Бариум

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на прегледникот Прејди на пребарувањето
Бариум  (56Ba)
Barium unter Argon Schutzgas Atmosphäre.jpg
Општи својства
Име и симболбариум (Ba)
Изгледсребрено-сива
Бариумот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
Sr

Ba

Ra
цезиумбариумлантан
Атомски број56
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)137,327(7)[1]
Категорија  земноалкални метали
Група и блокгрупа 2 (земноалкални), s-блок
ПериодаVI периода
Електронска конфигурација[Xe] 6s2
по обвивка
2, 8, 18, 18, 8, 2
Физички својства
Фазацврста
Точка на топење1.000 K ​(727 °C)
Точка на вриење2.118 K ​(1.845 °C)
Густина близу с.т.3,51 г/см3
кога е течен, при т.т.3,338 г/см3
Топлина на топење7,12 kJ/mol
Топлина на испарување142 kJ/mol
Моларен топлински капацитет28,07 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 911 1.038 1.185 1.388 1.686 2.170
Атомски својства
Оксидациони степени+2, +1 ​(силен базичен оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 0,89
Енергии на јонизацијаI: 502,9 kJ/mol
II: 965,2 kJ/mol
II: 3.600 kJ/mol
Атомски полупречникемпириски: 222 пм
Ковалентен полупречник215±11 пм
Ван дер Валсов полупречник268 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на бариум
Разни податоци
Кристална структурателоцентрична коцкеста (тцк)
Кристалната структура на бариумот
Брзина на звукот тенка прачка1.620 м/с (при 20 °C)
Топлинско ширење20,6 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливост18,4 W/(m·K)
Електрична отпорност332 nΩ·m (при 20 °C)
Магнетно подредувањепарамагнетно[2]
Модул на растегливост13 GPa
Модул на смолкнување4,9 GPa
Модул на збивливост9,6 GPa
Мосова тврдост1,25
CAS-број7440-39-3
Историја
ОткриенКарл Вилхелм Шиле (1772)
Првпат издвоенХамфри Дејви (1808)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на бариумот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
130Ba 0,106% (0,5–2,7)×1021 y εε 2,620 130Xe
132Ba 0,101% >3×1020 y (β+β+) 0,846 132Xe
133Ba веш 10,51 y ε 0,517 133Cs
134Ba 2,417% (СФ) <40,520
135Ba 6,592% (СФ) <39,357
136Ba 7,854% (СФ) <38,041
137Ba 11,23% (СФ) <35,722
138Ba 71,7% (СФ) <34,302
Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани
| наводи | Википодатоци

Бариум (Ba, лат. barium) е хемиски елемент од IIA група [3][4] ., поточно земноалкален метал. Името бариум потекнува од алхемискиот дериват "барит" (анг. baryte), од грчкиот збор βαρύς (барис), што значи "тежок". Бариум бил идентификуван како нов елемент во 1774 година, но не се водел како метал до 1808 година, кога се вовел како таков со доаѓањето на електролиза.

Бариумот е застапен во земјината кора во количина од 500 ppm (анг. parts per million).

Поради својата висока хемиска реактивност, бариумот никогаш не се наоѓа во природата како слободен елемент. Неговиот хидроксид, познат во предвремените времиња како барита, не се јавува како минерал, но може да се подготви со загревање на бариум карбонат.

Најчестите природни минерали на бариум се барит (бариум сулфат, BaSO4) и аерит (бариум карбонат, BaCO3), коишто се нерастворливи во вода. Поради тоа се користат во медицината, како контрасно средство за ренгенско снимање на гастроинтестиналниот стракт (не се раствораат во желудечната киселина).

Бариумот има неколку индустриски апликации. Историски гледано, се користи како гетер за вакуумски цевки и во форма на оксид како емизивен слој на индиректно загреани катоди. Тој е составен дел на YBCO (високотемпературни суперспроводници) и електрокерамика и се додава во челик и леано железо за да се намали големината на јаглеродни зрна во микроструктурата. Бариумските соединенија се додаваат во огномети за да дадат зелена боја. Бариум сулфатот се користи како нерастворлив додаток на течност за дупчење на нафта, како и во почиста форма, како агенси за рентгенско зрачење за сликање на човечкиот гастроинтестинален тракт. Растворливиот јон на бариум и растворливите соединенија се отровни и се користат како родентициди.


Карактеристики[уреди | уреди извор]

Физички карактеристики[уреди | уреди извор]

Бариумот е мек, сребрено-бел метал, со мала златна нијанса кога е многу чист [5]: 2 Сребрено-белата боја на бариумот брзо исчезнува по оксидација на воздух што содава слој од темно сив оксид. Бариум има средна специфична тежина и добра електрична спроводливост. Многу бавен бариум е многу тешко да се подготви, па затоа многу својства на бариум сè уште не се точно измерени. [5]:2

На собна температура и притисок, бариумот има кубична структура во центарот на телото, со растојание од бариум-бариум од 503 пикометри, проширување со загревање со стапка од приближно 1,8 × 10-5 / ° C. [5]:2: 2 Тоа е многу мек метал со Мохсова цврстина (Mohs hardness) од 1,25. [5]:2: 2 Нејзината температура на топење 1.000 K (730 ° C; 1.340 ° F) [6]: 4-43 е средна помеѓу оние на полесни стронциум (1.050 K или 780 ° C или 1.430 ° F) [6]:4–86: 4-86 и потешкиот радиум (973 K или 700 ° C или 1,292 ° F); [6]:4–78: 4-78, но неговата точка на вриење е 2.170 K (1.900 ° C; 3.450 ° F) го надминува оној на стронциум (1.655 К или 1.382 ° С или 2.519 ° F). [6]:4–86: 4-86 . Густината (3.62 g / cm3) [6]:4–43: 4-43 е исто така средна помеѓу оние на стронциум (2.36 g / cm3) [6]:4–86: 4-86 и радиум (~ 5 g / cm3). [6]:4–78: 4-78

Хемиски карактеристики[уреди | уреди извор]

Бариумот е хемиски сличен со магнезиум, калциум и стронциум, дури и пореактивен. Секогаш ја покажува состојбата на оксидација од +2, освен во неколку ретки и нестабилни молекуларни видови кои се карактеризираат само во гасна фаза, како што е BaF. [5]:2: 2 Реакциите со халогените се високо егзотермични (ослободување енергија); реакцијата со кислород или воздух се јавува на собна температура и затоа бариум се складира под масло или во инертна атмосфера. [5]:2: 2 Реакциите со други неметали, како што се јаглерод, азот, фосфор, силициум и водород, генерално се егзотермични и продолжуваат со загревање [5]:2–3: 2-3. Реакциите со вода и алкохоли се доста егзотермични и ослободуваат водороден гас: [5]:3: 3

Ba + 2 ROH → Ba (OR) 2 + H2 ↑ (R е алкилна група или атом на водород)

Бариумот реагира со амонијак за да формира комплекси како Ba(NH3) 6. [5]:3

3

Металот е лесно нападнат од повеќето киселини. Сулфурната киселина е значаен исклучок бидејќи пасивацијата ја запира реакцијата со формирање на нерастворлив бариум сулфат на површината. [7] Бариумот се комбинира со неколку метали, вклучувајќи алуминиум, цинк, олово и калај, формирајќи интерметални фази и легури. [8]

Соединенија[уреди | уреди извор]

Избрани густини на алкална и цинкова сол, g / cm3
O2−
S2−
F−
Cl−
SO2−

4

CO2−

3

O2−

2

H−
Ca2+
[6]:4–48–50
3.34 2.59 3.18 2.15 2.96 2.83 2.9 1.7
Sr2+
[6]:4–86–88
5.1 3.7 4.24 3.05 3.96 3.5 4.78 3.26
Ba2+ [6]:4–43–45 5.72 4.3 4.89 3.89 4.49 4.29 4.96 4.16
Zn2+
[6]:4–95–96
5.6 4.09 4.95 2.09 3.54 4.4 1.57

Бариумските соли обично се бели кога се цврсти и безбојни кога се раствораат, додека бариумските јони не даваат специфични бои. [9] Тие се погусти од стронциумот или аналозите на калциум, освен халидите (види табела, цинк е даден за споредба).

Бариум хидроксидот ("баритa") бил познат на алхемичарите, кој го произведувал со загревање на бариум карбонат. За разлика од калциум хидроксидот, тој апсорбира многу малку СО2 во водени раствори и затоа е нечувствителен на атмосферските флуктуации. Овој имот се користи за калибрирање на pH опрема.

Испарливите бариум соединенија горaт со зелен до бледо зелен пламен, што е ефикасен тест за откривање на бариум соединение. Бојата е резултат на спектралните линии на 455,4, 493,4, 553,6 и 611,1 nm. [5]:3: 3

Органобариумските соединенија се растечко поле на знаење: неодамна откриени се dialkylbariums и алкилхолобариуми [5]:3:

Изотопи[уреди | уреди извор]

Бариумот пронајден во Земјината кора е мешавина од седум исконски нуклиди, бариум-130, 132 и 134-138. [10] Бариум-130 подложува многу бавно радиоактивно распаѓање на ксенон-130 со двојно бета плус распаѓање, а бариумот-132 теоретски се распаѓа слично на ксенон-132, со полуживот илјади пати поголем од возраста на Универзумот. [11] Изобилството е ~ 0,1% од природниот бариум. [10] Радиоактивноста на овие изотопи е толку слаба што не претставува опасност за животот.

Од стабилните изотопи, бариум-138 ги содржи 71,7% од сите бариум; други изотопи имаат намалено изобилство со намалување на масениот број. [10]

Вкупно бариум има околу 40 познати изотопи, кои се движат во маса помеѓу 114 и 153. Најстабилниот вештачки радиоизотоп е бариум-133 со полуживот од околу 10,51 година. Пет други изотопи имаат полуживоти повеќе од еден ден [11] . Бариумот, исто така, има 10 мета држави, од кои бариум-133m1 е најстабилен со полуживот од околу 39 часа. [11]

  1. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI издание). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  3. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
  4. Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.
  5. 5,00 5,01 5,02 5,03 5,04 5,05 5,06 5,07 5,08 5,09 5,10 Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). „Barium and Barium Compounds“. Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732. 
  6. 6,00 6,01 6,02 6,03 6,04 6,05 6,06 6,07 6,08 6,09 6,10 Lide, D. R. (2004). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84th издание). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0484-2. 
  7. Müller, Hermann (2007). „Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide“. Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. ISBN 978-3527306732. 
  8. Ferro, Riccardo; Saccone, Adriana (2008). Intermetallic Chemistry. Elsevier. стр. 355. ISBN 978-0-08-044099-6. 
  9. Slowinski, Emil J.; Masterton, William L. (1990). Qualitative analysis and the properties of ions in aqueous solution (2nd издание). Saunders. стр. 87. ISBN 978-0-03-031234-2. 
  10. 10,0 10,1 10,2 De Laeter, J. R.; Böhlke, J. K.; De Bièvre, P.; Hidaka, H.; Peiser, H. S.; Rosman, K. J. R.; Taylor, P. D. P. (2003 г). Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report). „Pure and Applied Chemistry“ том  75 (6): 683–800. doi:10.1351/pac200375060683. 
  11. 11,0 11,1 11,2 Georges, Audi; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A. H. (2003 г). The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties. „Nuclear Physics A“ том  729 (1): 3–128. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. Bibcode2003NuPhA.729....3A. http://hal.in2p3.fr/in2p3-00014184.