Բարիում

56 Ցեզիում ← Բարիում → Լանթան Քիմիական տարրերի պարբերական համակարգ 56Ba
Պարզ նյութի արտաքին տեսք
Փափուկ, մածուցիկ, արծաթափայլ մետաղ
Ատոմի հատկություններ
Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ	Բարիում / Barium (Ba), Ba, 56
Ատոմային զանգված (մոլային զանգված)	137,327(7) զ. ա. մ. (գ/մոլ)
Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա	[Kr] 4d10 5s2 5p6
Ատոմի շառավիղ	(108) պմ
Քիմիական հատկություններ
Կովալենտ շառավիղ	140 պմ
Իոնի շառավիղ	222 պմ
Էլեկտրաբացասականություն	0,89 (Պոլինգի սանդղակ)
Էլեկտրոդային պոտենցիալ	-2,906
Օքսիդացման աստիճաններ	2
Իոնացման էներգիա	2‑րդ: [Xe] 6s2 կՋ/մոլ (էՎ)
Պարզ նյութի թերմոդինամիկական հատկություններ
Հալման ջերմաստիճան	1 002 Կ
Եռման ջերմաստիճան	1 910 Կ
Մոլյար ջերմունակություն	28,1 Ջ/(Կ·մոլ)
Մոլային ծավալ	39,0 սմ³/մոլ
Պարզ նյութի բյուրեղային ցանց
Բյուրեղացանցի կառուցվածք	խորանարդ
Բյուրեղացանցի տվյալներ	5,020
Այլ հատկություններ
Ջերմահաղորդականություն	(300 Կ) (18.4) Վտ/(մ·Կ)
CAS համար	CAS գրանցման համար?

56	Բարիում
Ba 137,327
6s2

Բարիում (լատին․՝ Baryum, հուն․՝ βαρύς - ծանր), Ba, տարրերի պարբերական համակարգի 2-րդ խմբի քիմիական տարր։ Հողալկալիական մետաղ։ Կարգահամարը՝ 56, ատոմական զանգվածը՝ 137, 34։

Բնական բարիումը բաղկացած է 130-138 միջակայքում զանգվածի թվեր ունեցող յոթ իզոտոպներից, որոնցից ամենամեծ պարունակությունը ¹³⁸Ba-ինն է (71, 66 %)։ Արհեստականորեն ստացվել է 15 ռադիոակտիվ իզոտոպ, որոնցից կարևոր են ¹³¹Ba (T_1/2 = 12 օր), ¹³³Ca (T_1/2 =7, 5 տարի) և ¹⁴⁰Ba (T_1/2 = 12, 8 օր)։ Բարիումը s տարր է, նրա ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s², K-L-M- թաղանթները լրացված են։

Պատմություն

Բարիումը հայտնաբերել է (օքսիդի ձևով) շվեդացի քիմիկոս Կ․ Շելլեն և Յոհան Գանը (1774 թվականին)։ Ամալգամի ձևով այն անջատել է Հ․ Դևին՝ սնդիկի էլեկտրոդի օգնությամբ։ Ազատ բարիումը ստացել է Ա․ Գունադը (1901 թվական)։

Բնության մեջ

Բարիումը կազմում է երկրի կեղևի զանգվածի 0, 05%-ը։ Ազատ վիճակում բնության մեջ չի հայտնաբերված։ Ամենատարածված միներալը բարիտն է՝ BaSO₄, հանդիպում է նաև վիտերիտը ВаСО₃։ Չնչին քանակներով բարիումը պարունակում են բույսերը և կենդանի օրգանիզմները։

Նրա լուծելի միացությունները թունավոր են։ 0, 8-0, 9 գ բարիումի քլորիդը մահացու է մարդու համար։ Խմելու ջրում բարիումի սահմանային թույլատրելի քանակությունը 4 մգ/լ է։

Ֆիզիկական հատկություններ

շԱլկանիներ և զին կի աղեր, գ·սմ⁻³

	O2−	S2−	F−	Cl−	SO2− 4	CO2− 3	O2− 2	H−
Ca2+ :4–48–50	3.34	2.59	3.18	2.15	2.96	2.83	2.9	1.7
Sr2+ :4–86–88	5.1	3.7	4.24	3.05	3.96	3.5	4.78	3.26
Ba2+ :4–43–45	5.72	4.3	4.89	3.89	4.49	4.29	4.96	4.16
Zn2+ :4–95–96	5.6	4.09	4.95	2.09	3.54	4.4	1.57	—

Բարիումը սպիտակ-արծաթափայլ, փափուկ (կապարից կարծր) մետաղ է, հալման ջերմաստիճանը՝ 710°С, եռմանը՝ 1637-1640°С, խտությունը՝ 3760 կգ/մ³։ Քիմիապես շատ ակտիվ է։

Զրից և թթուներից դուրս է մղում ջրածին։ Միացություններում մեծ մասամբ երկարժեք է։

Քիմիական հատկություններ

Քիմիական հատկություններով նման է ռադիումին, կալցիումին և ստրոնցիումին։ Վերջին երկուսից ակտիվ է։ Օդում արագ օքսիդանում է՝ միանալով ոչ միայն թթվածնին, այլև ազոտին (պահում են վակուումում կամ որևէ կայուն համաձուլվածքի ձևով)։ Միանում է ջրածնին՝ առաջացնելով հիդրիդ՝ ВаН₂, որը ջրի ազդմամբ քայքայվում է՝ անջատելով ջրածին։

${\mathsf {Ba+2H_{2}O\rightarrow Ba(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}$

Բարիումը հեշտությամբ միանում է թթվածնին։ Օդում տաքացնելիս բռնկվում է և այրվում դեղնականաչավուն բոցով։ Բարիումի օքսիդի՝ BaO հետ միաժամանակ առաջանում են պերօքսիդներ և նիտրիդ՝ Ba₃N₂։ Բարիումի օքսիդը անգույն բյուրեղական նյութ է, միանում է օդի ածխաթթու գազի հետ։

${\mathsf {Ba_{3}N_{2}+2CO\rightarrow Ba(CN)_{2}+2BaO}}$

Օդում տաքացնելիս (508 °C) վեր է ածվում գերօքսիդի՝ ВаO₂, որը կայուն է մինչև 700°С։ Այն առաջացնում է ВаO₂-2Н₂O անգույն բյուրեղահիդրատը։ Բարձր ճնշման տակ տաքացնելիս միանում է թթվածնին, ստացվում է բարիումի բարձրագույն գերօքսիդը՝ ВаՕ₄ (դեղին գույնի նյութ է, քայքայվում է 50-60 °C -ում)։

Բարիումը և նրա օքսիդը եռանդուն լուծվում են ջրում՝ առաջացնելով բարիումի հիդրօքսիդ՝ Ва (ОН)₂, որը ալկալի է։ Անջուր Ва (ОН)₂ տաքացնելիս հալվում է (780°С), ապա քայքայվում։ Լավ լուծվում է տաք ջրում։ Ջրային լուծույթը ուժեղ հիմք է, օդից կլանում է СO₂ և պղտորվում։

${\mathsf {Ba+2H_{2}O\rightarrow Ba(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}$

Թթուների հետ մտնում է չեզոքացման ռեակցիաների մեջ։ Ջրային լուծույթներից նստում են Ва (OH)₂-8Н₂O բաղադրությամբ անգույն բյուրեղներ, որոնք 78 °C-ում հեղուկանում են՝ լուծվելով իրենց պարունակած բյուրեղաջրում։ Բարիումը հեշտությամբ միանում է նաև հալոգենների հետ՝ առաջացնելով ջրում լուծելի հալոգենիդներ։ Բարիումի քլորիդը՝ ВаСl₂ (հալվում է 900 °C-ում), սովորական պայմաններում գոյություն ունի ВаСl₂-2Н₂O ձևով, որը 100 °C -ում կորցնում է բյուրեղաջուրը։

${\mathsf {[Ba(NH_{3})_{6}]\rightarrow Ba(NH_{2})_{2}+4NH_{3}+H_{2}}}$

Ստացում

Ստացվում է բարիտը ածխածնի և կալցիումի քլորիդի հետ բոցային վառարանում շիկացնելիս։ Բարիումը միանում է ծծմբին՝ առաջացնելով սուլֆիդ՝ BaS և պոլիսուլֆիդներ։ 260-600 °C -ում տաքացնելիս բարիումը միանում է ազոտին, ստացվում է բարիումի նիտրիդը՝ Ba₃N₂։

${\mathsf {3BaO+2Al\rightarrow 3Ba+Al_{2}O_{3}}}$

Բարիումի ֆոսֆիդը՝ Ba₃P₂, ստանում են ֆոսֆատը աղեղային վառարանում ածխածնով վերականգնելով։ Բարիումի օքսիդը ածխածնի առկայությամբ տաքացնելիս առաջանում է բարիումի կարբիդը՝ ВаС₂։ Եթե միաժամանակ առկա է նաև ազոտ, ապա ստացվում է ցիանիդ՝ Ва (CN)₂։

${\mathsf {BaS+2H_{2}O\rightarrow Ba(OH)_{2}+H_{2}S\uparrow }}$

${\mathsf {BaS+H_{2}O+CO_{2}\rightarrow BaCO_{3}+H_{2}S\uparrow }}$

${\mathsf {Ba(OH)_{2}\rightarrow BaO+H_{2}O}}$

${\mathsf {BaCO_{3}\rightarrow BaO+CO_{2}}}$

Բարիումը լուծվում է հեղուկ ամոնիակում, առաջացնելով հեքսամին՝ Ва (NH₃)₆ կոմպլեքսային միացությունը։ Բարիումի կարբոնատը՝ ВаСО₃, ջրում վատ լուծվող, անգույն նյութ է։

Բարիումի և նրա միացությունների ստացման հիմնական աղբյուրը բարիտն է։ Բոցային վառարաններում այն վերականգնում են ածխածնով՝

${\mathsf {BaSO_{4}+4C\rightarrow BaS+4CO}}$

${\mathsf {BaSO_{4}+2CH_{4}\rightarrow BaS+2C+4H_{2}O}}$

Ստացված BaS-ից ստանում են բարիումի մյուս միացությունները։ Մետաղական բարիումը ստանում են նրա օքսիդի և ալյումինի խառնուրդը վակուումում տաքացնելով (1100-1200 °C)։ Ստացված բարիումը գոլորշիանում է և նստում սարքի սառը մասերի վրա։ Մետաղական բարիումի գործնական կիրառությունը սահմանափակ է։

Բարիումը և նրա համաձուլվածքները մագնեզիումի և ալյումինի հետ օգտագործում են բարձր վակուում ստանալու համար, որպես մնացորդային գազերի կլանիչներ (գետտեր)։ Բարիումը չնչին քանակով մտնում է շփման փոքր գործակից ունեցող մի քանի համաձուլվածքների բաղադրության մեջ։ Տպագրական տեխնիկայում օգտագործվող կապարը պարունակում է բարիում, որը մեծացնում է կապարի կարծրությունը։

Կիրառություններ

Բարիումի և նիկելի համաձուլվածքները օգտագործում են ռադիոլամպերում և ներքին այրման շարժիչների բռնկիչ էլեկտրոդներ պատրաստելիս։ Փոքր քանակներով բարիումը օգտագործվում է նաև պղինձը և կապարը ծծմբից և գազերից մաքրելու համար։ ¹⁴⁰Ba ռադիոակտիվ ինդիկատոր է։ Մեծ կիրառություն ունեն բարիումի միացությունները։ ВаО₃-ը օգտագործում են ջրածնի գերօքսիդ ստանալու, մետաքսը և բուսական թելերը սպիտակեցնելու, ալյումինաթերմիայում՝ հրկիզող խառնուրդներ պատրաստելու համար։ ВаСl₂-ը օգտագործվում է որպես միջատասպան, նաև կաշին ծանրացնելու և գունաթափելու համար։

BaS-ը կաշին մազազերծող է։ Ва (ОН)₂-ը պոլիմերման հարուցիչ է՝ ռեակտիվ ՏO₄⁻² և СO₃⁻² իոնները հայտնաբերելու համար։ ВаСО³-ը բարիումի միացությունների ստացման ելանյութ է, օգտագործվում է նաև կրծողներին ոչնչացնելու, արծններ և ջնարակներ ստանալու համար։ Ва (NO₃)₂-ը օգտագործվում է պիրոտեխնիկայում։ Բարիումի քրոմատը՝ BaCrO₄, և մանգանատը՝ Ba (MnO₄)₂, պիգմենտներ են։ Բարիումի տիտանատը՝ ВаTiO₃, կարևոր սեգնետոէլեկտրիկ է։

Բարիումի պլատինացիանատը ռենտգենյան և ճառագայթների ազդեցության տակ ֆլուորեսցենցում է դեղնականաչավուն լույսով և օգտագործվում համապատասխան էկրաններ պատրաստելու համար։ Բարիումը և նրա միացությունները ռադիոակտիվ ճառագայթների լավ կլանիչներ են և մտնում են պաշտպանողական նյութերի բաղադրության մեջ։

Տես նաև

• Պարբերական աղյուսակ

Գրականություն

• Барий // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler, Hans Uwe Wolf: Barium and Barium Compounds, in: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 6. Auflage. 2007, .

Արտաքին հղումներ

• Բարիումը Webelements-ում
• Բարիումը քիմիական տարրերի հայտնի գրադարանում Արխիվացված 2006-02-13 Wayback Machine

Այս հոդվածի կամ նրա բաժնի որոշակի հատվածի սկզբնական կամ ներկայիս տարբերակը վերցված է Քրիեյթիվ Քոմմոնս Նշում–Համանման տարածում 3.0 (Creative Commons BY-SA 3.0) ազատ թույլատրագրով թողարկված Հայկական սովետական հանրագիտարանից  (հ․ 2, էջ 318)։