algemene formule Me 3 N ontstaan. Er worden er ook 2 gevormd.

met halogenen

Beryllium reageert alleen met halogenen bij hoge temperaturen, en de rest van de metalen uit Groep IIA - al bij kamertemperatuur:

Mg + ik 2 = MgI 2 – Magnesiumjodide

Ca + Br 2 = CaBr 2 – calciumbromide

Ba + Cl 2 = BaCl 2 – bariumchloride

met niet-metalen uit de groepen IV-VI

Alle metalen van groep IIA reageren bij verhitting met alle niet-metalen van de groepen IV-VI, maar afhankelijk van de positie van het metaal in de groep en de activiteit van de niet-metalen zijn verschillende graden van verwarming vereist. Omdat beryllium het chemisch meest inerte van alle metalen uit Groep IIA is, is bij het uitvoeren van zijn reacties met niet-metalen een aanzienlijk gebruik vereist. O hogere temperatuur.

Opgemerkt moet worden dat de reactie van metalen met koolstof carbiden van verschillende aard kan vormen. Er zijn carbiden die tot methaniden behoren en traditioneel worden beschouwd als derivaten van methaan, waarbij alle waterstofatomen zijn vervangen door metaal. Ze bevatten, net als methaan, koolstof in de oxidatietoestand -4, en wanneer ze worden gehydrolyseerd of een interactie aangaan met niet-oxiderende zuren, is een van de producten methaan. Er is ook een ander type carbiden: acetyleniden, die het C 2 2-ion bevatten, wat eigenlijk een fragment is van het acetyleenmolecuul. Carbiden zoals acetyleniden vormen bij hydrolyse of interactie met niet-oxiderende zuren acetyleen als een van de reactieproducten. Het type carbide - methanide of acetylenide - dat wordt verkregen wanneer een bepaald metaal reageert met koolstof, hangt af van de grootte van het metaalkation. Metaalionen met een kleine straal vormen gewoonlijk metaniden, en grotere ionen vormen acetyleniden. In het geval van metalen uit de tweede groep wordt methanide verkregen door de interactie van beryllium met koolstof:

De overige metalen van groep II A vormen acetyleniden met koolstof:

Met silicium vormen metalen uit groep IIA siliciden - verbindingen van het type Me 2 Si, met stikstof - nitriden (Me 3 N 2), met fosfor - fosfiden (Me 3 P 2):

met waterstof

Alle aardalkalimetalen reageren bij verhitting met waterstof. Om magnesium met waterstof te laten reageren is verwarming alleen, zoals in het geval van aardalkalimetalen, niet voldoende. Naast hoge temperaturen is er ook een verhoogde waterstofdruk nodig; Beryllium reageert onder geen enkele omstandigheid met waterstof.

Interactie met complexe stoffen

met water

Alle aardalkalimetalen reageren actief met water en vormen alkaliën (oplosbare metaalhydroxiden) en waterstof. Magnesium reageert alleen met water als het wordt gekookt, omdat bij verhitting de beschermende oxidefilm MgO in water oplost. In het geval van beryllium is de beschermende oxidefilm zeer resistent: water reageert er niet mee, noch bij koken, noch bij gloeiend hete temperaturen:

met niet-oxiderende zuren

Alle metalen van de hoofdsubgroep van groep II reageren met niet-oxiderende zuren, omdat ze zich in de activiteitsreeks links van waterstof bevinden. In dit geval wordt een zout van het overeenkomstige zuur en waterstof gevormd. Voorbeelden van reacties:

Be + H 2 SO 4 (verdund) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H2

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

met oxiderende zuren

− verdund salpeterzuur

Alle metalen van groep IIA reageren met verdund salpeterzuur. In dit geval zijn de reductieproducten, in plaats van waterstof (zoals in het geval van niet-oxiderende zuren), stikstofoxiden, voornamelijk stikstofoxide (I) (N 2 O), en in het geval van sterk verdund salpeterzuur, ammonium nitraat (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4 mg + 10HNO3 (erg wazig)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− geconcentreerd salpeterzuur

Geconcentreerd salpeterzuur bij gewone (of lage) temperatuur passiveert beryllium, d.w.z. reageert er niet mee. Bij koken is de reactie mogelijk en verloopt voornamelijk volgens de vergelijking:

Magnesium en aardalkalimetalen reageren met geconcentreerd salpeterzuur en vormen een breed scala aan verschillende stikstofreductieproducten.

− geconcentreerd zwavelzuur

Beryllium wordt gepassiveerd met geconcentreerd zwavelzuur, d.w.z. reageert er onder normale omstandigheden niet mee, maar de reactie vindt plaats bij koken en leidt tot de vorming van berylliumsulfaat, zwaveldioxide en water:

Wees + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Barium wordt ook gepassiveerd door geconcentreerd zwavelzuur als gevolg van de vorming van onoplosbaar bariumsulfaat, maar reageert ermee bij verhitting; bariumsulfaat lost op bij verhitting in geconcentreerd zwavelzuur als gevolg van de omzetting ervan in bariumwaterstofsulfaat.

De overige metalen van hoofdgroep IIA reageren onder alle omstandigheden, ook in de kou, met geconcentreerd zwavelzuur. Reductie van zwavel kan plaatsvinden tot SO 2, H 2 S en S afhankelijk van de activiteit van het metaal, de reactietemperatuur en de zuurconcentratie:

Mg + H2SO4 ( conc. .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3 mg + 4H 2 SO 4 ( conc. .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 DUS 4 ( conc. .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

met alkaliën

Magnesium en aardalkalimetalen hebben geen interactie met alkaliën, en beryllium reageert gemakkelijk zowel met alkalische oplossingen als met watervrije alkaliën tijdens fusie. Bovendien neemt, wanneer een reactie wordt uitgevoerd in een waterige oplossing, ook water deel aan de reactie, en de producten zijn tetrahydroxoberyllaten van alkali- of aardalkalimetalen en waterstofgas:

Wees + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - kaliumtetrahydroxoberyllaat

Bij het uitvoeren van een reactie met een vaste alkali tijdens fusie worden beryllaten van alkali- of aardalkalimetalen en waterstof gevormd

Wees + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - kalium beryllaat

met oxiden

Aardalkalimetalen, evenals magnesium, kunnen bij verhitting minder actieve metalen en sommige niet-metalen uit hun oxiden reduceren, bijvoorbeeld:

De methode om metalen uit hun oxiden te reduceren met magnesium wordt magnesium genoemd.