Baryum

Z Multimediaexpo.cz

Baryum
Atomové číslo	56
Počet stabilních izotopů	7
Relativní atomová hmotnost	137,327(7) amu
Elektronová konfigurace	[Xe] 6s2
Elektronegativita (Pauling)	0,89
Teplota tání	727 °C (1000 K)
Teplota varu	1897 °C (2170 K)
Hustota	3,51 g.cm-3
Hustota při teplotě tání	3,338 g.cm-3
Registrační číslo CAS	13494-80-9
Tvrdost	1,25
Vzhled
Atomový poloměr	2,17 Å (2,17*10-10m)
Iontový poloměr	1,43 Å (1,43*10-10m)
Výparné teplo	149,201 kJ/mol
Ionizační potenciál Ba→Ba+	500,41 kJ/mol
Ionizační potenciál Ba+→Ba2+	959,391 kJ/mol
Ionizační potenciál Ba2+→Ba3+	3 422,512 kJ/mol
Normální potenciál	- 2,92 V
Hydratační teplo	1 242,648 kJ/mol

Baryum, Chemická značka Ba, lat. Baryum je pátým prvkem z řady kovů alkalických zemin, je to měkký, velmi reaktivní a toxický kov.

Obsah 1 Základní fyzikálně - chemické vlastnosti 2 Historický vývoj 3 Výskyt v přírodě 4 Izotopy 5 Výroba 6 Využití 7 Sloučeniny 7.1 Anorganické sloučeniny 7.1.1 Soli 7.2 Organické sloučeniny 8 Literatura 9 Externí odkazy

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Všechny rozpustné soli barya jsou prudce jedovaté. Poměrně měkký, lehký, reaktivní kov, který se svými vlastnostmi více podobá vlastnostem alkalických kovů. V kapalném amoniaku se rozpouští za vzniku černého roztoku. Baryum patří k lepším vodičům elektrického proudu a tepla. Je nejreaktivnější z kovů alkalických zemin a reaktivitou se podobá alkalickým kovům, jeho reaktivita je natolik vysoká, že může být dlouhodobě uchováváno pouze pod vrstvou alifatických uhlovodíků (jako petrolej, nafta) s nimiž nereaguje. Soli barya barví plamen zeleně.

Baryum je velmi reaktivní a v přírodě vytváří pouze barnaté sloučeniny Ba²⁺. V laboratoři lze připravit sloučeniny (tzv. superbáze), ve kterých může mít stroncium baridový anion Ba^2-, takovéto sloučeniny jsou velmi nestabilní a patří mezi nejsilnější redukční činidla. Baryum reaguje za pokojové teploty s vodou i kyslíkem. Na vzduchu se okamžitě pokrývá vrstvou nažloutlého oxidu, práškové baryum je na vzduchu schopno samovolného vznícení. Při zahřátí se snadno slučuje s dusíkem na nitrid barnatý Ba₃N₂ a s vodíkem na hydrid barnatý BaH₂ a i s velkým množstvím prvků tvoří za vyšších teplot sloučeniny.

Baryum je zásadotvorný prvek a rozpouští se v běžných kyselinách za tvorby barnatých solí. Nerozpouští se v roztocích hydroxidů.

Historický vývoj

Těživec (baryt) BaSO₄ byl poprvé poznán na základě objevu boloňského obuvníka v roce 1602, který zjistil, že při žíhání síranu barnatého s organickými látkami začíná látka fosforeskovat - tzv. boloňské fosfory

Roku 1732 objevil William Withering uhličitan barnatý v nerostu, který byl později po něm nazván witherit. Oxid barnatý byl objeven roku 1774 Carlem Scheelem, který zprvu nepoznal, že jde o sloučeninu nové zeminy, která souvisí s těživcem. Zjistil to teprve Johan Gottlieb Gahn a po něm to pak potvrdil Carl Scheele. Po tomto objevu dali těživci název baryt z řeckého barys - těžký. Tento název přešel i na prvek - baryum.

Baryum poprvé připravil sir Humphry Davy roku 1808 elektrolýzou barnatého amalgámu, který si připravil elektrolýzou slabě zvlhčeného hydroxidu barnatého za použití rtuťové katody.

Výskyt v přírodě

Díky své velké reaktivitě se v přírodě setkáváme prakticky pouze se sloučeninami barya. Ve všech svých sloučeninách se vyskytuje pouze v mocenství Ba⁺².

Výskyt barya v přírodě i okolním vesmíru je poměrně vzácný, jak to již vyplývá z jeho vysokého atomového čísla. V zemské kůře se vyskytuje v množství 0,025-0,045 %, čímž se řadí na 14. místo v zastoupení prvků podle výskytu. Jeho procentuální obsah odpovídá 390 ppm (parts per milion = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu se řadí před stroncium. V mořské vodě je jeho koncentrace pouze 0,03 mg Ba/l a ve vesmíru připadá na jeden atom barya přibližně 8 miliard atomů vodíku.

Nejznámějším minerálem barya je síran barnatý, baryt neboli těživec BaSO₄ a witherit BaCO₃. Další, méně významné, minerály baria jsou:

• nirtobaryt Ba(NO₃)₂
• barylit Ba₄Al₄Si₇O₂₄
• alstonit (Ca, Ba)CO₃
• celsian BaAl₂Si₂O₈
• hagertyt Ba(Fe²⁺₆Ti₅Mg)O₁₉,
• harmotom (Ba_0.5,Ca_0.5,Na,K)₅Al₅Si₁₁O₃₂·12(H₂O)
• kukharenkoit Ba₃CeF(CO₃)₃
• psilomelan Ba(Mn²⁺)(Mn⁴⁺)₈O₁₆(OH)₄
• sanbornit BaSi₂O₅
• todorokit (Mn,Mg,Ca,Ba,K,Na)₂Mn₃O₁₂·3H₂O.

Baryt se vyskytuje na mnoha místech ve světě, známá jsou ložiska v Rumunsku, Anglii, Itálii, USA a na Ukrajině. V České republice se ložiska barytu vyskytují v okolí Příbrami, Harrachova a Teplic.

Izotopy

Přírodní baryum je směsí sedmi izotopů v zastoupení ¹³⁰Ba (0.106%), ¹³²Ba (0.101%), ¹³⁴Ba (2.417%), ¹³⁵Ba (6.592%), ¹³⁶Ba (7.854%), ¹³⁷Ba (11.23%) a ¹³⁸Ba (71.7%). Dalších 22 uměle připravených izotopů barya je silně radioaktivních, protože jejich poločas rozpadu se pohybuje ve zlomcích sekund až milisekund, výjimku tvoří pouze izotop ¹³³Ba, který má poločas rozpadu 10,51 let. Baryum také vzniká jako jeden z produktů při výbuchu jaderné bomby.

²³⁵U + ¹n → ¹⁴⁵Ba + ⁸⁸Kr + 3 ¹n

Výroba

Kovové baryum se průmyslově nejčastěji vyrábí z rudy barytu. V prvním kroku se ruda redukuje uhlíkem na sulfid barnatý a oxid uhličitý. V druhém kroku probíhá reakce sulfidu barnatého s vodou a oxidem uhličitý za vzniku uhličitanu barnatého a sulfanu. Ve třetím kroku se uhličitan barnatý termický rozloží na oxid barnatý a oxid uhličitý. Čtvrtý krok je vakuová redukce oxidu barnatého za vzniku barya.

BaSO₄ + 2 C → BaS + 2 CO₂

BaS + H₂O + CO₂ → BaCO₃ + H₂S

BaCO₃ → BaO + CO₂

3 BaO + 2 Al → Al₂O₃ + 3 Ba

Kovové baryum lze také vyrobit, ale ne v takové čistotě, elektrolýzou taveniny chloridu barnatého ve směsi s chloridem draselným. Dalším produktem této reakce je elementární chlor, který je ihned dále zpracováván v chemické výrobě. K elektrolýze se používá grafitové anody, na které se vylučuje chlor a železné katody, na které se vylučuje baryum.

K přípravě elementárního barya se dá využít i samostatná vakuová redukce oxidu barnatého hliníkem nebo křemíkem při 1200 °C.

3 BaO + 2 Al → Al₂O₃ + 3 Ba

3 BaO + Si → BaSiO₃ + 2 Ba

K malé přípravě barya lze také využít termický rozklad azidu barnatého na dusík a baryum.

Využití

• Sloučenin barya, například peroxidu BaO₂ nebo dusičnanu barnatého Ba(NO₃)₂ se využívá při výrobě pyrotechnických produktů pro jejich výraznou barevnou reakci v plameni - barví plamen světle zeleně.

• Peroxid barnatý se používá k bělení hedvábí, rostlinných vláken a slámy, k přípravě hydroperoxidu a peruhličitanu barnatého, jako přípravek k odbarvování olovnatých skel a jako dezinfekční prostředek.

• Další uplatnění mají sloučeniny barya ve speciálních aplikacích sklářského průmyslu, příkladem mohou být katodové trubice pro výrobu obrazovek barevných televizních přijímačů. V některých zářivkách slouží elementární baryum jako getr, tedy látka sloužící k likvidaci stopových množství kyslíku a vodních par v inertním plynu, jímž je svítidlo naplněno.

• Síran barnatý BaSO₄ patří mezi nejvýznamnější sloučeniny barya. V analytické chemii se nízké rozpustnosti této sloučeniny využívá pro gravimetrické stanovení obsahu síranů ve vzorku. Pro nízké obsahy síranů, kdy vážení vysráženého síranu barnatého poskytuje nespolehlivé výsledky, je vhodnější metoda nefelometrická, hodnotící intenzitu vzniklého zákalu. V gumárenském průmyslu se používá jako plnivo kaučukových výrobků, které současně barví výsledný produkt bíle

• Suspenze síranu barnatého ve vodě vykazuje značně vysokou hustotu a nalézá uplatnění při těžbě ropy. Po vyčerpání většiny ropy z ložiska se barytová suspenze vtlačuje do vrtu a vytlačuje zbytky lehčí ropy k povrchu a umožňuje tak prakticky kompletní vytěžení vrtu.

• Baryum je jako poměrně velký atom schopno značné absorpce rentgenova záření. Při rentgenovém snímkování trávícího traktu vypije pacient suspenzi síranu barnatého ve vodě a po několika desítkách minut je možno získat velmi kvalitní snímek pacientova žaludku a střev. Nízká rozpustnost této sloučeniny přitom zamezí možnosti otravy pacienta toxickým iontem Ba²⁺. Síran barnatý je také složkou omítek, kterými jsou pokrývány zdi rentgenových ordinací a brání tak nechtěnému ozáření lékařského personálu.

• Velmi čistý síran barnatý je prakticky ideálně bílý a nalézá uplatnění při výrobě součástí spektrometrických zařízení pro měření barevnosti různých látek (textilní průmysl, barviva v automobilovém průmyslu, …).

• Uhličitan barnatý se používá k výrobě skel, v keramickém průmyslu, k přípravě oxidu barnatého a peroxidu barnatého a je složkou otravných návnad na hlodavce.

• Titaničitan barnatý se od roku 2007 začíná používat do baterií příští generace, které budou sloužit k napájejí elektromobilů.

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

• Hydrid barnatý BaH₂ je bílá krystalická látka, která vzniká reakcí elementárního vodíku s baryem při vyšší teplotě a za o něco vyšší teploty se rozkládá na prvky. Vlastnostmi se podobá hydridům alkalických kovů.

• Oxid barnatý BaO je bílá práškovitá látka, která je velmi hygroskopická. Při mírném zahřívání přechází na peroxid barnatý, s vodou reaguje velmi živě za vzniku hydroxidu barnatého a velkého množství tepla. Připravuje se silným žíháním dusičnanu nebo jodidu banatého, pokud se vyžíhá špatně, tak obsahuje peroxid barnatý. Nebo jej lze také připravit termickým rozkladem uhličitanu barnatého.

• Hydroxid barnatý Ba(OH)₂ je v bezvodém stavu bílý amorfní prášek. Ve vodě se rozpouští nejlépe ze všech hydroxidů kovů alkalických zemin (3,84 gramu hydroxidu ve 100 gramech vody) a rozpustnost s teplotou silně stoupá. Roztok hydroxidu barnatého barytová voda se používá v laboratoři jako zkoumadlo. Vzniká rozpouštěním oxidu barnatého ve vodě.

• Peroxid barnatý BaO₂ je bílý, ve vodě málo rozpustný prášek. V roztoku může reagovat jako oxidační i redukní činidlo. Za teploty 700 °C odštěpuje peroxid barnatý kyslík a přechází na oxid. Peroxid barnatý se připravuje zahříváním oxidu barnatého asi na 500 °C nebo hořením barya v kyslíkové atmosféře.

Soli

Větší část barnatých solí se ve vodě rozpuští, ale část se rozpouští hůře nebo vůbec, všechny soli mají bílou barvu (nebo jsou bezbarvé), pokud není anion soli barevný (manganistany, chromany). Barnaté soli jsou lépe rozpustné než soli hořečnaté, vápenaté a stroncium a všechny rozpustné soli jsou prudce jedovaté. Barnaté soli vytváří snadno podvojné soli a dnes i komplexy, které ale nejsou pro stroncium a i další kovy alkalických zemin typické.

• Fluorid barnatý BaF₂ je bílá, krastalická, ve vodě málo rozpustná látka. Připravuje se srážením barnatých iontů ionty fluoridovými nebo reakcí hydroxidu barnatého či uhličitanu barnatého s kyselinou fluorovodíkovou.

• Chlorid barnatý BaCl₂ je v bezvodém stavu bílá krystalická látka. Používá se ke změkčování kotelní vody s obsahem síranu vápenatého. Chlorid barnatý má hořkou chuť a je prudce jedovatý (jako protijed po vypláchnutí žaludku se užívá 1% roztok Glauberovy soli Na₂SO₄·10 H₂O). Připravuje se reakcí hydroxidu barnatého či uhličitanu barnatého s kyselinou chlorovodíkovou.

• Bromid barnatý BaBr₂ a jodid barnatý BaI₂ jsou bílá krystalické látky, které se velmi dobře rozpouští ve vodě. připravují se reakcí hydroxidu barnatého či uhličitanu barnatého s kyselinou bromovodíkovou popřípadě kyselinou jodovodíkovou.

• Dusičnan barnatý Ba(NO₃)₂ je bezbarvá krystalická látka, která se velmi dobře rozpouští ve vodě a je prudce jedovatá. V roztoku s alkalickými dusičnany tvoří podvojné soli. Nejjednodušeji se vyrábí rozpouštěním uhličitanu barnatého nebo hydroxidu barnatého v kyselině dusičné.

• Uhličitan barnatý BaCO₃ je bílá, nerozpustná, práškovitá látka. V přírodě vyskytuje jako nerost witherit. Připravuje se srážením rozpustných barnatých solí roztokem uhličitanových anionů nebo poutáním vzdušného oxidu uhličitého hydroxidem barnatým.

• Síran barnatý BaSO₄ je bílá krystalická látka, nerozpustná ve vodě, která se v přírodě vyskytuje jako minerál těživec neboli baryt. Připravuje se reakcí uhličitanu barnatého nebo hydroxidu barnatého v kyselině sírové nebo srážením roztoků rozpustné barnaté soli solí rozpustného síranu.

Organické sloučeniny

Mezi organické sloučeniny barya patří zejména barnaté soli organických kyselin a barnaté alkoholáty. K dalším barnatým sloučeninám patří organické komplexy. Zcela zvláštní skupinu organických barnatých sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Literatura

• Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
• Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
• Jursík F.: Anorganická chemie nekovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
• N. N. Greenwood - A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy

• Periodická soustava a tabulka vlastností prvků [1]
• Chemický vzdělávací portál [2]
• WebElements (anglicky) [3]
• Periodická tabulka prvků [4]

Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu Baryum

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii