Barijum (Ba, lat. barium) zemnoalkalni je metal IIA grupe sa atomskim brojem 56.[5][6] Ime je dobio po grčkom nazivu za reč težak. Zbog svoje izuzetno velike hemijske reaktivnosti, barijum se nikad ne javlja u prirodi u elementarnom stanju. Njegov hidroksid je još u praistoriji bio poznat kao barit; ova supstanca se ne javlja kao mineral, ali se može dobiti zagrejavanjem barijum-karbonata. Barijum je zastupljen u zemljinoj kori u količini od 500 ppm (engl. parts per million). Rastvorljiva jedinjenja barijuma su otrovni zbog otpuštanja rastvorljivih jona barijuma te se zbog toga oni koriste kao rodenticid. Uprkos toga se u medicini, kao kontrastno sredstvo za rendgensko snimanje gastro-intestinalnog trakta može koristiti barijum-sulfat, jer se ne rastvara u želudačnoj kiselini.

Barijum
Opšta svojstva
Ime, simbolbarijum, Ba
Izgledsrebrno siva; sa bledo žutom nijansom[1]
U periodnom sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Sr

Ba

Ra
cezijumbarijumlantan
Atomski broj (Z)56
Grupa, periodagrupa 2 (zemnoalkalni metali), perioda 6
Bloks-blok
Kategorija  zemnoalkalni metal
Rel. at. masa (Ar)137,327(7)[2]
El. konfiguracija
po ljuskama
2, 8, 18, 18, 8, 2
Fizička svojstva
Tačka topljenja1000 K ​(727 °‍C, ​1341 °F)
Tačka ključanja2118 K ​(1845 °‍C, ​3353 °F)
Gustina pri s.t.3,51 g/cm3
tečno st., na t.t.3,338 g/cm3
Toplota fuzije7,12 kJ/mol
Toplota isparavanja142 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet28,07 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 911 1038 1185
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 1388 1686 2170
Atomska svojstva
Elektronegativnost0,89
Energije jonizacije1: 502,9 kJ/mol
2: 965,2 kJ/mol
3: 3600 kJ/mol
Atomski radijus222 pm
Kovalentni radijus215±11 pm
Valsov radijus268 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Spektralne linije
Ostalo
Kristalna strukturaunutrašnjecentr. kubična (BCC)
Unutrašnjecentr. kubična (BCC) kristalna struktura za barijum
Brzina zvuka tanak štap1620 m/s (na 20 °‍C)
Topl. širenje20,6 µm/(m·K) (na 25 °‍C)
Topl. vodljivost18,4 W/(m·K)
Električna otpornost332 nΩ·m (na 20 °‍C)
Magnetni rasporedparamagnetičan[3]
Magnetna susceptibilnost (χmol)+20,6·10−6 cm3/mol[4]
Jangov modul13 GPa
Modul smicanja4,9 GPa
Modul stišljivosti9,6 GPa
Mosova tvrdoća1,25
CAS broj7440-39-3
Istorija
OtkrićeKarl Vilhelm Šele (1772)
Prva izolacijaHamfri Dejvi (1808)
Glavni izotopi
izotop rasp. pž. (t1/2) TR PR
130Ba 0,11% (0,5–2,7)×1021 y εε 130Xe
132Ba 0,10% stabilni
133Ba syn 10,51 y ε 133Cs
134Ba 2,42% stabilni
135Ba 6,59% stabilni
136Ba 7,85% stabilni
137Ba 11,23% stabilni
138Ba 71,70% stabilni
referenceVikipodaci

Među najčešćim mineralima barijuma u prirodi javljaju se barit (barijum sulfat, BaSO4) i viterit (barijum-karbonat, BaCO3), oba nerastvorljiva u vodi. Ime ovog elementa potiče iz alhemijskih derivata „barita”, čiji dalje naziv dolazi od grčke reči βαρύς (barys) u značenju „težak”. Kao novi hemijski element, barijum je otkriven 1774. ali sve do 1808. nije redukovan u metalni oblik, nakon razvitka elektrolize.

Barijum se u industriji koristi u samo nekoliko aplikacija. Istorijski, koristio se kao geter („sakupljač gasova”) u vakuumskim cevima. On je i jedna od komponenta YBCO (visokotemperaturnih superprovodnika) i elektrokeramike, te se dodaje u čelik i liveno gvožđe radi smanjenja veličine ugljenikovih čestica unutar mikrostrukture metala. Jedinjenja barijuma se dodaju u vatromet za postizanje zelene boje. Barijum sulfat se koristi kao nerastvorljivi teški aditiv u tečnosti za bušenje naftnih bušotina.

Istorija uredi

Alhemičari u ranom srednjem veku poznavali su neke od minerala barijuma. Mineral barit u obliku glatkih kamenih oblutaka nađen kod Bolonje, Italija, bio je poznat kao „kamenje iz Bolonje”. Oni su pokazali ogromno zanimanje za to kamenje jer nakon njihovog izlaganja svetlosti, nastavili su da svetle i godinama nakon toga.[7] Fosforescentne osobine barita zagrejanog sa organskim materijama opisao je 1602. godine V. Kasciorolus.[8]

Karl Vilhelm Šele je 1774. spoznao da barit sadrži neki novi element, ali nije uspeo da izdvoji barijum, nego je dobio barijum oksid. Johan Gotlib Gan je takođe izolovao barijum-oksid dve godine ranije pri sličnim proučavanjima. Oksidovani barijum je najpre nazvan „barot” od strane Giton de Morva, ime koje je Antoan Lavoazje promenio u barita. Takođe u 18. veku, engleski mineralog Vilijam Vajtering zapazio je jedan teški mineral u rudnicima olova u Kamberlandu, danas poznat kao viterit. Barijum je prvi put izdvojio Hamfri Dejvi u Engleskoj 1808. pomoću elektrolize njegovih rastvorenih soli.[9] Analogijom sa kalcijumom, Dejvi je elementu dao ime „barijum” po bariti, gde nastavak -ijum označava metalni element.[7] Robert Bunzen i Ogastus Matison uspeli su da dobiju čisti metalni barijum elektrolizom istopljene smese barijum hlorida i amonijum hlorida.[10][11]

Proizvodnja čistog kiseonika putem Brinovog procesa bila je aplikacija koja je upotrebljavala barijum-peroksid u velikom obimu tokom 1880-ih, pre nego se kiseonik počeo dobijati elektrolizom vode i frakcijskom destilacijom utečnjenog vazduha početkom 20. veka. U Brinovom procesu, barijum-oksid pri 500-600 °C reaguje sa kiseonikom iz vazduha gradeći barijum-peroksid, a koji se raspada pri 700 °C otpuštajući kiseonik:[12][13]

2 BaO + O2 ⇌ 2 BaO2

Godine 1908. barijum sulfat je prvi put korišten kao radiokontrastno sredstvo za snimanje probavnog sistema rendgenskim zračenjem.[14]

Osobine uredi

Fizičke uredi

 
Barijum pod zaštitnom atmosferom argona
 
Oksidirani barijum

Barijum je meki, srebrnasto-beli metal. Kada je izrazito čist bez primesa, ima blagu zlatnu nijansu.[15]:2 Srebrnasto-bela boja metalnog barijuma vrlo brzo nestaje nakon što se izloži vazduhu pri čemu oksiduje, dobijajući tamno sivi sloj oksida. Barijum ima osrednju specifičnu težinu i relativno dobro provodi električnu struju. Dobijanje barijuma visoke čistoće je izuzetno teško, te do danas mnoge osobine čistog barijuma nisu u dovoljnoj meri proučene i izmerene.[15]:2

Pri standardnim uslovima temperature i pritiska, ovaj metal se kristalizuje u prostorno-centriranom kubnom kristalnom sistemu, gde udaljenost između dva atoma iznosi 503 pikometra, a pri zagrejavanju se širi brzinom od približno 1,8×10-5/°C.[15]:2 Ovaj metal se odlikuje izuzetnom mekoćom, njegova tvrdoća po Mosu iznosi 1,25.[16] Topi se pri temperaturi od 727 °C[17]:4–43 što je između lakšeg stroncijuma (777 °C)[17]:4–86 i težeg radijuma (700 °C).[17]:4–78 Međutim, njegova tačka ključanja (1637 °C) viša je nego kod stroncijuma (1380 °C).[17]:4–86 Gustina barijuma (3,62 g·cm−3)[17]:4–43 je takođe između stroncijuma (2,63 g·cm−3)[17]:4–86 i radijuma (~5,5 g·cm−3).[17]:4–78

Hemijske uredi

U hemijskom smislu, barijum je sličan magneziju, kalcijumu i stroncijumu, a od njih je i još reaktivniji. On se u svojim jedinjenjima uvek javlja u oksidacionom stanju +2.[15]:2 Njegove reakcije sa halkogenim elementima su izuzetno egzotermne (otpušta se velika količina energije); reakcija sa kiseonikom ili vazduhom odvija se na sobnoj temperaturi, pa se elementarni barijum skladišti u atmosferi nekog inertnog gasa.[15]:2 Reakcije sa drugim nemetalima, poput ugljenika, azota, fosfora, silicijuma i vodonika, generalno su egzotermne te se odvijaju zagrejavanjem.[15]:2–3 Reakcije s vodom i alkoholima su takođe veoma egzotermne te se u njima otpušta gasoviti vodonik:[15]:3

Ba + 2 ROH → Ba(OR)2 + H2↑ (gde je R alkil ili atom vodonika)

Pored toga, barijum reaguje s amonijakom dajući komplekse kao što je Ba(NH3)6.[15]:3

Metal vrlo lako napada većina kiselina. Međutim, sumporna kiselina je jedan od retkih izuzetaka, jer se zbog pasivizacije zaustavlja reakcija formirajući nerastvorljivi barijum sulfat.[18] Barijum se kombinuje sa nekoliko metala, uključujući aluminijum, cink, olovom i kalajom, gradeći međumetalne faze i legure.[19]

Izotopi uredi

Barijum se na Zemlji javlja u prirodi kao smesa sedam primordijalnih nuklida: barijum-130, barijum-132, te od 134 do 138.[20] Izotop barijum-130 se raspada veoma sporo na ksenon-130 preko dvostrukog β+ raspada, a za barijum-132 se pretpostavlja da se raspada na sličan način do ksenona-132. Međutim odgovarajuća vremena poluraspada bi kod ova dva izotopa prevazilazila pretpostavljenu starost svemira najmanje hiljadu puta.[21] Stoga se ti izotopi u praktične svrhe smatraju stabilnim. Njihova radioaktivnost je tako slaba da ne predstavljaju gotovo nikakvu opasnost po život živih bića. Njihov udeo u prirodnom barijumu iznosi oko 0,1%.[20] Od svih stabilnih izotopa na barijum-138 otpada 71,7% prirodnog barijuma, a što je lakši izotop, to je njegov udeo manji.[20] Sveukupno, poznato je oko 50 izotopa ovog elementa, čije mase se kreću u rasponu od 114 do 153. Najstabilniji metastabilni izotop je barijum-133, čije vreme poluraspada iznosi približno 10,51 godina, a drugih pet izotopa imaju vremena poluraspada duža od jednog dana.[21] Barijum takođe ima 10 meta-stanja, od kojih je barijum-133m1 najstabilniji sa vremenom poluraspada od oko 39 sati.[21]

Reference uredi

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. str. 112. ISBN 0080379419. 
  2. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305. 
  3. ^ Lide, D. R., ur. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. Arhivirano iz originala 03. 03. 2011. g. Pristupljeno 16. 01. 2021. 
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4. 
  5. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  6. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  7. ^ a b Krebs, Robert E. (2006). The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. Greenwood Publishing Group. str. 80. ISBN 0-313-33438-2. 
  8. ^ Ullman 2005, str. 44
  9. ^ 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, str. 333–370.
  10. ^ „Masthead”. Annalen der Chemie und Pharmacie. 93 (3): fmi—fmi. 1855. doi:10.1002/jlac.18550930301. 
  11. ^ Wagner Rud; Neubauer, C.; Deville H. Sainte-Claire; Wagenmann, Sorel (1856). „Notizen”. Journal für Praktische Chemie. 67: 490—508. doi:10.1002/prac.18560670194. 
  12. ^ Jensen William B. (2009). „The Origin of the Brin Process for the Manufacture of Oxygen”. Journal of Chemical Education. 86 (11): 1266. Bibcode:2009JChEd..86.1266J. doi:10.1021/ed086p1266. 
  13. ^ Ihde, Aaron John (1. 4. 1984). The development of modern chemistry. str. 681. ISBN 978-0-486-64235-2. 
  14. ^ Schott, G. D. (1974). „Some Observations on the History of the Use of Barium Salts in Medicine”. Med. Hist. 18 (1): 9—21. PMC 1081520 . PMID 4618587. doi:10.1017/S0025727300019190. 
  15. ^ a b v g d đ e ž Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). „Barium and Barium Compounds”. Ur.: Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. 
  16. ^ Ullman 2005, str. 44
  17. ^ a b v g d đ e Weast, Robert C., ur. (1990). CRC Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton: CRC (Chemical Rubber Publishing Company). str. E—129 do E—145. ISBN 0-8493-0470-9. 
  18. ^ Müller, Hermann (2007). „Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide”. Ur.: Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. 
  19. ^ Ferro, Riccardo; Saccone, Adriana (2008). Intermetallic Chemistry. Elsevier. str. 355. ISBN 978-0-08-044099-6. 
  20. ^ a b v De Laeter J. R.; Böhlke J. K.; De Bièvre P.; Hidaka H. (2003). „Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 75 (6): 683—800. doi:10.1351/pac200375060683. 
  21. ^ a b v Audi Georges; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra A.H. (2003). „The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties”. Nuclear Physics A. Atomic Mass Data Center. 729: 3—128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. 

Spoljašnje veze uredi