Ва он 2 название. Определение массовой доли каждого из гидроксидов в исходном растворе. Определение химических свойств вещества на практике
Оксид бария известен в качестве соединения бария и кислорода. В письменном обозначении в составе химических формул оксид бария обозначается, как ВаО. В ряде химических реакций выступает оксидом основного вида. Допустим и элементарный визуальный анализ вещества в соответствии со стандартными условиями, где ВаО представлен в виде бесцветных кристаллов с кубической по форме решеткой.
Оксид бария входит в число элементов, относящихся к подгруппе IV, то есть к неорганическим основаниям, представленным оксидами, гидроксидами и пероксидами металлов. Любое из оснований данного вида представляет собой соединение, где явно выражено наличие гидроксильного радикала (OH). Такие основания реагируют с кислотой, вследствие чего характерно образование солей.
Сырье, в основном используемое при получении бария, применяется в виде барита или, что реже, витерита. Реакция получения оксида бария - это реакция восстановления минералов при помощи каменного угля, кокса либо газа природного происхождения. Собственно именно в результате взаимодействия данных веществ и происходит стабильное получение сульфида и оксида бария.
Основные уравнения реакций оксида бария
Реакция взаимодействия металлического бария и кислорода, в результате которой происходит образование оксида бария: 2Ва + О2 → 2ВаО. В подобном типе реакции обеспечивается получение не только оксида, но и пероксида бария: Ва + О2 → ВаО2;
Реакция разложения карбоната бария при условии обязательного нагревания, где получение оксида бария сопровождается выделением углекислого газа: ВаСО3 → ВаО + СО2. Существует обратная реакция оксида бария и оксида углерода (IV) при условиях комнатной температуры;
Реакция разложения нитрата бария при условиях нагревания, где полученными веществами являются оксид бария, оксид азота и кислород: 2Ba(NO3)2 → 2BaO + 4NO2 + O2;
Реакция гидроксида бария и оксида серы (IV): Ва(НО)2 + 2SО2 → Ва(НSО3)2, где результатом взаимодействия веществ становится образование (Ва(НSО3)2).
Получение металлического бария возможно и с проведением реакции восстановления. Главное, какой оксид использовать в реакции дополнительно. Например, наиболее яркая реакция - это химическая реакция с участием оксида алюминия:
3ВаО + 2Аl → 3Ва + Аl2О3
Кроме этого, гарантированное получение бария обеспечивается посредством электролиза смеси хлорида бария и кальция в расплавленном состоянии.
Степень растворимости Ва
Растворимость оксида бария определяется по реакции данного вещества с водой. В этом случае, исходя из данных уравнения по взаимодействию:
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2,
Где оксид бария - это оксид основного типа.
Следовательно такому оксиду будет соответствовать основание - Ва(ОН)2. Сверяя полученные данные с таблицей растворимости веществ нетрудно определить, что данный вид оснований относится к растворимым и подтверждает тот факт, что реакция вполне осуществима.
Природные источники вещества
- . Земная кора, где масса вещества составляет 0, 05 %;
- . Морская вода, где средняя величина содержания бария составляет 0,02 мг/литр.
Области применения оксидов основного типа
Любое их химических соединений данной группы широко применяется в различных отраслях современной промышленности. В соответствии с краткой классификацией веществ, можно определить следующее разграничение использования оксидов (калия, магния, бария, алюминия):
- . Оксид калия. Широко применяется в производстве удобрений минерального типа, используемых аграрном хозяйстве;
- . Оксид натрия. Незаменим в химической промышленности для получения гидроксида натрия;
- . Оксид бария. Применим в качестве катализатора в осуществлении химических реакций;
- . Оксид магния. Область применения - пищевая промышленность (в виде добавки Е530).
Определение химических свойств вещества на практике
Ярко протекает реакция взаимодействия оксида бария и воды, вследствие чего отмечается образование щелочи с параллельным выделением тепла: ВаО + Н2О → Ва(ОН)2.
Взаимодействует оксид бария и с кислотными оксидами, в результате чего характерно образование солей: ВаО + СО2 → ВаСО3, ВаО + SО3 → Ва SО4↓, где оксид бария вступает в реакцию с триоксидом серы;
Реакция взаимодействия ВаО с кислотами, где обеспечивается итоговое образование солей и воды: ВаО + Н2Сl → ВаСl2 + Н2О, ВаО + Н2SО4 → Ва SО4↓ + Н2О. В течение подобной реакции между оксидом бария и серной кислотой (в разбавленном виде) результатом становится образование сульфата бария и воды.
Также стоит обратить внимание на реакцию оксида бария с соляной кислотой: ВаО + 2НСl (при обязательном условии разбавленного состояния) → ВаСl2 + Н2О, где результатом реакции обеспечено образование хлорида бария BaCl2 и воды H2O.
Описание физических свойств ВаО
Существует в твердом состоянии. Непосредственно сам барий отличается характерным серебристо - белым оттенком, достаточно пластичен, по причине чего относится к ковким металлам.
- . Величина молярной массы оксида бария, гр/моль: 153, 3394;
- . По плотности вещество характеризуется следующими показателями, при условии температурного режима в 20 °C: 5, 72;
- . Растворимость в воде, то есть показатель Кs, при условии температуры в 20° С = 1, 5 г/100 г;
Особенности гидроксида и пероксида бария
Гидроксид бария обозначается, как Ba(OH). Применяется в виде кристаллообразных пластин белого цвета, либо в состоянии раствора, более известного как баритовая вода. Популярен в стекольном производстве, например для создания и разработки непроницаемого стекла для рентгеновских установок. Также используется в производстве керамических изделий, в процессах по очистке воды и в производстве гидроксида калия.
Пероксид бария, обозначаемый, как BaO, получается путем нагревания оксида бария в воздушном пространстве с характерным отсутствием диоксида углерода.
Применение
Выход ВаО достаточно низок, соответственно, учитывая его невысокую стоимость, он пользуется повышенным спросом в работах по покрытию катодов, входящих в электронно-вакуумные приборы, на элементах телевизионных устройства и осциллографических трубок. Известны и иные сферы активного применения:
- . Производство антикоррозионных материалов;
- . Товары из категории сегнето- и пьезо- электрики;
- . Изготовление оптических приборов, таких, как призмы, линзы и прочие;
- . Пиротехнические изделия с целью окрашивания пламени заряда в зеленый цвет;
- . Отрасль атомно-водородной и ядерной энергетики;
- . В составе фторионных аккумуляторных батарей, как электролитный компонент;
- . При разработке и производстве медицинского оборудования.
Хранение
Условия соответствующего хранения ВаО подразумевают полное отсутствие любых легко возгораемых веществ. Также исключены в близком хранении и нахождении восстанавливающие агенты, металлы в порошкообразном состоянии. Категорически запрещается параллельное нахождение любых продуктов питания и сельскохозяйственных животных кормов.
Особые обозначения на упаковке
Полностью исключена одновременная транспортировка с пищевыми продуктами, косметической продукцией, животными кормами и любыми водными организмами. Весь транспортируемый материал должен быть помечен следующими символами:
- . Хn, обозначающий раздражающее действие отмеченных веществ;
- . R, с числовым значением 20/22, что говорит об опасности при вдохе и в случае проглатывания;
- . S, с числовым значением 17, что предписывает ранение вещества в максимальной отдаленности от горюче - смазочных материалов;
- . S, с числовым значением 28, указывающем на незамедлительное промывание, в случае попадания ВаО на поверхность кожных покровов.
Варианты фасовки подразумевают распределение вещества по упаковкам в 1, 20 - 25, 100, 500 и 1000 килограммовые упаковки, которыми служат банки из стекла, мешки из полипропилена, пакеты из полиэтилена. На фасовке любого веса обязателен к указанию класс степени опасности: 5.1. Существует понятие вторичной опасности, означаемой 6.1.
Влияние ВаО на организм человека
Симптоматика отравлений барием как правило выражена в следующем: повышенное слюнотечение, жжение во рту, дискомфорт в пищеводе. Период отравления сопровождается явно выраженными болями в области желудка, тошнотой, рвотой, острыми коликами. При тяжелом отравлении вероятен смертельный исход, наступающий в течение 24 часов. Смертельная доза составляет порядка 0,8 граммов.
При использовании любых соединений бария стоит помнить о том, что изучение его недостаточно, а к жизненно важным микроэлементам он не относится. Вещество характеризуется как высокотоксичное, так что при любом виде контакта рекомендовано соблюдать все меры предосторожности и СИЗ.
При растворении Ва(ОН)2 в воде получается бесцветный раствор с сильно щелочной реакцией - баритовая вода, которая в присутствии двуокиси углерода быстро покрывается поверхностной пленкой карбоната бария.
Известны кристаллогидраты Ва(ОН)2*8Н2О, Ва(ОН)2*7H2O, Ва(ОН) 2Н2O и Ва(ОН)2*H2O. Кристаллогидрат Ва(ОН)2*8H2O выделяется в виде бесцветных моноклинных призм с плотностью 2,18 г/cм3 и т. пл. 78°. При нагревании до 650° в токе воздуха кристаллогидрат превращается в окись или перекись бария.
Пропускание хлора через баритовую воду сопровождается образованием хлорида, хлората и очень незначительных количеств гино-хлорита бария:
6Ва(ОН)2 + 6CL2 = 5BaCl2 + Ва(ClO3)2 + 6H2О
Баритовая вода реагирует при 100° с сероуглеродом:
2Ва(ОН)2 + CS2 = ВаСО3 + Ba(HS)2 + H2O
Металлический алюминий взаимодействует с баритовой водой с образованием гидроксоалюмината бария и водорода:
2Аl + Ва(ОН)2 + 10H2O = Ba2+3H2
Выше 1000° гидроокись бария подвергается термической диссоциации:
Ва(ОН)2 → ВаО + Н2O
Баритовая вода Ва(ОН)2 применяется в качестве очень чувствительного химического реактива на двуокись углерода.
Фторид бария, BaF2, получают непосредственным синтезом из элементов, действием фтористого водорода на окись, гидроокись, карбонат или хлорид бария, обработкой баритовой воды фтористо-водородной кислотой, обработкой нитрата или хлорида бария фто-ридом натрия или калия, а также сплавленном хлорида магния с фторидом кальция или магния в атмосфере CO2 и термическим разложением гексафторосиликата бария в атмосфере инертного газа.
Бесцветные кубические кристаллы BaF2 имеют решетку типа CaF2 с расстоянием между центром иона Ва2+ и иона Fֿ 2,68 А. Плотность 4,83 г/см3, т.пл. 1280°, т. кип. 2137°. Кристаллы мало растворимы в воде (1,63 г/л при 18°), растворяются в фтористоводо-родной, соляной и азотной кислотах. Применяются для изготовления эмалей и оптических стекол. Температура плавления смеси BaF2*LiF 850°, а смеси BaF2*BaCl2 1010°.
ПОЛУЧЕНИЕ ТИТОНАТА БАРИЯ
Под титанатом бария понимают соединение BaO-TiO2 , в котором соотношение катионов и анионов может быть различным от BaTiO3 до Ba6Ti17O40, промежуточные вещества – политканаты нестехлометричны и в них могут добавлены вещества, частично замещающие Ba и Ti, то есть проведено легирование.
BaTiO3 имеет структуру неравномерно, а с кубической гране или объёмо-центрированной кристаллической решёткой. Кубическая структура характерна до 120 °C.
При более низких температурах происходит искажения структуры, она переходит в тирагональную, и, возникает деформация кислородной подрешётки, как Ti несколько смещается.
Деформация вызывает поляризацию. Для иона существует 2 энергетически равновесных стабильных положения, симметричных относительно центра. Направление поляризации едино внутри домена так как поляризация возникает без внешнего … поля, то она спонтанная. Внешнее напряжение вызывает упорядочение ориентации диполей. Между поляризацией и напряжённостью поля возникает гистерезисы.
При Т>120°C=Тс сегнетоэлектрические свойства пропадают из за высоты симметрии кристалла (кубическая структура). При Т>Тс диэлектрическая проницаемость Еr зависит от температуры поз Кюри-Вейтса
Хорошие нелигированные вещества BaTiO3 – диэлектрики. С D Е~ 3Эв. И тип энергия активации докоров 0,1 Эв. То есть при номинальной температуре эти носители полностью ионизированы. Кроме легированных элементов роль донора играет кислородные вариации при кислородной мстехлометрии за счёт отчёта.
s =rBaTiO3-1»10ом-1м-1
Из РЭДС и Холла
Таким образом часть примеси носит акцепторный характер. Акцепторы захватывают электроны и на поверхности кристалита создаётся отрицательный поверхностный заряд. Отрицательный поверхностный заряд вызывает увеличение электростатического потенциала на границе зерна. Удельная проводимость зависит от высоты потенциального барьера С ростом температуры проводимость растёт. Для сохранения электронейтральности образца в приповерхностном слое кристалла возникает положительный пространственный заряд. В том слое, толщиной S подвижных носителей заряда мало и плотность. Пространственный заряда определяется практически только легирующей примесью доноров nD
Внутри кристалла отсутствуют акцепторы, способные компенсировать доноры.
Если А – площадь приповерхностной области с глубиной ОЗ “S”, то
r*А*S – приграничный “+” ОЗ
N’а – концентрация акцепторов, захвативших электроны, заряд ОПЗ “-” e* N’а
По условию нейтронейтральности
r*А*S- e* N’а=0 ® S==
По уравнению пуассона потенциал ПЗ
Dj =-r /(x r*x 0) так как r=e*nд, a*x? S
j 0=(e/(2*nд*x r*x 0))*(N’a/A)^2
b - константа, связанная с N’a По полученному уравнению с ростом температуры R растёт.
В некотором интервале температур так как при высокой температуре Nа уменьшается из за высвобождения электронов с захваченных по границам зёрнен.
Использование титоната бария в радиоэлектронике
Особое место среди п/п приборов с aR>0 занимают приборы на основе тинаната бария BaTiO3. В диапазоне ΔT 100 – 150 K они обладают очень высоким ТКС, до 0,3К-1. Термисторы с положительным температурным коэффициентом сопротивления – РТС – термисторы-позисторы.
aR=>0 – ТКС.
Термисторы с a>0 называются РТС-термисторами или позисторами. ТКС>0 имеет большиство металлови некоторые поликристаллические п/п
Керамические позисторы имеют ТКС>0 в узком диапазоне температур. Вне этого диапазона их ТКС<0, как у обычных полупроводников.
Список использованных источников
1. Локшин Э.П., Воскобойников Н.Б. Барий. – Барий и его свойства, изд.КНЦ РАН. - 1996 г. - 168 с.
2. Лебедев В.Н., Локшин Э.П., Маслобоев В.А., Дозорова Р.Б., Михлин Е.Б. Сырьевые источники металлов России и проблемы их вовлечения в переработку // Цветные металлы. - 1997. - №8. - С.46-50.
3. Гуцол А.Ф. Титонат бария // Успехи физ. наук. - 1997. - Т.167. - №6. - С.165-187.
Барий - элемент главной подгруппы второй группы, шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 56. Обозначается символом Ba (лат. Barium ). Простое вещество - мягкий, ковкий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Обладает высокой химической активностью.
История открытия барияБарий был открыт в виде оксида BaO в 1774 г. Карлом Шееле. 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.
В 1774 г. шведский химик Карл Вильгельм Шееле и его друг Юхан Готлиб Ган исследовали один из самых тяжелых минералов – тяжелый шпат BaSO 4 . Им удалось выделить неизвестную раньше «тяжелую землю», которую потом назвали баритом (от греческого βαρυς – тяжелый). А через 34 года Хэмфри Дэви, подвергнув электролизу мокрую баритовую землю, получил из нее новый элемент – барий. Следует отметить, что в том же 1808 г., несколько раньше Дэви, Йене Якоб Берцелиус с сотрудниками получил амальгамы кальция, стронция и бария. Так появился элемент барий.
Древние алхимики прокаливали BaSO 4 с деревом или древесным углем и получали фосфоресцирующие «болонские самоцветы». Но химически эти самоцветы не BaO, а сернистый барий BaS.
Происхождение названия
Своё название получил от греческого barys - «тяжёлый», так как его оксид (BaO) был охарактеризован, как имеющий необычно высокую для таких веществ плотность.
Нахождение бария в природеВ земной коре содержится 0,05% бария. Это довольно много – значительно больше, чем, скажем, свинца, олова, меди или ртути. В чистом виде в земле его нет: барий активен, он входит в подгруппу щелочноземельных металлов и, естественно, в минералах связан достаточно прочно.
Основные минералы бария – уже упоминавшийся тяжелый шпат BaSO 4 (чаще его называют баритом) и витерит BaCOз, названный так по имени англичанина Уильяма Витеринга (1741...1799), который открыл этот минерал в 1782 г. В небольшой концентрации соли бария содержатся во многих минеральных водах и морской воде. Малое содержание в этом случае плюс, а не минус, ибо все соли бария, кроме сульфата, ядовиты.
Типы месторождений барияПо 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 гетит и гидрогетит) 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.
Изотопы барияПриродный барий состоит из смеси семи стабильных изотопов: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Последний является самым распространенным (71,66 %). Известны и радиоактивные изотопы бария, наиболее важным из которых является 140 Ba. Он образуется при распаде урана, тория и плутония.
Получение барияМеталл можно получить разными способами, в частности при электролизе расплавленной смеси хлористого бария и хлористого кальция. Можно получать барий и восстанавливая его из окиси алюмотермическим способом. Для этого витерит обжигают с углем и получают окись бария:
BaCO 3 + C → BaO + 2CO.
Затем смесь BaO с алюминиевым порошком нагревают в вакууме до 1250°C. Пары восстановленного бария конденсируются в холодных частях трубы, в которой идет реакция:
3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.
Интересно, что в состав запальных смесей для алюмотермии часто входит перекись бария BaO 2 .
Получить окись бария простым прокаливанием витерита трудно: витерит разлагается лишь при температуре выше 1800°C. Легче получать BaO, прокаливая нитрат бария Ba(NO 3) 2:
2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2 .
И при электролизе и при восстановлении алюминием получается мягкий (тверже свинца, но мягче цинка) блестящий белый металл. Он плавится при 710°C, кипит при 1638°C, его плотность 3,76 г/см 3 . Все это полностью соответствует положению бария в подгруппе щелочноземельных металлов.
Известны семь природных изотопов бария. Самый распространенный из них барий-138; его больше 70%.
Барий весьма активен. Он самовоспламеняется от удара, легко разлагает воду, образуя растворимый гидрат окиси бария:
Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2 .
Водный раствор гидрата окиси бария называют баритовой водой. Эту «воду» применяют в аналитической химии для определения CO 2 в газовых смесях. Но это уже из рассказа о применении соединений бария. Металлический же барий практического применения почти не находит. В крайне незначительных количествах его вводят в подшипниковые и типографские сплавы. Сплав бария с никелем используют в радиолампах, чистый барий – только в вакуумной технике как геттер (газопоглотитель).
Металлический барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200-1250°С:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl 2 O 4 .
Очищают барий перегонкой в вакууме или зонной плавкой.
Получение титана бария. Получить его сравнительно просто. Витерит BaCO 3 при 700...800°C реагирует с двуокисью титана ТЮ 2 , получается как раз то, что нужно:
BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2 .
Осн. пром. метод получения металлического бария из ВаО - восстановление его порошком А1: 4ВаО + 2А1 -> ЗВа + ВаО*А1 2 О 3 . Процесс проводят в реакторе при 1100-1200 °С в атмосфере Аг или в вакууме (последний способ предпочтителен). Молярное соотношение ВаО:А1 составляет (1,5-2):1. Реактор помещают в печь так, чтобы температура его "холодной части" (в ней конденсируются образующиеся пары бария) была около 520°С Перегонкой в вакууме барий очищают до содержания примесей менее 10~ 4 % по массе, а при использовании зонной плавки - до 10~ 6 %.
Небольшие кол-ва бария получают также восстановлением ВаВеО 2 [синтезируемого сплавлением Ва(ОН) 2 и Ве(ОН) 2 ] при 1300°С титаном, а также разложением при 120°С Ba(N 3) 2 , образующегося при обменных р-циях солей бария с NaN 3 .
Ацетат Ва(ООССН 3), - бесцв. кристаллы; т. пл. 490°С (с разл.); плотн. 2,47 г/см 3 ; раств. в воде (58,8 г в 100 г при 0°С). Ниже 25 °С из водных р-ров кристаллизуется тригидрат, при 25-41 °С - моногидрат, выше 41 °С- безводная соль. Получают взаимод. Ва(ОН) 2 , ВаСО 3 или BaS с СН 3 СО 2 Н. Применяют как протраву при крашении шерсти и ситца.
Манганат(VI) ВаМnО 4 - зеленые кристаллы; не разлагается до 1000°С. Получают прокаливанием смеси Ba(NO 3) 2 с МnО 2 . Пигмент (касселева, или марганцовая, зелень), обычно используемый для фресковой живописи.
Хромат(VI) ВаСrO 4 - желтые кристаллы; т. пл. 1380°С; - 1366,8 кДж/моль; раств. в неорг. к-тах, не раств. в воде. Получают взаимод. водных р-ров Ва(ОН) 2 или BaS с хроматами(VI) щелочных металлов. Пигмент (баритовый желтый) для керамики. ПДК 0,01 мг/м 3 (в пересчете на Сг0 3). Пирконат ВаZrО 3 -бесцв. кристаллы; т. пл. ~269°С; - 1762 кДж/моль; раств. в воде и водных р-рах щелочей и NH 4 HCO 3 , разлагается сильными неорг. к-тами. Получают взаимод. ZrO 2 с ВаО, Ва(ОН) 2 или ВаСО 3 при нагревании. Цирконат Ва в смеси с ВаТiO 3 -пьезоэлект-рик.
Бромид ВаВr 2 - белые кристаллы; т. пл. 847°С; плотн. 4,79 г/см 3 ; -757 кДж/моль; хорошо раств. в воде, метаноле, хуже - в этаноле. Из водных р-ров кристаллизуется дигидрат, превращающийся в моногидрат при 75°С, в безводную соль - выше 100°С В водных р-рах взаимод. с СО 2 и О 2 воздуха, образуя ВаСО 3 и Вr 2 . Получают ВаВr 2 взаимод. водных р-ров Ва(ОН) 2 или ВаСО 3 с бромистоводородной к-той.
Иодид ВаI 2 - бесцв. кристаллы; т. пл. 740°С (с разл.); плотн. 5,15 г/см 3 ; . -607 кДж/моль; хорошо раств. в воде и этаноле. Из горячих водных р-ров кристаллизуется дигидрат (обезвоживается при 150°С), ниже 30 °С - гексагидрат. Получают ВаI 2 взаимод. водных р-ров Ва(ОН) 2 или ВаСО 3 с иодистоводородной к-той.
Физические свойства барияБарий - серебристо-белый ковкий металл. При резком ударе раскалывается. Существуют две аллотропные модификации бария: до 375 °C устойчив α-Ba с кубической объемно-центрированной решеткой (параметр а = 0,501 нм), выше устойчив β-Ba.
Твердость по минералогической шкале 1,25; по шкале Мооса 2.
Хранят металлический барий в керосине или под слоем парафина.
Химические свойства барияБарий - щёлочноземельный металл. Интенсивно окисляется на воздухе, образуя оксид бария BaO и нитрид бария Ba 3 N 2 , а при незначительном нагревании воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария Ba(ОН) 2:
Ba + 2Н 2 О = Ba(ОН) 2 + Н 2
Активно взаимодействует с разбавленными кислотами. Многие соли бария нерастворимы или малорастворимы в воде: сульфат бария BaSO 4 , сульфит бария BaSO 3 , карбонат бария BaCO 3 , фосфат бария Ba 3 (PO 4) 2 . Сульфид бария BaS, в отличие от сульфида кальция CaS, хорошо растворим в воде.
Прир. барий состоит из семи стабильных изотопов с мае. ч. 130, 132, 134-137 и 138 (71,66%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 1,17-10 28 м 2 . Конфигурация внеш. электронной оболочки 6s 2 ; степень окисления + 2, редко + 1; энергия ионизации Ва°->Ва + ->Ва 2+ соотв. 5,21140 и 10,0040 эВ; электроотрицательность по Полингу 0,9; атомный радиус 0,221 нм, ионный радиус Ва 2+ 0,149 нм (координационное число 6).
Легко вступает в реакцию с галогенами, образуя галогениды.
При нагревании с водородом образует гидрид бария BaH 2 , который в свою очередь с гидридом лития LiH дает комплекс Li.
Реагирует при нагревании с аммиаком:
6Ba + 2NH 3 = 3BaH 2 + Ba 3 N 2
Нитрид бария Ba 3 N 2 при нагревании взаимодействует с CO, образуя цианид:
Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO
С жидким аммиаком дает темно-синий раствор, из которого можно выделить аммиакат , имеющий золотистый блеск и легко разлагающийся с отщеплением NH 3 . В присутствии платинового катализатора аммиакат разлагается с образованием амида бария:
Ba(NH 2) 2 + 4NH 3 + Н 2
Карбид бария BaC 2 может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углем.
С фосфором образует фосфид Ba 3 P 2 .
Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствующего металла.
Применение барияСплав бария с А1 (сплав альба, 56% Ва) - основа геттеров (газопоглотителей). Для получения собственно геттера барий испаряют из сплава высокочастотным нагревом в вакуумированной колбе прибора, в результате на холодных частях колбы образуется т. наз. бариевое зеркало (или диффузное покрытие при испарении в среде азота). Активной частью подавляющего большинства термоэмиссионных катодов является ВаО. Барий используют также как раскислитель Си и Рb, в кач-ве присадки к антифрикц. сплавам, черным и цветным металлам, а также к сплавам, из к-рых изготавливают типографские шрифты для увеличения их твердости. Сплавы бария с Ni служат для изготовления электродов запальных свечей в двигателях внутр. сгорания и в радиолампах. 140 Ва (T 1/2 12,8 дней) - изотопный индикатор, используемый при исследовании соединений бария.
Металлический барий, часто в сплаве с алюминием используется в качестве газопоглотителя (геттера) в высоковакуумных электронных приборах.
Антикоррозионный материалБарий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопроводам, и в металлургии.
Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).
Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат бария используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зеленый огонь).
Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим способом (цикл Ок-Ридж, США).
Оксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов применяется для синтеза сверхпроводящей керамики работающей при температуре жидкого азота и выше.
Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла - применяемого для покрытия урановых стержней. Один из широкораспространенных типов таких стекол имеет следующий состав - (оксид фосфора - 61 %, ВаО - 32 %, оксид алюминия - 1,5 %, оксид натрия - 5,5 %). В стекловарении для атомной промышленности применяется так же и фосфат бария.
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.
Карбонат бария BaCO 3 добавляют в стекольную массу, чтобы повысить коэффициент преломления стекла. Сернокислый барий применяют в бумажной промышленности как наполнитель; качество бумаги во многом определяется ее весом, барит BaSO 4 утяжеляет бумагу. Эта соль обязательно входит во все дорогие сорта бумаги. Кроме того, сульфат бария широко используется в производстве белой краски литопона – продукта реакции растворов сернистого бария с сернокислым цинком:
BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.
Обе соли, имеющие белый цвет, выпадают в осадок, в растворе остается чистая вода.
При бурении глубинных нефтяных и газовых скважин используется в качестве буровой жидкости взвесь сернокислого бария в воде.
Еще одна бариевая соль находит важное применение. Это титанат бария BaTiO 3 – один из самых главных сегнетоэлектриков (сегнетоэлектрики же поляризуются сами по себе, без воздействия внешнею поля. Среди диэлектриков они выделяются так же, как ферромагнитные материалы среди проводников. Способность к такой поляризация сохраняется только при определенной температуре. Поляризованные сегнетоэлектрики отличаются большей диэлектрической проницаемостью), считающихся очень ценными электротехническими материалами.
В 1944 г. этот класс пополнился титанатом бария, сегнетоэлектрические свойства которого были открыты советским физиком Б.М. Вулом. Особенность титаната бария состоит в том, что он сохраняет сегнетоэлектрические свойства в очень большом интервале температуры – от близкой к абсолютному нулю до +125°C.
Барий нашёл применение и в медицине. Его сернокислую соль применяют при диагностике желудочных заболеваний. BaSO 4 смешивают с водой и дают проглотить пациенту. Сульфат бария непрозрачен для рентгеновских лучей, и поэтому те участки пищеварительного тракта, по которым идет «бариевая каша», остаются на экране темными. Так врач получает представление о форме желудка и кишок, определяет место, где может возникнуть язва.
Влияние бария на организм человека
Пути поступления в организм.
Основным путем поступления бария в организм человека является
пища. Так, некоторые морские обитатели способны накапливать барий из окружающей
воды, причем в концентрациях в 7-100 (а для некоторых морских растений до 1000)
раз, превышающих его содержание в морской воде. Некоторые растения (соевые бобы
и помидоры, например) также способны накапливать барий из почвы в 2-20 раз.
Однако в районах, где концентрация бария в воде высока, питьевая вода также
может внести вклад в суммарное потребление бария. Поступление бария из воздуха
незначительно.
Опасность для здоровья.
В ходе научных эпидемиологических исследований, проведенных под
эгидой ВОЗ, не нашли подтверждения данные о связи между смертностью от
сердечно-сосудистых заболеваний и содержанием бария в питьевой воде. В
краткосрочных исследованиях на добровольцах не было выявлено вредного эффекта
на сердечно-сосудистую систему при концентрациях бария до 10 мг/л. Правда, при
опытах на крысах, при употреблении последними воды даже с невысоким содержанием
бария, наблюдалось повышение систолического кровяного давления. Это
свидетельствует о потенциальной опасности повышения кровяного давления и у
людей при длительном употреблении воды, содержащий барий (такие данные есть у
USEPA).
Данные USEPA также свидетельствуют о том, что даже разовое
употребление воды, содержание бария в которой значительно превосходит
максимально допустимые значения, может привести к мышечной слабости и болям в
брюшной области. Необходимо, правда, учесть, что норматив по барию,
установленный стандартом качества USEPA (2.0 мг/л) значительно превосходит
величину, рекомендованную ВОЗ (0.7 мг/л). Российскими санитарными нормами
установлено еще более жесткое значение ПДК по барию в воде - 0.1 мг/л.
Технологии
удаления из воды: ионный обмен, обратный осмос, электродиализ.
среда |
нейтральная |
кислая |
щелочная |
индикатор | |||
лакмус |
фиолетовый |
красный |
синий |
метилоранж |
оранжевый |
розовый |
желтый |
фенолфталеин |
бесцветный |
бесцветный |
малиновый |
Понятия «сильный электролит» и «сильная кислота»; «сильный электролит» и «сильное основание».
Если кислота (основание) относится к сильным кислотам (основаниям), то это значит, что она (оно) практически полностью диссоциирует. Таким образом, между понятием «сильный электролит» и «сильная кислота» (основание) существует прямая связь.
Задача. Какой гидроксид является более сильным основанием:
- а) Ве(ОН) 2 или Ва(ОН) 2 ;
- б) NaOH или Аl(ОН) 3 ?
Ответ поясните.
Решение:
- a) Be и Ва находятся во второй группе, главной подгруппе. Но радиус атома Ва гораздо больше, чем у Be, поэтому связь бария с гидрокси-группой слабее, чем у бериллия. Следовательно Ва(ОН) 2 легче диссоциирует, является более сильным основанием, чем Ве(ОН) 2 .
- б) Na и Аl находятся в третьем периоде, поэтому радиус атома не влияет на силу гидроксид ов. В этом случае играет роль величина заряда натрия и алюминия в гидрокси-де. Чем больше заряд частицы, тем прочнее она удерживает гидрокси-группу, тем труднее диссоциирует. Заряд натрия + 1, алюминия +3, поэтому NaOH легче диссоциирует, чем А1(ОН) 3 , и является более сильным основанием.
Задача. Проведите уравнения реакций между растворами приведенных веществ (электролитов) и установите общий признак, по которому можно судить о том, что реакции прошли до конца. Напишите сокращенные ионные уравнения.
Решение. Все реакции обмена происходят, так как соблюдены все условия:
а) растворимая соль реагирует со щелочью:
CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ;
Cu 2+ + 20H - = Cu(OH) ;
б) две соли реагируют между собой, если они обе растворимы: ш ".
BaCl 2 + Na 2 S0 4 = BaSO 4 + 2NaCl;
Ва 2+ + S0 4 2- = BaSO 4 ;
в) кислота реагирует с солью менее сильной и более летучей кислоты. Это общее правило. В данном случае H 2 S -слабая кислота, a Pb(N0 32 ) 2 - соль сильной кислоты. Но, несмотря на это, реакция между ними происходит, так как PbS — не растворяется ни в воде, ни в кислоте:
H 2 S + Pb(N0 3 ) 2 = PbS + 2HNO 3 .
Так как H 2 S — слабый электролит, то ее пишут в молекулярном виде:
H 2 S + Рb 2+ = PbS + 2Н +
г) Na 2 CO 3 и СаСl 2 растворимы в воде, поэтому реагируют:
Na 2 C0 32 + СаСl 2 = 2NaCl + CaCO 3 ;
Са 2+ + С0 3 2- = CaCO 3 .
Общий признак, по которому судят о том, что реакции прошли — выпадение осадков Cu(OH) 2 , BaS0 4 , PbS, CaC0 3 .
Задача. Проведите реакции между следующими веществами:
- СиО и H 2 S0 4 ;
- СаС0 3 и НСl;
- Си(ОН) 2
- и HN0 3 .
По какому признаку можно судить, что эти реакции осуществились. Поясните сущность реакций соответствующими уравнениями в молекулярной и сокращенной ионной форме. Сделайте вывод о том, чем различается запись ионных уравнений:
- а) между веществами, растворимыми в воде;
- б) между веществами, v одно из которых в воде нерастворимо?
Решение. Все реакции осуществимы. СиО, СаС0 3 , Си(ОН) 2 не растворимы в воде, но растворимы в сильных кислотах:
а) CuO + H 2 SO 4 = CuS0 4 + Н 2 0;
СиО + 2Н + = Си 2+ + Н 2 0.
Черный оксид меди растворяется и образуется голубой раствор CuSO 4 окраска которого обусловлена ионами Си 2+ .
б) СаС0 3 + 2НСl = СаСl 2 + Н 2 0 + С0 2 ;
СаС0 3 + 2Н + = Са 2+ + Н 2 0 + С0 2 .
Белое твердое вещество СаС0 3 растворяется в кислоте; выделяется газ С0 2 .
Голубой осадок Си(ОН) 2 растворяется в кислоте; раствор становится голубым из-за присутствия в растворе катионов Си 2+ .
Вывод. Если реагируют вещества, растворимые в воде, то их пишут в ионном виде; если одно из реагирующих веществ нерастворимо в воде, то его пишут в молекулярном виде. Задача. На каждое ионное уравнение приведите по два примера молекулярных уравнений реакций:
- a) Mg 2+ + 2OH - --> Mg(OH) 2 ;
- б) 2Н + + S 2- --> H 2 S.
Решение.
а) Необходимо взять хорошо диссоциирующие и хорошо растворимые вещества, например, соль MgCl 2 , которая при диссоциации в растворе дает ионы
В результате обменной реакции между солью и щелочью выпадает осадок Mg(OH) 2 :
MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2 + 2NaCl
или:
Mg(N0 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = Mg(OH) 2 + Ca(N0 3 ) 2
б) Необходимо взять сильную и растворимую кислоту, например, НСl, которая при диссоциации в растворе дает катионы и хорошо растворимую соль сероводородной кислоты. В результате обменной реакции образуется малодиссоциирующая летучая кислота H 2 S:
2НСl + Na 2 S = H 2 S + 2NaCl
или:
H 2 S0 42 + K 2 S = H 2 S + K 2 SO 42 .
Задача. Из перечисленных ниже веществ выделить:
- а) электролиты сильные;
- б) электролиты слабые (и средней силы);
- в) неэлектролиты.
Гидроксид натрия, хлорид натрия, гидроксид аммония, глюкоза, соляная кислота, уксусная кислота, бензол (С6Н6), вода, ацетат аммония, сахароза (C 12 H 2 O 11 ), сульфат цинка, этанол (С 2 Н 3 ОН), алюминат калия, сероводородная кислота, гидрокарбонат кальция, азотная кислота.
Напишите формулы веществ и уравнения диссоциации электролитов.
Решение.
- а) NaOH, NaCl, HC1, NH 4 CH 3 COO, ZnS0 4 , KAl0 2 , Ca(HC0 3 ) 2 , HN0 3 - сильные электролиты;
- б) NH 4 OH, CH 3 COOH, H,0, H 2 S — слабые электролиты;
- в) глюкоза С 6 Н 12 О 6 , бензол С 6 Н 6 , сахароза С 12 Н 22 О 11 , этанол С 2 Н 5 ОН — неэлектролиты.
Проверить информацию. Необходимо проверить точность фактов и достоверность сведений, изложенных в этой статье. На странице обсуждения идёт дискуссия на тему: Сомнения относительно терминологии. Химическая формула … Википедия
Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия
Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия
Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия
Химическая формула отражение информации о составе и структуре веществ с помощью химических знаков, чисел и разделяющих знаков скобок. В настоящее время различают следующие виды химических формул: Простейшая формула. Может быть получена опытным… … Википедия
Основная статья: Неорганические соединения Список неорганических соединений по элементам информационный список неорганических соединений, представленный в алфавитном порядке (по формуле) для каждого вещества, водородные кислоты элементов (при их… … Википедия
Эта статья или раздел нуждается в переработке. Пожалуйста, улучшите статью в соответствии с правилами написания статей … Википедия
Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов. Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную… … Википедия
Химическое программное обеспечение компьютерные программы, используемые в области химии. Содержание 1 Химические редакторы 2 Платформы 3 Литература … Википедия
Книги
- Японско-англо-русский словарь по монтажу промышленного оборудования. Около 8 000 терминов , Попова И.С.. Словарь предназначен для широкого круга пользователей и прежде всего для переводчиков и технических специалистов, занимающихся поставками и внедрением промышленного оборудования из Японии или…