Барий это щелочной металл или нет

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2:

• Be — 2s2
• Mg — 3s2
• Ca — 4s2
• Sr — 5s2
• Ba — 6s2
• Ra — 7s2

Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• Be — BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл
• Mg — MgCO3 — магнезит, MgO*Al2O3 — шпинель, 2MgO*SiO2 — оливин
• Ca — CaCO3 — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO4*2H2O — гипс, CaF2 — флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

• MgCl2 → (t) Mg + Cl2 (электролиз расплава)
• CaO + Al → Al2O3 + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)
• MgBr2 + Ca → CaBr2 + Mg

Химические свойства

• Реакции с водой

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании. Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2↑

• Реакции с кислотами

Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот: Ba + HCl → BaCl2 + H2

• Реакции с неметаллами

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

1. Mg + O2 → MgO (оксид магния)
2. Ca + I2 → CaI2 (йодид кальция)
3. При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.
4. Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)
5. Ca + N2 → (t) Ca3N2 (нитрид кальция)
6. Ca + H2 → (t) CaH2 (гидрид кальция)
7. Ba + C → (t) BaC2 (карбид бария)
• С оксидами других металлов

Ba + TiO2 → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

• Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:
• MgCO3 → (t) MgO + CO2
• Ca(NO3)2 → (t < 560°C) Ca(NO2)2 + O2
• Ca(NO3)2 → (t > 560°C) CaO + O2 + NO2
• Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO — амфотерного оксида.

• Реакции с кислотами и кислотными оксидами
1. BaO + HCl → BaCl2 + H2O
2. CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
3. MgO + SO3 → MgSO4
4. CaO + CO2 → CaCO3
5. CaO + SiO2 → CaSiO3
• Реакция с водой
• В нее вступают все, кроме оксида бериллия.
• CaO + H2O → Ca(OH)2
• MgO + H2O → Mg(OH)2
• Амфотерный оксид бериллия

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

1. BeO + HCl → BeCl2 + H2O
2. BeO + NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
3. Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:
4. BeO + NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
5. BeO + Na2O → Na2BeO2

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)2)

CaO + H2O → Ca(OH)2

Химические свойства

• Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.
• Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O
• Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2
• Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O + CO2
• Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

1. Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).
2. Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + NaOH
3. Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.
4. Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H2O
5. Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

• Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO3 — бесспорное доказательство устранения жесткости:
• Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O
• Также временную жесткость можно устранить, добавив Na2CO3 в воду:
• Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaHCO3
• С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na2CO3:
• CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaCl
• MgSO4 + Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + Na2SO4

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Барий — от китайского синего до рентгеноскопии

Главная › Металлы

20.10.2020

В Китае давно оценили свойства металла бария. С периода Западного Чжоу до конца династии Хань в империи пользовались красителями на основе бария. Это хань синий и хань фиолетовый (их еще называют китайским синим и китайским пурпурным). Аналогов таких пигментов не найдено в других странах мира.

Все началось с алхимии ?

История открытия этого тяжелого металла похожа на приключенческий роман.

А началось все с алхимии. Ее приверженцы всегда искали вещество, которое превратит любой металл в золото. Самим золотишком тоже не пренебрегали.

В 1602 году итальянский алхимик Касциароло обнаружил в горах около Болоньи очень тяжелый камень. Теперь известно, что это был сульфат бария, тяжелый шпат. Заподозрив в нем наличие золота, алхимик начал опыты с камнем. Сенсацией стало то, что прокаленный с олифой и углем камень засветился мрачным красноватым цветом.

Событие вызвало сумятицу в рядах алхимиков. Они с азартом кинулись исследовать необычный минерал.

Позднее характеристики минерала исследовали минералоги.

Несколько названий получил тяжелый шпат:

• болонский фосфор;
• солнечный камень;
• болонский камень;
• барот;
• барит.

Под двумя последними названиями минерал появляется в учебниках уже химии.

В минерале обнаружили «землю» (так назывались оксиды элементов). Назвали ее баритом. Было определено, что в тяжелом шпате содержится неизвестный металл, который без особой фантазии назвали барий (Barium) — тяжелый.

Свойства ?

Рекомендуем:  АЛЮМИНИЙ — дороги, которые он выбирает

Строением атома обусловлены свойства металла, его высокая химическая активность. Это сильнейший восстановитель. По этой причине его, как и металлический натрий, хранят в керосине или петролейном эфире.

Химические характеристики:

1. Охотно взаимодействует с галогенами.
2. При нагреве реагирует с серой и водородом.
3. Энергично взаимодействует с кислотами.

Это щелочноземельный металл, ковкий, мягкий. Цвет имеет серебристо-белый.

У металла много изотопов. Природный барий состоит из 6 стабильных изотопов, и одного нестабильного. Период полураспада у него больше, чем возраст Вселенной.

Чаще всего проявляет степень окисления +2. Встречаются соединения со степенью окисления +1 (BaCl).

Свойства атома
Название, символ, номер Атомная масса
(молярная масса) Электронная конфигурация Радиус атома Химические свойства
Ковалентный радиус Радиус иона Электроотрицательность Электродный потенциал Степени окисления Энергия ионизации
(первый электрон) Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) Температура плавления Температура кипения Уд. теплота плавления Уд. теплота испарения Молярная теплоёмкость Молярный объём Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки Параметры решётки Прочие характеристики
Теплопроводность Номер CAS

Барий / Barium (Ba), 56

137,327(7)[1] а. е. м. (г/моль)

[Xe] 6s2

222 пм

198 пм

(+2e) 134 пм

0,89 (шкала Полинга)

-2,906

+2

502,5 (5,21) кДж/моль (эВ)

3,5 г/см³

1 002 K

1 910 K

7,66 кДж/моль

142,0 кДж/моль

28,1[2] Дж/(K·моль)

39,0 см³/моль

кубическая объёмноцентрированная

5,020 Å

(300 K) (18.4) Вт/(м·К)

7440-39-3

Добыча ⛏️

Основные местонахождения месторождений находятся в Англии, Румынии, на территории бывших республик СССР.

Главная руда — барит, тяжелый шпат.

Минералы:

• барит;
• витерит;
• нитробарит;
• цельзиан;
• гиалофан.

Металл из минералов ?

В получении бария лидирует Китай (более 50%).

Далее следуют:

• Индия;
• Марокко;
• США;
• Турция;
• Иран;
• Казахстан.

Применение ⚙️

Области использования Barium и его соединений обширна.

Соединение бария	Применение
Хроматы и манганаты	Наполнители в производстве резин и бумаги. Хорошие пигменты
Титанат	Хороший сегнетоэлектрик
Оксиды, пероксиды, гидроксиды	В пиротехнике; в производстве перекиси водорода
Перхлорат	Отличный осушитель
Платиноцианид	Для производства флуоресцирующих экранов
Цирконат	Обладает хорошими огнеупорными свойствами; применяется в производстве керамических изделий
Сульфид	С его помощью получают соли бария
Ацетат	Для окрашивания ситцевых и шерстяных тканей

Рекомендуем:  МАРГАНЕЦ — мечта сталелитейщиков

Активный металл применяют в производстве типографских шрифтов. Металл входит в состав антифрикционных сплавов.

Барий металлический Ba 99,9%

Металл и человек ?

Воздействие на человека металла изучено медиками. Чистый BaSO4 почти не опасен. Он используется при рентгеновском исследовании ЖКТ.

Особенно уязвимы для ионов металла:

• глаза;
• сердце;
• иммунная система;
• кожа.

Барий — от китайского синего до рентгеноскопии Ссылка на основную публикацию

Барий – польза, возможности и опасность металла

Первое название этого химического элемента – тяжелая земля. Свойства бария ценят атомщики, врачи, металлурги. Его влияние на человека бывает фатальным.

Что представляет собой

Барий – это химический элемент, занимающий ячейку 56 таблицы Менделеева:

• Изначально это мягкое, пластичное с вязкой структурой вещество серебристого цвета.
• Относится к щелочноземельным металлам.
• Подобно другим элементам этого сегмента, наделен повышенной химической активностью.
• По составу – конгломерат семи стабильных изотопов. Две трети (72%) приходится на Ba138. Синтезированы радиоактивные изотопы.

Самый востребованный из искусственных изотопов – Ba140. Этот продукт урано-торие-плутониевого распада служит маркером радиоактивности.

Международное обозначение – Ba (Barium).

Как был открыт

История открытия вещества связана с именами европейских ученых:

• Первым продуктом стал оксид вещества. Его получили шведские химики Юхан Ган и Карл Шееле.
• Спустя 34 года (1808 год) их английский коллега Гемфри Дэви «добыл» амальгаму бария, применив электролиз увлажненного гидроксида на катоде ртути, затем нагрев состав до температуры испарения ртути. Остатком был металл барий.

Название металла отражает «массивность» его оксида: древнегреческое βαρύς означает «тяжёлый». Не случайно Карл Шееле окрестил свое детище «тяжелой землей». Хотя в группу тяжелых металлов барий не входит.

Нахождение в природе

В природе чистый барий не найден. Он представлен минералами, самые распространенные – барит (тяжелый шпат) и витерит.

Минерал Барит

Вещество не относится к редким.

Тонна земной коры содержит 500 грамм бария, литр морской воды – 0,02 мг.

Для разработки рентабельны баритовые, с добавкой сульфидов и флюоритов гидротермальные жилы. Промышленный интерес представляют месторождения метасоматических пластов и россыпей.

Технология получения

Исходник для промышленного извлечения бария – сульфитовый продукт (82-96%). Его добывают флотацией барита. Цель металлургов – получение бария в виде металла. Методика предусматривает восстановление оксида порошковым алюминием при высоких температурах.

Барий металлический Ba 99,9%

Этапы процесса:

• Сульфат бария восстанавливают газом либо углем.
• Сульфид нагревают.
• Полученный гидроксид становится карбонатом, затем оксидом (850-1100°C).
• Из оксида восстанавливают металлическую форму бария. Задействуется алюминий и термовоздействие (1220-1260°С).

Процесс происходит в вакууме. Алгоритм работы аппаратуры позволяет проводить в режиме нон-стоп полный технологический цикл: восстановление, дистилляция, конденсация, плавка металла.

Продукт повышенной чистоты (примесей менее 0,001%) получают плавкой либо двойной вакуумной перегонкой.

Физико-химические характеристики

Барий наделен типичными для щелочноземельных металлов свойствами:

• Пластичен, хорошо куется, мягок (2 балла из 10 по Моосу).
• Хрупок, от сильного удара разрушается.
• Строение кристаллической решетки представлено двумя модификациями в зависимости от температуры (граница – 374,9°C).

По свойствам химический элемент барий сродни кальцию и стронцию, но более активен.

Активность проявляется даже при комнатных температурах:

• На воздухе окисляется.
• Бурно взаимодействует с галогенами, фосфором, водой, разбавленными кислотами.
• Восстанавливает до металла большинство оксидов, галогенидов, сульфидов.

Загорается даже при малом нагреве. Эту характеристику нейтрализуют погружением активного металла в парафин либо керосин.

Свойства атома
Название, символ, номер Атомная масса
(молярная масса) Электронная конфигурация Радиус атома Химические свойства
Ковалентный радиус Радиус иона Электроотрицательность Электродный потенциал Степени окисления Энергия ионизации
(первый электрон) Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) Температура плавления Температура кипения Уд. теплота плавления Уд. теплота испарения Молярная теплоёмкость Молярный объём Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки Параметры решётки Прочие характеристики
Теплопроводность Номер CAS

Барий / Barium (Ba), 56

137,327(7) а. е. м. (г/моль)

[Xe] 6s2

222 пм

198 пм

(+2e) 134 пм

0,89 (шкала Полинга)

-2,906

+2

502,5 (5,21) кДж/моль (эВ)

3,5 г/см³

1 002 K

1 910 K

7,66 кДж/моль

142,0 кДж/моль

28,1 Дж/(K·моль)

39,0 см³/моль

кубическая объёмноцентрированная

5,020 Å

(300 K) (18.4) Вт/(м·К)

7440-39-3

Вещество легко опознать по цвету пламени: соединения бария делают его желтовато-зеленым.

Где используется

Утилитарные характеристики металла (пластичность, ковкость, вязкость) обеспечили востребованность промышленниками и учеными. Чаще это соединения, сплавы, чем чистый металл. Область использования – от атомной станции до салюта.

Атом, химия

Материал востребован серьезными отраслями:

• Источники тока (химические). Фторид – компонент электролита во фторионных, оксид – в медных, сульфат – в свинцово-кислотных аккумуляторах.
• Сверхпроводники. Смесь оксидов бария, меди, редкоземельных элементов – ингредиент при производстве керамики-сверхпроводника.
• Атомная промышленность. Оксид добавляют к стеклу-облицовке урановых стержней.

Это компонент «щита» рентгеновских и ядерных установок. Так используется свойство металла стягивать на себя рентген- и гамма-лучи.

Другие отрасли промышленности

Применение нашлось металлу и сплавам (особенно с алюминием) в гражданском сегменте:

• «Впитыватель» газа в высоковакуумной электронике.
• Добавка (с цирконием) в жидкие теплоносители для повышения порога коррозийности (трубопроводы, металлургическое оборудование).
• В металлургии это раскислитель, очиститель меди, свинца от примесей.
• Фторид – основа линз, призм, другой продукции оптического назначения.
• Бариево-никелевый сплав – материал электродов свечей зажигания двигателей.

Барий в пробирке

Нарасхват идут соединения элемента:

• Пероксид. Исходник отбеливателя волокон шелкопряда, хлопка, шерсти. Дезинфектор.
• Сульфид. Истребитель волосяного покрова со шкур животных.
• Перхлорат. Топ-осушитель.
• Хромат, манганат. Желтый и зеленый пигменты в лако-красочном производстве.

Нитрат, хлорат создают зеленые огни салюта, других пиротехнических зрелищ.

Непромышленный сегмент

Карбонатом изничтожают грызунов.

Медициной востребован сульфат. Он нетоксичен, используется как контрастный материал при исследовании ЖКТ.

Барий не классифицируется как жизненно необходимый микроэлемент:

• В организме человека порядка 20 мг вещества.
• За сутки организм получает до 1 мг.
• Микродозы выявлены во всех органах и тканях.
• Больше всего вещества содержат селезенка, мышцы, головной мозг, хрусталик глаза.

Порядка 90% микроэлемента аккумулирует скелет и зубы.

Сколько бария нужно человеку, не установлено.

Предупреждение

• Воздействие вещества на человека бывает опасным.
• Барий, его растворимые соли токсичны:

• Отравление наступает при превышении безопасной концентрации.
• Особо опасны растворимые соли. Попадая в ЖКТ, они «высвобождаются». Затем провоцируют паралич сердца и смерть за несколько часов.
• Тяжелое отравление (попадание в организм 0,19-0,49 г растворимых солей металла) влечет смерть в течение 24 часов. 0,79-0,89 г вызывают мгновенную смерть.
• Среди симптомов интоксикации барием – расстройство речи, зрения, походки из-за паралича мышц. Плюс головокружение, одышка, шум в ушах.

На коже, слизистых оболочках металл оставляет химический ожог.

По стандартам РФ, барий относится ко 2-му классу опасности. Кубический дециметр воды (объем 10х10х10 см) не может содержать более 0,7 мг вещества.

Стоимость

На мировом рынке представлен ассортимент продукции из бария. Цены определяются чистотой продукта. Например, слитки чистотой 99,91% идут по $32-35 за кг.

Проверить совместимость мужчины и женщины по Знаку Зодиака

Барий

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 названия

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

Нахождение в природе

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 щелочноземельных 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 месторождений

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 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

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).

Получение

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:

 BaSO4 + 4C → BaS + 4CO  BaSO4 + 2CH4 → BaS + 2C + 4H2O

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):

 BaS + 2H2O → Ba(OH)2 + H2S↑  BaS + H2O + CO2 → BaCO3 + H2S↑  BaCO3 → BaO + CO2 

Получают металлический барий электролизом безводного расплава хлорида бария:

 BaCl2 → Ba + Cl2 

Физические свойства

Барий — серебристо-белый ковкий металл. При резком ударе раскалывается. Существуют две аллотропные модификации бария: до 375 °C устойчив α-Ba с кубической объёмно-центрированной решёткой (а = 0,501 нм), выше устойчив β-Ba.

Твёрдость по шкале Мооса 1,25.

Хранят металлический барий в керосине или под слоем парафина.

Химические свойства

Барий — щёлочноземельный металл. На воздухе барий быстро окисляется, образуя смесь оксида бария BaO и нитрида бария Ba3N2, а при незначительном нагревании воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария Ba(ОН)2:

 Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2↑

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.

• 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].
• Реагирует при нагревании с аммиаком:

 6Ba + 2NH3 → 3BaH2 + Ba3N2

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

 Ba3N2 + 2CO → 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:

 [Ba(NH3)6] → Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2 

1. Карбид бария BaC2 может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углём.
2. С фосфором образует фосфид Ba3P2.
3. Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствующего металла.

Качественный и количественный анализ

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 родизоната бария. 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.

Применение

Вакуумные электронные приборы

Металлический барий, часто в сплаве с алюминием используется в качестве газопоглотителя (геттера) в высоковакуумных электронных приборах.

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 стекол имеет следующий состав — (оксид фосфора — 61 %, BaO — 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.

Цены

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

Биологическая роль и токсичность

Биологическая роль бария изучена недостаточно. В число жизненно важных микроэлементов он не входит.

Все растворимые в воде соединения бария высокотоксичны. Вследствие хорошей растворимости в воде из солей бария опасен хлорид, а также нитрат, нитрит, фторид, йодид, бромид, сульфид, хлорат и перхлорат. Хорошо растворимые в воде соли бария быстро резорбируются в кишечнике. Смерть может наступить уже через несколько часов от паралича сердца.

Симптомы острого отравления 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 кивнуть 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 солей бария, смертельная доза 0,8—0,9 г.

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.

Щелочноземельные металлы: общая характеристика, строение; свойства и получение — урок. Химия, 9 класс

Щелочноземельными металлами называют (4) химических элемента (I)(I)(A) группы Периодической системы Д. И. Менделеева, начиная с кальция:

кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra).

Электронное строение атомовНа внешнем энергетическом уровне атомы металлов (IIA) группы имеют два электрона.

Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления (+2).

Этим объясняется сходство их свойств.

Для металлов (I)(I)(A) группы (сверху вниз) характерно:

• увеличение радиуса атомов;
• усиление восстановительных, металлических свойств.

Из щелочноземельных металлов кальций наиболее широко распространён в природе, а радиоактивный радий — менее всего.

• Все щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.
• Основными источниками кальция являются его карбонаты CaCO3 (мел, мрамор, известняк).
• В свободном виде простые вещества представляют собой типичные металлы от серого до серебристого цвета.

Физические свойства простых веществВ твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Это обусловливает общие физические свойства простых веществ металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

1. Тем не менее, металлы (I)(I)(A) группы имеют разные значения температуры плавления, плотности и других физических свойств.
2. Щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, реагируют с кислородом, водородом, другими неметаллами, оксидами, кислотами, солями.
3. Они являются сильными восстановителями.
4. Щелочноземельные металлы активно реагируют с:
5. водой, образуя соответствующие гидроксиды и выделяя водород:
6. кислотами, легко растворяясь в их растворах с образованием соответствующих солей:
7. Ba+2HCl=BaCl2+H2↑;
8. с неметаллами, образуя оксиды или соответствующие соли (гидриды, галогениды, сульфиды и др.):
9. Bа+Cl2=BаCl2,
10. Bа+S=BаS.

Щелочноземельные металлы получают в основном электролизом расплавов галогенидов. Чаще используются хлориды металлов.

При этом на катоде восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.

Суммарное уравнение реакции электролиза расплава хлорида кальция: 

CaCl2=эл. токCa+Cl2↑. 

Щелочноземельные металлы в химии

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят бериллий (Be) и магний (Mg).

На внешнем энергетическом уровне щелочноземельных металлов находится два валентных электрона. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов – ns2. В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +2.

В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.

С увеличением заряда ядра атомов элементов, входящих в группу щелочноземельных металлов, энергия ионизации атомов уменьшается, а радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.

Физические свойства щелочноземельных металлов

В свободном состоянии Be – металл серо-стального цвета, обладающий плотной гексагональной кристаллической решеткой, достаточно твердый и хрупкий. На воздухе Be покрывается оксидной пленкой, что придает ему матовый оттенок и снижает его химическую активность.

Магний в виде простого вещества представляет собой белый металл, который, также, как и Be, при нахождении на воздухе приобретает матовый оттенок за счет образующейся оксидной пленки. Mg мягче и пластичнее бериллия. Кристаллическая решетка Mg – гексагональная.

Ca, Ba и Sr в свободном виде – серебристо-белые металлы. При нахождении на воздухе мгновенно покрываются желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты их взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, Ba и Sr – мягче.

Ca и Sr имею кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку, барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку.

Все щелочноземельные металлы характеризуются наличием металлического типа химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Температуры кипения и плавления щелочноземельных металлов выше, чем щелочных металлов.

Получение щелочноземельных металлов

• Получение Be осуществляют по реакции восстановления его фторида. Реакция протекает при нагревании:
• BeF2 + Mg = Be + MgF2
• Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:
• CaCl2 = Ca + Cl2↑
• Причем, при получении Mg электролизом расплава дихлорида для понижения температуры плавления в реакционную смесь добавляют NaCl.
• Для получения Mg в промышленности используют металло- и углетермические методы:
• 2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca2SiO4 + Mg
• Основной способ получения Ba – восстановление оксида:
• 3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Химические свойства щелочноземельных металлов

Поскольку в н.у. поверхность Be и Mg покрыта оксидной пленкой – эти металлы инертны по отношению к воде. Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства:

1. Ba + H2O = Ba(OH)2 + H2↑
2. Щелочноземельные металлы способны реагировать с кислородом, причем все они, за исключением бария, в результате этого взаимодействия образуют оксиды, барий – пероксид:
3. 2Ca + O2 = 2CaO
4. Ba + O2 = BaO2
5. Оксиды щелочноземельных металлов, за исключением бериллия, проявляют основные свойства, Be – амфотерные свойства.
6. При нагревании щелочноземельные металлы способны к взаимодействию с неметаллами (галогенами, серой, азотом и др.):
7. Mg + Br2 =2MgBr
8. 3Sr + N2 = Sr3N2
9. 2Mg + 2C = Mg2C2
10. Ca +S = CaS
11. 2Ba + 2P = Ba3P2
12. Ba + H2 = BaH2
13. Щелочноземельные металлы реагируют с кислотами – растворяются в них:
14. Ca + 2HCl = CaCl2 + H2↑
15. Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑
16. Бериллий реагирует с водными растворами щелочей – растворяется в них:
17. Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2↑

Качественные реакции

• Качественной реакцией на щелочноземельные металлы является окрашивание пламени их катионами: Ca2+ окрашивает пламя в темно-оранжевый цвет, Sr 2+ — в темно-красный, Ba2+ — в светло-зеленый.
• Качественной реакцией на катион бария Ba2+ являются анионы SO42-, в результате чего образуется белый осадок сульфата бария (BaSO4), нерастворимый в неорганических кислотах.
• Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!