Baryum

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Na tento článek je přesměrováno heslo Ba. Tento článek pojednává o kovu. O dělostřelelecké tvrzi pojednává článek Bouda (dělostřelecká tvrz).
Na tento článek je přesměrováno heslo Barium. Tento článek pojednává o kovu. O městě v Itálií pojednává článek Bari.

Sr

Ba

Ra

CesiumBaryumHafnium

Ba
56
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Baryum (Barium), Ba , 56
Registrační číslo CAS 13494-80-9
Umístění v PSP 2 skupina,

6. perioda, blok

Char. skupina Kovy alkalických zemin
Hmotnostní zlomekzem. kůře ppm
Konc. v mořské vodě {{{koncentrace v mořské vodě}}} mg/l
Počet přírodních izotopů
Vzhled stříbrobílý kov
Barium unter Argon Schutzgas Atmosphäre.jpg
[[Soubor:{{{spektrum}}}|255px|Emisní spektrum]]
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 137,33 g·mol−1
Atomový poloměr 222 pm pm
Kovalentní poloměr 215 pm pm
van der Waalsův poloměr 268 pm pm
Elektronová konfigurace
Elektronů v hladinách
Oxidační číslo +II
Fyzikální vlastnosti
Skupenství pevné
Krystalová struktura
Hustota 3,51 kg·dm−3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 1,25 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Paramagnetické
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 726,85 °C (1000 K)
Teplota varu 1896,85 °C (2170 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry {{{tlak nasycené páry}}}
Rychlost zvuku {{{rychlost zvuku}}} m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost {{{elektrická vodivost}}} S·m−1
Měrný elektrický odpor 332 nΩ·m
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 18,4 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání {{{skup. teplo tání}}}
Specifické teplo tání
Skupenské teplo varu {{{skup. teplo varu}}}
Specifické teplo varu
Molární atomizační entalpie
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie
Měrná tepelná kapacita
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³ {{{spalné teplo na m3}}}
Spalné teplo na kg {{{spalné teplo na kg}}}
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál V
Elektronegativita 0,89 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie
Iontový poloměr pm
Bezpečnost


R-věty {{{R-věty}}}
S-věty {{{S-věty}}}
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Baryum (chemická značka Ba, latinsky Barium) je pátým prvkem z řady kovů alkalických zemin, je to měkký, velmi reaktivní a toxický kov.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Kovové baryum

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 Ba2-, 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[editovat | editovat zdroj]

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 – 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[editovat | editovat zdroj]

Psilomelan – Ba(Mn2+)(Mn4+)8O16(OH)4
Největší producenti barya v roce 2010

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:

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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

Baryt

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[editovat | editovat zdroj]

Baryem zelená pyrotechnika

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.

  • 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, …).

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

  • 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.

Soli[editovat | editovat zdroj]

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.

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

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.

Zdravotní riziko[editovat | editovat zdroj]

Při vdechování prachových částic Barya, může dojít k zánětům průdušek a plic.

Otrava chloridu barného stačí asi 0,2g.

Smrtelná dávka: 0,8 až 2g.

Příznaky: dráždění trávicího ústrojí, slinění, zvracení, krvácení trávicího ústrojí, působí na nervový systém a na buňky kosterního a srdečního svalstva, třes, dýchací potíže, bolesti v celém těle.

Smrt nastává za plného vědomí zástavou srdce. K otravám baryem může dojít při použití nekvalitního síranu barnatého coby kontrastní látky pro rentgen.

Protilátka: roztok síranu sodného

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • 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[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f