Barium

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
56 sesiumbariumlantaan
Sr

Ba

Ra
Ba-TableImage.png
Algemeen
Naam, Simbool, Getal barium, Ba, 56
Chemiese reeks alkalie-aardmetale
Groep, Periode, Blok 2, 6, s
Voorkoms silwerig wit
Atoommassa 137.327 (7) g/mol
Elektronkonfigurasie [Xe] 6s2
Elektrone per skil 2, 8, 18, 18, 8, 2
Fisiese Eienskappe
Toestand vastestof
Digtheid (naby k.t.) 3.51 g/cm³
Vloeistof digtheid teen s.p. 3.338 g/cm³
Smeltpunt 1000 K
(727 °C)
Kookpunt 2170 K
(1897 °C)
Smeltingswarmte 7.12 kJ/mol
Verdampingswarmte 140.3 kJ/mol
Warmtekapasiteit (25 °C) 28.07 J/(mol·K)
Dampdruk
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
teen T/K 911 1038 1185 1388 1686 2170
Atoomeienskappe
Kristalstruktuur kubies liggaamsgesentreerd
Oksidasietoestande 2
(sterk basiese oksied)
Elektronegatiwiteit 0.89 (Skaal van Pauling)
ionisasie-energieë 1ste: 502.9 kJ/mol
2de: 965.2 kJ/mol
3rde: 3600 kJ/mol
Atoomradius 215 pm
Atoomradius (ber.) 253 pm
Kovalente radius 198 pm
Diverse
Magnetiese rangskikking paramagneties
Elektriese resistiwiteit (20 °C) 332 nΩ·m
Termiese geleidingsvermoë (300 K) 18.4 W/(m·K)
Termiese uitsetting (25 °C) 20.6 µm/(m·K)
Spoed van klank (dun staaf) (20 °C) 1620 m/s
Young se modulus 13 GPa
Skuifmodulus 4.9 GPa
Massamodulus 9.6 GPa
Mohs se hardheid 1.25
CAS-registernommer 7440-39-3


Vernaamste isotope
Hoofartikel: Isotope van Barium
iso NV halfleeftyd VM VE (MeV) VP
130Ba 0.106% Ba is stabiel met 74 neutrone
132Ba 0.101% Ba is stabiel met 76 neutrone
133Ba sin 10.51 j e 0.517 133Cs
134Ba 2.417% Ba is stabiel met 78 neutrone
135Ba 6.592% Ba is stabiel met 79 neutrone
136Ba 7.854% Ba is stabiel met 80 neutrone
137Ba 11.23% Ba is stabiel met 81 neutrone
138Ba 71.7% Ba is stabiel met 82 neutrone
Verwysings

Barium is 'n chemiese element met die simbool Ba en atoomgetal van 56. Barium is 'n sagte silwerkleurige metaalagtige alkalie-aard metaal. Dit word nooit in die suiwer vorm in die natuur aangetref nie vanweë die hoë reaktiwiteit daarvan in die aarde se atmosfeer. Die algemeenste mineraal van barium wat in die natuur voorkom is bariumsulfaat, BaSO4 (bariet) en bariumkarbonaat, BaCO3 (witeriet). Benitoïet is 'n seldsame edelgesteente wat barium bevat.

Barium in suiwer metaalvorm het min nywerheidsgebruike maar is in die verlede gebruik om suurstof in vakuumbuise vas te vang. Bariumverbindings verleen 'n groen kleur aan 'n vlam en is al in vuurwerke gebruik. Bariumsulfaat word vanweë sy hoë massa, onoplosbaarheid en ondeursigtigheid tot X-strale as kontrasmiddel tydens X-straaldiagnose van die menslike verteringstelsel gebruik. Dit word ook in olieboorvloeistowwe gebruik. Oplosbare bariumverbindings is giftig vanweë die vrystelling van die bariumioon wat voorheen as rottegif gebruik is. 'n Nuwer gebruik vir barium is as 'n noodsaaklike bestandeel in "hoë temperatuur" supergeleiers.

Kenmerkende eienskappe[wysig]

Barium is 'n sagte, smeebare metaal. Die eenvoudigste verbindings daarvan is veral kenmerkend vir hul hoë relatiewe digtheid. Dit is ook waar vir die mees algemene bariumbevattende mineraal, die sulfaat, bariet BaSO4 wat 'n digtheid van 4.5 g/cm³ het.

Barium reageer eksotermies met suurstof by kamertemperatuur om bariumoksied en peroksied te vorm. Die reaksie is heftig as die barium in poeiervorm is. Barium reageer ook heftig met verdunde sure, alkohol en water.

Ba + 2 H2O → Ba(OH)2 + H2(gas)

By hoë temperature kombineer barium met chloor, stikstof en waterstof om BaCl2, Ba3N2 en BaH2, respektiewelik te vorm. Barium reduseer die oksiede, chloriede en sulfiede van minder reaktiewe metale, byvoorbeeld:

Ba + CdO → BaO + Cd
Ba + ZnCl2 → BaCl2 + Zn
3Ba + Al2S3 → 3BaS + 2Al

As barium saam met stikstof en koolstof verhit word vorm dit 'n sianied:

Ba + N2 + 2C → Ba(CN)2

Barium kombineer met verskeie metale, insluitende aluminium, sink, lood en tin om intermetaalverbindings en legerings te vorm.

Isotope[wysig]

Sewe stabiele isotope van barium kom in die natuur voor, die mees volopste daarvan is 138Ba (71.7%). Daar is twee-en-twintig bekende isotope maar die meeste daarvan is hoogs radio-aktief en het halfleeftye in die bestek van verskeie millisekondes tot 'n paar dae. Die enigste noemenswaardige uitsonderings hierop is 133Ba met 'n halfleeftyd van 10.51 jaar en 137Ba (2.55 minute).[1]

Geskiedenis[wysig]

Die naam barium kom van die Grieks bary wat "swaar" beteken. Alchemiste in die vroeë middeleeue het kennis gedra van sommige bariumbevattende minerale. Gladde spoelklippe van die mineraal bariet word in Bologna, Italië gevind en was bekend as "Bologna stene". As die stene aan lig blootgestel is sou hulle vir jare daarna gloei.[2]

Carl Scheele het bariet in 1774 geïdentifiseer maar het nie die barium daarin geïsoleer nie. Barium is vir die eerste keer as ione in 'n oplossing geïsoleer in 1808 deur Sir Humphry Davy in Engeland. Die geoksideerde barium is eers barote genoem deur Guyton de Morveau en is later deur Antoine Lavoisier na baryta verander wat oorspronge gegee het tot die woord "barium" om die suiwer metaal te beskryf.[2]

Verspreiding en vervaardiging[wysig]

Bariet

Barium maak 0.0425% van die Aardkors uit en 13 µg/L in seewater. Dit kom voor in die minerale bariet (as die sulfaat) en witeriet (in die karbonaatvorm). Groot neerslae bariet word in Sjina, Duitsland, Indië, Morokko en in die V.S.A.[3]

Omdat barium vinnig in lug oksideer, is dit moeilik om bariet in suiwer metaalvorm te verkry. Die element word hoofsaaklik vanuit bariet ontgin. Omdat bariet nie oplosbaar is nie kan dit nie direk gebruik word in die vervaardiging van ander bariumverbindings nie. In plaas daarvan word die erts saam met koolstof verhit om dit na bariumsulfied te reduseer.[4]

BaSO4 + 2 C → BaS + 2 CO2

Die bariumsulfied word dan gehidroliseer of met sure behandel om ander bariumverbindings te vorm, soos bariumchloried, bariumnitraat, en bariumkarbonaat.

Barium word kommersieël vervaardig deur die elektrolise van gesmelte bariumchloried (BaCl2):

(katode) Ba2+ + 2 e- → Ba
(anode) 2 Cl → Cl2 (g) + 2 e-

Barium metaal kan ook verkry word deur die reduksie van bariumoksied met fyn verdeelde aluminium by temperature tussen 1100 en 1200 °C:

4 BaO + 2 Al → BaO·Al2O3 + 3 Ba (g)

Die bariumdamp word dan met water verkoel en gekondenseer na die vaste metaal. Die soliede blok word dan gegiet in stawe. Omdat die metaal vlambaar is word dit verpak in argon in staalhouers of plastieksakke.[5]

Gebruike[wysig]

Barium verleen die groen kleur aan hierdie vuurwerke

Die belangrikste gebruik van elementêre barium is om die laaste spoorhoeveelhede suurstof en ander gasse in televisie en ander elektroniese buise te absorbeer. 'n Isotoop van barium, 133Ba, word gereeld gebruik as 'n bron vir die kalibrasie van gamma-straal spoorders in kernfisikastudies.[5]

Barium is 'n belangrike komponent van 'n soort supergeleier. 'n Legering van barium met nikkel word gebruik in vonkpropdraad. Bariumoksied word gebruik om die elektrodes van fluoresserende lampe te bedek om die vrystelling van elektrone aan te help.

Bariumverbindings en veral bariet (BaSO4), is belangrik in die ru-olie nywerheid.

  • Bariet word gebruik in die vervaardiging van rubber en as boorvloeistof.[3]
  • Bariumsulfaat word gebruik as 'n radiokontrasmiddel vir mediese X-straaldiagnose van die verteringstelsel
  • Bariumkarbonaat word as 'n rottegif gebruik en kan ook gebruik word in die vervaardiging van bakstene. Anders as die sulfaat los die karbonaat in maagsuur op wat dit giftig maak. Bariumkarbonaat word ook gebruik in glasvervaardiging. Aangesien dit 'n swaar element is, verhoog barium die refraksie indeks en glans van die glas.[3]
  • Bariumnitraat en -chloraat verleen die groen kleur aan vuurwerke.[6]
  • Bariumperoksied kan gebruik word as 'n katalis om 'n aluminotermiese reaksie aan die gang te sit wat onder andere gebruik word om spoorlyne aanmekaar te sweis. Dit word ook gebruik in spoorammunisie en as bleikmiddel.[7]
  • Bariumtitanaat is in 2007 voorgestel as 'n moontlike kandidaat vir 'n nuwe batterytegnologie vir gebruik in elektriese motors.[8]
  • Bariumfluoried word gebruik in die optika in infrarooi toepassings aangesien dit deursigtig is van golflengtes van 0.15 tot 12 mikron.[9]

Voorsorgmaatreëls[wysig]

Bariumpoeier is pirofories - wat beteken dit kan ontplof as dit met lug of ander oksiderende gasse gemeng word en sal ook baie waarskynlik ontplof in kontak met enige gehalogeneerde koolwaterstof bevattende oplosmiddels. Dit reageer ook heftig in kontak met water. All water- of suuroplosbare bariumverbindings is uiters giftig. Teen lae dosisse reageer barium as 'n spierstimulant, terwyl hoër dosisse die senuweestelsel aantas en hartafwykings, bewerigheid, spierswakheid, angs en verlamming tot gevolg het. Dit mag wees as gevolg van barium se vermoë om die kalium ioonkanale te blokkeer wat noodsaaklik is vir die werking van die senuweestelsel.[5]

Bariumsulfaat kan per mond geneem word aangesien dit glad nie oplosbaar in water is nie en in sy geheel onveranderd deur die spysverteringstelsel beweeg.[5] Anders as ander swaar metale toon barium geen tekens van bio-akkumulasie nie.[10][11] As die stof van 'n bariumverbinding ingeasem word kan dit egter in die longe versamel wat 'n nie-kwaadaardige toestand genaamd, baritose tot gevolg het.[12]

Oksidasie van barium vind geredelik plaas en om barium suiwer te bewaar vereis dat dit onder 'n petroleum gebaseerde vloeistof gestoor word of enige ander geskikte suurstofvrye vloeistof waarin lug nie oplos nie.

Bariumasetaat kan noodlottig wees in groot dosisse. In 1993 het Marie Robards haar pa in Texas daarmee vergiftig en in 1996 is sy verhoor en gevonnis vir die misdaad.[13]

Verwysings[wysig]

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons het meer media verwant aan:
Barium (kategorie)
  1. David R. Lide, Norman E. Holden (2005). “Section 11, Table of the Isotopes”, CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85th Edition. Boca Raton, Florida: CRC Press. 
  2. 2,0 2,1 Robert E. Krebs (2006). The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. Greenwood Publishing Group, 80. ISBN 0313334382. 
  3. 3,0 3,1 3,2 C. R. Hammond (2000). The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics 81th edition. CRC press. ISBN 0849304814. 
  4. Toxicological Profile for Barium and Barium Compounds. Agency for Toxic Substances and Disease Registry”. CDC: 2007..
  5. 5,0 5,1 5,2 5,3 Patnaik, Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill, 77–78. ISBN 0070494398. Besoek op 2009-06-06. 
  6. Michael S. Russell, Kurt Svrcula (2008). Chemistry of Fireworks. Royal Society of Chemistry, 110. ISBN 0854041273. 
  7. Brent, G. F. (1995). “Surfactant coatings for the stabilization of barium peroxide and lead dioxide in pyrotechnic compositions”. Propellants Explosives Pyrotechnics 20: 300. DOI:10.1002/prep.19950200604.
  8. Battery Breakthrough?”. URL besoek op 2009-06-06.
  9. Crystran Ltd. Optical Component Materials”. URL besoek op 2009-06-06.
  10. Toxicity Profiles, Ecological Risk Assessment”. URL besoek op 2009-06-06.
  11. Moore, J. W. (1991). Inorganic Contaminants of Surface Waters, Research and Monitoring Priorities. New York: Springer-Verlag. 
  12. Doig AT (February 1976). “Baritosis: a benign pneumoconiosis”. Thorax 31 (1): 30–9. DOI:10.1136/thx.31.1.30.
  13. "Boyfriend fight preceded Roanoke mom's slaying". URL besoek op 2009-06-06.