Készítette: Tóth Krisztián. Web: http://krissz.hu

Bárium

56
137.34
2
Ba
6s2
Bárium
Alapadatok
Név, vegyjel, rendszám bárium, Ba, 56
Elemi sorozat alkáliföldfémek
Csoport, periódus, mező 2, 6, s
Megjelenés ezüstfehér
Atomtömeg 137,327(7) g/mol
Elektronszerkezet [Xe] 6s2
Elektronok héjanként 2, 8, 18, 18, 8, 2
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot szilárd
Sűrűség (szobahőm.) 3,51 g/cm³
Sűrűség (folyadék) az o.p.-on 3,338 g/cm³
Olvadáspont 1000 K
(727 °C, 1341 °F)
Forráspont 2170 K
(1897 °C, 3447 °F)
Olvadáshő 7,12 kJ/mol
Párolgáshő 140,3 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) 28,07 J/(mol·K)
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet köbös tércentrált
Oxidációs állapotok 2
(erősen bázikus oxid)
Elektronegativitás 0,89 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 502,9 kJ/mol
Atomsugár 215 pm
Atomsugár (számított) 253 pm
Kovalens sugár 198 pm
Egyéb jellemzők
Mágnesség paramágneses
Fajlagos ellenállás 1,68·10-8 Ω·m
Hővezetési tényező (300 K) 18,4 W/(m·K)
Hőtágulási tényező (25 °C) 20,6 µm/(m·K)
Hangsebesség (vékony rúd) (20 °C) 1620 m/s
Young-modulus 13 GPa
Nyírási modulus 4,9 GPa
Bulk modulusz 9,6 GPa
Mohs-keménység 1,25
CAS-szám 7440-39-3

A Bárium bővebb leírása

A bárium (nyelvújításkori magyar nevén sulyany[1]) a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Vegyjele Ba, rendszáma 56. Az II. főcsoportba, az alkáliföldfémek közé tartozik. Elemi állapotban ezüstös színű, lágy, jól nyújtható könnyűfém. Égetéskor a lángot zöldre festi. Csoportjának a legreakcióképesebb tagja, ezért inert (zárt) körülmények között kell tárolni.

Története

Bárium-oxidot először Carl Scheele különített el 1774-ben. A fémet Humphry Davy állította elő 1808-ban. Neve a görög barys = nehéz[2] szóból származik. Az oxidját először barote-nak nevezte el Guyton de Morveau, később Antoine Lavoisier baryta-ra változtatta, majd végül maga a fém a bárium nevet kapta.

Jellemzői

A bárium könnyű, puha, késsel vágható, ezüstfehér színű alkáliföldfém. Reakciókészsége miatt elemi állapotban nem fordul elő a természetben. Erős redukálószer, oxigénnel már szobahőmérsékleten is exoterm hőfejlődés közben reagál, a reakcióban bárium-oxid és bárium-peroxid keletkezik. Erősen negatív standardpotenciáljának köszönhetően hevesen reagál vízzel, híg savakkal és alkoholokkal, a reakciókban a megfelelő báriumsók keletkeznek, mellettük hidrogéngáz képződik. Sok fémmel, például cinkkel, alumíniummal és ólommal ötvözetet alkot. Vegyületeiben az oxidációs száma mindig +2, illékony vegyületei a színtelen lángot zöldre festik.

Előfordulása, előállítása, vegyületei

A bárium az elemek gyakorisági sorában a 14. helyet foglalja el, gyakorisága a földkéregben 390 ppm. Legfontosabb ásványa a barit vagy súlypát (BaSO4), a világon több, mint 40 országban bányásszák. Másik fontos ásványa a witherit (BaCO3).

Bárium-szulfát szenes redukciójával magas hőmérsékleten bárium-szulfid keletkezik, mely hidrogén-szulfid és a megfelelő báriumsó keletkezése közben oldódik savakban. A bárium-szulfidot hidrolízissel bárium-hidroxiddá lehet alakítani, mely vegyület kiizzításával bárium-oxidhoz jutunk. A fém báriumot bárium-oxidból állítják elő alumíniummal, magas hőmérsékleten, légtelenített retortában végzett redukcióval, vagy pedig kis mennyiség esetén kloridja olvadékának elektrolízisével.

4 BaO + 2 Al → BaO·Al2O3 + 3 Ba

A bárium vegyületei színtelenek, kivéve ha a vegyületet alkotó anion színes. Halogenidjei a bárium-fluorid kivételével vízben jól oldódnak, ugyancsak vízben oldható a bárium-nitrát és a bárium-hidroxid. Vízben és savakban oldhatatlan a bárium-szulfát mely emiatt nem mérgező. Savakban - a kénsav kivételével - jól oldódik a bárium-karbonát, a bárium-szulfid, a bárium-szulfit és a bárium oxidjai - a bárium-oxid és a bárium-peroxid. A bárium-oxid 5-600 °C környékén a levegőből oxigénfelvétellel bárium-peroxiddá alakul, mely 7-800 °C környékén oxigénleadás közben visszaalakul bárium-oxiddá. Szintén magas hőmérsékleten fém báriumból, nitrogénből és szénből bárium-cianid keletkezik.

Ba + N2 + 2 C → Ba(CN)2

További nem jelentős vegyületei a bárium-nitrid és a bárium-hidrid.

Felhasználása

Zöld tűzijáték
  • vákuumtechnikában, az elektroncsövek gyártásánál getterként
  • kontrasztanyagként bárium-szulfát formájában
  • ötvözőanyagként
  • tűzijátékokban, vegyületei (pl:. Ba(NO3)2) különböző anyagokkal keverve (pl: magnézium) zöld színnel égnek

Analitikája

A vízben oldható báriumsókat, illetve a báriumiont bárium-szulfát csapadék formájában azonosíthatjuk, amely a legoldhatatlanabb szulfát csapadék,még tömény sósavban sem oldódik.

\mathrm{SO_4^{2\operatorname{-}} + BaCl_2 \longrightarrow BaSO_4\!\downarrow + 2\,Cl^{\operatorname{-}}}

Ezenkívül még jellegzetes sárga színű kromát-csapadéka, illetve karbonát-csapadéka, ami még ammóniumsók jelenlétében is leválik. (kationok IV. kvalitatív analitikai osztálya)

Élettani tulajdonságai

A vízben illetve savakban oldható báriumvegyületek kivétel nélkül mérgezőek, a bárium-karbonátot patkányméregként használják. Az akut mérgezés tünetei: nagyfokú nyálfolyás, kólika, hasmenés, hányás, szívritmuszavarok és vázizombénulás. A halált légzésbénulás okozhatja. A kezelésben ellenanyagként vízben oldható, nem mérgező szulfátot, például nátrium-szulfátot vagy magnézium-szulfátot kell alkalmazni, mert oldhatatlan csapadékot képez a báriummal, és úgy nem képes már káros hatásait kifejteni.

Fontosabb reakciók, vegyületek

A bárium néhány fontosabb reakciója:

  • Hidrogénnel bárium-hidridet képez:
\mathrm{Ba\,(s) + H_2\,(g) \longrightarrow BaH_2\,(s)}
  • A bárium oxidációja során bárium-peroxid keletkezik:
\mathrm{\,Ba\,(s) + O_2\,(g) \rightarrow \,BaO_2\,(s)}
  • Nitrogénnel reagálva bárium-nitrid keletkezik:
\mathrm{3\,Ba\,(s) + N_2\,(g) \rightarrow Ba_3N_2\,(s)}
  • Kénnel bárium-szulfid keletkezik:
\mathrm{8\,Ba\,(s) + S_8\,(s) \rightarrow 8\,BaS\,(s)}
  • Halogénekkel X2 (X = fluor, klór, bróm, jód) bárium-halogenidek keletkeznek:
\mathrm{ Ba\,(s) + X_2\,(s, l, g) \rightarrow BaX_2\,(s)}
  • vízzel H2O Bárium-hidroxid keletkezik, ami vízoldható:
\mathrm{ Ba\,(s) + 2\,H_2O\,(l) \rightarrow Ba^{2+}\,(aq) + 2\,OH^{-}\,(aq) + H_2\,(g)}
  • Ammóniával NH3 komplexet képez, ami bárium-amiddá bomlik:
\mathrm{ Ba\,(s) + 6\,NH_3\,(l) \rightarrow [Ba(NH_3)_6]}
\mathrm{ [Ba (NH_3)_6] \rightarrow Ba(NH_2)_2 + 4\,NH_3\,(g) + \,H_2\,(g)}