Барий – Уикипедия

Барий
Барий – сребристо-сив метал
Барий – сребристо-сив метал
Сребристо-сив метал
Спектрални линии на барий
Спектрални линии на барий
ЦезийБарийЛантан
Sr

Ba

Ra
Периодична система
Общи данни
Име, символ, ZБарий, Ba, 56
Група, период, блок26s
Химическа серияалкалоземен метал
Електронна конфигурация[Xe] 6s2
e- на енергийно ниво2, 8, 18, 18, 8, 2
CAS номер7440-39-3
Свойства на атома
Атомна маса137,327 u
Атомен радиус (изч.)215 (253) pm
Ковалентен радиус215±11 pm
Радиус на ван дер Ваалс268 pm
Степен на окисление2, 1
ОксидBaO (силно основен)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
0,89
Йонизационна енергияI: 502,9 kJ/mol
II: 965,2 kJ/mol
III: 3600 kJ/mol
Физични свойства
Агрегатно състояниетвърдо вещество
Кристална структуракубична обемноцентрирана
Плътност3510 kg/m3
Температура на топене1000 K (727 °C)
Температура на кипене2118 K (1845 °C)
Моларен обем39,125×10-6 m3/mol
Специф. топлина на топене7,12 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение142 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 911 1038 1185 1388 1686 2170
Скорост на звука1620 m/s при 20 °C
Специф. топл. капацитет205 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост2,9×106 S/m при 20 °C
Специф. ел. съпротивление0,332 Ω.mm2/m при 20 °C
Топлопроводимост18,4 W/(m·K)
Магнетизъмпарамагнитен[1]
Модул на еластичност13 GPa
Модул на срязване4,9 GPa
Модул на свиваемост9,6 GPa
Твърдост по Моос1,25
История
Наименуванот гръцкото βαρύς – „тежък“
ОткритиеКарл Вилхелм Шееле (1772 г.)
ИзолиранеХъмфри Дейви (1808 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
130Ba 0,11 % (1,6±1,1)×1021 г. εε 130Xe
132Ba 0,1 % стабилен
133Ba синт. 10,51 г. ε 133Cs
134Ba 2,42 % стабилен
135Ba 6,59 % стабилен
136Ba 7,85 % стабилен
137Ba 11,23 % стабилен
138Ba 71,7 % стабилен

Барият (Ba) е химичен елемент, сребрист мек метал от групата на алкалоземните метали (група 2), период 6, с атомен номер 56, относителна атомна маса 137,33 и степени на окисление +1 и +2, като +2 е най-характерна. Висшият оксид е силно основен.

Минералът барит (BaSO4) е известен като „тежък камък“ в началото на 16 век.[2] Тогава алхимиците се надяват, че съдържа злато, поради което го нагряват с дървени въглища, но така се получава само фосфоресциращото вещество BaS.

Барият е открит като бариев оксид в минерала магнезия (магнезиев оксид) през 1772 г. от Карл Шееле.

През 1774 г. Шееле изследва минерала пиролузит (MnO2). Пре пречистването му той отделя незначително количество BaO, който првръща в сулфат. Изпраща няколко такива кристала на своя колега Йохан Готлиб Ган, откривателя на мангана. Месец по-късно Ган установява, че този сулфат е идентичен на барит.

През 1808 г. Хъмфри Дейви изолира елемента в чист вид чрез електролиза.

Името на бария произлиза от гръцки, което означава „тежък“.

Барият е сравнително широко разпространен елемент и със своите 0,05% е на 14-о място по разпространение сред елементите в земната кора.[2] Той е сравнително силно активен и винаги е свързан с други елементи под формата на минерали – главно под формата на минералите барит (BaSO4) и витерит (BaCO3), които се добиват по минен начин. Минералът бенетоит (BaTiSi3O4), който се смята за скъпоценен камък, се среща много рядко, в обкръжение с други минерали. Въпреки че барият има свои минерали и е съсредоточен на определени места в земната кора, той е силно разсеян.

Барият е сребристобал блестящ метал с много висока температура на топене. Има атомно тегло 137,327. Барият е малко по-твърд от оловото. Има кубично стеноцентрична кристална решетка. Притежава средна твърдост[3] и се поддава на механична обработка.

Барият има седем стабилни изотопа: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba.

Два от стабилните изотопи на бария имат период на полуразпад – 130Ba (>4×1021 г., двоен β+–разпад) и 132Ba (>3×1020 г., двоен β+–разпад), които времена на полуразпад са многократно по-големи от възрастта на Земята.

Получени и изследвани са 32 радиоактивни изотопа на бариа, Най-дългоживущият от тях е 133Ba, който има период от 10,5 години. Останалите имат живот дни, часове, секунди и части от секундата. Известни са и 9 изомера в областта A от 115 до 153.[2]

Радиоактивните изотопи с A от 138 до 145 са продукти от деленето на урана.[2]

Барият е двувалентен и има електронната структура KLMN5s25p66s2 – прибавя 6s-електрон се в сранение с Cs. Има ясноизразен електроположителен характер.[3]

Свойствата на бария са подобни на тези на стронция и калция. Притежава редуциращи свойства:

.[2]

Той реагира екзотермично с кислорода при стайна температура:

.

На въздух се покрива с жълта корица от оксид, пероксид, хидроксид и нитрат.[3]

Барият и неговите летливи соли горят със зелен (жълто-зелен) пламък.[3]

Разтваря се в течен амоняк, като механизмът на възламеняването е аналогичен на този при алкалните метали. От разтвора е изолирано твърдо амонячно съединение с медно-златист цвят, което лесно се разлага:

.[3]

Самовъзпламениява се при удар и реагира лесно с неметали:

;

;

.

Взаимодейства силно с киселините:

.

Лесно разлага водата, образувайки хидроксид:

.

Химичната връзка в съединенията на бария е в голяма степен йонна. Йонът Ba2+ има конфигурация на благороден газ, оказващ слабо поляризиращо действие, поради което съединенията му са предимно безцветни. Оцветяването при някои от тях се дължи на аниона. Здравата връзка в съединенията на бария и голямата енергия на кристалната решетка определя малката разтворимост на някои негови съединения – флуорид, сулфат, фосфат, карбонат и оксалат.[3] Солите с анионите Cl-, Br-, I-, S2-, CN-, NO-
3
, CH3COO- и SCN- са много разтворими.

Бариевите халогениди се получават при взаимодействие на с BaCO3 и съответната халогеноводородна киселина:[3]

.

Бариевият дифлуорид се използва в безоксидните стъкла.

Бариевият дихлорид кристализира с 2 молекули вода – BaCl2•2H2O, което е уникално за 2 група.[3] Той намира приложение като реактив за откриване на SO-
4
йони и в селското стопанство за борба с някои вредители по растенията.[2]

Оксиди и хидроксид

[редактиране | редактиране на кода]

Бариевият оксид има йонна връзка, висока температура на топене и кристализира в кубична сингония тип NaCl.[3]

Бариевият оксид се получава при термична дисоцияция на BaCO3:

Получава се по-лесно при тепмично разлагане на Ba(NO3)2:

.

В пламъка на водородната горелка излъчва ярка светлина. Реагира с H2O и CO2 до карбонат.

Бариевит пероксид е стабилно съединение. Получава се при нагряване на BaO в струя кислород:

.[3]

Бариевият дихидроксид се доближава до алкалните основи.[3] Кристализира в хидратна форма – Ba(OH)2•8H2O. Много наситен разтвор на Ba(OH)2 под названието баритова вода се използва като чувствителен реактив за откриването на CO2.

Съединения с кислородсъдържащи киселини

[редактиране | редактиране на кода]

Анионите на кислородсъдържащите киселини са големи по размери, симетрично изградени и затова сравнитетлно слабо се поляризират при взаимодействие с бария.[3]

Най-важните неразтворими соли на бария са карбонатите, оксалатите, хроматите, фосфатите и нитратът.[2]

Бариевият карбонат може да бъде получен от BaO. Взаимодейства сравнително лесно с TiO2:

.[2]

Бариевият титанат е ценен сенгетоелектрик и пиезоелектрик с висок коефициент на диелектричната константа.[2]

Бариевият сулфат се използва за смазка при пробиването на петролни кладенци и в рентгенографска диагностика на храносмилателната система, тъй като поглъща рентгеновите лъчи. Служи и за пълнител при производството на различни видове гума и на по-висококачествена хартия.[2] Смес от BaSO4 и ZnS е бялата боя литопон, която не потъмнява на въздух.[3] Получава се при смесване на разтвори от бариев сулфид и цинков сулфат:

.

Бариевят нитрат кристализира безводен – BaNO3. Разлага се при загряване до нитрит, а след това дава оксид. В присъствие на окислител и горливо вещество, например KClO4, S, C, оцветява пламъка в характерно жълто-зелено и се използва за фойерверки.[3]

Известни са разтворими бариеви соли с оксокиселините на хлора.

Бариевият хидрид се получава при директен синтез на елементите при загряване. Това е бяло кристално вещество с йонна връзка и прилича на хидридите на алкалните метали.[3] При загряване във въздуха изгаря:

.

Реагира с водата:

.

При висока темепература барият дава карбид и силицид. Нитридът (Ba3N2) се получава чрез пряк синтез при обикновена температура.[3] Със сярата дава сулфид (BaS) и полисулфиди (BaSn).[3]

Дава много комплекси с органични лиганди, особено ако имат нуколко донорни атома.[3]

Получаването на метален барий се основан.ва на елес.ктролизата на стопен BaCl2 или чрез редукция чрез алуминий на смес от BaO и BaO2 в електрически нагреваема вакуумна пещ.[2]

Той също може да бъде получен при металотермична редукция на BaO с алуминий:[3]

.

Процесът се провежда във вакуум при 1200 °C. При тези условия полученият метал се отделя във вид на пари.

Поради това, че барият е сравнително много разсеян в природата, неговото добиване е трудно и изисква значително количество енергия, поради което цената му е твърде висока.[2]

Най-честата употреба на този елемент е във вакуумните тръби – като гетер в електронните вакуумни прибори за подобряване на вакуума, като при неговото нагряване взаимодейства с остатъчните следови газове в обема,[2] луминисцентните лампи, в пиротехниката (съединенията на бария горят със светлозелен пламък) и производството на свещи за автомобили. Някои съединения на бария се употребяват също и във фотографията, медицината, производството на стъкло и бои и др.

Използва се също като разкислител при пречистването на медта.

Барият формира сплави с метали като Al, Ni, Zn, Pb, Sn.[2] Сплав на барий с никел лесно изпуска електрони при нагряване и се използва в електронните тръби.

Физиологично действие

[редактиране | редактиране на кода]

Приемането на по-високи дози барий причинява стомашно-чревни разстройства, мускулна слабост, затруднено дишане и повишаване или спадане на кръвното налягане.

Разтвориимите бариеви съединения на бария са токсични за хората, животните и растенията.[2]

  1. Lide 2005.
  2. а б в г д е ж з и к л м н о п Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954322-831-7. с. 177 – 179.
  3. а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 91 – 107.
Използвана литература