الباريوم هو عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية ، الفترة السادسة من النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev ، برقم ذري 56. يتم تحديده بالرمز Ba (lat. الباريوم). مادة بسيطة هي معدن أرضي قلوي ناعم ، أبيض فضي مطيل. يمتلك نشاطًا كيميائيًا عاليًا.

تاريخ اكتشاف الباريوم

تم اكتشاف الباريوم على شكل أكسيد BaO في عام 1774 بواسطة Karl Scheele. في عام 1808 ، أنتج الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي ملغم الباريوم عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الباريوم الرطب باستخدام كاثود الزئبق. بعد تبخير الزئبق بالتسخين ، قام بعزل معدن الباريوم.

في عام 1774 ، قام الكيميائي السويدي كارل فيلهلم شيل وصديقه يوهان جوتليب هان بالتحقيق في أحد أثقل المعادن ، الصاري الثقيل BaSO 4. تمكنوا من عزل "الأرض الثقيلة" غير المعروفة سابقًا ، والتي سُميت فيما بعد باريت (من اليونانية βαρυς - ثقيلة). وبعد 34 عامًا ، حصل همفري ديفي ، بعد أن أخضع تراب الباريت الرطب للتحليل الكهربائي ، منه على عنصر جديد - الباريوم. وتجدر الإشارة إلى أنه في نفس العام 1808 ، أي قبل وقت قصير من حصول ديفي ، حصل جين جاكوب برزيليوس وزملاؤه على مزيج من الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم. هذه هي الطريقة التي ولد بها عنصر الباريوم.

قام الكيميائيون القدماء بتكليس BaSO 4 بالخشب أو الفحم وحصلوا على "أحجار بولونيز" فسفورية. لكن من الناحية الكيميائية ، هذه الأحجار ليست BaO ، ولكن كبريتيد الباريوم BaS.

أصل الاسم

حصلت على اسمها من باريز اليونانية - "ثقيل" ، لأن أكسيدها (BaO) تميز بأنه يحتوي على كثافة عالية بشكل غير عادي لمثل هذه المواد.

العثور على الباريوم في الطبيعة

تحتوي القشرة الأرضية على 0.05٪ باريوم. هذا كثير جدًا - أكثر بكثير من الرصاص أو القصدير أو النحاس أو الزئبق على سبيل المثال. في شكله النقي ، لا يوجد في الأرض: الباريوم نشط ، وهو مدرج في المجموعة الفرعية للمعادن الأرضية القلوية ، وبطبيعة الحال ، فهو مرتبط بشدة بالمعادن.

المعادن الرئيسية للباريوم هي الصاري الثقيل الذي سبق ذكره BaSO 4 (غالبًا ما يسمى الباريت) ويذريت BaCO3 ، الذي سمي على اسم الإنجليزي ويليام ويذرنج (1741 ... 1799) ، الذي اكتشف هذا المعدن في عام 1782. تم العثور على أملاح الباريوم في تركيز ضئيل في العديد من المياه المعدنية ومياه البحر. المحتوى المنخفض في هذه الحالة هو زائد وليس ناقص ، لأن جميع أملاح الباريوم ، باستثناء الكبريتات ، سامة.

أنواع رواسب الباريوم

بواسطة الجمعيات المعدنية ، تنقسم خامات الباريت إلى أحادي المعدن ومعقد. تنقسم المجمعات المعقدة إلى كبريتيد الباريت (يحتوي على الرصاص والزنك وأحيانًا النحاس وكبريتيدات البايرايت الحديدي ، وغالبًا ما يكون Sn و Ni و Au و Ag) وباريت كالسيت (يحتوي على ما يصل إلى 75٪ كالسيت) وباريت حديد (يحتوي على أكسيد الحديد الأسود) والهيماتيت والجيوثايت والهيدروجويثيت في المناطق العليا) والباريت-فلوريت (باستثناء الباريت والفلوريت ، وعادة ما تحتوي على الكوارتز والكالسيت ، والزنك والرصاص والنحاس وكبريتيدات الزئبق موجودة أحيانًا كشوائب صغيرة).

من وجهة نظر عملية ، فإن الوريد الحراري المائي أحادي المعدن ، كبريتيد الباريت ورواسب الباريت-فلوريت هي الأكثر أهمية. بعض رواسب الصفائح الميتاسوماتيكية والغرينيات ذات الأهمية الصناعية أيضًا. الرواسب الرسوبية ، وهي رواسب كيميائية نموذجية لأحواض المياه ، نادرة ولا تلعب دورًا مهمًا.

كقاعدة عامة ، تحتوي خامات الباريت على مكونات مفيدة أخرى (الفلوريت ، الجالينا ، السفاليريت ، النحاس ، الذهب في التركيزات الصناعية) ، لذلك يتم استخدامها معًا.

نظائر الباريوم

يتكون الباريوم الطبيعي من خليط من سبعة نظائر مستقرة: 130 Ba ، 132 Ba ، 134 Ba ، 135 Ba ، 136 Ba ، 137 Ba ، 138 Ba. الأخير هو الأكثر شيوعًا (71.66٪). ومن المعروف أيضًا نظائر الباريوم المشعة ، وأهمها 140 Ba. يتشكل خلال اضمحلال اليورانيوم والثوريوم والبلوتونيوم.

الحصول على الباريوم

يمكن الحصول على المعدن بطرق مختلفة ، على وجه الخصوص ، عن طريق التحليل الكهربائي لمزيج منصهر من كلوريد الباريوم وكلوريد الكالسيوم. من الممكن الحصول على الباريوم عن طريق استعادته من الأكسيد بطريقة الألمنيوم. للقيام بذلك ، يتم إطلاق ذريت بالفحم ويتم الحصول على أكسيد الباريوم:

BaCO 3 + C → BaO + 2CO.

ثم يتم تسخين خليط BaO مع مسحوق الألمنيوم في فراغ إلى 1250 درجة مئوية. تتكثف أبخرة الباريوم المختزل في الأجزاء الباردة من الأنبوب الذي يحدث فيه التفاعل:

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.

من المثير للاهتمام أن بيروكسيد الباريوم BaO 2 غالبًا ما يتم تضمينه في تركيبة مخاليط الإشعال للألمنيوم.

من الصعب الحصول على أكسيد الباريوم عن طريق التكليس البسيط للاليريت: يتحلل ذريت فقط في درجات حرارة أعلى من 1800 درجة مئوية. من الأسهل الحصول على BaO عن طريق تكليس نترات الباريوم Ba (NO 3) 2:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.

ينتج كل من التحليل الكهربائي وتقليل الألمنيوم معدنًا أبيض لامعًا ناعمًا (أقوى من الرصاص ولكنه أكثر ليونة من الزنك). يذوب عند 710 درجة مئوية ، يغلي عند 1638 درجة مئوية ، كثافته 3.76 جم / سم 3. كل هذا يتوافق تمامًا مع موضع الباريوم في المجموعة الفرعية للمعادن الأرضية القلوية.

هناك سبعة نظائر طبيعية للباريوم. وأشهر هذه الأنواع هو الباريوم 138. إنها أكثر من 70٪.

الباريوم نشط للغاية. تشتعل ذاتيًا عند الاصطدام ، وتتحلل الماء بسهولة ، وتشكل هيدرات أكسيد الباريوم القابل للذوبان:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

يسمى محلول مائي من هيدروكسيد الباريوم ماء الباريت. يستخدم هذا "الماء" في الكيمياء التحليلية لتحديد ثاني أكسيد الكربون في مخاليط الغاز. ولكن هذا مأخوذ بالفعل من قصة استخدام مركبات الباريوم. الباريوم المعدني تطبيق عملييكاد لا يجد. بكميات صغيرة للغاية ، يتم إدخالها في السبائك المحمل والطباعة. يتم استخدام سبيكة من الباريوم والنيكل في أنابيب الراديو ، ويستخدم الباريوم النقي فقط في تقنية التفريغ كجالب (جامع).

يتم الحصول على معدن الباريوم من الأكسيد عن طريق تقليل الألمنيوم في الفراغ عند 1200-1250 درجة مئوية:

4BaO + 2Al \ u003d 3Ba + BaAl 2 O 4.

يتم تنقية الباريوم عن طريق التقطير الفراغي أو ذوبان المنطقة.

تحضير تيتانيوم الباريوم. الحصول عليها سهل نسبيًا. يتفاعل Witherite BaCO 3 عند 700 ... 800 درجة مئوية مع ثاني أكسيد التيتانيوم TYu 2 ، فإنه يتضح تمامًا ما تحتاجه:

BaCO 3 + TiO 2 ← BaTiO 3 + CO 2.

الأساسية حفلة موسيقية. تتمثل إحدى طرق الحصول على الباريوم المعدني من BaO في اختزاله بمسحوق A1: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. يتم تنفيذ العملية في مفاعل عند درجة حرارة 1100-1200 درجة مئوية في جو عرقي أو في فراغ (يفضل الأسلوب الأخير). النسبة المولية لـ BaO: A1 هي (1.5-2): 1. يوضع المفاعل في فرن بحيث تكون درجة حرارة "الجزء البارد" (تتكثف أبخرة الباريوم فيه) حوالي 520 درجة مئوية. عن طريق التقطير في الفراغ ، يتم تنقية الباريوم إلى محتوى شوائب أقل من 10 ~ 4 ٪ من حيث الوزن وعند استخدام منطقة الذوبان - ما يصل إلى 10 ~ 6٪.

يتم أيضًا الحصول على كميات صغيرة من الباريوم عن طريق تقليل BaBeO 2 [المُصنَّع عن طريق اندماج Ba (OH) 2 و Be (OH) 2] عند 1300 درجة مئوية مع التيتانيوم ، وكذلك عن طريق التحلل عند 120 درجة مئوية Ba (N 3) 2 ، تتشكل أثناء تبادل أجزاء من أملاح الباريوم مع NaN 3.

خلات با (OOCHN 3) ، - عديم اللون. بلورات. النائب 490 درجة مئوية (فك) ؛ كثيف 2.47 جم / سم 3 ؛ سول. في الماء (58.8 جم لكل 100 جم عند 0 درجة مئوية). أقل من 25 درجة مئوية ، يتبلور ثلاثي هيدرات من المحاليل المائية ، عند 25-41 درجة مئوية - مونوهيدرات ، فوق 41 درجة مئوية - ملح لا مائي. احصل على التفاعل. Ba (OH) 2 ، VaCO 3 أو BaS مع CH 3 CO 2 H. تستخدم كمادة لاذعة عند صباغة الصوف والصنوبر.

المنغنات (VI) BaMnO 4 - بلورات خضراء ؛ لا تتحلل حتى 1000 درجة مئوية. يتم الحصول عليها عن طريق تكليس خليط Ba (NO 3) 2 مع MnO 2. صبغة (كاسل أو منجنيز أخضر) تستخدم عادة للرسم على الجص.

كرومات (VI) ВаСrO 4 - بلورات صفراء ؛ النائب 1380 درجة مئوية ؛ - 1366.8 كيلوجول / مول ؛ سول. في inorg. إلى الحد الأقصى ، وليس اليوم الأول. في الماء. احصل على التفاعل. المحاليل المائية من Ba (OH) 2 أو BaS مع كرومات الفلزات القلوية (VI). صبغة (أصفر باريت) للسيراميك. MPC 0.01 مجم / م 3 (من حيث Cr0 3). بيركونيت الزر 3 - عديم اللون. بلورات. النائب ~ 269 درجة مئوية ؛ - 1762 كيلوجول / مول ؛ سول. في الماء والمحاليل المائية من القلويات و NH 4 HCO 3 ، المتحللة بواسطة inorg قوي. إلى تامي. احصل على التفاعل. ZrO 2 مع BaO أو Ba (OH) 2 أو BaCO 3 عند التسخين. با الزركون ممزوج بـ аiO 3-كهرضغطية.

بروميد BaBr 2 - بلورات بيضاء ؛ النائب 847 درجة مئوية ؛ كثيف 4.79 جم / سم 3 ؛ -757 كيلوجول / مول ؛ حسنا سول. في الماء والميثانول والأسوأ - في الإيثانول. من المحاليل المائية ، يتبلور ثنائي الهيدرات ، ويتحول إلى أحادي الهيدرات عند 75 درجة مئوية ، إلى ملح لا مائي - فوق 100 درجة مئوية ، في المحاليل المائية ، التفاعل. مع CO 2 و O 2 من الهواء ، مكونين VaCO 3 و Br 2. احصل على تفاعل BaBr 2. الخندق المائي Ba (OH) 2 أو VaCO 3 مع حمض الهيدروبروميك.

يوديد BaI 2 - عديم اللون. بلورات. النائب 740 درجة مئوية (فك) ؛ كثيف 5.15 جم / سم 3 ؛ . -607 كيلوجول / مول ؛ حسنا سول. في الماء والإيثانول. من محاليل الماء الساخن ، يتبلور ثنائي الهيدرات (يجفف عند 150 درجة مئوية) ، أقل من 30 درجة مئوية - سداسي هيدرات. احصل على تفاعل VaI 2. الماء p-ditch Ba (OH) 2 أو VaCO 3 مع حمض الهيدرويوديك.

الخصائص الفيزيائية للباريوم

الباريوم معدن مرن أبيض فضي. ينكسر على ضربة حادة. هناك نوعان من التعديلات المتآصلة للباريوم: α-Ba مع شعرية مكعبة محور الجسم مستقرة حتى 375 درجة مئوية (المعلمة a = 0.501 نانومتر) ، β-Ba مستقرة أعلاه.

صلابة على مقياس معدني 1.25 ؛ على مقياس موس 2.

يتم تخزين معدن الباريوم في الكيروسين أو تحت طبقة من البارافين.

الخصائص الكيميائية للباريوم

الباريوم معدن قلوي أرضي. يتأكسد بشكل مكثف في الهواء ، مكونًا أكسيد الباريوم BaO ونتريد الباريوم Ba 3 N 2 ، ويشتعل عند تسخينه قليلاً. يتفاعل بقوة مع الماء ، مكونًا هيدروكسيد الباريوم Ba (OH) 2:

Ba + 2H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 + H 2

يتفاعل بنشاط مع الأحماض المخففة. العديد من أملاح الباريوم غير قابلة للذوبان أو قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء: كبريتات الباريوم BaSO 4 ، كبريتات الباريوم BaSO 3 ، كربونات الباريوم BaCO 3 ، فوسفات الباريوم Ba 3 (PO 4) 2. كبريتيد الباريوم ، على عكس كبريتيد الكالسيوم CaS ، قابل للذوبان في الماء بدرجة عالية.

طبيعي >> صفة يحتوي الباريوم على سبعة نظائر مستقرة منذ مايو. الفصل 130 و 132 و 134-137 و 138 (71.66٪). المقطع العرضي لالتقاط النيوترونات الحرارية هو 1.17-10 28 م 2. التكوين الخارجي قذيفة الإلكترون 6 ثانية ؛ حالة الأكسدة + 2 ، نادرًا + 1 ؛ طاقة التأين Ba ° -> Ba + -> Ba 2+ resp. 5.21140 و 10.0040 فولت ؛ باولينج الكهربية 0.9 ؛ نصف القطر الذري 0.221 نانومتر ، نصف القطر الأيوني Ba 2+ 0.149 نانومتر (رقم التنسيق 6).

يتفاعل بسهولة مع الهالوجينات لتكوين هاليدات.

عند تسخينه بالهيدروجين ، فإنه يشكل هيدريد الباريوم BaH 2 ، والذي بدوره يعطي مع هيدريد الليثيوم LiH مركب Li.

يتفاعل مع التسخين بالأمونيا:

6Ba + 2NH 3 = 3BaH 2 + Ba 3 N 2

يتفاعل نيتريد الباريوم Ba 3 N 2 مع CO عند تسخينه ، مكونًا السيانيد:

Ba 3 N 2 + 2CO = Ba (CN) 2 + 2BaO

مع الأمونيا السائلة ، فإنه يعطي محلولًا أزرق داكنًا ، يمكن عزل الأمونيا منه ، والذي يحتوي على لمعان ذهبي ويتحلل بسهولة مع التخلص من NH 3. في وجود محفز البلاتين ، تتحلل الأمونيا لتكوين أميد الباريوم:

با (NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2

يمكن الحصول على كربيد الباريوم BaC 2 عن طريق تسخين BaO بالفحم في فرن القوس.

مع الفوسفور يشكل الفوسفيد Ba 3 P 2.

يقلل الباريوم من أكاسيد وهاليدات وكبريتيدات العديد من المعادن إلى المعدن المقابل.

تطبيق الباريوم

سبيكة من الباريوم مع A1 (سبيكة ألبا ، 56٪ با) هي أساس المقتنيات. للحصول على جامع نفسه ، يتبخر الباريوم من السبيكة عن طريق التسخين عالي التردد في دورق مفرغ من الجهاز ؛ مرآة الباريوم (أو طلاء منتشر أثناء التبخر في جو من النيتروجين). الجزء النشط من الغالبية العظمى من الكاثودات الحرارية هو BaO. يستخدم الباريوم أيضًا كمزيل أكسدة للنحاس والرصاص ، كمادة مضافة لمضادات الاحتكاك. السبائك والمعادن الحديدية وغير الحديدية وكذلك السبائك التي تصنع منها الخطوط المطبعية لزيادة صلابتها. تُستخدم سبائك الباريوم مع النيكل في تصنيع الأقطاب الكهربائية لشمعات التوهج في المحركات الداخلية. الاحتراق وفي أنابيب الراديو. 140 Va (T 1/2 12.8 يومًا) هو مؤشر نظيري يستخدم في دراسة مركبات الباريوم.

يستخدم معدن الباريوم ، غالبًا في سبيكة من الألومنيوم ، كجالب في الأجهزة الإلكترونية ذات الفراغ العالي.

مادة مضادة للتآكل

يضاف الباريوم مع الزركونيوم إلى المبردات المعدنية السائلة (سبائك الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والليثيوم والسيزيوم) لتقليل عدوانية هذا الأخير على خطوط الأنابيب وفي علم المعادن.

يستخدم فلوريد الباريوم في شكل بلورات مفردة في البصريات (العدسات ، المنشورات).

يستخدم بيروكسيد الباريوم في الألعاب النارية وكعامل مؤكسد. تستخدم نترات الباريوم وكلورات الباريوم في الألعاب النارية لتلوين اللهب (النار الخضراء).

يستخدم كرومات الباريوم في إنتاج الهيدروجين والأكسجين بالطريقة الحرارية الكيميائية (دورة أوك ريدج ، الولايات المتحدة الأمريكية).

يستخدم أكسيد الباريوم ، مع أكاسيد النحاس والمعادن الأرضية النادرة ، لتخليق السيراميك فائق التوصيل الذي يعمل في درجات حرارة النيتروجين السائل وما فوق.

يستخدم أكسيد الباريوم لإذابة نوع خاص من الزجاج يستخدم في طلاء قضبان اليورانيوم. يحتوي أحد الأنواع المنتشرة من هذه الزجاجات على التركيبة التالية - (أكسيد الفوسفور - 61٪ ، BaO - 32٪ ، أكسيد الألومنيوم - 1.5٪ ، أكسيد الصوديوم - 5.5٪). في صناعة الزجاج للصناعة النووية ، يستخدم فوسفات الباريوم أيضًا.

يستخدم فلوريد الباريوم في بطاريات فلور الحالة الصلبة كمكون من إلكتروليت الفلوريد.

يستخدم أكسيد الباريوم في بطاريات أكسيد النحاس القوية كأحد مكونات الكتلة النشطة (أكسيد الباريوم - أكسيد النحاس).

تستخدم كبريتات الباريوم كموسع كتلة نشط للقطب السالب في إنتاج بطاريات الرصاص الحمضية.

يتم إضافة كربونات الباريوم BaCO 3 إلى كتلة الزجاج لزيادة معامل انكسار الزجاج. تستخدم كبريتات الباريوم في صناعة الورق كمواد مالئة ؛ يتم تحديد جودة الورق إلى حد كبير من خلال وزنه ، الباريت BaSO 4 يجعل الورق أثقل. يتم تضمين هذا الملح بالضرورة في جميع درجات الورق باهظة الثمن. بالإضافة إلى ذلك ، تُستخدم كبريتات الباريوم على نطاق واسع في إنتاج طلاء الليثوبون الأبيض - وهو نتاج تفاعل محاليل كبريتيد الباريوم مع كبريتات الزنك:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

كلا الأملاح ، ذات اللون الأبيض ، يترسب ، ويبقى الماء النقي في المحلول.

عند حفر آبار النفط والغاز العميقة ، يتم استخدام معلق كبريتات الباريوم في الماء كمائع حفر.

يجد ملح الباريوم الآخر استخدامات مهمة. هذا هو تيتانات الباريوم BaTiO 3 - أحد أهم المواد الفيروكهربائية (يتم استقطاب الفيروكهربائي من تلقاء نفسه ، دون التعرض لمجال خارجي. ومن بين المواد العازلة ، فإنها تبرز بنفس طريقة المواد المغناطيسية الحديدية بين الموصلات. والقدرة على مثل هذا الاستقطاب هي يتم الحفاظ عليها فقط عند درجة حرارة معينة. تختلف المستقطبة الكهربية في ثابت العزل الكهربائي) ، والتي تعتبر من المواد الكهربائية ذات القيمة العالية.

في عام 1944 ، تم استكمال هذه الفئة بتيتانات الباريوم ، والتي اكتشف الفيزيائي السوفيتي بي. فولوم. تتمثل إحدى ميزات تيتانات الباريوم في أنها تحتفظ بخصائص الحديد الكهروضوئي في نطاق درجات حرارة واسع جدًا - من ما يقرب من الصفر المطلق إلى + 125 درجة مئوية.

كما تم استخدام الباريوم في الطب. يستخدم ملح الكبريتات في تشخيص أمراض المعدة. يتم خلط BaSO 4 بالماء ويسمح للمريض بابتلاعه. تعتبر كبريتات الباريوم معتمة بالنسبة للأشعة السينية ، وبالتالي تظل أجزاء الجهاز الهضمي ، التي تمر من خلالها "عصيدة الباريوم" ، مظلمة على الشاشة. فيكون للطبيب فكرة عن شكل المعدة والأمعاء ، ويحدد مكان حدوث القرحة.

تأثير الباريوم على جسم الإنسان

طرق دخول الجسم.
الطريقة الرئيسية لدخول الباريوم إلى جسم الإنسان هي من خلال الطعام. وبالتالي ، فإن بعض سكان البحار قادرون على تراكم الباريوم من المياه المحيطة ، وبتركيزات 7-100 (وفي بعض النباتات البحرية تصل إلى 1000) مرة أعلى من محتواه في مياه البحر. بعض النباتات (فول الصويا والطماطم ، على سبيل المثال) قادرة أيضًا على تراكم الباريوم من التربة بمقدار 2-20 مرة. ومع ذلك ، في المناطق التي يكون فيها تركيز الباريوم في الماء مرتفعًا ، يمكن أن تساهم مياه الشرب أيضًا في إجمالي مدخول الباريوم. إن تناول الباريوم من الهواء لا يكاد يذكر.

المخاطر الصحية.
في سياق الدراسات الوبائية العلمية التي أجريت تحت رعاية منظمة الصحة العالمية ، لم يتم تأكيد البيانات المتعلقة بالعلاقة بين الوفيات الناجمة عن أمراض القلب والأوعية الدموية ومحتوى الباريوم في مياه الشرب. في الدراسات قصيرة المدى على المتطوعين ، لم يتم العثور على تأثير ضار نظام القلب والأوعية الدمويةبتركيزات الباريوم حتى 10 مجم / لتر. صحيح ، في التجارب التي أجريت على الفئران ، عندما استهلك الأخير الماء حتى مع وجود نسبة منخفضة من الباريوم ، لوحظ زيادة في ضغط الدم الانقباضي. يشير هذا إلى الخطر المحتمل لارتفاع ضغط الدم لدى البشر مع الاستخدام المطول للمياه التي تحتوي على الباريوم (لدى وكالة حماية البيئة الأمريكية مثل هذه البيانات).
تُظهر بيانات USEPA أيضًا أنه حتى مشروبًا واحدًا من الماء يحتوي على نسبة الباريوم التي تزيد كثيرًا عن الحد الأقصى المسموح به يمكن أن يؤدي إلى ضعف العضلات وألم في البطن. ومع ذلك ، من الضروري مراعاة أن معيار الباريوم الذي حددته معايير الجودة USEPA (2.0 مجم / لتر) يتجاوز بشكل كبير القيمة التي أوصت بها منظمة الصحة العالمية (0.7 مجم / لتر). تحدد المعايير الصحية الروسية قيمة MPC أكثر صرامة للباريوم في الماء - 0.1 مجم / لتر. تقنيات إزالة الماء: التبادل الأيوني ، التناضح العكسي ، الديال الكهربائي.

الوزن الثقيل في الوزن الخفيف. لذلك يمكنك أن تتخيل الباريوم. يُترجم اسمه من اليونانية إلى "ثقيل". بالمقارنة مع العناصر القلوية الأخرى ، فإن المادة ثقيلة حقًا. في "المعركة" مع معادن من مجموعات أخرى ، كقاعدة عامة ، يخسر.

يرتبط اسم الباريوم بتاريخ اكتشافه. في القرن السابع عشر ، كانت فكرة العزل من النفايات ذات صلة. عثر صانع الأحذية من بولونيا ، Casciarolo ، على حجر ثقيل بشكل استثنائي. الذهب ، كما تعلم ، ليس معدنًا سهلاً. لذلك اشتبه الرجل في وجوده في الحصاة.

لم يكن من الممكن عزل الأحجار الكريمة. ولكن بعد التكليس ، بدأ يتوهج باللون الأحمر. جذبت هذه الظاهرة انتباه الكيميائي كارل شيل. لقد أثبت وجود عنصر جديد في الصخر - "الأرض الثقيلة". عندما حدد همفري ديفي من إنجلترا هذه "الأرض" في عام 1808 ، اتضح أنها نور. لكنهم لم يغيروا الاسم.

الخصائص الكيميائية والفيزيائية للباريوم

الذري كتلة الباريوميساوي 137 جرام لكل مول. المعدن ليس خفيفًا فحسب ، بل ناعم أيضًا. صلابة لاتتجاوز 3 نقاط. المادة مرنة ولزجة قليلاً. كثافة العنصر حوالي 3.7 جرام لكل سنتيمتر مكعب. في حالة وجود شوائب ، يصبح الباريوم هشًا.

لون العنصر الرمادي الفضي. لكن السمة المميزة للباريوم تعتبر خضراء. يتجلى في خاصية رد الفعل للمادة 56. يتضمن عناصر ، على سبيل المثال ، كبريتات الباريوم.

إذا غمرت قضيبًا زجاجيًا فيه وأحضرته إلى الموقد ، فسيومض لهب أخضر. بهذه الطريقة يمكن تحديد وجود شوائب صغيرة من معدن ثقيل.

الباريوم مادةمع شعرية مكعب. يمكن رؤيته ليس فقط في ظروف المختبر. تم العثور على المعدن في شكله النقي في الطبيعة. 2 تعديلات معروفة للعنصر. أحدهما ثابت حتى 365 درجة مئوية ، والآخر - من 375 إلى 710. يغلي الباريوم عند درجة حرارة 1696 درجة مئوية.

تم تصنيع العديد من النظائر المشعة للمعدن. صيغة الباريومذات الكتلة الذرية 140 - نتيجة اضمحلال الثوريوم والبلوتونيوم واليورانيوم. يتم استخلاص النظير بطريقة كروماتوغرافية ، أي يتم امتصاصه ، مع التركيز على لون المادة.

يتكون الباريوم 133 في عملية تشعيع السيزيوم. يتأثر بنواة أحد نظائر الهيدروجين - الديوترونات. يتحلل الشكل الإشعاعي للمعدن الأرضي القلوي المعزول في نفس الوقت في أكثر من 3 أيام بقليل. تكون دورة الباريوم 140 أطول ، وتستغرق 13.5 يومًا فقط حتى تتحلل.

مثل كل المعادن الأرضية القلوية ، الباريوم هو رد الفعل. في المجموعة ، يتم سردها في وسط الفلاحين ، على سبيل المثال ، و. يتم تخزين هذا الأخير في الهواء. هذا لن يعمل مع الباريوم. يتم وضع العنصر 56 تحت زيت البارافين أو الأثير النفطي.

تفاعل الباريوممع الأكسجين يؤدي إلى فقدان التألق. بعد ذلك ، تتحول المادة إلى اللون الأصفر والبني ، ونتيجة لذلك تصبح رمادية. هذا ما يبدو عليه أكسيد الباريوم- نتيجة تدميره في الهواء. إذا تم تسخين الغلاف الجوي ، فسوف ينفجر المعدن رقم 56 فيه.

تفاعل عنصر ما مع الماء هو عكس التفاعل مع الأكسجين. هنا يتحلل السائل بالفعل. هذه العملية ممكنة فقط في حالة ملامسة المعدن النقي. بعد رد الفعل ، يذهب إلى هيدروكسيد الباريوم.

إذا لم يتم وضع عنصر أصلي في الماء في البداية ، ولكن أملاحه ، فلن يحدث شيء. كلوريد الباريوم، وليس فقط ، غير قابلة للذوبان في H 2 O ، تتفاعل بنشاط فقط معها الأحماض.

الباريوميتفاعل بسهولة مع الهيدروجين. الشرط الوحيد هو التدفئة. يتكون هيدريد معدني. عند تسخينها ، يستمر التفاعل مع الأمونيا. اتضح نيتريد. يمكن أن يتحول إلى السيانيد إذا واصلت رفع درجة الحرارة.

محلول الباريوماللون الأزرق - نتيجة التفاعل مع نفس الأمونيا ، ولكن في شكل سائل. يتم عزل الأمونيا من الخليط. لها لون ذهبي ، تتحلل المادة بسهولة.

يجدر إضافة محفز ، وستحصل عليه أميد الباريوم. صحيح أنه يستخدم فقط ككاشف. وما فائدة المركبات الأخرى من المعدن ونفسه؟

تطبيق الباريوم

نظرًا لأن المعدن النقي يتطلب تقنية تخزين خاصة ، فإنه يتم استخدامه بشكل غير منتظم. متخصصو تقنية الفراغ مستعدون لإغلاق أعينهم على إزعاج العنصر. انها جيدة جدا يمتص الباريومالغازات المتبقية ، أي أنها بمثابة جامع.

كمنظف ، يستخدم المعدن أيضًا في إنتاج بعض و. هنا ، لا يمتص العنصر الغازات فحسب ، بل يمتص أيضًا الشوائب ، كما يزيل الأكسدة المخاليط.

كعنصر من مكونات السبائك ، يتم استخدام العنصر 56 في دويتو مع الرصاص. يذهب الخليط إلى إنتاج المحامل. سبائك مع الباريوم، لتحل محل مركبات الطباعة المستخدمة سابقًا من الرصاص والأنتيمون. معدن الأرض القلوي يقوي السبيكة بشكل أفضل.

سبيكة ج - مادة خام لتصنيع الأقطاب الكهربائية لشمعات التوهج. هناك حاجة إليها في محركات الاحتراق الداخلي وأنابيب الراديو. هذا ينهي استخدام الباريوم النقي. تدخل المركبات المعدنية في اللعب.

الحجر الثقيل ، الذي تم العثور عليه مرة واحدة في بولونيا ، هو صبغة معروفة. بواسطة التركيب الكيميائيالصخرة كبريتات الباريوم تنتمي إلى الطبقة. يتم سحق المواد الخام وإضافتها إلى الليثونيوم. هذا الطلاء الأبيض معروف بتعتيمه.

في الصورة مصباح يستخدم لإنتاج الباريوم

توجد صخور الباريوم أيضًا في أصناف باهظة الثمن ، على سبيل المثال ، مخصصة لطباعة النقود. كبريتات الباريوميجعل الأوراق النقدية أثقل ، مما يجعلها أكثر كثافة وبياضًا.

ومن المثير للاهتمام أن حجر البولونيز كان يستخدم في الأصل بشكل غير قانوني في صناعة الصباغة. تم تخفيف الرصاص الأبيض بمكون رخيص. كانت جودة المنتج تتدهور ، لكن رواد الأعمال كانوا أكثر ثراءً. في الأصباغ الحديثة الصاري الباريوم- مادة مضافة تحسن معاملاتها لا تفاقمها.

ترسيب الباريوم، بما في ذلك شكل كبريتات ، تستخدم أيضًا في الطب. سبار يحجب الأشعة السينية. تضاف كبريتات الباريوم إلى العصيدة وتعطى للمريض المصاب بأمراض مشتبه بها الجهاز الهضمي. بعد ذلك ، تكون نتائج التصوير الشعاعي أسهل في الفهم.

معادلات الباريومتشير إلى القدرة على امتصاص ليس فقط الأشعة السينية ، ولكن أيضًا أشعة جاما. لذا ، فإن مركبات العنصر 56 تحمي العديد من المفاعلات النووية.

كربونات الباريوماللازمة لصنع الزجاج. نترات الباريوم- مركب. محلول هيدروكسيد الباريومينظف بشكل فعال الدهون الحيوانية والزيوت النباتية. تستخدم كسم محلول كلوريد الباريوم.

في الصورة ، تعتبر الألعاب النارية صناعة أخرى تستخدم عنصر الباريوم.

يتم الحصول على Rhodisonate أيضًا من المعدن 56 صوديوم. الباريومتستخدم حتى للحقن في تمثال أبو الهول. تم تدمير النحت الرملي. المعدن الثقيل يساعد على تقوية الهيكل.

تعدين الباريوم

معدن الباريومتم الحصول عليها بعدة طرق. هم متحدون من قبل الغلاف الجوي. تتم التفاعلات في الفراغ بسبب التفاعل العنيف للعنصر 56 مع الأكسجين.

يتم تطبيق طريقة الاختزال الحراري المعدني على أكسيد الباريوم وكلوريد. من المركب الأخير ، يتم عزل العنصر باستخدام كربيد الكالسيوم. مسحوق الألمنيوم يعمل مع أكسيد. تتطلب تدفئة تصل إلى 1200 درجة مئوية.

من هيدريد ونتريد العنصر 56 نقي الباريوم. البوتاسيومتم الحصول عليها بطريقة مماثلة ، أي ليس عن طريق الاختزال ، ولكن عن طريق التحلل الحراري.

تتم العملية في كبسولات محكمة الغلق و / أو خزف. كما يستخدم التحليل الكهربائي. انها مناسبة للمصهور كلوريد الباريوم. الزئبق الكاثود.

سعر الباريوم

على المعدن أسعار الباريومقابل للتفاوض في السوق. منتج محدد ، نادرًا ما يُطلب. عادة ما يتم تنفيذ العنصر من قبل المختبرات الكيميائية والمؤسسات المعدنية. تكلفة المركبات المعدنية ليست سرا.

كلوريد الباريوم، على سبيل المثال ، يكلف 50-70 روبل للكيلوغرام الواحد. رمل الباريتيمكن شراؤها مقابل 10 روبل لكل 1000 جرام. يقدر كيلوغرام الهيدروكسيد بحوالي 80-90 روبل. بالنسبة لكبريتات الباريوم يطلبون 50 روبل على الأقل ، عادة حوالي مائة. مع عمليات التسليم بالجملة ، غالبًا ما يتم خصم السعر قليلاً.

BARIUM ، Ba (لات. باريوم ، من اليونانية باريز - ثقيل * أ. باريوم ؛ ن. باريوم ؛ و. باريوم ؛ و. باريو) ، - عنصر كيميائي من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة 11 من النظام الدوري لعناصر منديليف ، العدد الذري 56، الكتلة الذرية 137.33. يتكون الباريوم الطبيعي من خليط من سبعة نظائر مستقرة ؛ يسود 138 فرجينيا (71.66٪). تم اكتشاف الباريوم عام 1774 بواسطة الكيميائي السويدي K. Scheele في شكل BaO. حصل الكيميائي الإنجليزي H. Davy على معدن الباريوم لأول مرة في عام 1808.

الحصول على الباريوم

يتم الحصول على معدن الباريوم عن طريق الاختزال الحراري في الفراغ عند 1100-1200 درجة مئوية من مسحوق أكسيد الباريوم. يستخدم الباريوم في السبائك - مع الرصاص (الطباعة وسبائك مقاومة الاحتكاك) والألمنيوم و (ماصات الغاز في مصانع التفريغ). تستخدم نظائرها المشعة الاصطناعية على نطاق واسع.

تطبيق الباريوم

يضاف الباريوم ومركباته إلى المواد المصممة للحماية من الإشعاع الإشعاعي والأشعة السينية. تستخدم مركبات الباريوم على نطاق واسع: أكسيد ، بيروكسيد وهيدروكسيد (لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين) ، نيتريد (في الألعاب النارية) ، كبريتات (كعامل تباين في الأشعة ، البحث) ، كرومات ومنغنات (في صناعة الدهانات) ، تيتانات (واحد من أهم المواد الحديدية الكهربائية) ، الكبريتيد (في صناعة الجلود) ، إلخ.

الباريوم

الباريوم-انا؛ م.[خطوط الطول. الباريوم من اليونانية. باريز - ثقيل].

1. عنصر كيميائي (Ba) ، معدن متفاعل أبيض فضي ناعم (يستخدم في الهندسة ، الصناعة ، الطب).

2. راز.حول ملح كبريتات هذا العنصر (يؤخذ عن طريق الفم كعامل تباين أثناء فحص الأشعة السينية للمعدة والأمعاء ، إلخ). اشرب كوبًا من الباريوم.

◁ الباريوم ، الرابع ، الرابع (علامة واحدة). أملاح ب. ب. الكاثود.

الباريوم

(لات. الباريوم) ، عنصر كيميائي من المجموعة الثانية من النظام الدوري ، ينتمي إلى معادن الأرض القلوية. الاسم من اليونانية barýs - ثقيل. معدن ناعم أبيض فضي ؛ الكثافة 3.78 جم / سم 3 ، رر 727 درجة مئوية. نشطة جدا كيميائيا ، تشتعل عند تسخينها. المعادن: الباريت ويذريت. يتم استخدامها في تقنية الفراغ كممتص للغاز ، في السبائك (الطباعة ، المحمل) ؛ أملاح الباريوم - في إنتاج الدهانات والنظارات والمينا والألعاب النارية والطب.

الباريوم

BARIUM (lat. Baryum) ، Ba (يُقرأ "باريوم") ، عنصر كيميائي برقم ذري 56 ، كتلته الذرية 137.327. وهي تقع في الفترة السادسة في المجموعة IIA من النظام الدوري. يشير إلى العناصر القلوية الأرضية. يتكون الباريوم الطبيعي من سبعة نظائر مستقرة بأعداد كتلتها 130 (0.101٪) ، 132 (0.097٪) ، 134 (2.42٪) ، 135 (6.59٪) ، 136 (7.81٪) ، 137 (11 ، 32٪) و 138 ( 71.66٪). تكوين طبقة الإلكترون الخارجية 6 س 2 . حالة الأكسدة هي +2 (التكافؤ II). نصف قطر الذرة 0.221 نانومتر ، نصف قطر Ba 2+ أيون 0.138 نانومتر. طاقات التأين المتتابعة هي 5.212 و 10.004 و 35.844 فولت. الكهربية وفقا لبولينج (سم.باولينغ لينوس) 0,9.
تاريخ الاكتشاف
يأتي اسم العنصر من الكلمة اليونانية "baris" - الثقيلة. في عام 1602 ، لفت حرفي بولونيا الانتباه إلى معدن الباريت الثقيل. (سم.الباريت) BaSO 4 (كثافة 4.50 كجم / دسم 3). في عام 1774 قام السويدي K. Scheele (سم.شيل كارل فيلهلم)، تكليس الباريت ، تلقى أكسيد BaO. فقط في عام 1808 قام الإنجليزي جي ديفي (سم.ديفي همفري)تستخدم التحليل الكهربائي لاستعادة المعادن النشطة من ذوبان الملح.
الانتشار في الطبيعة
محتوى القشرة الأرضية 0.065٪. أهم المعادن هي الباريت ويذريت (سم.فيتريت)باكو 3.
إيصال
المادة الخام الرئيسية للحصول على الباريوم ومركباته هي تركيز الباريت (80-95٪ BaSO 4). يتم تسخينه في محلول مشبع من الصوديوم Na 2 CO 3:
BaSO 4 + Na 2 CO 3 \ u003d BaCO 3 + Na 2 SO 4
تتم معالجة راسب كربونات الباريوم القابلة للذوبان في الأحماض بشكل أكبر.
الطريقة الصناعية الرئيسية للحصول على الباريوم المعدني هي اختزاله بمسحوق الألمنيوم. (سم.الألومنيوم)عند 1000-1200 درجة مئوية:
4ВаО + 2Аl = 3Ва + аOАl 2 О 3
عن طريق اختزال الباريت بالفحم أو فحم الكوك عند تسخينه ، يتم الحصول على BaS:
BaSO 4 + 4C \ u003d BaS + 4CO
تتم معالجة كبريتيد الباريوم الناتج القابل للذوبان في الماء في مركبات الباريوم الأخرى ، Ba (OH) 2 ، BaCO 3 ، Ba (NO 3) 2.
الخصائص الفيزيائية والكيميائية
الباريوم معدن مرن أبيض فضي ، الشبكة البلورية مكعب ، محورها الجسم ، أ= 0.501 نانومتر. عند درجة حرارة 375 درجة مئوية ، فإنه يمر في تعديل ب. نقطة الانصهار 727 درجة مئوية ، نقطة الغليان 1637 درجة مئوية ، الكثافة 3.780 جم / سم 3. جهد القطب القياسي Ba 2+ / Ba هو -2.906 فولت.
لها نشاط كيميائي عالي. يتأكسد بشدة في الهواء ، ويشكل فيلمًا يحتوي على أكسيد الباريوم BaO ، بيروكسيد BaO 2.
يتفاعل بقوة مع الماء:
Va + 2H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 + H 2
عند تسخينه يتفاعل مع النيتروجين (سم.نتروجين)مع تكوين نيتريد Ba 3 N 2:
Ba + N 2 \ u003d Ba 3 N 2
في تيار من الهيدروجين (سم.هيدروجين)عند تسخينه ، يشكل الباريوم هيدريد BaH 2. مع الكربون ، يشكل الباريوم كربيد BaC 2. مع الهالوجينات (سم.الهالوجينات)هاليدات الباريوم:
Ba + Cl 2 \ u003d BaCl 2 ،
التفاعل المحتمل مع الكبريت (سم.الكبريت)وغيرها من اللافلزات.
BaO هو الأكسيد الأساسي. يتفاعل مع الماء لتكوين هيدروكسيد الباريوم:
BaO + H 2 O \ u003d Ba (OH) 2
عند التفاعل مع الأكاسيد الحمضية ، تشكل BaO الأملاح:
BaO + CO 2 \ u003d باكو 3
هيدروكسيد القاعدة Ba (OH) 2 قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء وله خصائص قلوية.
أيونات Ba 2+ عديمة اللون. الكلوريد والبروميد واليوديد ونترات الباريوم قابلة للذوبان في الماء بدرجة عالية. كربونات غير قابلة للذوبان ، كبريتات ، متوسط ​​فوسفات الباريوم. كبريتات الباريوم BaSO 4 غير قابلة للذوبان في الماء والأحماض. لذلك ، فإن تكوين راسب جبني أبيض مترسب BaSO 4 هو رد فعل نوعي على أيونات Ba 2+ وأيونات الكبريتات.
يذوب BaSO 4 في محلول ساخن من H 2 SO 4 المركّز ، مكونًا كبريتات الحمض:
BaSO 4 + H 2 SO 4 \ u003d 2Ba (HSO 4) 2
Ba 2+ أيونات لون اللهب الأصفر والأخضر.
طلب
سبيكة Ba مع Al هي أساس الحاصل (الحاصل). BaSO 4 هو أحد مكونات الدهانات البيضاء ، يتم إضافته أثناء تلبيس بعض أنواع الورق المستخدمة في صهر الألمنيوم ، في الطب - للفحص بالأشعة السينية.
تُستخدم مركبات الباريوم في إنتاج الزجاج ، وفي صناعة صواريخ الإشارة.
تيتانات الباريوم BaTiO 3 هو مكون من عناصر كهرضغطية ، مكثفات صغيرة ، تستخدم في تقنية الليزر.
العمل الفسيولوجي
مركبات الباريوم سامة ، MPC في الهواء 0.5 مجم / م 3.

قاموس موسوعي. 2009 .

المرادفات:

شاهد ما هو "الباريوم" في القواميس الأخرى:

الباريوم- علم المياه. كيمياء. سودا إريتين ، تيسيز بلورات زات (بورصة الكويت ، 2 ، 167). كربونات الباريوم. كيمياء. Tұz zhane nitrogen kyshkyldarynda onay eritin ، بلور tүssіz. B a r i y k a r b o n a t y - baridyn өte manyzdy kosylystarynyn biri (بورصة الكويت ، 2 ، 167). كبريتات الباريوم ... الكازاخستانية tilinin tusindirme sozdigі

- (الباريوم اللاتيني ، من اليونانية باريز ثقيل). معدن مائل للصفرة ، سمي بهذا الاسم لأنه يتحد مع معادن أخرى لتكوين مركبات ثقيلة. قاموس الكلمات الأجنبية المدرجة في اللغة الروسية. Chudinov A.N. ، 1910. باريوم لات. الباريوم من اليونانية ... ... قاموس الكلمات الأجنبية للغة الروسية

Ba (لات. باريوم ، من اليونانية. باريز ثقيل * أ. باريوم ؛ ن. باريوم ؛ و. باريوم ؛ و. باريو) ، كيمياء. عنصر المجموعة الفرعية الرئيسية 11 من المجموعة الدورية. أنظمة عناصر منديليف ، في. ن. 56، في. م .137.33. يتكون Natural B. من خليط من سبعة أنواع مستقرة ... الموسوعة الجيولوجية

- (من اليونانية باريز الثقيلة ؛ لات. باريوم) ، با ، كيمياء. العنصر الثاني المجموعة الدورية. أنظمة عناصر المجموعة الفرعية لعناصر الأرض القلوية ، في. رقم 56 ، في. الوزن 137.33. يحتوي Natural B. على 7 نظائر مستقرة ، من بينها يسود 138Ba ... ... موسوعة فيزيائية

الباريوم- (من اليونانية باريز الثقيلة) ، معدن ثنائي الذرة ، في. الخامس. 137.37 علم. التعيين Ba ، يحدث في الطبيعة فقط في شكل أملاح ، الفصل. arr. ، في شكل ملح كبريتات (سبار ثقيل) وملح كربونات (ويثريت) ؛ بكميات قليلة من الملح ب ... ... موسوعة طبية كبيرة

- (الباريوم) ، Ba ، عنصر كيميائي من المجموعة الثانية من النظام الدوري ، العدد الذري 56 ، الكتلة الذرية 137.33 ؛ ينتمي إلى معادن الأرض القلوية. اكتشفه الكيميائي السويدي K. Scheele في عام 1774 ، واستقبله G.Devy في عام 1808 ... الموسوعة الحديثة

- (لات. الباريوم) Ba ، عنصر كيميائي من المجموعة الثانية من النظام الدوري ، العدد الذري 56 ، الكتلة الذرية 137.33 ، ينتمي إلى فلزات الأرض القلوية. الاسم من اليونانية. باريز ثقيل. معدن ناعم أبيض فضي ؛ الكثافة 3.78 جم / سم و sup3 ، tpl ... ... قاموس موسوعي كبير الباريوم - اسم ، عدد المرادفات: 2 معدن (86) عنصر (159) قاموس مرادف ASIS. في. تريشين. 2013 ... قاموس مرادف

محتوى المقال

الباريوم- عنصر كيميائي من المجموعة الثانية من النظام الدوري ، العدد الذري 56 ، الكتلة الذرية النسبية 137.33. يقع في الفترة السادسة بين السيزيوم واللانثانم. يتكون الباريوم الطبيعي من سبعة نظائر مستقرة بأعداد كتلتها 130 (0.101٪) ، 132 (0.097٪) ، 134 (2.42٪) ، 135 (6.59٪) ، 136 (7.81٪) ، 137 (11 ، 32٪) و 138 ( 71.66٪). يُظهر الباريوم في معظم المركبات الكيميائية حالة أكسدة قصوى تبلغ +2 ، ولكن يمكن أن تحتوي أيضًا على صفر. في الطبيعة ، يوجد الباريوم فقط في حالة ثنائية التكافؤ.

تاريخ الاكتشاف.

في عام 1602 ، التقط Casciarolo (صانع أحذية وكيميائي بولوني) حجرًا من الجبال المحيطة ، وهو ثقيل جدًا لدرجة أن Casciarolo اشتبه في وجود الذهب فيه. في محاولة لعزل الذهب عن الحجر ، كلسه الكيميائي بالفحم. على الرغم من أنه لم يكن من الممكن عزل الذهب في هذه الحالة ، إلا أن التجربة حققت نتائج مشجعة بشكل واضح: كان منتج التكليس المبرد يتوهج في الظلام بلون ضارب إلى الحمرة. أحدثت أخبار هذا الاكتشاف غير العادي إحساسًا حقيقيًا في البيئة الكيميائية ، وأصبح معدنًا غير عادي ، والذي حصل على عدد من الأسماء - حجر الشمس (لابيس سولاريس) ، وحجر بولونيا (لابيس بولونينسيس) ، وفوسفور بولونيا (فوسفور بولونينسيس) مشاركًا. في تجارب مختلفة. لكن مر الوقت ، ولم يفكر الذهب حتى في الظهور ، لذا اختفى الاهتمام بالمعدن الجديد تدريجيًا ، ولفترة طويلة كان يعتبر شكلاً معدلًا من الجبس أو الجير. بعد قرن ونصف فقط ، في عام 1774 ، قام الكيميائيان السويديان المشهوران كارل شيل ويوهان جان بدراسة "حجر بولونيا" ووجدوا أنه يحتوي على نوع من "التراب الثقيل". في وقت لاحق ، في عام 1779 ، أطلق جيتون دي مورفو على هذه "الأرض" باروت (باروت) من الكلمة اليونانية "بارو" - ثقيل ، ثم غير الاسم لاحقًا إلى باريت (باريت). ظهر تراب الباريوم تحت هذا الاسم في كتب الكيمياء في أواخر القرن الثامن عشر وأوائل القرن التاسع عشر. لذلك ، على سبيل المثال ، في الكتاب المدرسي لـ A.L. Lavoisier (1789) تم تضمين الباريت في قائمة الأجسام الترابية البسيطة المكونة للملح ، وتم إعطاء اسم آخر للباريت - "الأرض الثقيلة" (terre pesante، lat. terra ponderosa). بدأ المعدن الذي لا يزال غير معروف الموجود في المعدن يسمى الباريوم (لاتيني - باريوم). في الأدب الروسي في القرن التاسع عشر. كما تم استخدام أسماء الباريت والباريوم. كان معدن الباريوم المشهور التالي هو كربونات الباريوم الطبيعي ، الذي اكتشفه ويذرينج عام 1782 ثم أطلق عليه لاحقًا ويذريت على شرفه. حصل الإنجليزي همفري ديفي على معدن الباريوم لأول مرة في عام 1808 عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد الباريوم الرطب باستخدام كاثود الزئبق وتبخر الزئبق لاحقًا من ملغم الباريوم. وتجدر الإشارة إلى أنه في نفس عام 1808 ، قبل ديفي إلى حد ما ، تلقى الكيميائي السويدي ينس برزيليوس مزيجًا من الباريوم. على الرغم من اسمه ، تبين أن الباريوم معدن خفيف نسبيًا بكثافة 3.78 جم / سم 3 ، لذلك في عام 1816 اقترح الكيميائي الإنجليزي كلارك رفض الاسم "الباريوم" على أساس أنه إذا كان الباريوم الأرض (أكسيد الباريوم) أثقل من الأتربة الأخرى (الأكاسيد) ، المعدن ، على العكس من ذلك ، أخف من المعادن الأخرى. أراد كلارك تسمية عنصر البلوتونيوم هذا تكريما للإله الروماني القديم ، حاكم العالم السفلي بلوتو ، لكن هذا الاقتراح لم يحظ بتأييد علماء آخرين واستمر تسمية المعدن الخفيف بأنه "ثقيل".

الباريوم في الطبيعة.

تحتوي قشرة الأرض على 0.065٪ باريوم ، يوجد على شكل كبريتات وكربونات وسيليكات وألومينوسيليكات. المعادن الرئيسية للباريوم هي الباريوم (كبريتات الباريوم) ، المذكورة أعلاه ، وتسمى أيضًا الصاري الثقيل أو الفارسي ، ويذريت (كربونات الباريوم). قدرت الموارد المعدنية العالمية من الباريت في عام 1999 بنحو 2 مليار طن ، يتركز جزء كبير منها في الصين (حوالي 1 مليار طن) وكازاخستان (0.5 مليار طن). هناك أيضًا احتياطيات كبيرة من الباريت في الولايات المتحدة الأمريكية والهند وتركيا والمغرب والمكسيك. تقدر الموارد الروسية من الباريت بـ 10 ملايين طن ، ويتم استخراجه في ثلاث رواسب رئيسية تقع في مناطق خاكاسيا وكيميروفو وتشيليابينسك. يبلغ إجمالي الإنتاج السنوي من الباريت في العالم حوالي 7 ملايين طن ، وتنتج روسيا 5 آلاف طن وتستورد 25 ألف طن من الباريت سنويًا.

إيصال.

المواد الخام الرئيسية للحصول على الباريوم ومركباته هي الباريت ، ونادرًا ما يذريت. عن طريق اختزال هذه المعادن بالفحم أو فحم الكوك أو الغاز الطبيعي ، يتم الحصول على كبريتيد الباريوم وأكسيد الباريوم ، على التوالي:

BaSO4 + 4C = BaS + 4CO

BaSO 4 + 2CH 4 \ u003d BaS + 2C + 4H 2 O

BaCO 3 + C = BaO + 2CO

يتم الحصول على معدن الباريوم عن طريق اختزاله بأكسيد الألومنيوم.

3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3

تم تنفيذ هذه العملية لأول مرة بواسطة الكيميائي الفيزيائي الروسي ن.ن. بيكيتوف. إليك كيفية وصف تجاربه: "أخذت أكسيد الباريوم اللامائي وأضفت إليه كمية معينة من كلوريد الباريوم ، مثل التدفق ، ووضعت هذا الخليط مع قطع من الطين (الألومنيوم) في بوتقة الفحم وقمت بتسخينه لعدة ساعات. بعد تبريد البوتقة ، وجدت فيها سبيكة معدنية من نوع مختلف تمامًا و الخصائص الفيزيائيةمن الطين. تحتوي هذه السبيكة على هيكل بلوري كبير ، وهي هشة للغاية ، وكسر جديد له لمعان خفيف مصفر ؛ أظهر التحليل أنه يتكون من 33.3 باريوم و 66.7 طين لمدة 100 ساعة ، أو بعبارة أخرى ، يحتوي على جزأين من الطين لجزء واحد من الباريوم ... ". يتم الآن إجراء عملية الاختزال باستخدام الألومنيوم في فراغ عند درجات حرارة تتراوح من 1100 إلى 1250 درجة مئوية ، بينما يتبخر الباريوم الناتج ويتكثف على الأجزاء الباردة من المفاعل.

بالإضافة إلى ذلك ، يمكن الحصول على الباريوم بالتحليل الكهربائي لخليط منصهر من الباريوم وكلوريد الكالسيوم.

مادة بسيطة.

الباريوم معدن أبيض فضي مرن ينكسر عندما يضرب بقوة. نقطة الانصهار 727 درجة مئوية ، نقطة الغليان 1637 درجة مئوية ، الكثافة 3.780 جم / سم 3. عند الضغط العادي ، يوجد في تعديلين متآصلين: حتى 375 درجة مئوية ، a -Ba مستقر مع شعرية مكعبة محورها الجسم ، فوق 375 درجة مئوية ، b -Ba مستقرة. عند الضغط المرتفع ، يتم تشكيل تعديل سداسي. يحتوي معدن الباريوم على نشاط كيميائي عالٍ ، ويتأكسد بشدة في الهواء ، ويشكل فيلمًا يحتوي على BaO و BaO 2 و Ba 3 N 2 ، ويشتعل عند التسخين الطفيف أو عند الصدمة.

2Ba + O 2 = 2BaO ؛ Ba + O 2 \ u003d BaO 2 ؛ 3Ba + N 2 \ u003d Ba 3 N 2 ،

لذلك ، يتم تخزين الباريوم تحت طبقة من الكيروسين أو البارافين. يتفاعل الباريوم بقوة مع الماء والمحاليل الحمضية ، مكونًا هيدروكسيد الباريوم أو الأملاح المقابلة:

Ba + 2H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 + H 2

Ba + 2HCl \ u003d BaCl 2 + H 2

مع الهالوجينات ، يشكل الباريوم هاليدات ، مع الهيدروجين والنيتروجين ، عند تسخينه ، فإنه يشكل الهيدريد والنتريد ، على التوالي.

Ba + Cl 2 \ u003d BaCl 2 ؛ Ba + H 2 = BaH 2

يتحلل معدن الباريوم في الأمونيا السائلة بتكوين محلول أزرق داكن ، يمكن من خلاله عزل الأمونيا Ba (NH 3) 6 - بلورات ذات لمعان ذهبي ، تتحلل بسهولة مع إطلاق الأمونيا. في هذا المركب ، الباريوم لديه حالة أكسدة صفرية.

التطبيق في الصناعة والعلوم.

استخدام الباريوم المعدني محدود للغاية بسبب نشاطه الكيميائي العالي ؛ تستخدم مركبات الباريوم على نطاق أوسع. سبيكة من الباريوم مع الألمنيوم - سبيكة ألبا تحتوي على 56٪ Ba - أساس المقتنيات (ماصات الغازات المتبقية في تقنية التفريغ). للحصول على المادة نفسها ، يتبخر الباريوم من السبيكة عن طريق تسخينه في دورق مفرغ من الجهاز ؛ ونتيجة لذلك ، يتم تكوين "مرآة الباريوم" على الأجزاء الباردة من الدورق. بكميات صغيرة ، يستخدم الباريوم في علم المعادن لتنقية النحاس المصهور والرصاص من شوائب الكبريت والأكسجين والنيتروجين. يُضاف الباريوم إلى سبائك الطباعة والمضادة للاحتكاك ، وتُستخدم سبيكة من الباريوم والنيكل في صناعة أجزاء لأنابيب الراديو والأقطاب الكهربائية لشمعات الإشعال في محركات المكربن. بالإضافة إلى ذلك ، هناك تطبيقات غير قياسية للباريوم. أحدها هو إنشاء مذنبات اصطناعية: أبخرة الباريوم المنبعثة من المركبة الفضائية تتأين بسهولة بأشعة الشمس وتتحول إلى سحابة بلازما لامعة. تم إنشاء أول مذنب اصطناعي في عام 1959 أثناء رحلة محطة الكواكب الأوتوماتيكية السوفيتية Luna-1. في أوائل السبعينيات من القرن الماضي ، أجرى علماء الفيزياء الألمان والأمريكيون أبحاثًا حول المجال الكهرومغناطيسي للأرض ، وألقوا 15 كيلوغرامًا من أصغر مسحوق الباريوم فوق أراضي كولومبيا. امتدت سحابة البلازما الناتجة على طول خطوط المجال المغناطيسي ، مما يجعل من الممكن تحسين موقعها. في عام 1979 تم استخدام نفاثات جسيمات الباريوم لدراسة الشفق القطبي.

مركبات الباريوم.

تعتبر مركبات الباريوم ثنائية التكافؤ ذات أهمية عملية كبيرة.

أكسيد الباريوم(BaO): منتج وسيط في إنتاج الباريوم - مسحوق أبيض حراري (نقطة انصهار حوالي 2020 درجة مئوية) ، يتفاعل مع الماء ، ويشكل هيدروكسيد الباريوم ، ويمتص ثاني أكسيد الكربون من الهواء ، ويتحول إلى كربونات:

BaO + H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 ؛ BaO + CO 2 = باكو 3

عندما يتكلس في الهواء عند درجة حرارة 500-600 درجة مئوية ، يتفاعل أكسيد الباريوم مع الأكسجين ، مكونًا بيروكسيد ، والذي يتحول مرة أخرى إلى أكسيد عند زيادة التسخين إلى 700 درجة مئوية ، مما يؤدي إلى فصل الأكسجين:

2BaO + O 2 = 2BaO 2 ؛ 2BaO 2 \ u003d 2BaO + O 2

تم الحصول على الأكسجين بهذه الطريقة حتى نهاية القرن التاسع عشر ، حتى تم تطوير طريقة لعزل الأكسجين عن طريق تقطير الهواء السائل.

في المختبر ، يمكن الحصول على أكسيد الباريوم عن طريق تكليس نترات الباريوم:

2Ba (NO 3) 2 = 2BaO + 4NO 2 + O 2

الآن يتم استخدام أكسيد الباريوم كعامل إزالة الماء ، للحصول على بيروكسيد الباريوم وتصنيع مغناطيس السيراميك من حديد الباريوم (لهذا ، يتم تلبيد خليط من مساحيق الباريوم وأكاسيد الحديد تحت ضغط في مجال مغناطيسي قوي) ، ولكن التطبيق الرئيسي لأكسيد الباريوم هو تصنيع الكاثودات الحرارية. في عام 1903 ، اختبر العالم الألماني الشاب وينلت قانون انبعاث الإلكترون من المواد الصلبة ، والذي اكتشفه الفيزيائي الإنجليزي ريتشاردسون قبل فترة وجيزة. أكدت التجارب الأولى باستخدام سلك البلاتين القانون تمامًا ، لكن تجربة التحكم فشلت: كان تدفق الإلكترون أعلى بشكل حاد مما كان متوقعًا. نظرًا لأن خصائص المعدن لا يمكن أن تتغير ، افترض وينيلت أن هناك نوعًا من الشوائب على سطح البلاتين. بعد اختبار الملوثات السطحية المحتملة ، كان مقتنعًا بأن الإلكترونات الإضافية تنبعث من أكسيد الباريوم ، والذي كان جزءًا من مادة التشحيم لمضخة التفريغ المستخدمة في التجربة. ومع ذلك ، لم يتعرف العالم العلمي على الفور على هذا الاكتشاف ، حيث لا يمكن إعادة إنتاج ملاحظاته. بعد ما يقرب من ربع قرن فقط ، أظهر الإنجليزي كوهلر أنه من أجل إظهار الانبعاث الحراري العالي ، يجب تسخين أكسيد الباريوم عند ضغوط أكسجين منخفضة جدًا. لا يمكن تفسير هذه الظاهرة إلا في عام 1935. اقترح العالم الألماني بوهل أن تنبعث الإلكترونات من شوائب صغيرة من الباريوم في الأكسيد: عند الضغط المنخفض ، يتسرب جزء من الأكسجين من الأكسيد ، ويتأين الباريوم المتبقي بسهولة ليشكل الإلكترونات الحرة التي تترك البلورة عند تسخينها:

2BaO = 2Ba + O 2 ؛ با = با 2+ + 2 هـ

تم تحديد صحة هذه الفرضية أخيرًا في أواخر الخمسينيات من القرن الماضي بواسطة الكيميائيين السوفييت أ. بونديل و ب. كوفتون ، الذين قاسوا تركيز شوائب الباريوم في الأكسيد وقارنوه بتدفق الانبعاث الحراري للإلكترون. الآن أكسيد الباريوم هو الجزء النشط من معظم الكاثودات الحرارية. على سبيل المثال ، ينبعث شعاع الإلكترون الذي يشكل صورة على شاشة التلفزيون أو شاشة الكمبيوتر بواسطة أكسيد الباريوم.

هيدروكسيد الباريوم ، أوكتاهيدرات(با (أوه) 2· 8H2O). مسحوق أبيض ، شديد الذوبان في الماء الساخن (أكثر من 50٪ عند 80 درجة مئوية) ، أسوأ في الماء البارد (3.7٪ عند 20 درجة مئوية). نقطة انصهار ثماني هيدرات هي 78 درجة مئوية ؛ عند تسخينها إلى 130 درجة مئوية ، تتحول إلى با (OH) 2 اللامائي. يتم الحصول على هيدروكسيد الباريوم عن طريق إذابة الأكسيد في الماء الساخن أو عن طريق تسخين كبريتيد الباريوم في تيار من البخار شديد السخونة. يتفاعل هيدروكسيد الباريوم بسهولة مع ثاني أكسيد الكربون ، لذلك يستخدم محلولها المائي ، المسمى "ماء الباريت" ، في الكيمياء التحليلية ككاشف لثاني أكسيد الكربون. بالإضافة إلى ذلك ، يعمل "ماء الباريت" ككاشف لأيونات الكبريتات والكربونات. يستخدم هيدروكسيد الباريوم لإزالة أيونات الكبريتات من الزيوت النباتية والحيوانية والمحاليل الصناعية ، للحصول على هيدروكسيدات الروبيديوم والسيزيوم ، كمكون زيوت التشحيم.

كربونات الباريوم(BaCO3). في الطبيعة ، المعدن يذبل. مسحوق أبيض ، غير قابل للذوبان في الماء ، قابل للذوبان في الأحماض القوية (ما عدا الكبريتيك). عند تسخينها إلى 1000 درجة مئوية ، تتحلل مع إطلاق ثاني أكسيد الكربون:

باكو 3 \ u003d باو + ثاني أكسيد الكربون 2

تُضاف كربونات الباريوم إلى الزجاج لزيادة معامل انكساره ، وتُضاف إلى المينا والطلاءات الزجاجية.

كبريتات الباريوم(BaSO4). في الطبيعة - الباريت (الصاري الثقيل أو الفارسي) - المعدن الرئيسي للباريوم - مسحوق أبيض (نقطة انصهار حوالي 1680 درجة مئوية) ، غير قابل للذوبان عمليًا في الماء (2.2 مجم / لتر عند 18 درجة مئوية) ، قابل للذوبان ببطء في حامض الكبريتيك المركز .

لطالما ارتبط إنتاج الدهانات بكبريتات الباريوم. صحيح ، في البداية كان استخدامه ذا طبيعة إجرامية: في الشكل المكسر ، تم خلط الباريت بالرصاص الأبيض ، مما قلل بشكل كبير من تكلفة المنتج النهائي ، وفي نفس الوقت أدى إلى تدهور جودة الطلاء. ومع ذلك ، تم بيع هذا الأبيض المعدل بنفس سعر الأبيض العادي ، مما أدى إلى تحقيق أرباح كبيرة لأصحاب مطاحن الصبغة. بالعودة إلى عام 1859 ، تلقت وزارة المصانع والتجارة المحلية معلومات حول المكائد الاحتيالية لمربي ياروسلافل الذين أضافوا صاريًا ثقيلًا للرصاص الأبيض ، والذي "يخدع المستهلكين بشأن الجودة الحقيقية للمنتج ، كما تم تلقي طلب لحظر هذا المنتج. المربين من استخدام الصاري في صناعة الرصاص الأبيض. ". لكن هذه الشكاوى لم تسفر عن شيء. يكفي أن نقول أنه في عام 1882 تم تأسيس مصنع الصاري في ياروسلافل ، والذي أنتج في عام 1885 50 ألف رطل من الصاري الثقيل المسحوق. في أوائل تسعينيات القرن التاسع عشر ، كتب D.I Mendeleev: "... يتم خلط الباريت مع التبييض في العديد من المصانع ، نظرًا لأن التبييض المستورد من الخارج ، لتقليل السعر ، يحتوي على هذا المزيج."

كبريتات الباريوم جزء من Lithopone ، وهو طلاء أبيض غير سام يتمتع بقوة إخفاء عالية ، وهو مطلوب على نطاق واسع في السوق. لتصنيع الليثوبون ، يتم خلط المحاليل المائية لكبريتيد الباريوم وكبريتات الزنك ، بينما يحدث تفاعل التبادل ويحدث خليط من كبريتات الباريوم المتبلور بدقة وكبريتيد الزنك - الليثوبون - ويبقى الماء النقي في المحلول.

BaS + ZnSO 4 \ u003d BaSO 4 Ї + ZnSЇ

في إنتاج الدرجات باهظة الثمن من الورق ، تلعب كبريتات الباريوم دور عامل حشو وتوزين ، مما يجعل الورق أكثر بياضًا وأكثر كثافة ؛ كما تستخدم كمواد مالئة في المطاط والسيراميك.

يستخدم أكثر من 95٪ من الباريت المستخرج في العالم لإعداد سوائل العمل لحفر الآبار العميقة.

تمتص كبريتات الباريوم بشدة الأشعة السينية وأشعة جاما. تستخدم هذه الخاصية على نطاق واسع في الطب لتشخيص أمراض الجهاز الهضمي. للقيام بذلك ، يُسمح للمريض بابتلاع معلق من كبريتات الباريوم في الماء أو خليط منه مع السميد - "عصيدة الباريوم" ثم يتألق من خلال الأشعة السينية. تبدو أجزاء الجهاز الهضمي ، التي تمر عبرها "عصيدة الباريوم" ، كبقع داكنة في الصورة. حتى يتمكن الطبيب من تكوين فكرة عن شكل المعدة والأمعاء وتحديد مكان حدوث المرض. تستخدم كبريتات الباريوم أيضًا في صناعة الخرسانة الباريتية المستخدمة في بناء محطات الطاقة النووية والمحطات النووية للحماية من اختراق الإشعاع.

كبريتيد الباريوم(بكالوريوس). منتج وسيط في إنتاج الباريوم ومركباته. المنتج التجاري عبارة عن مسحوق رمادي قابل للتفتت ، قليل الذوبان في الماء. يستخدم كبريتيد الباريوم للحصول على الليثوبون ، في صناعة الجلود لإزالة الشعر من الجلد ، للحصول على كبريتيد الهيدروجين النقي. BaS هو أحد مكونات العديد من الفوسفور - المواد التي تتوهج بعد امتصاص الطاقة الضوئية. كان هو الذي تلقى Casciarolo ، تكليس الباريت بالفحم. في حد ذاته ، لا يتوهج كبريتيد الباريوم: هناك حاجة إلى إضافات من المواد المنشطة - أملاح البزموت والرصاص والمعادن الأخرى.

تيتانات الباريوم(باتيو 3). أحد أهم مركبات الباريوم صناعيًا هو مادة بلورية مقاومة للحرارة البيضاء (نقطة انصهار 1616 درجة مئوية) ، غير قابلة للذوبان في الماء. يتم الحصول على تيتانات الباريوم عن طريق دمج ثاني أكسيد التيتانيوم مع كربونات الباريوم عند درجة حرارة حوالي 1300 درجة مئوية:

BaCO 3 + TiO 2 \ u003d BaTiO 3 + CO 2

تيتانات الباريوم هي واحدة من أفضل المواد الكهربائية الفيروكهربائية () ، والمواد الكهربائية القيمة للغاية. في عام 1944 ، اكتشف الفيزيائي السوفيتي BM Vul القدرات الفيروكهربائية البارزة (ثابت عازل عالي جدًا) في تيتانات الباريوم ، والتي احتفظت بها في نطاق درجة حرارة واسع - تقريبًا من الصفر المطلق إلى + 125 درجة مئوية. هذا الظرف ، بالإضافة إلى القوة الميكانيكية العالية كما أن مقاومة تيتانات الباريوم للرطوبة جعلت منه أحد أهم المواد الفيروكهربائية المستخدمة ، على سبيل المثال ، في صناعة المكثفات الكهربائية. تيتانات الباريوم ، مثل جميع المواد الكهروضوئية ، لها أيضًا خصائص كهرضغطية: فهي تغير خصائصها الكهربائية تحت الضغط. تحت تأثير المجال الكهربائي المتناوب ، تحدث التذبذبات في بلوراته ، وبالتالي يتم استخدامها في العناصر الكهروضغطية ودوائر الراديو والأنظمة الأوتوماتيكية. تم استخدام تيتانات الباريوم في محاولات للكشف عن موجات الجاذبية.

مركبات الباريوم الأخرى.

نترات الباريوم وكلورات (Ba (ClO 3) 2) جزء لا يتجزأ من الألعاب النارية ، وإضافة هذه المركبات تعطي اللهب لونًا أخضر فاتحًا. يعتبر بيروكسيد الباريوم جزءًا من مخاليط الاشتعال للألمنيوم. يضيء Tetracyanoplatinate (II) Barium (Ba) تحت تأثير الأشعة السينية وأشعة جاما. في عام 1895 ، اقترح الفيزيائي الألماني فيلهلم رونتجن ، الذي لاحظ توهج هذه المادة ، وجود إشعاع جديد ، سمي فيما بعد بالأشعة السينية. الآن يتم استخدام تتراسيانوبلاتينات الباريوم (II) لتغطية شاشات الأجهزة المضيئة. ثيوسلفات الباريوم (BaS 2 O 3) يعطي ورنيشًا عديم اللون لونًا لؤلؤيًا ، ومن خلال مزجه بالغراء ، يمكنك تحقيق تقليد كامل لعرق اللؤلؤ.

علم السموم من مركبات الباريوم.

جميع أملاح الباريوم القابلة للذوبان سامة. كبريتات الباريوم ، المستخدمة في التنظير الفلوري ، غير سامة عمليًا. الجرعة المميتة من كلوريد الباريوم هي 0.8-0.9 جم ، كربونات الباريوم - 2-4 جم.ابتلاع مركبات الباريوم السامة يسبب حرقة في الفم ، ألم في المعدة ، سيلان اللعاب ، غثيان ، قيء ، دوار ، ضعف العضلات ، ضيق في التنفس ، تباطؤ ضربات القلب وانخفاض ضغط الدم. العلاج الرئيسي للتسمم بالباريوم هو غسل المعدة واستخدام المسهلات.

المصادر الرئيسية للباريوم في جسم الإنسان هي الغذاء (خاصة المأكولات البحرية) ومياه الشرب. وفقًا لتوصيات منظمة الصحة العالمية ، يجب ألا يتجاوز محتوى الباريوم في مياه الشرب 0.7 مجم / لتر ، في روسيا توجد معايير أكثر صرامة - 0.1 مجم / لتر.

يوري كروتياكوف