Primena barijuma. Barijum

Sadržaj članka

BARIJUM– hemijski element 2. grupe periodnog sistema, atomski broj 56, relativna atomska masa 137,33. Nalazi se u šestom periodu između cezijuma i lantana. Prirodni barijum se sastoji od sedam stabilnih izotopa sa masenim brojevima 130(0,101%), 132(0,097%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81%), 137(11,32%) i 138 ( 71,66%). Barijum u većini hemijskih jedinjenja pokazuje maksimalno oksidaciono stanje od +2, ali može imati i nulto oksidaciono stanje. U prirodi se barijum javlja samo u dvovalentnom stanju.

Istorija otkrića.

Godine 1602. Casciarolo (bolonjski obućar i alhemičar) je u okolnim planinama pokupio kamen koji je bio toliko težak da je Casciarolo posumnjao da je zlato. Pokušavajući da izdvoji zlato iz kamena, alhemičar ga je kalcinirao ugljem. Iako nije bilo moguće izolirati zlato, eksperiment je donio jasno ohrabrujuće rezultate: ohlađeni produkt kalcinacije svijetlio je crvenkasto u mraku. Vijest o ovako neobičnom nalazu izazvala je pravu senzaciju u alhemijskoj zajednici i neobični mineral, koji je dobio niz imena - sunčani kamen (Lapis solaris), bolonjski kamen (Lapis Boloniensis), bolonjski fosfor (Phosphorum Boloniensis) postao je učesnik razne eksperimente. Ali vrijeme je prolazilo, a zlato nije ni pomišljalo da se ističe, pa je interesovanje za novi mineral postupno nestalo, a dugo se smatralo modificiranim oblikom gipsa ili vapna. Samo vek i po kasnije, 1774. godine, čuveni švedski hemičari Karl Šele i Johan Han pažljivo su proučavali „bolonjski kamen“ i otkrili da on sadrži neku vrstu „teške zemlje“. Kasnije, 1779. godine, Guiton de Morveau je ovu "kopnu" nazvao barote (barote) od grčke riječi "barue" - težak, a kasnije je promijenio ime u baryte (barit). Pod ovim imenom, zemlja barijum se pojavila u udžbenicima hemije kasnog 18. i početka 19. veka. Na primjer, u udžbeniku A.L. Lavoisier-a (1789.) barit je uključen u listu zemljanih jednostavnih tijela koja stvaraju sol, a za barit je dat drugi naziv - "teška zemlja" (terre pesante, latinski terra ponderosa). Još nepoznati metal sadržan u mineralu počeo se zvati barijum (latinski - Barijum). U ruskoj književnosti 19. veka. Korišćeni su i nazivi barit i barijum. Sljedeći poznati mineral barija bio je prirodni barij karbonat, koji je 1782. otkrio Withering i kasnije nazvan viteritom u njegovu čast. Metalni barijum prvi je pripremio Englez Humphry Davy 1808. godine elektrolizom vlažnog barijum hidroksida sa živinom katodom i naknadnim isparavanjem žive iz barijum amalgama. Treba napomenuti da je iste 1808. godine, nešto ranije od Davyja, švedski hemičar Jens Berzelius nabavio barij amalgam. Uprkos svom nazivu, pokazalo se da je barijum relativno lak metal sa gustinom od 3,78 g/cm 3, tako da je 1816. godine engleski hemičar Clark predložio da se odbaci naziv „barijum” na osnovu toga da je barijum zemlja (barijum oksid) zaista teži od drugih zemalja (oksida), onda je metal, naprotiv, lakši od ostalih metala. Clark je želio da ovaj element nazove plutonijum u čast drevnog rimskog boga, vladara podzemnog kraljevstva Plutona, ali ovaj prijedlog nije naišao na podršku drugih naučnika i laki metal se nastavio nazivati ​​"teškim".

Barijum u prirodi.

Zemljina kora sadrži 0,065% barijuma, javlja se u obliku sulfata, karbonata, silikata i aluminosilikata. Glavni minerali barijuma su gore pomenuti barit (barijum sulfat), koji se naziva i teški ili perzijski špart, i viterit (barijum karbonat). Svjetski mineralni resursi barita procijenjeni su 1999. na 2 milijarde tona, a značajan dio njih koncentrisan je u Kini (oko 1 milijardu tona) i Kazahstanu (0,5 milijardi tona). Velike rezerve barita postoje u SAD, Indiji, Turskoj, Maroku i Meksiku. Ruski resursi barita se procjenjuju na 10 miliona tona, a njegova proizvodnja se odvija na tri glavna ležišta koja se nalaze u regijama Hakasija, Kemerovo i Čeljabinsk. Ukupna godišnja proizvodnja barita u svijetu je oko 7 miliona tona, Rusija proizvodi 5 hiljada tona i uvozi 25 hiljada tona barita godišnje.

Potvrda.

Glavne sirovine za proizvodnju barija i njegovih spojeva su barit i, rjeđe, viterit. Redukovanjem ovih minerala ugljem, koksom ili prirodnim gasom dobijaju se barijum sulfid, odnosno barijev oksid:

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO

BaSO 4 + 2CH 4 = BaS + 2C + 4H 2 O

BaCO 3 + C = BaO + 2CO

Metalni barijum se dobija redukcijom sa aluminijum oksidom.

3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3

Ovaj proces je prvi izveo ruski fizikalni hemičar N.N. Ovako je opisao svoje eksperimente: „Uzeo sam bezvodni barijev oksid i, dodajući mu određenu količinu barijum hlorida, poput fluksa, stavio sam ovu mešavinu zajedno sa komadima gline (aluminijum) u ugljični lončić i zagrevao je nekoliko sati. Nakon hlađenja lončića, pronašao sam u njemu metalnu leguru potpuno drugačijeg tipa i fizičkih svojstava od gline. Ova legura ima grubo-kristalnu strukturu, vrlo je krhka, svježi lom ima slab žućkasti sjaj; analiza je pokazala da se na 100 sati sastoji od 33,3 barijuma i 66,7 gline, ili, inače, za jedan deo barijuma sadrži dva dela gline...” Trenutno se proces redukcije sa aluminijumom odvija u vakuumu na temperaturama od 1100 do 1250°C, dok nastali barijum isparava i kondenzuje na hladnijim delovima reaktora.

Osim toga, barij se može dobiti elektrolizom rastaljene mješavine barijuma i kalcijum hlorida.

Jednostavna supstanca.

Barijum je srebrno-bijeli savitljivi metal koji se lomi pri oštrom udaru. Tačka topljenja 727°C, tačka ključanja 1637°C, gustina 3,780 g/cm 3 . Pri normalnom pritisku postoji u dvije alotropske modifikacije: a -Ba sa kubnom tijelocentričnom rešetkom je stabilan do 375°C b -Ba je stabilan iznad 375°C. Pri povišenom pritisku nastaje heksagonalna modifikacija. Metalni barijum ima visoku hemijsku aktivnost, intenzivno oksidira na vazduhu, formirajući film koji sadrži BaO, BaO 2 i Ba 3 N 2, i pali se uz blago zagrevanje ili udar.

2Ba + O 2 = 2BaO; Ba + O 2 = BaO 2 ; 3Ba + N 2 = Ba 3 N 2,

Stoga se barij skladišti ispod sloja kerozina ili parafina. Barijum snažno reaguje sa vodom i rastvorima kiselina, formirajući barijum hidroksid ili odgovarajuće soli:

Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Ba + 2HCl = BaCl 2 + H 2

Sa halogenima, barij stvara halogenide, sa vodonikom i dušikom kada se zagrijavaju - hidrid i nitrid.

Ba + Cl 2 = BaCl 2; Ba + H 2 = BaH 2

Metalni barij se otapa u tekućem amonijaku i formira tamnoplavu otopinu iz koje se može izdvojiti amonijak Ba(NH 3) 6 - kristali zlatnog sjaja koji se lako raspadaju oslobađanjem amonijaka. U ovom spoju, barij ima nulto oksidacijsko stanje.

Primjena u industriji i nauci.

Upotreba metalnog barija je vrlo ograničena zbog njegove visoke hemijske reaktivnosti. Legura barijuma sa aluminijumom - legura Alba koja sadrži 56% Ba - je osnova gettera (apsorbera zaostalih gasova u vakuumskoj tehnologiji). Da bi se dobio sam getter, barij se isparava iz legure zagrijavanjem u evakuiranoj tikvici uređaja, zbog čega se na hladnim dijelovima tikvice formira „zrcalo barija“. U malim količinama, barij se koristi u metalurgiji za prečišćavanje rastopljenog bakra i olova od nečistoća sumpora, kisika i dušika. Barijum se dodaje u štamparske i antifrikcione legure. Legura barijuma i nikla se koristi za izradu delova za radio cevi i elektrode za svećice u motorima karburatora. Osim toga, postoje i nestandardne upotrebe barija. Jedna od njih je stvaranje umjetnih kometa: barijeva para oslobođena iz svemirske letjelice lako se jonizuje sunčevim zracima i pretvara se u svijetli oblak plazme. Prva vještačka kometa nastala je 1959. godine tokom leta sovjetske automatske međuplanetarne stanice Luna-1. Početkom 1970-ih, njemački i američki fizičari, vodeći istraživanje o Zemljinom elektromagnetnom polju, pustili su 15 kilograma sićušnog barijevog praha iznad Kolumbije. Nastali oblak plazme protezao se duž linija magnetnog polja, što je omogućilo da se razjasni njihov položaj. Godine 1979. mlazovi čestica barijuma korišteni su za proučavanje aurore.

Jedinjenja barijuma.

Dvovalentna jedinjenja barijuma su od najvećeg praktičnog interesa.

Barijum oksid(BaO): međuproizvod u proizvodnji barija - vatrostalni (talište oko 2020 °C) bijeli prah, reagira s vodom, formirajući barijev hidroksid, apsorbira ugljični dioksid iz zraka, pretvarajući se u karbonat:

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2; BaO + CO 2 = BaCO 3

Kada se kalcinira na zraku na temperaturi od 500-600°C, barijev oksid reaguje sa kiseonikom, formirajući peroksid, koji se, daljim zagrevanjem do 700°C, ponovo pretvara u oksid, eliminirajući kiseonik:

2BaO + O 2 = 2BaO 2 ; 2BaO2 = 2BaO + O2

Tako se dobijao kiseonik do kraja 19. veka, dok nije razvijena metoda za oslobađanje kiseonika destilacijom tečnog vazduha.

U laboratoriji se barijev oksid može pripremiti kalciniranjem barijevog nitrata:

2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2

Sada se barijum oksid koristi kao sredstvo za uklanjanje vode, za dobijanje barijum peroksida i za izradu keramičkih magneta od barijum ferata (za to se mešavina praha barijuma i oksida gvožđa sinteruje pod presom u jakom magnetskom polju), ali Glavna upotreba barijum oksida je proizvodnja termoionskih katoda. Godine 1903. mladi njemački naučnik Wehnelt testirao je zakon emisije elektrona čvrstih tijela, koji je nedavno otkrio engleski fizičar Richardson. Prvi od eksperimenata s platinskom žicom u potpunosti je potvrdio zakon, ali kontrolni eksperiment nije uspio: tok elektrona naglo je premašio očekivani. Kako se svojstva metala nisu mogla promijeniti, Wehnelt je pretpostavio da na površini platine postoji neka vrsta nečistoće. Nakon testiranja mogućih površinskih zagađivača, on se uvjerio da dodatne elektrone emituje barij oksid, koji je bio dio maziva vakuum pumpe korištene u eksperimentu. Međutim, naučni svijet nije odmah prepoznao ovo otkriće, jer se njegovo opažanje nije moglo reproducirati. Samo skoro četvrt veka kasnije, Englez Kohler je pokazao da se barijum oksid mora zagrevati na veoma niskim pritiscima kiseonika da bi pokazao visoku termoionsku emisiju. Ovaj fenomen se mogao objasniti tek 1935. godine. Njemački naučnik Pohl sugerirao je da elektrone emituje mala nečistoća barijuma u oksidu: pri niskim pritiscima dio kisika isparava iz oksida, a preostali barij se lako ionizira i formira slobodni elektroni, koji napuštaju kristal kada se zagreju:

2BaO = 2Ba + O 2 ; Ba = Ba 2+ + 2e

Ispravnost ove hipoteze konačno su utvrdili kasnih 1950-ih sovjetski hemičari A. Bundel i P. Kovtun, koji su izmjerili koncentraciju nečistoće barija u oksidu i uporedili je s fluksom termoionske elektronske emisije. Sada je barij oksid aktivni dio većine termoionskih katoda. Na primjer, snop elektrona koji formira sliku na TV ekranu ili monitoru kompjutera emituje barijum oksid.

Barijum hidroksid, oktahidrat(Ba(OH)2· 8H2O). Bijeli prah, dobro rastvorljiv u vrućoj vodi (više od 50% na 80°C), lošije u hladnoj vodi (3,7% na 20°C). Tačka topljenja oktahidrata je 78°C kada se zagrije na 130°C, pretvara se u bezvodni Ba(OH) 2. Barij hidroksid se proizvodi otapanjem oksida u vrućoj vodi ili zagrijavanjem barij sulfida u struji pregrijane pare. Barijev hidroksid lako reaguje s ugljičnim dioksidom, pa se njegova vodena otopina, nazvana "baritna voda", koristi u analitičkoj hemiji kao reagens za CO 2. Osim toga, „baritna voda“ služi kao reagens za sulfatne i karbonatne ione. Barijum hidroksid se koristi za uklanjanje sulfatnih jona iz biljnih i životinjskih ulja i industrijskih rastvora, za dobijanje rubidijum i cezijum hidroksida, kao komponente maziva.

Barijum karbonat(BaCO3). U prirodi je mineral uvenuće. Bijeli prah, nerastvorljiv u vodi, rastvorljiv u jakim kiselinama (osim sumporne kiseline). Kada se zagrije na 1000° C, razgrađuje se, oslobađajući CO 2:

BaCO 3 = BaO + CO 2

Barijum karbonat se dodaje staklu kako bi se povećao indeks loma i dodaje se emajlima i glazurama.

Barijum sulfat(BaSO4). U prirodi - barit (teški ili perzijski špart) - glavni mineral barija - je bijeli prah (tačka topljenja oko 1680 ° C), praktički nerastvorljiv u vodi (2,2 mg / l na 18 ° C), polako se otapa u koncentrovanoj sumpornoj kiselina.

Proizvodnja boja je dugo bila povezana sa barijum sulfatom. Istina, isprva je njegova upotreba bila kriminalne prirode: zdrobljeni barit pomiješan je s olovnom bjelinom, što je značajno smanjilo cijenu konačnog proizvoda i, ujedno, pogoršalo kvalitetu boje. Međutim, takvi modificirani bijeli su prodavani po istoj cijeni kao i obični bijeli, stvarajući značajan profit vlasnicima farbi. Daleke 1859. godine Odeljenje za proizvodnju i unutrašnju trgovinu primilo je informaciju o lažnim mahinacijama vlasnika jaroslavskih fabrika koji su olovnom belom dodavali tešku špartu, što „obmanjuje potrošače o pravom kvalitetu proizvoda, a primljen je i zahtev za zabranu rekli su proizvođači od korištenja šparta u proizvodnji olovne bijele boje.” Ali ove pritužbe nisu bile ništa. Dovoljno je reći da je 1882. godine u Jaroslavlju osnovana fabrika šparoga, koja je 1885. proizvodila 50 hiljada funti zgnječenog teškog šparta. Početkom 1890-ih, D.I. Mendeljejev je pisao: "...Barit se miješa u mješavinu bijele boje u mnogim fabrikama, jer bijela boja koja se donosi iz inostranstva sadrži ovu mješavinu kako bi se smanjila cijena."

Barijum sulfat je dio litopona, netoksične bijele boje s visokom pokrivnom moći, široko tražene na tržištu. Za izradu litopona miješaju se vodene otopine barij sulfida i cink sulfata, pri čemu dolazi do reakcije izmjene i taloži se mješavina finokristalnog barijum sulfata i cink sulfida - litopona, a u otopini ostaje čista voda.

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Í̈ + ZnSÍ̈

U proizvodnji skupih vrsta papira, barij sulfat igra ulogu punila i sredstva za utegljivanje, čineći papir bjeljim i gušćim, a koristi se i kao punilo za gumu i keramiku.

Više od 95% barita koji se iskopava u svijetu koristi se za pripremu radnih rješenja za bušenje dubokih bušotina.

Barijum sulfat snažno apsorbuje rendgenske i gama zrake. Ovo svojstvo se široko koristi u medicini za dijagnosticiranje gastrointestinalnih bolesti. Da bi to učinio, pacijentu je dozvoljeno da proguta suspenziju barijum sulfata u vodi ili njegovu mješavinu s kašom od griza - "barijsku kašu", a zatim se izloži rendgenskim zracima. Oni dijelovi digestivnog trakta kroz koje prolazi “barijumska kaša” pojavljuju se kao tamne mrlje na slici. Na taj način liječnik može dobiti predstavu o obliku želuca i crijeva i odrediti lokaciju bolesti. Barijev sulfat se također koristi za izradu barit betona, koristi se u izgradnji nuklearnih elektrana i nuklearnih elektrana za zaštitu od prodornog zračenja.

Barijum sulfid(BaS). Intermedijarni proizvod u proizvodnji barija i njegovih spojeva. Komercijalni proizvod je sivi rastresiti prah, slabo rastvorljiv u vodi. Barijum sulfid se koristi za proizvodnju litopona, u industriji kože za uklanjanje dlaka sa kože i za proizvodnju čistog sumporovodika. BaS je sastavni dio mnogih fosfora - tvari koje svijetle nakon što apsorbiraju svjetlosnu energiju. To je ono što je Casciarolo dobio kalcinacijom barita sa ugljem. Sam po sebi, barij sulfid ne svijetli: zahtijeva dodavanje aktivacijskih tvari - soli bizmuta, olova i drugih metala.

Barijum titanat(BaTiO3). Jedno od industrijski najvažnijih jedinjenja barijuma je bijela, vatrostalna (tačka topljenja 1616°C) kristalna tvar, nerastvorljiva u vodi. Barijum titanat se dobija spajanjem titan dioksida sa barijum karbonatom na temperaturi od oko 1300°C:

BaCO 3 + TiO 2 = BaTiO 3 + CO 2

Barijum titanat je jedan od najboljih feroelektrika (), vrlo vrijedan električni materijal. Godine 1944. sovjetski fizičar B.M.Vul otkrio je izvanredne feroelektrične sposobnosti (veoma visoku dielektričnu konstantu) barij titanata, koji ih je zadržao u širokom temperaturnom rasponu - gotovo od apsolutne nule do +125°C. Ova okolnost, kao i velika mehanička čvrstoća i. Otpornost na vlagu barij titanata doprinijela je da on postane jedan od najvažnijih feroelektrika, koji se koristi, na primjer, u proizvodnji električnih kondenzatora. Barijum titanat, kao i svi feroelektrici, takođe ima piezoelektrična svojstva: menja svoje električne karakteristike pod pritiskom. Kada su izloženi naizmjeničnom električnom polju, u njegovim kristalima nastaju oscilacije, pa se stoga koriste u piezoelementima, radio krugovima i automatskim sistemima. Barijum titanat je korišten u pokušajima otkrivanja gravitacijskih valova.

Ostala jedinjenja barija.

Barijum nitrat i hlorat (Ba(ClO 3) 2) sastavni su dio vatrometa, dodavanjem ovih jedinjenja plamen daje svijetlo zelenu boju. Barijum peroksid je komponenta mešavina za paljenje za aluminotermiju. Barijum (Ba) tetracijanoplatinat(II) sija kada je izložen rendgenskim i gama zracima. Godine 1895. njemački fizičar Wilhelm Roentgen, promatrajući sjaj ove tvari, sugerirao je postojanje novog zračenja, kasnije nazvanog X-zracima. Sada se barijum tetracijanoplatinat(II) koristi za pokrivanje svetlećih ekrana instrumenata. Barijum tiosulfat (BaS 2 O 3) daje bezbojnom laku bisernu nijansu, a miješanjem s ljepilom možete postići potpunu imitaciju sedefa.

Toksikologija jedinjenja barija.

Sve rastvorljive soli barijuma su otrovne. Barijum sulfat koji se koristi u fluoroskopiji je praktički netoksičan. Smrtonosna doza barijum hlorida je 0,8–0,9 g, barijum karbonata 2–4 ​​g Prilikom gutanja otrovnih jedinjenja barijuma, osećaj pečenja u ustima, bol u želucu, salivacija, mučnina, povraćanje, vrtoglavica, slabost mišića, i otežano disanje, usporen rad srca i pad krvnog pritiska. Glavni tretman za trovanje barijumom je ispiranje želuca i upotreba laksativa.

Glavni izvori barijuma koji ulazi u ljudski organizam su hrana (posebno morski plodovi) i voda za piće. Prema preporuci Svjetske zdravstvene organizacije, sadržaj barija u vodi za piće ne bi trebao biti veći od 0,7 mg/l, u Rusiji važe znatno stroži standardi - 0,1 mg/l.

Yuri Krutyakov

Barijum(lat. Baryum), Ba, hemijski element grupe II periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 56, atomska masa 137,34; srebrno-bijeli metal. Sastoji se od mješavine 7 stabilnih izotopa, među kojima prevladava 138 Ba (71,66%). Nuklearna fisija uranijuma i plutonija proizvodi radioaktivni izotop 140 Va, koji se koristi kao radioaktivni tragač. Barijum je otkrio švedski hemičar K. Scheele (1774) u obliku BaO oksida, nazvanog “teška zemlja”, ili barit (od grčkog barys - težak). Metalni barijum (u obliku amalgama) dobio je engleski hemičar G. Davy (1808) elektrolizom vlažnog Ba(OH)2 hidroksida sa živinom katodom. Sadržaj barijuma u zemljinoj kori je 0,05% po težini, u prirodi se ne pojavljuje u slobodnom stanju. Od minerala barijuma industrijski značaj imaju barit (teški špart) BaSO 4 i manje uobičajeni viterit BaCO 3.

Fizička svojstva barijuma. Kristalna rešetka barijuma je kubična centrirana sa periodom a = 5,019 Å; gustina 3,76 g/cm 3, tnl 710°C, tačka ključanja 1637-1640°C. Barijum je meki metal (tvrđi od olova, ali mekši od cinka), njegova tvrdoća na mineraloškoj skali je 2.

Hemijska svojstva barijuma. Barijum spada u zemnoalkalne metale i po hemijskim svojstvima sličan je kalcijumu i stroncijumu, nadmašujući ih po aktivnosti. Barijum reaguje sa većinom drugih elemenata, formirajući spojeve u kojima je obično 2-valentan (postoje 2 elektrona u spoljašnjoj elektronskoj ljusci atoma barijuma, njegova konfiguracija je 6s 2). Na zraku, barij brzo oksidira, stvarajući film oksida (kao i peroksida i nitrida Ba 3 N 2) na površini. Kada se zagreje, lako se zapali i gori žuto-zelenim plamenom. Snažno razlaže vodu, formirajući barijum hidroksid: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2. Zbog svoje hemijske aktivnosti, barijum se čuva ispod sloja kerozina. BaO oksid - bezbojni kristali; na vazduhu se lako pretvara u karbonat BaCO 3 i snažno reaguje sa vodom, formirajući Ba(OH) 2. Zagrevanjem BaO u vazduhu na 500 °C dobija se BaO 2 peroksid koji se na 700 °C razlaže na BaO i O 2. Zagrevanjem peroksida sa kiseonikom pod visokim pritiskom dobija se viši peroksid BaO 4 - žuta supstanca koja se raspada na 50-60°C. Barijum se spaja sa halogenima i sumporom, formirajući halogenide (na primer, BaCl 2) i BaS sulfid, sa vodonikom - BaH 2 hidridom, koji se brzo razlaže sa vodom i kiselinama. Od najčešće korišćenih soli barija, barijum hlorid BaCl 2 i drugi halogenidi, nitrat Ba(NO 3) 2, sulfid BaS, hlorat Ba(ClO 3) 2 su visoko rastvorljivi, barijum sulfat BaSO 4, barijum karbonat BaCO 3 i hromat BaCrO 4 su slabo rastvorljivi.

Dobivanje barijuma. Glavna sirovina za proizvodnju barija i njegovih jedinjenja je barit, koji se redukuje ugljem u zapaljenim pećima: BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO. Dobijeni rastvorljivi BaS se prerađuje u druge soli barija. Glavna industrijska metoda za proizvodnju metalnog barijuma je termička redukcija njegovog oksida aluminijumskim prahom: 4BaO + 2Al = 3Ba + BaO·Al 2 O 3 .

Smeša se zagreva na 1100-1200°C u vakuumu (100 mn/m 2, 10-3 mm Hg). Barijum isparava, taloži se na hladnim delovima opreme. Proces se odvija u periodičnim električnim vakuum aparatima, koji omogućavaju sekvencijalnu redukciju, destilaciju, kondenzaciju i livenje metala, čime se u jednom tehnološkom ciklusu proizvodi barijumski ingot. Dvostrukom destilacijom u vakuumu na 900°C, metal se prečišćava do sadržaja nečistoća manji od 1,10 -4%.

Primjena barijuma. Praktična upotreba metalnog barijuma je mala. Takođe je ograničeno činjenicom da je manipulacija čistim barijumom teška. Obično se barijum stavlja ili u zaštitnu ljusku drugog metala, ili legira nekim metalom koji daje otpornost na barijum. Ponekad se metalni barijum dobija direktno u uređajima tako što se u njih stavljaju tablete mešavine barijuma i aluminijum oksida, a zatim se vrši termička redukcija u vakuumu. Barijum, kao i njegove legure sa magnezijumom i aluminijumom, koriste se u tehnologiji visokog vakuuma kao apsorber zaostalih gasova (geter). Barij se u malim količinama koristi u metalurgiji bakra i olova za njihovu deoksidaciju i pročišćavanje od sumpora i plinova. Mala količina barijuma se dodaje nekim antifrikcionim materijalima. Dakle, dodavanje barijuma olovu značajno povećava tvrdoću legure koja se koristi za štampanje fontova. Legure barijum-nikl koriste se u proizvodnji elektroda za svjećice motora i u radio cijevima.

Jedinjenja barija se široko koriste. BaO 2 peroksid se koristi za proizvodnju vodikovog peroksida, za izbjeljivanje svile i biljnih vlakana, kao dezinficijens i kao jedna od komponenti smjesa za paljenje u aluminotermiji. BaS sulfid se koristi za uklanjanje dlačica sa kože. Perhlorat Ba(ClO 4) 2 je jedan od najboljih sredstava za sušenje. Nitrat Ba(NO 3) 2 se koristi u pirotehnici. Obojene soli barija - BaCrO 4 hromat (žuta) i BaMnO 4 manganat (zelena) - su dobri pigmenti za pravljenje boja. Barijum platinocijanat Ba koristi se za pokrivanje ekrana pri radu sa rendgenskim i radioaktivnim zračenjem (u kristalima ove soli se pod uticajem zračenja pobuđuje svetla žuto-zelena fluorescencija). Barijum titanat BaTiO 3 je jedan od najvažnijih feroelektrika. Pošto barijum dobro apsorbuje rendgenske zrake i gama zračenje, uključen je u zaštitne materijale u rendgenskim objektima i nuklearnim reaktorima. Jedinjenja barija su inertni nosači za ekstrakciju radijuma iz ruda uranijuma. Nerastvorljivi barijum sulfat nije toksičan i koristi se kao kontrastni materijal za rendgenski pregled gastrointestinalnog trakta. Barijum karbonat se koristi za ubijanje glodara.

Barijum u telu. Barijum je prisutan u svim biljnim organima; njegov sadržaj u biljnom pepelu zavisi od količine barijuma u tlu i kreće se od 0,06-0,2 do 3% (u naslagama barita). Koeficijent akumulacije barijuma (barijum u pepelu / barijum u zemljištu) za zeljaste biljke je 0,2-6, za drvenaste biljke 1-30. Koncentracija barija je veća u korijenu i granama, manja u listovima; povećava se sa starenjem izdanaka. Barijum (njegove rastvorljive soli) je otrovan za životinje, pa biljke koje sadrže mnogo barijuma (do 2-30% u pepelu) izazivaju trovanja kod biljojeda. Barijum se taloži u kostima iu malim količinama u drugim životinjskim organima. Doza od 0,2-0,5 g barijum hlorida izaziva akutno trovanje kod ljudi, 0,8-0,9 g izaziva smrt.

DEFINICIJA

Barijum nalazi se u šestom periodu grupe II glavne (A) podgrupe periodnog sistema.

Pripada porodici s-elementi. Metal. Oznaka - Ba. Serijski broj - 56. Relativna atomska masa - 137,34 amu.

Elektronska struktura atoma barija

Atom barija sastoji se od pozitivno nabijenog jezgra (+56), unutar kojeg se nalazi 56 protona i 81 neutron, a 56 elektrona se kreće u šest orbita.

Fig.1. Shematska struktura atoma barija.

Raspodjela elektrona među orbitalama je sljedeća:

56Ba) 2) 8) 18) 18) 8) 2 ;

1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 6 6s 2 .

Vanjski energetski nivo atoma barija sadrži 2 elektrona, koji su valentni. Energetski dijagram osnovnog stanja ima sljedeći oblik:

Atom barijuma karakteriše prisustvo pobuđenog stanja. Elektroni 6 s-podnivoi isparavaju i jedan od njih zauzima praznu orbitalu 6 str-podnivo:

Prisustvo dva nesparena elektrona ukazuje da barijum ima oksidaciono stanje +2.

Valentni elektroni atoma barija mogu se okarakterisati skupom od četiri kvantna broja: n(glavni kvant), l(orbitalna), m l(magnetni) i s(vrtjeti):

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

BARIJUM, Ba (lat. Baryum, od grčkog barys - težak * a. barijum; n. Barium; f. barijum; i. bario), - hemijski element glavne podgrupe grupe 11 Mendeljejevskog periodnog sistema elemenata, atomski broj 56, atomska masa 137,33. Prirodni barijum se sastoji od mešavine sedam stabilnih izotopa; Preovlađuje 138 Va (71,66%). Barijum je 1774. godine otkrio švedski hemičar K. Scheele u obliku BaO. Metalni barijum je prvi nabavio engleski hemičar H. Davy 1808. godine.

Dobijanje barijuma

Metalni barijum se dobija termičkom redukcijom u vakuumu na 1100-1200°C praha barijum oksida. Barijum se koristi u legurama - sa olovom (štamparske i antifrikcione legure), aluminijumom i (apsorberi gasa u vakuum instalacijama). Njegovi umjetni radioaktivni izotopi se široko koriste.

Primjena barijuma

Barijum i njegovi spojevi dodaju se materijalima namijenjenim zaštiti od radioaktivnog i rendgenskog zračenja. Jedinjenja barija se široko koriste: oksid, peroksid i hidroksid (za proizvodnju vodikovog peroksida), nitrid (u pirotehnici), sulfat (kao kontrastno sredstvo u radiologiji, istraživanjima), kromat i manganat (u proizvodnji boja), titanat (jedan od najvažnijih feroelektrika), sulfid (u industriji kože) itd.

Barijum je element glavne podgrupe druge grupe, šestog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 56. Označen je simbolom Ba (lat. Barijum). Jednostavna supstanca je mekani, savitljivi zemnoalkalni metal srebrno-bijele boje. Ima visoku hemijsku aktivnost.

Barijum je 1774. godine otkrio Karl Scheele kao oksid BaO. Godine 1808. engleski hemičar Humphry Davy dobio je barijum amalgam elektrolizom vlažnog barijum hidroksida sa živinom katodom; Nakon što je živa isparila kada se zagrije, oslobodila je metalni barij.

Godine 1774. švedski hemičar Carl Wilhelm Scheele i njegov prijatelj Johan Gottlieb Hahn istraživali su jedan od najtežih minerala - teški špart BaSO 4. Uspjeli su izolirati dotad nepoznatu „tešku zemlju“, koja je kasnije nazvana barit (od grčkog βαρυς - teška). I 34 godine kasnije, Humphry Davy, podvrgavši ​​mokru baritnu zemlju elektrolizi, iz nje je dobio novi element - barij. Treba napomenuti da su iste 1808. godine, nešto ranije od Davyja, Jene Jacob Berzelius i njegove kolege dobili amalgame kalcijuma, stroncijuma i barijuma. Tako se pojavio element barijum.

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

porijeklo imena

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

Zemljina kora sadrži 0,05% barijuma. To je dosta – znatno više od, recimo, olova, kalaja, bakra ili žive. Ne nalazi se u zemlji u svom čistom obliku: barij je aktivan, pripada podgrupi zemnoalkalnih metala i, prirodno, prilično je čvrsto vezan u mineralima.

Glavni minerali barijuma su već spomenuti teški špart BaSO 4 (češće nazivan barit) i viterit BaCO3, nazvan po Englezu Williamu Witheringu (1741...1799), koji je ovaj mineral otkrio 1782. Mala koncentracija soli barija sadrži mnoge mineralne vode i morsku vodu. Nizak sadržaj u ovom slučaju je plus, a ne minus, jer su sve soli barija, osim sulfata, otrovne.

Na osnovu mineralnih asocijacija, rude barita se dijele na monomineralne i kompleksne. Složeni kompleksi se dijele na barit-sulfidne (sadrže sulfide olova, cinka, ponekad bakra i željeznog pirita, rjeđe Sn, Ni, Au, Ag), barit-kalcit (sadrže do 75% kalcita), željezo-barit (sadrže magnetit, hematit, a u gornjim zonama getit i hidrogoetit) i barit-fluorit (pored barita i fluorita, obično sadrže kvarc i kalcit, a ponekad su prisutni i sulfidi cinka, olova, bakra i žive u obliku malih nečistoća ).

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

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

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

Metal se može dobiti na različite načine, posebno elektrolizom rastaljene mješavine barij hlorida i kalcijum hlorida. Barij je moguće dobiti redukcijom iz njegovog oksida aluminotermnom metodom. Da bi se to postiglo, witherit se spaljuje ugljem i dobiva se barijev oksid:

BaCO 3 + C → BaO + 2CO.

Zatim se mešavina BaO sa aluminijumskim prahom zagreva u vakuumu do 1250°C. Redukovana para barija kondenzira se u hladnim dijelovima cijevi u kojima se odvija reakcija:

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.

Zanimljivo je da sastav mješavina za paljenje za aluminotermiju često uključuje barij peroksid BaO 2.

Teško je dobiti barij oksid jednostavnim kalciniranjem viterita: viterit se raspada samo na temperaturama iznad 1800°C. Lakše je dobiti BaO kalciniranjem barijevog nitrata Ba(NO 3) 2:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.

I elektroliza i redukcija s aluminijem proizvode meki (tvrđi od olova, ali mekši od cinka) sjajni bijeli metal. Topi se na 710°C, ključa na 1638°C, a gustina mu je 3,76 g/cm 3 . Sve ovo u potpunosti odgovara položaju barijuma u podgrupi zemnoalkalnih metala.

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

Barijum je veoma aktivan. Samozapali se pri udaru i lako razgrađuje vodu da formira rastvorljivi hidrat barijum oksida:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

Vodena otopina hidrata barij oksida naziva se baritna voda. Ova „voda“ se koristi u analitičkoj hemiji za određivanje CO 2 u gasnim smešama. Ali ovo je već iz priče o upotrebi jedinjenja barija. Metalni barijum ne nalazi gotovo nikakvu praktičnu upotrebu. Unosi se u izuzetno malim količinama u legure za ležajeve i štampu. Legura barijuma i nikla se koristi u radio cevima, čisti barijum se koristi samo u vakuumskoj tehnologiji kao getter (apsorber gasa).

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

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

Barijum se prečišćava vakuumskom destilacijom ili zonskim taljenjem.

Priprema barijum titanijuma. Relativno ga je lako nabaviti. Witherit BaCO 3 na 700...800°C reagira s titan dioksidom TiO 2, rezultat je upravo ono što je potrebno:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.

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

Male količine barija se takođe dobijaju redukcijom BaBeO 2 [sintetizovan fuzijom Ba(OH) 2 i Be(OH) 2 ] na 1300°C sa titanom, kao i razgradnjom Ba( na 120°C). N 3) 2 koji nastaje pri razmeni soli barijuma sa NaN 3.

Ba acetat (OOSSN 3), - bezbojan. kristali; m.p. 490°C (sa raspadanjem); gusto 2,47 g/cm3; sol. u vodi (58,8 g na 100 g na 0°C). Ispod 25 °C iz vodenih rastvora kristališe trihidrat, na 25-41 °C - monohidrat, iznad 41 °C - bezvodna so. Primite interakciju. Ba(OH)2, BaCO3 ili BaS sa CH3CO2H Koristi se kao jedkasto sredstvo za bojenje vune i kaliko.

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

Kromat(VI) BaCrO 4 - žuti kristali; m.p. 1380°C; - 1366,8 kJ/mol; sol. u ne-org. k-tah, ne sol. u vodi. Primite interakciju. vodeni rastvori Ba(OH) 2 ili BaS sa hromatima alkalnih metala(VI). Pigment (barit žuti) za keramiku. MPC 0,01 mg/m 3 (u smislu Cr0 3). Pirkonat BaZrO 3 - bezbojan. kristali; m.p. ~269°C; - 1762 kJ/mol; sol. u vodi i vodenim rastvorima alkalija i NH 4 HCO 3, razlaže se jakim neorg. to-tami. Primite interakciju. ZrO 2 sa BaO, Ba(OH) 2 ili BaCO 3 kada se zagrijava. Ba cirkonat pomešan sa BaTiO 3 je piezoelektrik.

Bromid BaBr 2 - bijeli kristali; m.p. 847°C; gusto 4,79 g/cm3; -757 kJ/mol; well sol. u vodi, metanolu, gore - u etanolu. Dihidrat kristališe iz vodenih rastvora, pretvarajući se u monohidrat na 75°C, u bezvodnu so - iznad 100°C U vodenim rastvorima interakcija. sa CO 2 i O 2 vazduha, formirajući BaCO 3 i Br 2. Dobijte BaBr 2 interakciju. vodeni rastvori Ba(OH) 2 ili BaCO 3 sa bromovodoničnom kiselinom.

Jodid BaI 2 - bezbojan. kristali; m.p. 740°C (sa raspadanjem); gusto 5,15 g/cm3; . -607 kJ/mol; well sol. u vodi i etanolu. Iz rastvora tople vode kristališe dihidrat (dehidrira na 150°C), ispod 30°C - heksahidrat. Dobijte BaI 2 interakciju. vodeni rastvori Ba(OH) 2 ili BaCO 3 sa jodovodoničnom kiselinom.

Barijum je srebrno-bijeli savitljivi metal. Ako se udari oštro, lomi se. Postoje dve alotropne modifikacije barijuma: α-Ba sa kubičnom telocentričnom rešetkom (parametar a = 0,501 nm) je stabilan do 375 °C β-Ba je stabilan iznad nje.

Tvrdoća na mineraloškoj skali 1,25; Mohsova skala 2.

Metalni barijum čuvajte u kerozinu ili ispod sloja parafina.

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

Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

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

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

Lako reaguje sa halogenima i formira halogenide.

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

Reaguje kada se zagreje sa amonijakom:

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

Kada se zagrije, barijev nitrid Ba 3 N 2 reaguje sa CO, stvarajući cijanid:

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

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

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

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

Sa fosforom formira fosfid Ba 3 P 2 .

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

Legura barijuma sa A1 (Alba legura, 56% Ba) je osnova gettera (apsorbera gasa). Da bi se dobio sam getter, barij se isparava iz legure visokofrekventnim zagrijavanjem u evakuiranoj tikvici uređaja kao rezultat toga, na hladnim dijelovima tikvice nastaje tzv. barijumsko ogledalo (ili difuzni premaz tokom isparavanja u azotnoj sredini). Aktivni dio velike većine termoionskih katoda je BaO. Barij se također koristi kao sredstvo za deoksidaciju Cu i Pb, te kao aditiv antifrikcionim agensima. legure, crne i obojene metale, kao i legure od kojih se izrađuju štamparski fontovi radi povećanja njihove tvrdoće. Legure barija sa Ni koriste se za proizvodnju elektroda svjećica u unutrašnjim motorima. sagorevanjem i u radio cevima. 140 Va (T 1/2 12,8 dana) je izotopski indikator koji se koristi u proučavanju jedinjenja barija.

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

Barijum se zajedno sa cirkonijumom dodaje rashladnim tečnostima tečnih metala (legure natrijuma, kalijuma, rubidijuma, litijuma, cezijuma) kako bi se smanjila agresivnost potonjeg na cevovode i u metalurgiji.

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

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

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

Barijum oksid, zajedno sa oksidima bakra i metala retkih zemalja, koristi se za sintetizaciju supravodljive keramike koja radi na temperaturama tečnog azota i više.

Barijev oksid se koristi za topljenje posebne vrste stakla - za oblaganje uranijskih šipki. Jedna od rasprostranjenih vrsta ovakvih stakala ima sledeći sastav - (fosforov oksid - 61%, BaO - 32%, aluminijum oksid - 1,5%, natrijum oksid - 5,5%). Barijum fosfat se također koristi u topljenju stakla za nuklearnu industriju.

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

Barijum oksid se koristi u baterijama bakar oksida velike snage kao komponenta aktivne mase (barijum oksid-bakar oksid).

Barijum sulfat se koristi kao ekspander aktivne mase negativne elektrode u proizvodnji olovnih baterija.

Barijum karbonat BaCO 3 se dodaje staklenoj masi kako bi se povećao indeks prelamanja stakla. Barijum sulfat se koristi u industriji papira kao punilo; Kvalitet papira je u velikoj mjeri određen njegovom težinom. BaSO 4 čini papir težim. Ova sol je nužno uključena u sve skupe vrste papira. Osim toga, barij sulfat se široko koristi u proizvodnji litopona bijele boje - produkt reakcije otopina barij sulfida s cink sulfatom:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

Obje soli, koje su bijele, talože se, ostavljajući čistu vodu u otopini.

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

Još jedna barijumova so ima važnu upotrebu. Ovo je barijum titanat BaTiO 3 - jedan od najvažnijih feroelektrika (feroelektrici su polarizovani sami, bez uticaja spoljašnjeg polja. Ističu se među dielektricima na isti način kao i feromagnetni materijali među provodnicima. Sposobnost takve polarizacije je Zadržavaju se samo na određenoj temperaturi polarizirani feroelektrici razlikuju se od veće dielektrične konstante) koji se smatraju vrlo vrijednim električnim materijalima.

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

Barijum je našao primenu i u medicini. Njegova sulfatna sol se koristi u dijagnostici želučanih bolesti. BaSO 4 se pomeša sa vodom i daje pacijentu da proguta. Barijum sulfat je neproziran za rendgenske zrake, te stoga oni dijelovi digestivnog trakta kroz koje prolazi "barijumska kaša" ostaju tamni na ekranu. Na taj način doktor dobija predstavu o obliku želuca i crijeva i određuje mjesto gdje se može pojaviti čir.

Uticaj barijuma na ljudski organizam

Putevi ulaska u organizam.
Glavni put ulaska barijuma u ljudski organizam je hrana. Tako su neki morski stanovnici sposobni akumulirati barij iz okolne vode, i to u koncentracijama 7-100 (a za neke morske biljke i do 1000) puta većim od njegovog sadržaja u morskoj vodi. Neke biljke (soja i paradajz, na primjer) također su sposobne akumulirati barij iz tla 2-20 puta. Međutim, u područjima gdje su koncentracije barija u vodi visoke, voda za piće također može doprinijeti ukupnoj potrošnji barija. Unos barijuma iz vazduha je neznatan.

Opasnost po zdravlje.
Naučne epidemiološke studije sprovedene pod okriljem SZO nisu potvrdile vezu između mortaliteta od kardiovaskularnih bolesti i nivoa barijuma u vodi za piće. U kratkotrajnim studijama na dobrovoljcima nisu otkriveni štetni efekti na kardiovaskularni sistem pri koncentracijama barijuma do 10 mg/l. Istina, u eksperimentima na štakorima, kada su potonji konzumirali vodu čak i s niskim sadržajem barija, uočeno je povećanje sistoličkog krvnog tlaka. Ovo ukazuje na potencijalni rizik od povećanja krvnog pritiska kod ljudi koji dugotrajno konzumiraju vodu koja sadrži barijum (USEPA ima takve podatke).
Podaci USEPA takođe sugerišu da čak i jedno piće vode koja sadrži nivoe barijuma znatno iznad maksimalno dozvoljenih nivoa može dovesti do slabosti mišića i bolova u stomaku. Potrebno je, međutim, uzeti u obzir da standard za barijum utvrđen USEPA standardom kvaliteta (2,0 mg/l) značajno premašuje vrednost koju preporučuje SZO (0,7 mg/l). Ruski sanitarni standardi postavljaju još strožiju MPC vrijednost za barij u vodi - 0,1 mg/l. Tehnologije za uklanjanje vode: jonska izmjena, reverzna osmoza, elektrodijaliza.