Барий

Ба́рий (химический символ — Ba, от лат. Barium) — химический элемент 2-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы второй группы, IIA), шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 56.

Барий
← Цезий | Лантан →
56 Sr ↑ Ba ↓ Ra 56Ba
Внешний вид простого вещества
Образец бария
Свойства атома
Название, символ, номер	Барий / Barium (Ba), 56
Группа, период, блок	2 (устар. 2), 6, p-элемент
Атомная масса (молярная масса)	137,327(7) а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Xe] 6s2
Радиус атома	222 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	198 пм
Радиус иона	(+2e) 134 пм
Электроотрицательность	0,89 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	-2,906
Степени окисления	0, +2
Энергия ионизации (первый электрон)	502,5 (5,21) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	3,78 г/см³
Температура плавления	1002 K
Температура кипения	1910 K
Уд. теплота плавления	7,66 кДж/моль
Уд. теплота испарения	142,0 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	28,1 Дж/(K·моль)
Молярный объём	39,0 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	Кубическая объёмноцентрированная
Параметры решётки	5,020 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) (18.4) Вт/(м·К)
Номер CAS	7440-39-3
Наиболее долгоживущие изотопы
Основная статья: Изотопы бария Изотоп Распростра- нённость Период полураспада Канал распада Продукт распада 130Ba 0,11% (0,5–2,7)⋅1021 лет Двойной ЭЗ 130Xe 132Ba 0,10% стабилен - - 133Ba синт. 10,51 года ЭЗ 133Cs 134Ba 2,42% стабилен - - 135Ba 6,59% стабилен - - 136Ba 7,85% стабилен - - 137Ba 11,23% стабилен - - 138Ba 71,70% стабилен - -

56	Барий
Ba 137,327
6s2

Простое вещество барий — мягкий, вязкий, ковкий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Обладает высокой химической активностью.

ИсторияПравить

Барий был открыт в виде оксида BaO в 1774 году Карлом Шееле и Юханом Ганом. В 1808 году английский химик Гемфри Дэви электролизом влажного гидроксида бария с ртутным катодом получил амальгаму бария; после испарения ртути при нагревании он выделил металлический барий.

Происхождение названияПравить

Своё название получил от др.-греч. βαρύς — «тяжёлый».

Физические свойстваПравить

Полная электронная конфигурация атома бария: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²

Барий — серебристо-белый ковкий металл с плотностью 3,78 г/см³. При резком ударе раскалывается. Примесь ртути (например, при получении амальгамным методом) делает его хрупким. При нормальном давлении существуют две аллотропные модификации бария: до 375 °C устойчив α-Ba, кубической сингонии (объёмно-центрированная решётка), пространственная группа Im3m, параметры ячейки a = 0,501 нм, при более высоких температурах устойчив β-Ba. Теплота перехода Ba-α ↔ Ba-β составляет 0,86 кДж/моль. При давлении 5530 МПа и 19 °C обнаружена гексагональная модификация.

Температура плавления 727 °C (1000 К), кипения 1637 °C (1910 К). Теплота плавления 7,12 кДж/моль. Теплота испарения 150,9 кДж/моль (при температуре кипения). Тройная точка: 710 °C, 1,185 Па. Критическая температура 2497 °C. Теплоёмкость при постоянном давлении 28,1 Дж/(моль·К). Энтропия S0
298 62,5 Дж/(моль·К). Температурный коэффициент линейного расширения (17…21)·10⁻⁶ К⁻¹.

Твёрдость по шкале Мооса, по разным данным, 1,25, 1,5, 2 или 3. Твёрдость по Бриннелю 42 МПа. Коэффициент сжимаемости 1,04·10¹² Па⁻¹.

Барий является парамагнетиком, его магнитная восприимчивость 1,5·10⁸. Удельное электрическое сопротивление бария 6·10⁻⁸ Ом·м (при 0 °С). Температурный коэффициент сопротивления 3,6·10⁻³ К⁻¹.

Соли бария окрашивают пламя газовой горелки в жёлто-зелёный цвет.

Химические свойстваПравить

Барий — щёлочноземельный химически активный металл, в соединениях проявляет степень окисления +2. На воздухе барий быстро окисляется, образуя на поверхности смесь оксида бария (BaO) и нитрида бария (Ba₃N₂) теряя при этом блеск и становясь сперва коричневато-жёлтым, а затем серым. При незначительном нагревании на воздухе воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария (Ba(ОН)₂):

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {Ba+2H_{2}O\rightarrow Ba(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}$ 

Активно взаимодействует с разбавленными кислотами. Многие соли бария нерастворимы или малорастворимы в воде: сульфат бария (BaSO₄), сульфит бария (BaSO₃), карбонат бария (BaCO₃), фосфат бария (Ba₃(PO₄)₂). Сульфид бария (BaS), в отличие от сульфида кальция (CaS), хорошо растворим в воде. Растворимые соли бария позволяют определить наличие в растворе серной кислоты и её растворимых солей по выпадению белого осадка сульфата бария, нерастворимого в воде и кислотах.

Кроме сульфида бария, растворимы в воде также цианид Ba(CN)₂, тиоцианат Ba(SCN)₂ и ацетат Ba(CH₃COO)₂.

Легко вступает в реакцию с галогенами, образуя галогениды.

При нагревании с водородом образует гидрид бария (BaH₂), который, в свою очередь, с гидридом лития LiH даёт комплекс Li[BaH₃].

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {Ba+H_{2}\rightarrow BaH_{2}}}$ 

$\mathsf{B}\mathsf{a}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{H}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{L}\mathsf{i}\mathsf{[}\mathsf{B}\mathsf{a}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{]}$${\mathsf {BaH_{2}+LiH\rightarrow Li[BaH_{3}]}}$ 

Реагирует при нагревании с аммиаком:

$\mathsf{6}\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{3}\mathsf{B}\mathsf{a}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{B}{\mathsf{a}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {6Ba+2NH_{3}\rightarrow 3BaH_{2}+Ba_{3}N_{2}}}$ 

Нитрид бария Ba₃N₂ при нагревании взаимодействует с CO, образуя цианид:

$\mathsf{B}{\mathsf{a}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{N}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{(}\mathsf{C}\mathsf{N}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{O}$${\mathsf {Ba_{3}N_{2}+2CO\rightarrow Ba(CN)_{2}+2BaO}}$ 

С жидким аммиаком даёт тёмно-синий раствор, из которого можно выделить аммиакат [Ba(NH₃)₆], имеющий золотистый блеск и легко разлагающийся с отщеплением NH₃. В присутствии платинового катализатора аммиакат разлагается с образованием амида бария:

$\mathsf{[}\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{6}}\mathsf{]}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {[Ba(NH_{3})_{6}]\rightarrow Ba(NH_{2})_{2}+4NH_{3}+H_{2}}}$ 

Карбид бария (BaC₂) может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углём.

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{3}\mathsf{C}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}{\mathsf{C}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{C}\mathsf{O}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {BaO+3C\rightarrow BaC_{2}+CO\uparrow }}$ 

С фосфором образует фосфид (Ba₃P₂):

$\mathsf{3}\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{P}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}{\mathsf{a}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{P}}_{\mathsf{2}}$${\mathsf {3Ba+2P\rightarrow Ba_{3}P_{2}}}$ 

Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствующего металла.

Реагирует при комнатной температуре с углекислым газом, образуя карбид бария BaC₂.

ПолучениеПравить

Основное сырьё для получения бария — баритовый концентрат (80—95 % BaSO₄), который, в свою очередь, получают флотацией барита. Сульфат бария в дальнейшем восстанавливают коксом или природным газом:

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{C}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{4}\mathsf{C}\mathsf{O}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {BaSO_{4}+4C\rightarrow BaS+4CO\uparrow }}$ 

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}{\mathsf{O}}_{\mathsf{4}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}{\mathsf{H}}_{\mathsf{4}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{C}\mathsf{+}\mathsf{4}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {BaSO_{4}+2CH_{4}\rightarrow BaS+2C+4H_{2}O}}$ 

Далее сульфид при нагревании гидролизуют до гидроксида бария (Ba(OH)₂) или под действием CO₂ превращают в нерастворимый карбонат бария (BaCO₃), который затем переводят в оксид бария (BaO) (прокаливание при 800 °C для Ba(OH)₂ и свыше 1000 °C для BaCO₃):

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}\mathsf{+}\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{(}\mathsf{O}\mathsf{H}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {BaS+2H_{2}O\rightarrow Ba(OH)_{2}+H_{2}S\uparrow }}$ 

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{S}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{S}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {BaS+H_{2}O+CO_{2}\rightarrow BaCO_{3}+H_{2}S\uparrow }}$ 

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {BaCO_{3}\rightarrow BaO+CO_{2}\uparrow }}$ 

Получают металлический барий электролизом безводного расплава хлорида бария:

$\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{B}\mathsf{a}\mathsf{+}\mathsf{C}{\mathsf{l}}_{\mathsf{2}}\uparrow <!--\; \uparrow \; -->$${\mathsf {BaCl_{2}\rightarrow Ba+Cl_{2}\uparrow }}$ 

Качественный и количественный анализПравить

Качественно в растворах барий обнаруживается по выпадению осадка сульфата бария (BaSO₄), отличимого от соответствующих сульфатов кальция и сульфатов стронция крайне низкой растворимостью в неорганических кислотах.

Родизонат натрия выделяет из нейтральных солей бария характерный красно-бурый осадок. Реакция является очень чувствительной, специфичной, позволяя определить 1 часть ионов бария на 210000 массовых частей раствора.

Соединения бария окрашивают пламя в желто-зелёный цвет (длина волн 455 и 493 нм).

Количественно барий определяют гравиметрическим методом в виде BaSO₄ или BaCrO₄.

ПрименениеПравить

Вакуумные электронные приборы

Металлический барий, часто в сплаве с алюминием используется в качестве газопоглотителя (геттера) в высоковакуумных электронных приборах, так как активно реагирует со многими газами.

Оксид бария, в составе твёрдого раствора оксидов других щёлочноземельных металлов — кальция и стронция (CaO, SrO), используется в качестве активного слоя катодов косвенного накала.

Антикоррозионный материал

Барий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопроводам, и в металлургии.

Сегнето- и пьезоэлектрик

Титанат бария используется в качестве диэлектрика при изготовлении керамических конденсаторов, а также в качестве материала для пьезоэлектрических микрофонов и пьезокерамических излучателей.

Оптика

Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).

Пиротехника

Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат бария используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зелёный огонь).

Атомно-водородная энергетика

Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим способом (цикл Ок-Ридж, США).

Высокотемпературная сверхпроводимость

Пероксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов, а также купрат бария, применяются для синтеза сверхпроводящей керамики, работающей при температуре жидкого азота и выше.

Ядерная энергетика

Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла — применяемого для покрытия урановых стержней. Один из широкораспространённых типов таких стёкол имеет следующий состав: оксид фосфора — 61 %, ВаО — 32 %, оксид алюминия — 1,5 %, оксид натрия — 5,5 %. В стекловарении для атомной промышленности применяется также и фосфат бария.

Химические источники тока

Фторид бария используется в твердотельных фторионных аккумуляторных батареях в качестве компонента фторидного электролита.

Оксид бария используется в мощных медноокисных аккумуляторах в качестве компонента активной массы (окись бария-окись меди).

Сульфат бария применяется в качестве расширителя активной массы отрицательного электрода при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов.

Применение в медицине

Сульфат бария, нерастворимый и нетоксичный, применяется в качестве рентгеноконтрастного вещества при медицинском обследовании желудочно-кишечного тракта.

Нахождение в природеПравить

Содержание бария в земной коре составляет 0,05 % по массе; в морской воде среднее содержание бария составляет 0,02 мг/л. Барий активен, он входит в подгруппу щёлочноземельных металлов и в минералах связан достаточно прочно. Основные минералы: барит (BaSO₄) и витерит (BaCO₃).

Редкие минералы бария: цельзиан или бариевый полевой шпат (алюмосиликат бария), гиалофан (смешанный алюмосиликат бария и калия), нитробарит (нитрат бария) и пр.

Типы месторожденийПравить

По минеральным ассоциациям баритовые руды делятся на мономинеральные и комплексные. Комплексные подразделяются на барито-сульфидные (содержат сульфиды свинца, цинка, иногда меди и железного колчедана, реже Sn, Ni, Au, Ag), барито-кальцитовые (содержат до 75 % кальцита), железо-баритовые (содержат магнетит, гематит, а в верхних зонах гётит и гидрогётит) и барито-флюоритовые (кроме барита и флюорита, обычно содержат кварц и кальцит, а в виде небольших примесей иногда присутствуют сульфиды цинка, свинца, меди и ртути).

С практической точки зрения наибольший интерес представляют гидротермальные жильные мономинеральные, барито-сульфидные и барито-флюоритовые месторождения. Промышленное значение имеют также некоторые метасоматические пластовые месторождения и элювиальные россыпи. Осадочные месторождения, представляющие собой типичные химические осадки водных бассейнов, встречаются редко и существенной роли не играют.

Как правило, баритовые руды содержат другие полезные компоненты (флюорит, галенит, сфалерит, медь, золото в промышленных концентрациях), поэтому они используются комплексно.

ИзотопыПравить

Основная статья: Изотопы бария

Известны изотопы бария с массовыми числами от 114 до 153, и 10 ядерных изомеров. Природный барий состоит из смеси шести стабильных изотопов (¹³²Ba, ¹³⁴Ba, ¹³⁵Ba, ¹³⁶Ba, ¹³⁷Ba, ¹³⁸Ba) и одного изотопа с огромным периодом полураспада, много больше возраста Вселенной (¹³⁰Ba).

Биологическая рольПравить

Барий относится к токсичным микроэлементам. В человеческом организме ионы бария оказывают выраженное влияние на гладкие мышцы.

Суточная потребность организма человека в барии чётко не установлена; среднесуточное поступление бария в организм находится в пределах 0,3-1 миллиграммов.

Содержание бария в человеческом организме составляет 20—22 мг.

В микроколичествах барий находится во всех органах и тканях, но наивысшая концентрация данного микроэлемента приходится на головной мозг, селезёнку, мышцы, а также — на хрусталик глаза (барий находится во всех областях глаза). Около 90 % всего микроэлемента концентрируется в костях и зубах.

ТоксичностьПравить

 

3

3

2

W

NFPA 704 для бария

Барий и его некоторые соединения могут являться токсичными при превышении ПДК в пище и в воде. Предельно допустимая концентрация бария в питьевой воде составляет 0,7 мг/дм³ и в соответствии с российскими гигиеническими нормативами нормируется по санитарно-токсикологическому лимитирующему признаку вредности; класс опасности — 2 (вещества высокоопасные).

Контакт металлического бария с кожей и слизистыми оболочками приводит к химическим ожогам. Вследствие хорошей растворимости в воде из солей бария наиболее опасен хлорид, а также — опасны нитрит, гипохлорит, иодид, бромид, сульфид, хлорат, бромат и перманганат. При попадании на кожу в больших количествах могут вызвать химический ожог также оксид бария, пероксид бария, надпероксид бария и едкий барит.

Хорошо растворимые в воде соли бария быстро резорбируются в кишечнике. Смерть может наступить уже через несколько часов от паралича сердца.

Симптомы отравления растворимыми солями барияПравить

Симптомы острого отравления растворимыми солями бария: слюнотечение, жжение во рту и пищеводе. Боли в желудке, колики, тошнота, рвота, понос, повышенное кровяное давление, твёрдый неправильный пульс, судороги, позже возможны и параличи, синюшность лица и конечностей (конечности холодные), обильный холодный пот, мышечная слабость, в особенности конечностей, доходящая до того, что отравленный не может пошевелить головой. Расстройство походки, а также речи вследствие паралича мышц глотки и языка. Одышка, головокружение, шум в ушах, расстройство зрения.

В случае тяжёлого отравления смерть наступает внезапно или в течение одних суток. Тяжёлые отравления наступают при приёме внутрь 0,2—0,5 г растворимых солей бария, смертельная доза 0,8—0,9 г.

Помощь при отравленииПравить

Для оказании первой помощи необходимо промыть желудок 1 % раствором сульфата натрия или магния. Клизмы из 10 % растворов тех же солей. Приём внутрь раствора тех же солей (20,0 частей соли на 150,0 частей воды) по столовой ложке каждые 5 мин. Рвотные средства для удаления из желудка образовавшегося нерастворимого сульфата бария. Внутривенно 10—20 мл 3 % раствора сульфата натрия. Подкожно — камфора, кофеин, лобелин — по показаниям. Тепло на ноги. Внутрь слизистые супы и молоко.

ХранениеПравить

Хранят металлический барий в керосине или под слоем парафина (в связи с его химической реактивностью).

ЦеныПравить

Цены на металлический барий в слитках чистотой 99,9 % колеблются около 30 долларов за 1 кг.

См. такжеПравить

• Микроэлементы

ЛитератураПравить

• Барий // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

СсылкиПравить

• Барий на Webelements
• Барий в Популярной библиотеке химических элементов