کاربرد باریم باریم

محتوای مقاله

باریم- عنصر شیمیایی از گروه دوم سیستم تناوبی، عدد اتمی 56، جرم اتمی نسبی 137.33. در دوره ششم بین سزیم و لانتانیم قرار دارد. باریم طبیعی از هفت ایزوتوپ پایدار با اعداد جرمی 130 (0.101%)، 132 (0.097%)، 134 (2.42%)، 135 (6.59%)، 136 (7.81%)، 137 (11.32%) و 138 تشکیل شده است. 71.66 درصد. باریم در اکثر ترکیبات شیمیایی حداکثر حالت اکسیداسیون 2+ را نشان می دهد، اما می تواند حالت اکسیداسیون صفر نیز داشته باشد. در طبیعت، باریم فقط در حالت دو ظرفیتی وجود دارد.

تاریخچه کشف.

در سال 1602، کاسیارولو (کفش‌ساز و کیمیاگر بولونیایی) سنگی را از کوه‌های اطراف برداشت که آنقدر سنگین بود که کاسچیارولو گمان کرد که آن طلا است. کیمیاگر در تلاش برای جداسازی طلا از یک سنگ، آن را با زغال سنگ تکلیس کرد. اگرچه جداسازی طلا امکان‌پذیر نبود، اما این آزمایش به وضوح نتایج دلگرم‌کننده‌ای را به همراه داشت: محصول کلسینه سرد شده در تاریکی مایل به قرمز می‌درخشید. خبر چنین یافته غیرمعمولی حس واقعی را در جامعه کیمیاگری ایجاد کرد و ماده معدنی غیرمعمولی که نام‌های متعددی را دریافت کرد - سنگ خورشید (Lapis solaris)، سنگ بولونی (Lapis Boloniensis)، فسفر بولونی (Phosphorum Boloniensis) یکی از شرکت‌کنندگان شد. آزمایش های مختلف اما زمان گذشت و طلا حتی به برجسته شدن فکر نمی کرد، بنابراین علاقه به این ماده معدنی جدید به تدریج ناپدید شد و برای مدت طولانی به عنوان شکل اصلاح شده گچ یا آهک در نظر گرفته می شد. تنها یک قرن و نیم بعد، در سال 1774، شیمیدانان معروف سوئدی کارل شیله و یوهان هان به دقت "سنگ بولونیا" را مطالعه کردند و دریافتند که حاوی نوعی "زمین سنگین" است. بعداً ، در سال 1779 ، Guiton de Morveau نام این "سرزمین" را باروت (باروت) از کلمه یونانی "barue" - سنگین گذاشت و بعداً نام آن را به باریت (baryte) تغییر داد. با این نام، باریم زمین در کتاب های درسی شیمی اواخر قرن 18 و اوایل قرن 19 ظاهر شد. به عنوان مثال، در کتاب درسی A.L. Lavoisier (1789)، باریت در فهرست اجسام ساده خاکی تشکیل دهنده نمک گنجانده شده است، و نام دیگری برای باریت - "زمین سنگین" (terre pesante، لاتین terra ponderosa) آورده شده است. فلز هنوز ناشناخته موجود در این ماده معدنی شروع به نامیدن باریم (لاتین - Barium) کرد. در ادبیات روسی قرن نوزدهم. از نام های باریت و باریم نیز استفاده می شد. ماده معدنی شناخته شده بعدی باریم کربنات باریم طبیعی بود که در سال 1782 توسط ویترینگ کشف شد و بعداً به افتخار وی ویتریت نامگذاری شد. فلز باریم برای اولین بار توسط هامفری دیوی انگلیسی در سال 1808 با الکترولیز هیدروکسید باریم مرطوب با کاتد جیوه و تبخیر جیوه از آمالگام باریم تهیه شد. لازم به ذکر است که در همان سال 1808، کمی زودتر از دیوی، آمالگام باریم توسط شیمیدان سوئدی ینس برزلیوس به دست آمد. علیرغم نامش، باریم یک فلز نسبتا سبک با چگالی 3.78 گرم بر سانتی متر مکعب بود، بنابراین در سال 1816 شیمیدان انگلیسی کلارک پیشنهاد کرد که نام باریم را به این دلیل که اگر باریم خاک (اکسید باریم) واقعاً وجود دارد، رد شود. سنگین تر از سایر زمین ها (اکسیدها) است، سپس فلز، برعکس، سبک تر از سایر فلزات است. کلارک می خواست این عنصر را پلوتونیوم به افتخار خدای روم باستان، فرمانروای پادشاهی زیرزمینی پلوتون، نامگذاری کند، اما این پیشنهاد با حمایت دانشمندان دیگر مواجه نشد و فلز سبک همچنان "سنگین" نامیده شد.

باریم در طبیعت

پوسته زمین حاوی 0.065 درصد باریم است که به صورت سولفات، کربنات، سیلیکات و آلومینوسیلیکاتها وجود دارد. کانی‌های اصلی باریم عبارتند از باریت (سولفات باریم) که به آن اسپار سنگین یا پارسی نیز می‌گویند و ویتریت (کربنات باریم) که در بالا ذکر شد. منابع معدنی باریت در جهان در سال 1999 حدود 2 میلیارد تن برآورد شد که بخش قابل توجهی از آنها در چین (حدود 1 میلیارد تن) و قزاقستان (0.5 میلیارد تن) متمرکز شده است. ذخایر بزرگ باریت در ایالات متحده آمریکا، هند، ترکیه، مراکش و مکزیک وجود دارد. منابع باریت روسیه 10 میلیون تن تخمین زده می شود، تولید آن در سه ذخیره اصلی واقع در مناطق خاکاسیا، کمروو و چلیابینسک انجام می شود. مجموع تولید سالانه باریت در جهان حدود 7 میلیون تن، روسیه 5 هزار تن تولید و 25 هزار تن باریت در سال وارد می شود.

اعلام وصول.

مواد اولیه اصلی برای تولید باریم و ترکیبات آن باریت و کمتر متداول تر، ویتریت است. با احیای این مواد معدنی با زغال سنگ، کک یا گاز طبیعی به ترتیب سولفید باریم و اکسید باریم به دست می آید:

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO

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

BaCO 3 + C = BaO + 2CO

فلز باریم از احیای آن با اکسید آلومینیوم به دست می آید.

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

این فرآیند ابتدا توسط شیمیدان فیزیک روسی N.N. Beketov انجام شد. او آزمایشات خود را اینگونه توصیف می کند: «اکسید باریم بی آب را گرفتم و با اضافه کردن مقدار معینی کلرید باریم به آن، مانند شار، این مخلوط را همراه با تکه های خاک رس (آلومینیوم) در یک بوته کربن قرار دادم و آن را برای چندین بار حرارت دادم. ساعت ها. پس از خنک شدن بوته، یک آلیاژ فلزی با نوع و خواص فیزیکی کاملاً متفاوت از خاک رس در آن یافتم. این آلیاژ دارای ساختار کریستالی درشت است، بسیار شکننده است، یک شکستگی تازه دارای درخشش کم رنگ مایل به زرد است. تجزیه و تحلیل نشان داد که در 100 ساعت از 33.3 باریم و 66.7 خاک رس تشکیل شده است یا در غیر این صورت برای یک قسمت باریم حاوی دو قسمت خاک رس است. در حال حاضر، فرآیند احیا با آلومینیوم در خلاء در دمای 1100 تا 1250 درجه سانتیگراد انجام می شود، در حالی که باریم حاصل تبخیر شده و در قسمت های خنک تر راکتور متراکم می شود.

علاوه بر این، باریم را می توان با الکترولیز مخلوط مذاب باریم و کلرید کلسیم به دست آورد.

ماده ساده

باریم یک فلز چکش خوار به رنگ سفید مایل به نقره ای است که در اثر ضربه شدید متلاشی می شود. نقطه ذوب 727 درجه سانتی گراد، نقطه جوش 1637 درجه سانتی گراد، چگالی 3.780 گرم بر سانتی متر مکعب. در فشار معمولی در دو تغییر آلوتروپیک وجود دارد: a -Ba با یک شبکه مکعبی در مرکز بدن تا دمای 375 درجه سانتیگراد پایدار است. در فشار بالا، یک اصلاح شش ضلعی تشکیل می شود. باریم فلزی فعالیت شیمیایی بالایی دارد و به شدت در هوا اکسید می شود و لایه ای حاوی BaO, BaO 2 و Ba 3 N 2 را تشکیل می دهد و با حرارت یا ضربه خفیف مشتعل می شود.

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

بنابراین باریم در زیر لایه ای از نفت سفید یا پارافین ذخیره می شود. باریم به شدت با آب و محلول های اسید واکنش می دهد و هیدروکسید باریم یا نمک های مربوطه را تشکیل می دهد:

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

Ba + 2HCl = BaCl 2 + H 2

با هالوژن، باریم هالیدها را با هیدروژن و نیتروژن تشکیل می دهد، زمانی که گرم می شود، به ترتیب هیدرید و نیترید تشکیل می دهد.

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

باریم فلزی در آمونیاک مایع حل می شود و یک محلول آبی تیره تشکیل می دهد که از آن می توان آمونیاک Ba(NH 3) 6 را جدا کرد - کریستال هایی با درخشش طلایی که به راحتی با آزاد شدن آمونیاک تجزیه می شوند. در این ترکیب باریم حالت اکسیداسیون صفر دارد.

کاربرد در صنعت و علم.

استفاده از فلز باریم به دلیل واکنش شیمیایی بالای آن بسیار محدود است. آلیاژ باریم با آلومینیوم - آلیاژ آلبا حاوی 56 درصد Ba - اساس گیرنده ها (جاذب گازهای باقیمانده در فناوری خلاء) است. برای به دست آوردن خود گیر، باریم از آلیاژ با حرارت دادن آن در فلاسک تخلیه شده دستگاه تبخیر می شود که در نتیجه روی قسمت های سرد فلاسک "آینه باریم" تشکیل می شود. باریم در مقادیر کم در متالورژی برای خالص سازی مس مذاب و سرب از ناخالصی های گوگرد، اکسیژن و نیتروژن استفاده می شود. باریم به آلیاژهای چاپ و ضد اصطکاک اضافه می شود. آلیاژ باریم و نیکل برای ساخت قطعات لوله های رادیویی و الکترودهای شمع در موتورهای کاربراتوری استفاده می شود. علاوه بر این، استفاده های غیر استاندارد از باریم وجود دارد. یکی از آنها ایجاد ستاره های دنباله دار مصنوعی است: بخار باریم آزاد شده از یک فضاپیما به راحتی توسط پرتوهای خورشیدی یونیزه می شود و به ابر پلاسمایی درخشان تبدیل می شود. اولین دنباله دار مصنوعی در سال 1959 در طی پرواز ایستگاه بین سیاره ای خودکار شوروی Luna-1 ایجاد شد. در اوایل دهه 1970، فیزیکدانان آلمانی و آمریکایی، در حال انجام تحقیقات بر روی میدان الکترومغناطیسی زمین، 15 کیلوگرم پودر باریم ریز بر روی کلمبیا منتشر کردند. ابر پلاسمایی حاصل در امتداد خطوط میدان مغناطیسی کشیده شد و این امکان را فراهم کرد که موقعیت آنها مشخص شود. در سال 1979 از جت های ذرات باریم برای مطالعه شفق استفاده شد.

ترکیبات باریم

ترکیبات باریم دو ظرفیتی بیشترین علاقه عملی را دارند.

اکسید باریم(BaO: یک محصول میانی در تولید باریم - پودر سفید نسوز (نقطه ذوب حدود 2020 درجه سانتیگراد)، با آب واکنش می دهد، هیدروکسید باریم تشکیل می دهد، دی اکسید کربن را از هوا جذب می کند و به کربنات تبدیل می شود:

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

هنگامی که در هوا در دمای 500-600 درجه سانتیگراد کلسینه می شود، اکسید باریم با اکسیژن واکنش می دهد و پراکسید تشکیل می دهد که پس از گرم شدن بیشتر تا 700 درجه سانتیگراد، دوباره به اکسید تبدیل می شود و اکسیژن را از بین می برد:

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

بدین ترتیب اکسیژن تا پایان قرن نوزدهم بدست آمد تا اینکه روشی برای آزادسازی اکسیژن با تقطیر هوای مایع ایجاد شد.

در آزمایشگاه، اکسید باریم را می توان با کلسینه کردن نیترات باریم تهیه کرد:

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

اکنون از اکسید باریم به عنوان یک ماده حذف کننده آب، برای به دست آوردن پراکسید باریم و ساخت آهنرباهای سرامیکی از فرات باریم استفاده می شود (برای این کار، مخلوطی از پودرهای باریم و اکسید آهن زیر یک پرس در یک میدان مغناطیسی قوی پخته می شود)، اما کاربرد اصلی اکسید باریم ساخت کاتدهای ترمیونیک است. در سال 1903، دانشمند جوان آلمانی ونهلت، قانون گسیل الکترون ها توسط جامدات را که اندکی قبل توسط فیزیکدان انگلیسی ریچاردسون کشف شده بود، آزمایش کرد. اولین آزمایش با سیم پلاتین کاملاً قانون را تأیید کرد، اما آزمایش کنترل شکست خورد: جریان الکترون ها به شدت از جریان مورد انتظار فراتر رفت. از آنجایی که خواص فلز نمی تواند تغییر کند، وهنلت فرض کرد که نوعی ناخالصی در سطح پلاتین وجود دارد. پس از آزمایش آلاینده‌های سطحی احتمالی، او متقاعد شد که الکترون‌های اضافی توسط اکسید باریم که بخشی از روان‌کننده پمپ خلاء مورد استفاده در آزمایش بود، ساطع می‌شوند. با این حال، دنیای علمی بلافاصله این کشف را تشخیص نداد، زیرا مشاهدات آن قابل بازتولید نبود. تقریباً یک ربع قرن بعد، کوهلر انگلیسی نشان داد که برای نشان دادن تابش حرارتی بالا، اکسید باریم باید در فشارهای اکسیژن بسیار کم گرم شود. این پدیده را تنها در سال 1935 می توان توضیح داد. دانشمند آلمانی Pohl پیشنهاد کرد که الکترون ها توسط ناخالصی کمی از باریم در اکسید ساطع می شوند: در فشارهای پایین، بخشی از اکسیژن از اکسید تبخیر می شود و باریم باقی مانده به راحتی یونیزه می شود تا تشکیل شود. الکترون های آزاد که با گرم شدن کریستال را ترک می کنند:

2BaO = 2Ba + O 2 ; Ba = Ba 2+ + 2е

صحت این فرضیه سرانجام در اواخر دهه 1950 توسط شیمیدانان شوروی A. Bundel و P. Kovtun ثابت شد که غلظت ناخالصی باریم را در اکسید اندازه گرفتند و آن را با شار انتشار الکترون ترمیونی مقایسه کردند. اکنون اکسید باریم بخش فعال بیشتر کاتدهای ترمیونی است. به عنوان مثال، پرتوی از الکترون ها که تصویری را بر روی صفحه تلویزیون یا مانیتور رایانه تشکیل می دهد، توسط اکسید باریم ساطع می شود.

باریم هیدروکسید، اکتاهیدرات(Ba(OH)2· 8H2O). پودر سفید، بسیار محلول در آب گرم (بیش از 50٪ در 80 درجه سانتیگراد)، بدتر در آب سرد (3.7٪ در 20 درجه سانتیگراد). نقطه ذوب اکتاهیدرات 78 درجه سانتیگراد است که در دمای 130 درجه سانتیگراد به Ba(OH) 2 بی آب تبدیل می شود. هیدروکسید باریم با حل کردن اکسید در آب داغ یا با حرارت دادن سولفید باریم در جریان بخار فوق گرم تولید می شود. هیدروکسید باریم به راحتی با دی اکسید کربن واکنش می دهد، بنابراین محلول آبی آن، به نام آب باریت، در شیمی تجزیه به عنوان یک معرف برای CO2 استفاده می شود. علاوه بر این، "آب باریت" به عنوان یک معرف برای یون های سولفات و کربنات عمل می کند. هیدروکسید باریم برای حذف یون های سولفات از روغن های گیاهی و حیوانی و محلول های صنعتی، برای به دست آوردن هیدروکسیدهای روبیدیم و سزیم، به عنوان جزئی از روان کننده ها استفاده می شود.

کربنات باریم(BaCO3). در طبیعت، کانی ویتریت است. پودر سفید، نامحلول در آب، محلول در اسیدهای قوی (به جز اسید سولفوریک). هنگامی که تا 1000 درجه سانتیگراد گرم می شود، تجزیه می شود و CO2 آزاد می کند:

BaCO 3 = BaO + CO 2

کربنات باریم به شیشه اضافه می شود تا ضریب شکست آن افزایش یابد و به لعاب ها و لعاب ها اضافه می شود.

سولفات باریم(BaSO4). در طبیعت - باریت (سنگین یا اسپار ایرانی) - کانی اصلی باریم - پودری سفید رنگ (نقطه ذوب حدود 1680 درجه سانتیگراد)، عملاً نامحلول در آب (2.2 میلی گرم در لیتر در دمای 18 درجه سانتیگراد)، به آرامی در سولفوریک غلیظ حل می شود. اسید.

تولید رنگ از دیرباز با سولفات باریم همراه بوده است. درست است، در ابتدا استفاده از آن ماهیت جنایی داشت: باریت خرد شده با سفید سرب مخلوط شد، که به طور قابل توجهی هزینه محصول نهایی را کاهش داد و در عین حال، کیفیت رنگ را بدتر کرد. با این حال، چنین سفیدهای اصلاح شده با همان قیمت سفید معمولی فروخته می شد و سود قابل توجهی برای صاحبان کارخانه رنگ ایجاد می کرد. در سال 1859، وزارت تولیدات و تجارت داخلی اطلاعاتی در مورد دسیسه های متقلبانه صاحبان کارخانه یاروسلاول دریافت کرد که اسپار سنگین را به سفید سرب اضافه کردند، که "مصرف کنندگان را در مورد کیفیت واقعی محصول فریب می دهد، و همچنین درخواستی مبنی بر منع مصرف دریافت شد. تولید کنندگان از استفاده از اسپار در تولید سرب سفید استفاده می کنند. اما این شکایات به جایی نرسید. کافی است بگوییم که در سال 1882 یک کارخانه اسپار در یاروسلاول تأسیس شد که در سال 1885 50 هزار پوند اسپار سنگین خرد شده تولید کرد. در اوایل دهه 1890، D.I Mendeleev نوشت: "...باریت در بسیاری از کارخانه ها با مخلوط سفید مخلوط می شود، زیرا سفیدی که از خارج از کشور آورده می شود حاوی این مخلوط است تا قیمت را کاهش دهد."

سولفات باریم بخشی از لیتوپون است، یک رنگ سفید غیر سمی با قدرت پنهان بالا، که تقاضای زیادی در بازار دارد. برای ساخت لیتوپون محلول های آبی سولفید باریم و سولفات روی را با هم مخلوط می کنند و در طی آن واکنش تبادلی رخ می دهد و مخلوطی از سولفات باریم کریستالی ریز و سولفید روی - لیتوپون - رسوب می کند و آب خالص در محلول باقی می ماند.

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnSЇ

در تولید گریدهای گران قیمت، سولفات باریم نقش پرکننده و وزن‌دهنده را ایفا می‌کند و کاغذ را سفیدتر و متراکم‌تر می‌کند.

بیش از 95 درصد باریت استخراج شده در جهان برای تهیه محلول های کاری برای حفاری چاه های عمیق استفاده می شود.

سولفات باریم به شدت اشعه ایکس و گاما را جذب می کند. این خاصیت به طور گسترده در پزشکی برای تشخیص بیماری های گوارشی استفاده می شود. برای انجام این کار، بیمار مجاز است یک سوسپانسیون سولفات باریم را در آب یا مخلوط آن با فرنی سمولینا - "فرنی باریم" ببلعد و سپس در معرض اشعه ایکس قرار گیرد. قسمت هایی از دستگاه گوارش که از طریق آن "فرنی باریم" عبور می کند به صورت لکه های تیره در تصویر ظاهر می شود. به این ترتیب پزشک می تواند از شکل معده و روده ایده بگیرد و محل بیماری را مشخص کند. سولفات باریم همچنین برای ساخت بتن باریت استفاده می شود که در ساخت نیروگاه های هسته ای و نیروگاه های هسته ای برای محافظت در برابر تشعشعات نافذ استفاده می شود.

سولفید باریم(BaS). محصول واسطه در تولید باریم و ترکیبات آن. محصول تجاری یک پودر شکننده خاکستری است که در آب کمی حل می شود. سولفید باریم برای تولید لیتوپون، در صنعت چرم برای از بین بردن مو از پوست و تولید سولفید هیدروژن خالص استفاده می شود. BaS جزء بسیاری از فسفرها است - موادی که پس از جذب انرژی نور می درخشند. این چیزی است که Casciarolo از کلسینه کردن باریت با زغال سنگ به دست آورد. سولفید باریم به خودی خود نمی درخشد: به افزودن مواد فعال کننده - نمک بیسموت، سرب و سایر فلزات نیاز دارد.

تیتانات باریم(BaTiO3). یکی از مهم ترین ترکیبات باریم از نظر صنعتی، یک ماده کریستالی سفید، نسوز (نقطه ذوب 1616 درجه سانتیگراد) نامحلول در آب است. تیتانات باریم از ترکیب دی اکسید تیتانیوم با کربنات باریم در دمای حدود 1300 درجه سانتیگراد به دست می آید.

BaCO 3 + TiO 2 = BaTiO 3 + CO 2

تیتانات باریم یکی از بهترین مواد فروالکتریک ()، مواد الکتریکی بسیار با ارزش است. در سال 1944، فیزیکدان شوروی B.M Vul توانایی های فروالکتریک فوق العاده ای (ثابت دی الکتریک بسیار بالا) تیتانات باریم را کشف کرد که آنها را در محدوده دمایی وسیعی - تقریباً از صفر مطلق تا +125 درجه سانتیگراد - حفظ کرد. مقاومت در برابر رطوبت تیتانات باریم به تبدیل شدن آن به یکی از مهم ترین فروالکتریک ها کمک کرده است که برای مثال در ساخت خازن های الکتریکی استفاده می شود. تیتانات باریم، مانند همه فروالکتریک ها، دارای خواص پیزوالکتریک نیز می باشد: ویژگی های الکتریکی خود را تحت فشار تغییر می دهد. هنگامی که در معرض یک میدان الکتریکی متناوب قرار می گیرد، نوساناتی در کریستال های آن رخ می دهد و بنابراین از آنها در پیزوالمان ها، مدارهای رادیویی و سیستم های خودکار استفاده می شود. باریم تیتانات در تلاش برای تشخیص امواج گرانشی استفاده شد.

سایر ترکیبات باریم

نیترات باریم و کلرات (Ba(ClO 3) 2) بخشی جدایی ناپذیر از آتش بازی هستند. پراکسید باریم جزء مخلوط های اشتعال برای آلومینوترمی است. باریم (Ba) تتراسیانوپلاتینات (II) هنگامی که در معرض اشعه ایکس و اشعه گاما قرار می گیرد می درخشد. در سال 1895، ویلهلم رونتگن، فیزیکدان آلمانی، با مشاهده درخشش این ماده، وجود تشعشع جدیدی را پیشنهاد کرد که بعدها اشعه ایکس نام گرفت. اکنون از باریم تتراسیانوپلاتینات (II) برای پوشاندن صفحه‌های ابزار نورانی استفاده می‌شود. تیوسولفات باریم (BaS 2 O 3) به لاک بی رنگ رنگ مرواریدی می بخشد و با مخلوط کردن آن با چسب می توانید به تقلید کامل از مروارید برسید.

سم شناسی ترکیبات باریم.

تمام نمک های باریم محلول سمی هستند. سولفات باریم مورد استفاده در فلوروسکوپی عملا غیر سمی است. دوز کشنده باریم کلرید 0.8 تا 0.9 گرم است، کربنات باریم 2 تا 4 گرم در هنگام مصرف ترکیبات سمی باریم، احساس سوزش در دهان، درد در معده، ترشح بزاق، تهوع، استفراغ، سرگیجه، ضعف عضلانی، و تنگی نفس، ضربان قلب کند و افت فشار خون رخ می دهد. درمان اصلی مسمومیت با باریم، شستشوی معده و استفاده از مسهل است.

منابع اصلی باریم وارد شده به بدن انسان غذا (به ویژه غذاهای دریایی) و آب آشامیدنی است. طبق توصیه سازمان جهانی بهداشت، محتوای باریم در آب آشامیدنی نباید از 0.7 میلی گرم در لیتر در روسیه تجاوز کند، استانداردهای بسیار دقیق تری اعمال می شود - 0.1 میلی گرم در لیتر.

یوری کروتیاکوف

باریم(lat. Baryum)، Ba، عنصر شیمیایی گروه دوم از سیستم تناوبی مندلیف، عدد اتمی 56، جرم اتمی 137.34; فلز نقره ای-سفید از مخلوطی از 7 ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است که در میان آنها 138 Ba (71.66٪) غالب است. شکافت هسته ای اورانیوم و پلوتونیوم ایزوتوپ رادیواکتیو 140 Va تولید می کند که به عنوان ردیاب رادیواکتیو استفاده می شود. باریم توسط شیمیدان سوئدی K. Scheele (1774) به شکل اکسید BaO به نام "زمین سنگین" یا باریت (از یونانی barys - سنگین) کشف شد. باریم فلزی (به شکل آمالگام) توسط شیمیدان انگلیسی G. Davy (1808) با الکترولیز هیدروکسید مرطوب Ba(OH) 2 با کاتد جیوه به دست آمد. محتوای باریم در پوسته زمین 0.05 درصد وزنی است که در طبیعت در حالت آزاد وجود ندارد. از کانی های باریم، باریت (اسپار سنگین) BaSO 4 و ویتریت کمتر رایج BaCO 3 از اهمیت صنعتی برخوردار هستند.

خواص فیزیکی باریمشبکه کریستالی باریم به شکل بدنه مکعبی با پریود a = 5.019 Å است. چگالی 3.76 گرم بر سانتی متر 3، tnl 710 درجه سانتی گراد، نقطه جوش 1637-1640 درجه سانتی گراد. باریم فلزی نرم (سخت‌تر از سرب، اما نرم‌تر از روی) است، سختی آن در مقیاس کانی‌شناسی 2 است.

خواص شیمیایی باریمباریم متعلق به فلزات قلیایی خاکی است و از نظر خواص شیمیایی مشابه کلسیم و استرانسیم است و از نظر فعالیت از آنها پیشی می گیرد. باریم با اکثر عناصر دیگر واکنش می دهد و ترکیباتی را تشکیل می دهد که در آنها معمولاً 2 ظرفیتی است (2 الکترون در لایه الکترونی بیرونی اتم باریم وجود دارد که پیکربندی آن 6s 2 است). باریم در هوا به سرعت اکسید می شود و لایه ای از اکسید (و همچنین پراکسید و نیترید Ba 3 N 2) روی سطح تشکیل می دهد. وقتی گرم می شود به راحتی مشتعل می شود و با شعله زرد مایل به سبز می سوزد. آب را به شدت تجزیه می کند و هیدروکسید باریم را تشکیل می دهد: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2. باریم به دلیل فعالیت شیمیایی خود در زیر لایه ای از نفت سفید ذخیره می شود. اکسید BaO - کریستال های بی رنگ؛ در هوا به راحتی به کربنات BaCO 3 تبدیل می شود و به شدت با آب واکنش می دهد و Ba(OH) 2 را تشکیل می دهد. با حرارت دادن BaO در هوا در دمای 500 درجه سانتی گراد، پراکسید BaO 2 به دست می آید که در دمای 700 درجه سانتی گراد به BaO و O 2 تجزیه می شود. با حرارت دادن پراکسید با اکسیژن تحت فشار بالا، پراکسید BaO 4 بالاتری به دست می آید - یک ماده زرد رنگ که در دمای 50-60 درجه سانتیگراد تجزیه می شود. باریم با هالوژن ها و گوگرد ترکیب می شود و هالیدها (به عنوان مثال BaCl 2) و سولفید BaS را با هیدروژن - هیدرید BaH 2 تشکیل می دهد که به سرعت با آب و اسیدها تجزیه می شود. از نمک های باریم که معمولا استفاده می شود، کلرید باریم BaCl 2 و هالیدهای دیگر، نیترات Ba(NO 3) 2، سولفید BaS، کلرات Ba(ClO 3) 2 بسیار محلول هستند، سولفات باریم BaSO 4، کربنات باریم BaCO 3 و کرومات BaCrO4 کم محلول هستند.

بدست آوردن باریمماده اولیه اصلی برای تولید باریم و ترکیبات آن باریت است که با زغال سنگ در کوره های آتشین احیا می شود: BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO. BaS محلول به دست آمده به نمک های باریم دیگر تبدیل می شود. روش صنعتی اصلی برای تولید باریم فلزی احیای حرارتی اکسید آن با پودر آلومینیوم است: 4BaO + 2Al = 3Ba + BaO·Al 2 O 3 .

مخلوط در دمای 1100-1200 درجه سانتیگراد در خلاء (100 mn/m 2، 10-3 mm Hg) گرم می شود. باریم تبخیر می شود و روی قسمت های سرد تجهیزات رسوب می کند. این فرآیند در دستگاه‌های خلاء الکتریکی دوره‌ای انجام می‌شود، که امکان انجام متوالی کاهش، تقطیر، تراکم و ریخته‌گری فلز، به دست آوردن شمش باریم را در یک چرخه تکنولوژیکی فراهم می‌کند. با تقطیر مضاعف در خلاء در دمای 900 درجه سانتیگراد، فلز تا ناخالصی کمتر از 1.10-4٪ خالص می شود.

کاربرد باریمکاربرد عملی فلز باریم کم است. همچنین با این واقعیت محدود می شود که دستکاری با باریم خالص دشوار است. به طور معمول، باریم یا در یک پوسته محافظ فلز دیگری قرار می گیرد، یا با مقداری فلز که مقاومت باریم را ایجاد می کند، آلیاژ می شود. گاهی اوقات باریم فلزی را مستقیماً در دستگاه ها با قرار دادن قرص هایی از مخلوط باریم و اکسیدهای آلومینیوم در آنها و سپس احیای حرارتی در خلاء به دست می آورند. باریم و همچنین آلیاژهای آن با منیزیم و آلومینیوم در فناوری خلاء بالا به عنوان جاذب گازهای باقیمانده (گتر) استفاده می شود. باریم به مقدار کم در متالورژی مس و سرب برای اکسید زدایی و تصفیه آنها از گوگرد و گازها استفاده می شود. مقدار کمی باریم به برخی از مواد ضد اصطکاک اضافه می شود. بنابراین، افزودن باریم به سرب سختی آلیاژ مورد استفاده برای چاپ فونت ها را به میزان قابل توجهی افزایش می دهد. آلیاژهای باریم نیکل در ساخت الکترودهای شمع موتور و در لوله های رادیویی استفاده می شود.

ترکیبات باریم به طور گسترده استفاده می شود. پراکسید BaO 2 برای تولید پراکسید هیدروژن، برای سفید کردن الیاف ابریشم و گیاهی، به عنوان ضدعفونی کننده و به عنوان یکی از اجزای مخلوط اشتعال در آلومینوترمی استفاده می شود. سولفید BaS برای از بین بردن مو از روی پوست استفاده می شود. پرکلرات Ba(ClO 4) 2 یکی از بهترین مواد خشک کننده است. نیترات Ba(NO 3) 2 در صنایع آتش نشانی استفاده می شود. نمک های باریم رنگی - کرومات BaCrO 4 (زرد) و BaMnO 4 منگنات (سبز) - رنگدانه های خوبی برای ساخت رنگ هستند. باریم پلاتینوسیانات Ba برای پوشش صفحه نمایش هنگام کار با اشعه ایکس و پرتوهای رادیواکتیو استفاده می شود (فلورسانس زرد-سبز روشن در کریستال های این نمک تحت تأثیر تشعشع برانگیخته می شود). باریم تیتانات BaTiO 3 یکی از مهم ترین فروالکتریک ها است. از آنجایی که باریم اشعه ایکس و پرتوهای گاما را به خوبی جذب می کند، در مواد محافظ در تاسیسات اشعه ایکس و راکتورهای هسته ای گنجانده شده است. ترکیبات باریم حامل های بی اثر برای استخراج رادیوم از سنگ معدن اورانیوم هستند. سولفات باریم نامحلول غیر سمی است و به عنوان ماده حاجب برای بررسی اشعه ایکس دستگاه گوارش استفاده می شود. کربنات باریم برای از بین بردن جوندگان استفاده می شود.

باریم در بدنباریم در تمام اندام های گیاهی وجود دارد. مقدار آن در خاکستر گیاه به مقدار باریم در خاک بستگی دارد و از 0.06-0.2 تا 3 درصد (در رسوبات باریت) متغیر است. ضریب تجمع باریم (باریم در خاکستر / باریم در خاک) برای گیاهان علفی 0.2-6، برای گیاهان چوبی 1-30 است. غلظت باریم در ریشه و شاخه بیشتر و در برگ کمتر است. با افزایش سن شاخه ها افزایش می یابد. باریم (نمک های محلول آن) برای حیوانات سمی است، بنابراین گیاهان حاوی باریم زیاد (تا 30-2 درصد در خاکستر) باعث مسمومیت در گیاهخواران می شود. باریم در استخوان ها و به مقدار کم در سایر اندام های حیوانات رسوب می کند. دوز 0.2-0.5 گرم کلرید باریم باعث مسمومیت حاد در انسان می شود و 0.8-0.9 گرم باعث مرگ می شود.

تعریف

باریمدر دوره ششم گروه دوم از زیر گروه اصلی (A) جدول تناوبی قرار دارد.

متعلق به خانواده است س-عناصر. فلز. نامگذاری - Ba. شماره سریال - 56. جرم اتمی نسبی - 137.34 amu.

ساختار الکترونیکی اتم باریم

اتم باریم از یک هسته با بار مثبت (+56) تشکیل شده است که در داخل آن 56 پروتون و 81 نوترون وجود دارد و 56 الکترون در شش مدار به دور آن حرکت می کنند.

عکس. 1. ساختار شماتیک اتم باریم.

توزیع الکترون ها در بین اوربیتال ها به شرح زیر است:

56Ba) 2) 8) 18) 18) 8) 2؛

1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 6 3د 10 4س 2 4پ 6 4د 10 5س 2 5پ 6 6س 2 .

سطح انرژی بیرونی اتم باریم حاوی 2 الکترون است که ظرفیتی هستند. نمودار انرژی حالت پایه به شکل زیر است:

اتم باریم با حضور یک حالت برانگیخته مشخص می شود. الکترون 6 س- سطوح فرعی بخار می شوند و یکی از آنها مدار خالی 6 را اشغال می کند پ-سطح فرعی:

وجود دو الکترون جفت نشده نشان می دهد که باریم دارای حالت اکسیداسیون +2 است.

الکترون های ظرفیت یک اتم باریم را می توان با مجموعه ای از چهار عدد کوانتومی مشخص کرد: n(کوانتوم اصلی) ل(مدار) m l(مغناطیسی) و س(چرخش):

نمونه هایی از حل مسئله

مثال 1

BARIUM، Ba (لاتین Baryum، از یونانی barys - سنگین * a. barium؛ n. Barium؛ f. barium؛ i. bario)، - یک عنصر شیمیایی از زیر گروه اصلی گروه 11 از سیستم تناوبی عناصر مندلیف، عدد اتمی 56، جرم اتمی 137.33. باریم طبیعی از مخلوطی از هفت ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است. 138 Va (71.66٪) غالب است. باریم در سال 1774 توسط شیمیدان سوئدی K. Scheele به شکل BaO کشف شد. باریم فلزی اولین بار توسط شیمیدان انگلیسی اچ دیوی در سال 1808 بدست آمد.

بدست آوردن باریم

فلز باریم با احیای حرارتی در خلاء در دمای 1100-1200 درجه سانتی گراد پودر اکسید باریم به دست می آید. باریم در آلیاژها - با سرب (آلیاژهای چاپ و ضد اصطکاک)، آلومینیوم و (جاذب گاز در تاسیسات خلاء) استفاده می شود. ایزوتوپ های رادیواکتیو مصنوعی آن به طور گسترده مورد استفاده قرار می گیرند.

کاربردهای باریم

باریم و ترکیبات آن به مواد در نظر گرفته شده برای محافظت در برابر تشعشعات رادیواکتیو و اشعه ایکس اضافه می شود. ترکیبات باریم به طور گسترده مورد استفاده قرار می گیرند: اکسید، پراکسید و هیدروکسید (برای تولید پراکسید هیدروژن)، نیترید (در پیروتکنیک)، سولفات (به عنوان ماده کنتراست در رادیولوژی، تحقیقات)، کرومات و منگنات (در ساخت رنگ)، تیتانات (یکی). از مهمترین فروالکتریک ها) سولفید (در صنعت چرم) و غیره.

باریم عنصری از زیرگروه اصلی گروه دوم، دوره ششم سیستم تناوبی عناصر شیمیایی D.I مندلیف، با عدد اتمی 56 است. با نماد Ba (lat. باریم). ماده ساده یک فلز خاکی قلیایی نرم و چکش خوار به رنگ سفید مایل به نقره ای است. فعالیت شیمیایی بالایی دارد.

باریم به عنوان اکسید BaO در سال 1774 توسط کارل شیل کشف شد. در سال 1808، هامفری دیوی، شیمیدان انگلیسی، آمالگام باریم را با الکترولیز هیدروکسید باریم مرطوب با کاتد جیوه به دست آورد. هنگامی که جیوه تبخیر شد، فلز باریم را آزاد کرد.

در سال 1774، شیمیدان سوئدی کارل ویلهلم شیله و دوستش یوهان گوتلیب هان یکی از سنگین ترین کانی ها را بررسی کردند - اسپار سنگین BaSO 4. آنها موفق به جداسازی "زمین سنگین" ناشناخته قبلی شدند که بعداً باریت (از یونانی βαρυς - سنگین) نامیده شد. و 34 سال بعد، هامفری دیوی، با قرار دادن باریت زمین مرطوب در معرض الکترولیز، عنصر جدیدی را از آن به دست آورد - باریم. لازم به ذکر است که در همان سال 1808، کمی زودتر از دیوی، Jene Jacob Berzelius و همکارانش ملغمه هایی از کلسیم، استرانسیوم و باریم را به دست آوردند. به این ترتیب عنصر باریم ظاهر شد.

کیمیاگران باستان BaSO 4 را با چوب یا زغال سنگ کلسینه کردند و «جواهرات بولونی» فسفری به دست آوردند. اما از نظر شیمیایی این گوهرها BaO نیستند، بلکه سولفید باریم BaS هستند.

منشاء نام

نام خود را از باریس یونانی گرفته است - "سنگین"، زیرا اکسید آن (BaO) دارای چگالی غیرمعمول بالا برای چنین موادی است.

پوسته زمین حاوی 0.05 درصد باریم است. این مقدار بسیار زیاد است - بطور قابل توجهی بیشتر از مثلاً سرب، قلع، مس یا جیوه. به شکل خالص آن در زمین یافت نمی شود: باریم فعال است، به زیرگروه فلزات قلیایی خاکی تعلق دارد و به طور طبیعی در مواد معدنی کاملاً محکم است.

کانی های اصلی باریم عبارتند از اسپار سنگین BaSO 4 (بیشتر باریت نامیده می شود) و ویتریت BaCO3 که به نام انگلیسی ویلیام ویترینگ (1741...1799) نامگذاری شده است، که این ماده معدنی را در سال 1782 کشف کرد. غلظت کمی از نمک های باریم. در بسیاری از آب های معدنی و آب دریا موجود است. محتوای کم در این مورد یک مثبت است، نه منفی، زیرا تمام نمک های باریم، به جز سولفات، سمی هستند.

بر اساس انجمن های معدنی، کانی های باریت به دو معدنی تک معدنی و پیچیده تقسیم می شوند. مجتمع های پیچیده به باریت-سولفید (حاوی سولفیدهای سرب، روی، گاهی اوقات مس و پیریت آهن، کمتر Sn، Ni، Au، Ag)، باریت-کلسیت (حاوی تا 75٪ کلسیت)، آهن-باریت (حاوی) تقسیم می شوند. مگنتیت، هماتیت و در نواحی فوقانی گوتیت و هیدروگوتیت) و باریت-فلوریت (علاوه بر باریت و فلوریت، معمولاً حاوی کوارتز و کلسیت هستند و سولفیدهای روی، سرب، مس و جیوه نیز گاهی به صورت ناخالصی های کوچک وجود دارند. ).

از نقطه نظر عملی، ذخایر تک معدنی رگه گرمابی، باریت-سولفید و باریت-فلوریت بیشترین توجه را دارند. برخی از رسوبات اقشار متاسوماتیک و مکان‌های eluvial نیز از اهمیت صنعتی برخوردار هستند. رسوبات رسوبی که رسوبات شیمیایی معمول حوضه های آبی هستند نادر بوده و نقش چندانی ندارند.

به عنوان یک قاعده، سنگ معدن باریت حاوی سایر اجزای مفید (فلوریت، گالن، اسفالریت، مس، طلا در غلظت های صنعتی) است، بنابراین از آنها به صورت ترکیبی استفاده می شود.

باریم طبیعی از مخلوطی از هفت ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است: 130 Ba، 132 Ba، 134 Ba، 135 Ba، 136 Ba، 137 Ba، 138 Ba. مورد دوم شایع ترین است (71.66٪). ایزوتوپ های رادیواکتیو باریم نیز شناخته شده اند که مهم ترین آنها 140 Ba است. از تجزیه اورانیوم، توریم و پلوتونیوم تشکیل می شود.

این فلز را می توان به روش های مختلفی به دست آورد، به ویژه با الکترولیز مخلوط مذاب کلرید باریم و کلرید کلسیم. می توان باریم را با احیای آن از اکسید آن به روش آلومینوترمیک بدست آورد. برای انجام این کار، ویتریت با زغال سنگ پخته می شود و اکسید باریم به دست می آید:

BaCO 3 + C → BaO + 2CO.

سپس مخلوط BaO با پودر آلومینیوم در خلاء تا دمای 1250 درجه سانتیگراد گرم می شود. بخار باریم کاهش یافته در قسمت های سرد لوله که واکنش در آن انجام می شود متراکم می شود:

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.

جالب است که ترکیبات اشتعال برای آلومینوترمی اغلب شامل پراکسید باریم BaO 2 است.

بدست آوردن اکسید باریم با کلسینه کردن ویتریت دشوار است: ویریت فقط در دمای بالای 1800 درجه سانتیگراد تجزیه می شود. بدست آوردن BaO با کلسینه کردن نیترات باریم Ba(NO 3) 2 ساده تر است:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.

هم الکترولیز و هم احیا با آلومینیوم یک فلز سفید براق نرم (سخت‌تر از سرب، اما نرم‌تر از روی) تولید می‌کنند. در دمای 710 درجه سانتی گراد ذوب می شود، در دمای 1638 درجه سانتی گراد می جوشد و چگالی آن 3.76 گرم بر سانتی متر مکعب است. همه اینها به طور کامل با موقعیت باریم در زیر گروه فلزات قلیایی خاکی مطابقت دارد.

هفت ایزوتوپ طبیعی باریم شناخته شده است. رایج ترین آنها باریم 138 است. بیش از 70 درصد است.

باریم بسیار فعال است. در اثر ضربه خود مشتعل می شود و به راحتی آب را تجزیه می کند و هیدرات اکسید باریم محلول را تشکیل می دهد:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

محلول آبی هیدرات اکسید باریم آب باریت نامیده می شود. این "آب" در شیمی تجزیه برای تعیین CO 2 در مخلوط گاز استفاده می شود. اما این قبلاً مربوط به داستان استفاده از ترکیبات باریم است. باریم فلزی تقریباً هیچ کاربرد عملی پیدا نمی کند. در مقادیر بسیار کم به آلیاژهای بلبرینگ و چاپ وارد می شود. آلیاژ باریم و نیکل در لوله‌های رادیویی استفاده می‌شود، باریم خالص فقط در فناوری خلاء به عنوان گیرنده (جاذب گاز) استفاده می‌شود.

باریم فلزی از اکسید با احیاء با آلومینیوم در خلاء در دمای 1200-1250 درجه سانتیگراد به دست می آید:

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

باریم با تقطیر خلاء یا ذوب منطقه ای خالص سازی می شود.

تهیه باریم تیتانیوم. به دست آوردن آن نسبتا آسان است. Witherite BaCO 3 در 700 ... 800 درجه سانتیگراد با دی اکسید تیتانیوم TiO 2 واکنش می دهد، نتیجه دقیقا همان چیزی است که لازم است:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.

پایه ای پارتی روش بدست آوردن فلز باریم از BaO احیای آن با پودر A1: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO*A1 2 O 3 است. این فرآیند در یک راکتور در دمای 1100-1200 درجه سانتیگراد در اتمسفر Ar یا در خلاء انجام می شود (روش دوم ترجیح داده می شود). نسبت مولی BaO:A1 (1.5-2):1 است. راکتور را در یک کوره قرار می دهند تا دمای "قسمت سرد" آن (بخارهای باریم حاصل در آن متراکم شود) حدود 520 درجه سانتیگراد باشد. با تقطیر در خلاء، باریم تا ناخالصی کمتر از 10 ~ خالص می شود. 4٪ وزن، و هنگام استفاده از ذوب منطقه - تا 10 ~ 6٪.

مقادیر کمی باریم نیز با احیای BaBeO 2 [سنتز شده با همجوشی Ba(OH) 2 و Be(OH) 2] در دمای 1300 درجه سانتی گراد با تیتانیوم، و همچنین تجزیه در دمای 120 درجه سانتی گراد Ba(به دست می آید. N 3) 2 در طی تبادل مواد نمک باریم با NaN 3 تشکیل می شود.

استات Ba (OOСSN 3)، - بی رنگ. کریستال ها؛ m.p. 490 درجه سانتیگراد (با تجزیه)؛ متراکم 2.47 گرم بر سانتی متر مکعب; سل در آب (58.8 گرم در 100 گرم در دمای 0 درجه سانتیگراد). در دمای زیر 25 درجه سانتی گراد، تری هیدرات از محلول های آبی، در دمای 25-41 درجه سانتی گراد - مونوهیدرات، بالاتر از 41 درجه سانتی گراد - نمک بی آب متبلور می شود. تعامل را دریافت کنید. Ba(OH)2، BaCO3 یا BaS با CH3CO2H در رنگرزی پشم و چلوار استفاده می شود.

منگنات (VI) BaMnO 4 - کریستال های سبز؛ تا 1000 درجه سانتیگراد تجزیه نمی شود. از کلسینه کردن مخلوط Ba(NO 3) 2 با MnO 2 به دست می آید. رنگدانه ای (کاسل یا سبز منگنزی) که معمولاً برای نقاشی دیواری استفاده می شود.

کرومات (VI) BaСrO 4 - کریستال های زرد؛ m.p. 1380 درجه سانتی گراد; - 1366.8 کیلوژول بر مول؛ سل در غیر سازمان k-tah، نه sol. در آب. تعامل را دریافت کنید. محلول های آبی Ba(OH) 2 یا BaS با کرومات های فلز قلیایی (VI). رنگدانه (زرد باریت) برای سرامیک. MPC 0.01 mg/m 3 (بر حسب Cr0 3). Pyrconate BaZrO 3 - بی رنگ. کریستال ها؛ m.p. ~269 درجه سانتیگراد؛ - 1762 کیلوژول بر مول؛ سل در آب و محلول‌های آبی قلیایی‌ها و NH 4 HCO 3، توسط اینورگ قوی تجزیه می‌شود. به تامی. تعامل را دریافت کنید. ZrO 2 با BaO، Ba(OH) 2 یا BaCO 3 هنگام گرم شدن. Ba زیرکونات مخلوط با BaTiO 3 یک پیزوالکتریک است.

برمید BaBr 2 - کریستال های سفید؛ m.p. 847 درجه سانتی گراد; متراکم 4.79 گرم بر سانتی متر مکعب; -757 کیلوژول بر مول؛ خوب سل در آب، متانول، بدتر - در اتانول. دی هیدرات از محلول های آبی متبلور می شود و در دمای 75 درجه سانتیگراد به مونوهیدرات تبدیل می شود و در دمای بالای 100 درجه سانتیگراد به نمک بی آب تبدیل می شود. با CO 2 و O 2 هوا، تشکیل BaCO 3 و Br 2. تعامل BaBr 2 را دریافت کنید. محلول های آبی Ba(OH) 2 یا BaCO 3 با هیدروبرومیک اسید.

یدید BaI 2 - بی رنگ. کریستال ها؛ m.p. 740 درجه سانتیگراد (با تجزیه)؛ متراکم 5.15 گرم بر سانتی متر مکعب؛ . -607 کیلوژول بر مول؛ خوب سل در آب و اتانول از محلول های آب گرم، دی هیدرات متبلور می شود (در دمای 150 درجه سانتی گراد آب می شود)، در دمای زیر 30 درجه سانتی گراد - هگزا هیدرات. تعامل BaI 2 را دریافت کنید. محلول های آبی Ba(OH) 2 یا BaCO 3 با اسید هیدرویدیک.

باریم یک فلز چکش خوار به رنگ سفید مایل به نقره ای است. اگر ضربه تند باشد، می شکند. دو تغییر آلوتروپیک باریم وجود دارد: α-Ba با یک شبکه مکعبی در مرکز بدن (پارامتر a = 0.501 نانومتر) تا دمای 375 درجه سانتیگراد پایدار است.

سختی در مقیاس کانی شناسی 1.25; مقیاس موهس 2.

فلز باریم را در نفت سفید یا زیر یک لایه پارافین نگهداری کنید.

باریم یک فلز خاکی قلیایی است. به شدت در هوا اکسید می شود و اکسید باریم BaO و نیترید باریم Ba 3 N 2 را تشکیل می دهد و با حرارت کمی مشتعل می شود. به شدت با آب واکنش می دهد و باریم هیدروکسید Ba(OH) 2 را تشکیل می دهد:

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

به طور فعال با اسیدهای رقیق تعامل می کند. بسیاری از نمک های باریم نامحلول یا کمی محلول در آب هستند: سولفات باریم BaSO 4، سولفیت باریم BaSO 3، کربنات باریم BaCO 3، باریم فسفات Ba 3 (PO 4) 2. سولفید باریم BaS، بر خلاف سولفید کلسیم CaS، در آب بسیار محلول است.

طبیعت باریم از ماه می از هفت ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است. قسمت های 130، 132، 134-137 و 138 (71.66%). سطح مقطع جذب نوترون حرارتی 1.17-10 28 m2 است. پیکربندی خارجی پوسته الکترونی 6s 2 ; حالت اکسیداسیون + 2، به ندرت + 1. انرژی یونیزاسیون Ba°->Ba + ->Ba 2+ resp. 5.21140 و 10.0040 eV; الکترونگاتیوی پالینگ 0.9; شعاع اتمی 0.221 نانومتر، شعاع یونی Ba 2 + 0.149 نانومتر (شماره هماهنگی 6).

به راحتی با هالوژن ها واکنش می دهد و هالید تشکیل می دهد.

هنگامی که با هیدروژن گرم می شود، باریم هیدرید BaH 2 را تشکیل می دهد که به نوبه خود کمپلکس لی را با لیتیوم هیدرید LiH تشکیل می دهد.

هنگامی که با آمونیاک گرم می شود واکنش نشان می دهد:

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

هنگامی که گرم می شود، نیترید باریم Ba 3 N 2 با CO واکنش می دهد و سیانید را تشکیل می دهد:

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

با آمونیاک مایع یک محلول آبی تیره می دهد که می توان از آن آمونیاک جدا کرد که درخشندگی طلایی دارد و با حذف NH 3 به راحتی تجزیه می شود. در حضور یک کاتالیزور پلاتین، آمونیاک تجزیه می شود و باریم آمید را تشکیل می دهد:

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

کاربید باریم BaC 2 را می توان با حرارت دادن BaO با زغال سنگ در یک کوره قوس به دست آورد.

با فسفر، فسفید Ba 3 P 2 را تشکیل می دهد.

باریم اکسیدها، هالیدها و سولفیدهای بسیاری از فلزات را به فلز مربوطه کاهش می دهد.

آلیاژ باریم با A1 (آلیاژ آلبا، 56% Ba) اساس گیرنده ها (جاذب گاز) است. برای به دست آوردن خود گیرنده، باریم از آلیاژ با حرارت دادن با فرکانس بالا در فلاسک تخلیه شده از دستگاه تبخیر می شود، در نتیجه به اصطلاح باریم روی قسمت های سرد فلاسک تشکیل می شود. آینه باریم (یا پوشش منتشر در حین تبخیر در محیط نیتروژن). بخش فعال اکثریت قریب به اتفاق کاتدهای ترمیونی BaO است. باریم همچنین به عنوان یک عامل اکسید زدا برای مس و سرب و به عنوان یک افزودنی به عوامل ضد اصطکاک استفاده می شود. آلیاژها، فلزات آهنی و غیرآهنی و همچنین آلیاژهایی که از آنها فونت های چاپ برای افزایش سختی آنها ساخته می شود. آلیاژهای باریم با نیکل برای ساخت الکترودهای شمع در موتورهای داخلی استفاده می شود. احتراق و در لوله های رادیویی. 140 Va (T 1/2 12.8 روز) یک شاخص ایزوتوپی است که در مطالعه ترکیبات باریم استفاده می شود.

فلز باریم، که اغلب با آلومینیوم آلیاژ می شود، به عنوان یک گیرنده در دستگاه های الکترونیکی با خلاء بالا استفاده می شود.

باریم همراه با زیرکونیوم به خنک‌کننده‌های فلزی مایع (آلیاژهای سدیم، پتاسیم، روبیدیم، لیتیوم، سزیم) اضافه می‌شود تا تهاجمی این ماده به خطوط لوله و متالورژی کاهش یابد.

باریم فلوراید به شکل تک بلور در اپتیک (عدسی، منشور) استفاده می شود.

پراکسید باریم برای مواد آتش نشانی و به عنوان یک عامل اکسید کننده استفاده می شود. نیترات باریم و کلرات باریم در صنعت اتش سوزی برای رنگ آمیزی شعله ها (آتش سبز) استفاده می شود.

کرومات باریم در تولید هیدروژن و اکسیژن به روش ترموشیمیایی (چرخه اوک ریج، ایالات متحده آمریکا) استفاده می شود.

اکسید باریم، همراه با اکسیدهای مس و فلزات خاکی کمیاب، برای سنتز سرامیک های ابررسانا که در دمای نیتروژن مایع و بالاتر کار می کنند، استفاده می شود.

از اکسید باریم برای ذوب نوع خاصی از شیشه استفاده می شود - برای پوشش دادن میله های اورانیوم استفاده می شود. یکی از انواع گسترده چنین شیشه هایی دارای ترکیب زیر است - (اکسید فسفر - 61٪، BaO - 32٪، اکسید آلومینیوم - 1.5٪، اکسید سدیم - 5.5٪). باریم فسفات نیز در ذوب شیشه برای صنایع هسته ای استفاده می شود.

باریم فلوراید در باتری های فلوئور حالت جامد به عنوان جزئی از الکترولیت فلوراید استفاده می شود.

اکسید باریم در باتری های پرقدرت اکسید مس به عنوان جزئی از جرم فعال (اکسید باریم-اکسید مس) استفاده می شود.

سولفات باریم به عنوان انبساط جرم فعال الکترود منفی در تولید باتری های سرب اسیدی استفاده می شود.

کربنات باریم BaCO 3 به جرم شیشه اضافه می شود تا ضریب شکست شیشه افزایش یابد. سولفات باریم در صنعت کاغذ به عنوان پرکننده استفاده می شود. کیفیت کاغذ تا حد زیادی با وزن آن تعیین می شود. این نمک لزوما در تمام انواع کاغذهای گران قیمت وجود دارد. علاوه بر این، سولفات باریم به طور گسترده در تولید لیتوپون رنگ سفید استفاده می شود - محصولی از واکنش محلول های سولفید باریم با سولفات روی:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

هر دو نمک که سفید هستند، رسوب می کنند و آب خالص را در محلول باقی می گذارند.

هنگام حفاری چاه های عمیق نفت و گاز، از سوسپانسیون سولفات باریم در آب به عنوان سیال حفاری استفاده می شود.

یکی دیگر از نمک های باریم کاربردهای مهمی دارد. این باریم تیتانات BaTiO 3 است - یکی از مهم ترین فروالکتریک ها (فروالکتریک ها به خودی خود و بدون تأثیر میدان خارجی قطبی می شوند. آنها در بین دی الکتریک ها مانند مواد فرومغناطیسی در بین هادی ها برجسته می شوند. توانایی چنین پلاریزاسیونی است. فروالکتریک های قطبی شده فقط در دمای معینی باقی می مانند که ثابت دی الکتریک بالاتری دارند)، که مواد الکتریکی بسیار با ارزشی محسوب می شوند.

در سال 1944، این کلاس با تیتانات باریم پر شد، که خواص فروالکتریک آن توسط فیزیکدان شوروی B.M. Vulom. ویژگی تیتانات باریم این است که خواص فروالکتریک را در یک محدوده دمایی بسیار گسترده - از نزدیک به صفر مطلق تا +125 درجه سانتیگراد حفظ می کند.

باریم در پزشکی نیز کاربرد پیدا کرده است. نمک سولفات آن در تشخیص بیماری های معده استفاده می شود. BaSO 4 با آب مخلوط شده و به بیمار داده می شود تا آن را ببلعد. سولفات باریم در برابر اشعه ایکس مات است و بنابراین قسمت هایی از دستگاه گوارش که از آن "فرنی باریم" عبور می کند روی صفحه تاریک باقی می ماند. به این ترتیب پزشک ایده ای از شکل معده و روده به دست می آورد و محل وقوع زخم را تعیین می کند.

تاثیر باریم بر بدن انسان

راه های ورود به بدن
راه اصلی ورود باریم به بدن انسان غذا است. بنابراین، برخی از ساکنان دریایی قادر به جمع آوری باریم از آب اطراف، و در غلظت 7-100 (و برای برخی از گیاهان دریایی تا 1000) برابر بیشتر از محتوای آن در آب دریا هستند. برخی از گیاهان (به عنوان مثال سویا و گوجه فرنگی) نیز قادر به جمع آوری باریم از خاک 2-20 بار هستند. با این حال، در مناطقی که غلظت باریم در آب بالا است، آب آشامیدنی نیز ممکن است به مصرف کل باریم کمک کند. دریافت باریم از هوا ناچیز است.

خطر سلامت.
مطالعات اپیدمیولوژیک علمی که تحت نظارت WHO انجام شده است، ارتباط بین مرگ و میر ناشی از بیماری های قلبی عروقی و میزان باریم در آب آشامیدنی را تایید نکرد. در مطالعات کوتاه مدت بر روی داوطلبان، هیچ اثر مضری بر سیستم قلبی عروقی در غلظت باریم تا 10 میلی گرم در لیتر مشاهده نشد. درست است، در آزمایشات روی موش ها، زمانی که موش ها آب را حتی با محتوای باریم کم مصرف می کردند، افزایش فشار خون سیستولیک مشاهده شد. این نشان دهنده خطر بالقوه افزایش فشار خون در افرادی است که مصرف طولانی مدت آب حاوی باریم دارند (USEPA چنین داده هایی را دارد).
داده های USEPA همچنین نشان می دهد که حتی یک نوشیدنی آب حاوی باریم بسیار بالاتر از حد مجاز می تواند منجر به ضعف عضلانی و درد شکم شود. با این حال، باید در نظر گرفت که استاندارد باریم تعیین شده توسط استاندارد کیفیت USEPA (2.0 میلی گرم در لیتر) به طور قابل توجهی از مقدار توصیه شده توسط WHO (0.7 میلی گرم در لیتر) فراتر می رود. استانداردهای بهداشتی روسیه مقدار MPC حتی سخت گیرانه تری را برای باریم در آب تعیین می کند - 0.1 میلی گرم در لیتر. فن آوری های حذف آب: تبادل یونی، اسمز معکوس، الکترودیالیز.