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钡   56Ba
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外觀
金属:银白色
概況
名稱·符號·序數 钡(Barium)·Ba·56
元素類別 碱土金属
·週期· 2·6·s
標準原子質量 137.327
電子排布

[] 6s2
2,8,18,18,8,2

钡的电子層(2,8,18,18,8,2)
歷史
發現 卡尔·威廉·舍勒(1772年)
分離 汉弗里·戴维(1808年)
物理性質
物態 固态
密度 (接近室温
3.51 g·cm−3
熔點時液體密度 3.338 g·cm−3
熔點 1000 K,727 °C,1341 °F
沸點 2170 K,1897 °C,3447 °F
熔化熱 7.12 kJ·mol−1
汽化熱 140.3 kJ·mol−1
比熱容 28.07 J·mol−1·K−1

蒸汽壓

壓/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
溫/K 911 1038 1185 1388 1686 2170
原子性質
氧化態 +2
(强碱性)
電負性 0.89(鲍林标度)
電離能

第一:502.9 kJ·mol−1
第二:965.2 kJ·mol−1

第三:3600 kJ·mol−1
原子半徑 222 pm
共價半徑 215±11 pm
范德華半徑 268 pm
雜項
晶體結構 体心立方
磁序 顺磁性
電阻率 (20 °C)332 n Ω·m
熱導率 18.4 W·m−1·K−1
膨脹係數 (25 °C)20.6 µm·m−1·K−1
楊氏模量 13 GPa
剪切模量 4.9 GPa
莫氏硬度 1.25
CAS號 7440-39-3
最穩定同位素

主条目:钡的同位素

同位素 豐度 半衰期 方式 能量MeV 產物
130Ba 0.106% (0.5-2.7)x1021 εε 2.620 130Xe
132Ba 0.101% >3x1020 β+β+ 0.846 132Xe
133Ba 人造 10.51 年 ε 0.517 133Cs
134Ba 2.417% 穩定,带78个中子
135Ba 6.592% 穩定,带79个中子
136Ba 7.854% 穩定,带80个中子
137Ba 11.23% 穩定,带81个中子
138Ba 71.7% 穩定,带82个中子

Barium)是化学元素周期表中的元素,它的原子序数是56,化学符号是Ba。它是周期表中2A族的第五个元素,是一种柔软的有银白色金属光泽的碱土金属。由于它的化学性质十分活泼,从来没有在自然界中发现钡单质。

钡在自然界中最常见的矿物是重晶石(硫酸钡,BaSO4)和毒重石(碳酸钡,BaCO3),二者皆不容于水。钡的名称源于希腊文单词βαρύς(barys),意为“重的”。它在1774年被确认为一个新元素,但直到1808年电解法发明不久后才被归纳为金属元素。

钡在工业上只有少量应用。过去曾用它作为真空管中的吸气剂。它是YBCO(一种高温超导体)和电瓷的成分之一,也可以被添加进钢中来减少金属构成中碳颗粒的数量。钡的化合物用于制造烟火中的绿色。硫酸钡作为一种不溶的重添加剂被加进钻井液中,而在医学上则作为一种X光造影剂。可溶性钡盐因为会电离出钡离子所以有毒,因此也被用做老鼠药。

特征[编辑]

物理性质[编辑]

氧化的钡

钡是一种软的银白色金属,在极纯时稍带有金色。[1]:2 钡金属的银白色会因在空气中氧化而快速消失,产生一层暗灰色的氧化层。钡有中等的单位重和良好的导电性。极纯的钡非常难以制备,所以钡的很多特性还未能准确的测量。[1]:2

在室温与常压下,钡呈立方晶系,钡原子间的距离为503皮米,并在每秒1.8×10-5 °C的加热速度下膨胀。[1]:2 它是一种非常软的金属,其摩氏硬度为1.25。[1]:2 它的熔点为1,000 K(730 °C)[2]:4–43,介于锶的1,050 K(780 °C)[2]:4–86与镭的973 K(700 °C)[2]:4–78之间。但是它的沸点2,170 K(1,900 °C)超过了锶的熔点1,655 K(1,382 °C)[2]:4–86。 它的密度(3.62 g·cm−3[2]:4–43仍然在锶的(2.36 g·cm−3[2]:4–86和镭的(~5 g·cm−3)之间。[2]:4–78

化学性质[编辑]

钡的化学性质与相似。在大多数情况下,钡的氧化态为+2。由于钡单质可与氧族元素发生反应放出大量热量,为了防止与空气中的氧气发生反应,钡单质一般储存于油或惰性气体中。[1]:2钡单质在加热时亦可与其它非金属单质发生放热反应。[1]:2-3

钡也可以与发生反应放出氢气

Ba + 2 ROH → Ba(OR)2 + H2↑ (R代表烷基或氢原子)[1]:3

钡可以与发生反应形成配合物,如Ba(NH3)6[1]:3

钡易与酸发生反应生成盐。然而钡遇硫酸时会反应生成不溶于水的硫酸钡,从而使反应停止。[3]

钡可以与等金属形成金属互化物合金[4]

化合物[编辑]

钡离子没有特别的颜色,因此钡盐通常显白色,其溶液为无色。[5]钡盐的密度通常比同类的钙盐和锶盐更大,参见下表。(表中锌盐供对比参考)

部分碱土金属盐和锌盐的密度对比(单位:g·cm−3
O2− S2− F Cl SO2−
4
CO2−
3
O2−
2
H
Ca2+ [2]:4–48–50 3.34 2.59 3.18 2.15 2.96 2.83 2.9 1.7
Sr2+ [2]:4–86–88 5.1 3.7 4.24 3.05 3.96 3.5 4.78 3.26
Ba2+ [2]:4–43–45 5.72 4.3 4.89 3.89 4.49 4.29 4.96 4.16
Zn2+ [2]:4–95–96 5.6 4.09 4.95 2.09 3.54 4.4 1.57

炼金术士最早通过加热碳酸钡得到氢氧化钡。与氢氧化钙不同,氢氧化钡溶液不易吸收二氧化碳,因此常用于校准pH检测设备。

同位素[编辑]

在地壳中可以找到7种钡的同位素,分别是钡-130、132、134至138。[6]其同位素质量越小,丰度越低。在所有稳定同位素中,含量最多的是钡-138,占71.7%。[6]

历史[编辑]

中世纪初,炼金术士即对一些钡矿石有所了解。在意大利博洛尼亚发现的一些被称为“博洛尼亚石”的平滑卵石状重晶石块曾得到炼金术士的注意,因为这些矿石在受到光照后会发光数年。1602年,卡西奥劳罗(V. Casciorolus)描述了这种用有机物加热重晶石发出磷光的性质。[1]:5

重晶石

1774年,卡尔·威廉·舍勒发现重晶石中含有一种未发现的新元素,但无法分离提纯这种元素,只能得到它的氧化物,即氧化钡。两年后,约翰·戈特利布·甘恩也在相同的研究中得到了氧化钡。氧化钡最早被Guyton de Morveau英语Louis-Bernard Guyton de Morveau称作“barote”,后来被拉瓦锡改作“baryta”。同在18世纪,英国矿物学家威廉·威灵宁英语William Withering坎伯兰的铅矿中注意到一种沉重的矿物,现在称为毒重石,其主要成分为碳酸钡。1808年,汉弗里·戴维首次通过电解熔融的钡盐分离钡单质。[7]戴维通过与类似的命名方法,用重晶石(baryta)的名称加上表示元素的后缀-ium来命名钡(barium)。[8]罗伯特·本生奥古斯都·马修森英语Augustus Matthiessen通过电解氯化钡氯化铵的熔融混合物来获得纯钡。[9][10]

在20世纪初的液化空气电解分馏技术出现之前,从1880年代开始,纯氧一般通过过氧化钡的分解来生产。此方法的原理是,将氧化钡在空气中加热到500~600 °C(932~1,112 °F)生成过氧化钡,然后将过氧化钡加热到700 °C(1,292 °F)以上分解释放氧气:[11][12]

2 BaO + O2 ⇌ 2 BaO2

从1908年开始,硫酸钡被用作X光检测消化系统时使用的造影剂[13]

生产[编辑]

钡在地壳中的含量为0.0425%,海水中为13μg/ L。钡的生产主要依靠世界各地的硫酸钡矿物重晶石。钡也可以通过碳酸钡矿物毒重石来生产,此类矿物主要储藏于英国罗马尼亚前苏联[1]:5

重晶石的估计储量在0.7至20亿吨之间。重晶石的年产量最大为1981年的830万吨。自1990年代下半叶开始,重晶石生产从1996年的560万吨增加到2005年的7.6%,在2011年达到7.8%。中国占重晶石产量的50%以上,其次是印度(2011年为14%)、摩洛哥(8.3%)、美国(8.2%)、土耳其(2.5%)、伊朗哈萨克斯坦(各占2.6%)。[14]

开采出的矿石需要经过洗涤、粉碎、分类,并与石英分离。如果石英渗入矿石过深,或者矿石中铁、锌、铅含量过高,则须使用泡沫浮选法英语Froth flotation处理。最终得到的产物是质量分数98%的重晶石,纯度不低于95%,且铁和二氧化硅含量极少。[1]:7随后使用碳还原硫酸钡:

BaSO4 + 2 C → BaS + 2 CO2

生成了水溶性的硫化钡之后,便可以作为其它产品的原料:与氧反应得到硫酸钡,与硝酸生成硝酸钡,与二氧化碳生成碳酸钡等。硝酸钡加热分解可以产生钡的氧化物。金属钡可以用氧化钡在1,100 °C(2,010 °F)下与反应得到。其中首先生成金属互化物BaAl4

3 BaO + 14 Al → 3 BaAl4 + Al2O3

BaAl4是与氧化钡反应生成金属的中间产物。注意并非全部钡元素都被还原。

8 BaO + BaAl4 → Ba↑ + 7 BaAl2O4

剩余的氧化钡与生成的氧化铝反应:

BaO + Al2O3 → BaAl2O4

总反应为:[1]:3

4 BaO + 2 Al → 3 Ba↑ + BaAl2O4

钡蒸气在氩气气氛中冷凝并装入模具中。这种方法在商业上用于生产超纯钡。通常市面上出售的钡纯度约99%,主要杂质为锶和钙(含量达到0.8%和0.25%),而其他杂质成分小于0.1%。

硫酸钡与硅在1,200 °C(2,190 °F)下亦可发生类似的反应得到钡和偏硅酸钡。但工业上一般不会使用电解法,因为钡易溶于熔融的卤化物,并且产物纯度较低。[1]:3

宝石[编辑]

蓝锥矿为钡矿物,是一种非常罕见的蓝色荧光宝石,被其发现地加利福尼亚州定为州石。

应用[编辑]

金属单质及其合金[编辑]

钡单质或钡合金可用于吸收真空管(如电视显像管)中的多余气体。钡因其氧气,氮气,二氧化碳和水的蒸气压和反应度较低而适用于此目的。它甚至可以通过溶解于在晶格中来部分去除惰性气体。随着液晶显示器等离子显示器的日益普及,这种应用现在已较少见。[1]:4

钡单质的其他用途较少见。其中包括:[1]:4

  • 添加于硅铝合金中以优化其结构;
  • 用作轴承合金;
  • 添加到铅锡焊料合金中增加抗蠕变性;
  • 添加于用于火花塞的镍合金;
  • 添加到钢和铸铁中作为孕育剂;
  • 与钙、锰、硅和铝组成合金,用作高级钢脱氧剂。

硫酸钡和重晶石[编辑]

其它钡化合物[编辑]

引用[编辑]

  1. ^ 1.00 1.01 1.02 1.03 1.04 1.05 1.06 1.07 1.08 1.09 1.10 1.11 1.12 1.13 1.14 Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe. Barium and Barium Compounds. (编) Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. 2007. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. 
  2. ^ 2.00 2.01 2.02 2.03 2.04 2.05 2.06 2.07 2.08 2.09 2.10 Lide, D. R. CRC Handbook of Chemistry and Physics 84th. Boca Raton (FL): CRC Press. 2004. ISBN 978-0-8493-0484-2. 
  3. ^ Müller, Hermann. Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide. (编) Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. 2007. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. 
  4. ^ Ferro, Riccardo & Saccone, Adriana. Intermetallic Chemistry. Elsevier. 2008: 355. ISBN 978-0-08-044099-6. 
  5. ^ Slowinski, Emil J.; Masterton, William L. Qualitative analysis and the properties of ions in aqueous solution 2nd. Saunders. 1990: 87. ISBN 978-0-03-031234-2. 
  6. ^ 6.0 6.1 De Laeter, J. R.; Böhlke, J. K.; De Bièvre, P.; Hidaka, H.; Peiser, H. S.; Rosman, K. J. R.; Taylor, P. D. P. Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry. 2003, 75 (6): 683–800. doi:10.1351/pac200375060683. 
  7. ^ Davy, H. (1808) "Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia," Philosophical Transactions of the Royal Society of London, vol. 98, pp. 333–370.
  8. ^ Krebs, Robert E. The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. Greenwood Publishing Group. 2006: 80. ISBN 0-313-33438-2. 
  9. ^ Masthead. Annalen der Chemie und Pharmacie. 1855, 93 (3): fmi–fmi. doi:10.1002/jlac.18550930301. 
  10. ^ Wagner, Rud; Neubauer, C.; Deville, H. Sainte-Claire; Sorel; Wagenmann, L.; Techniker; Girard, Aimé. Notizen. Journal für Praktische Chemie. 1856, 67: 490–508. doi:10.1002/prac.18560670194. 
  11. ^ Jensen, William B. The Origin of the Brin Process for the Manufacture of Oxygen. Journal of Chemical Education. 2009, 86 (11): 1266. Bibcode:2009JChEd..86.1266J. doi:10.1021/ed086p1266. 
  12. ^ Ihde, Aaron John. The development of modern chemistry. 1984-04-01: 681. ISBN 978-0-486-64235-2. 
  13. ^ Schott, G. D. Some Observations on the History of the Use of Barium Salts in Medicine. Med. Hist. 1974, 18 (1): 9–21. PMC 1081520. PMID 4618587. doi:10.1017/S0025727300019190. 
  14. ^ Miller, M. M. Barite. USGS.gov