表中のバリウムの指定。バリウム化合物

チャーチャー 05.03.2024

観光とレクリエーション

バリウムバリウム -私;[緯度。ギリシャ語由来のバリウム。バリーズ - 重い]。

1. 化学元素 (Ba)、柔らかい銀白色の反応性金属 (技術、産業、医療で使用される)。

2. ラズグ。この元素の硫酸塩（胃、腸などのX線検査の造影剤として経口摂取）について。 バリウムを一杯飲みます。

◁ バリウム、-aya、-oe (1 桁)。 B-塩。 B. カソード。

バリウム

（緯度バリウム）は、周期表のII族の化学元素であり、アルカリ土類金属に属します。名前はギリシャ語の barýs (重い) に由来しています。銀白色の柔らかい金属。密度 3.78 g/cm 3、 t融点727℃。化学的に非常に活性が高く、加熱すると発火する。鉱物：重晶石とウィザライト。合金（印刷、ベアリング）のガス吸収材として真空技術で使用されます。バリウム塩 - 塗料、ガラス、エナメル、花火、医薬品の製造に。

バリウム

バリウム（緯度バリウム）、Ba（「バリウム」と読む）、原子番号56、原子質量137.327の化学元素。周期表のIIA族の第6周期に位置します。アルカリ土類元素を指します。天然バリウムは、質量数 130 (0.101%)、132 (0.097%)、134 (2.42%)、135 (6.59%)、136 (7.81%)、137 (11.32%) および 138 ( 71.66%）。外側電子層構成 6 s 2 。酸化状態 +2 (価数 II)。原子の半径は 0.221 nm、Ba 2+ イオンの半径は 0.138 nm です。 (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度 cm。 0,9.
ポーリング・ライナス）
発見の歴史 (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度この要素の名前は、ギリシャ語の「バリス」（重い）に由来しています。 1602 年、ボローニャの職人が重い鉱物の重晶石に注目しました。バリテ) (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度 BaSO 4 (密度 4.50 kg/dm 3)。 1774年、スウェーデン人のK.シェーレシェーレカールヴィルヘルム) (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度重晶石を焼成することでBaO酸化物を得ました。 1808年に初めてイギリス人G.デイビーがデイビー・ハンフリー)
溶融塩から活性金属を回収するために電気分解を使用しました。
自然界における蔓延 (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度地殻中の含有量は0.065%です。最も重要な鉱物は重晶石とウィゼライトですヴィテリテ)
BaCO 3 。
レシート
バリウムおよびその化合物を製造するための主原料は、重晶石精鉱 (80 ～ 95% BaSO 4) です。ソーダNa 2 CO 3 の飽和溶液中で加熱します。
BaSO 4 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 + Na 2 SO 4
酸可溶性炭酸バリウムの沈殿物はさらに処理されます。 (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度バリウム金属を得る主な工業的方法は、アルミニウム粉末による還元です。アルミニウム）
1000 ～ 1200 °C で:
加熱中に重晶石を石炭またはコークスで還元すると、BaS が得られます。
BaSO 4 + 4С = BaS + 4СО
得られた水溶性硫化バリウムは、他のバリウム化合物、Ba(OH) 2 、BaCO 3 、Ba(NO 3) 2 に加工されます。
物理的および化学的特性
バリウムは銀白色の可鍛性金属で、結晶格子は立方体で体心中心にあり、あ= 0.501nm。 375 °C の温度で b 修飾に変換されます。融点 727 °C、沸点 1637 °C、密度 3.780 g/cm3。標準電極電位 Ba 2+ /Ba は -2.906 V です。
高い化学活性を持っています。空気中では激しく酸化し、酸化バリウムBaOと過酸化物BaO 2 を含む膜を形成します。
水と激しく反応します。
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
加熱すると窒素と反応する (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度窒素） Ba 3 N 2 窒化物の形成により:
Ba + N 2 = Ba 3 N 2
水素の流れの中で (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度水素）バリウムを加熱すると、BaH 2 水素化物が形成されます。バリウムは炭素とともに炭化物 BaC 2 を形成します。ハロゲンあり (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度ハロゲン）バリウムはハロゲン化物を形成します。
Ba + Cl 2 = BaCl 2、
硫黄との相互作用の可能性 (連続的なイオン化エネルギーは 5.212、10.004、および 35.844 eV です。ポーリングによる電気陰性度硫黄）およびその他の非金属。
BaO は塩基性酸化物です。水と反応して水酸化バリウムを形成します。
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
BaO は酸性酸化物と相互作用すると塩を形成します。
BaO + CO 2 = BaCO 3
塩基性水酸化物 Ba(OH) 2 は水にわずかに溶け、アルカリ性の性質を持っています。
Ba 2+ イオンは無色です。塩化バリウム、臭化物、ヨウ化物、硝酸バリウムは水によく溶けます。炭酸バリウム、硫酸バリウム、および平均オルトリン酸バリウムは不溶性です。硫酸バリウム BaSO 4 は水と酸に不溶です。したがって、BaSO 4 の白い凝固した沈殿物の形成は、Ba 2+ イオンと硫酸イオンに対する定性的な反応です。
BaSO 4 は濃H 2 SO 4 の熱溶液に溶解し、酸性硫酸塩を形成します。
BaSO 4 + H 2 SO 4 = 2Ba(HSO 4) 2
Ba 2+ イオンは炎を黄緑色に着色します。
応用
BaとAlの合金はゲッター（ガス吸収体）の基礎となります。 BaSO 4 は白色塗料の成分で、ある種の紙を製造するときに添加され、アルミニウムの精錬や医療、つまり X 線検査に使用されます。
バリウム化合物は、ガラスの製造および信号フレアの製造に使用されます。
チタン酸バリウム BaTiO 3 は、ピエゾ素子、小型コンデンサーの成分であり、レーザー技術で使用されます。
生理作用
バリウム化合物は有毒であり、空気中の最大許容濃度は 0.5 mg/m 3 です。

百科事典. 2009 .

同義語:

他の辞書で「バリウム」が何であるかを見てください。

バリウム- ハイドロトティス。化学。須田エリチン、トゥシズ・クリスタルディ・ザット（KSE、2、167）。炭酸バリウム。化学。 Thuz zhane 窒素 kyshkyldarynda onay eritin、thissiz クリスタル。バリウムカーボン – バリウムオテメニズディコシルスタリニンビリ（KSE、2、167）。硫酸バリウム… カザフスタンの人々

- (ラテン語のバリウム、ギリシャ語の重度のバリスに由来)。黄色がかった金属で、他の金属と結合すると重化合物を生成することからその名が付けられました。ロシア語に含まれる外来語の辞典。 Chudinov A.N.、1910年。バリウム緯度。バリウム、ギリシャ語から... ... ロシア語外来語辞典

Ba (緯度バリュム、ギリシャ語の barys ヘビー * a. バリウム、n. バリウム、f. バリウム、i. バリオ)、化学。周期群の主サブグループ 11 の要素。メンデレーエフの元素体系、at。 n. 56、で。メートル137.33。ナチュラル B. は 7 つの安定した混合物で構成されています。地質百科事典

- (ギリシャ語の barys ヘビー、緯度バリウムに由来)、Ba、化学物質。 II 族の周期的な元素。アルカリ土類元素のサブグループの元素系、at。番号56、で。重量137.33。天然の B. には 7 つの安定同位体が含まれており、その中で 138Ba が優勢です。物理百科事典

バリウム- (ギリシャ語のバリスヘビーから)、二原子金属、at。 V. １３７．３７、化学。指定Ba、自然界では塩の形でのみ見出されます、ch。硫酸塩 (ヘビースパー) と二酸化炭素塩 (ウィザライト) の形で。少量の塩Bで… … 偉大な医学百科事典

- (バリウム)、Ba、周期表の II 族の化学元素、原子番号 56、原子質量 137.33。アルカリ土類金属に属します。 1774年にスウェーデンの化学者K.シェーレによって発見され、1808年にG.デービーによって入手されました... 現代の百科事典

- (緯度バリウム) Ba は、周期表の II 族の化学元素、原子番号 56、原子量 137.33 で、アルカリ土類金属に属します。ギリシャ語からの名前。バリーズは重いです。銀白色の柔らかい金属。密度 3.78 g/cm³、tpl… … 大百科事典バリウム - 名詞、同義語の数: 2 金属 (86) 元素 (159) ASIS 同義語辞典。 V.N. トリシン。 2013年… 同義語辞典

硫酸バリウムは、消化管の特定の疾患の診断目的で使用される活性物質です。これは、ゆるい白色の粉末で、無臭、無味であり、有機溶媒、アルカリ、酸に不溶です。このコンポーネントの特徴を見てみましょう。なぜ硫酸バリウムが蛍光透視に必要なのかについて話しましょう。この物質の医療用途について説明し、その特性と説明書に記載されている内容について説明します。

硫酸バリウムの効果は何ですか？

硫酸バリウムは X 線造影剤であり、関連する研究を行う際に X 線画像のコントラストを向上させるため、診断目的で使用され、毒性はありません。食道、胃、十二指腸などの臓器の放射線不透過性は、投与直後に非常に迅速に最大値に達します。

小腸に関しては、放射線不透過性は約 15 分または 1 時間半後に発生しますが、すべては薬剤の粘度と即時の胃内容排出の速度によって異なります。小腸と大腸の両方の遠位部分を最大限に視覚化できるかどうかは、患者の体の位置と静水圧に依存します。

硫酸バリウムは消化管から吸収されないため、当然のことながら、消化管に穿孔がない限り、体循環に直接入ることはありません。この物質は便中に排泄されます。

硫酸バリウムの使用適応症は何ですか?

製品は、消化管、特に小腸、つまりその上部のX線撮影用に処方されています。

硫酸バリウムの使用に対する禁忌は何ですか?

硫酸バリウムの使用に対する禁忌には、次のような条件があります。

この物質に対して過敏症がある;
結腸閉塞には処方されていません。
胃腸穿孔の場合、バリウムの使用は禁忌です。
気管支喘息の病歴がある場合。
体が脱水状態になっている場合。
急性潰瘍性大腸炎の場合;
アレルギー反応用。

上記に加えて、患者が嚢胞性線維症を患っている場合、この物質は使用されません。また、急性憩室炎も禁忌とみなされます。

硫酸バリウムの副作用は何ですか?

硫酸バリウムの副作用のうち、使用説明書には次の症状が記載されています：重度の便秘が長期間続く可能性がある、腸の一部でけいれんが起こる可能性がある、および下痢が発生する可能性があります。

さらに、アナフィラキシー様反応が発生し、呼吸困難、痛みを伴う膨満感、胸の圧迫感、胃や腸の痛みが現れます。

最初の X 線造影検査後に患者に副作用が発生した場合は、必ず主治医に知らせてください。

硫酸バリウムの用途と投与量は何ですか?

上部消化管の研究を行うには、硫酸バリウムの懸濁液を経口摂取し、二重造影を行うために、ソルビトールとクエン酸ナトリウムを添加する必要があります。この場合のいわゆる「バリウム粥」は次のように調製されます：80 gの粉末を100ミリリットルの水で希釈し、その後診断手順を実行します。

結腸の X 線診断では、750 g の硫酸バリウム粉末と 1 リットルの水から懸濁液を調製し、さらに 0.5% タンニン溶液を浣腸によって直腸に直接投与します。

診断手順の前夜に固形食品を食べることはお勧めできません。研究後は、十分な量の液体を飲む必要があり、それによって腸からの硫酸バリウムの排出が促進されます。

特別な指示

硫酸バリウム（類似体）を含有する製剤

Bar-VIPS という薬剤には硫酸バリウムが含まれており、内服用の診断用懸濁液の調製用に粉末で入手できます。この放射線造影剤は複雑な組成を持ち、毒性は低いです。

次の薬剤は Coribar-D です。これもペースト状で製造されており、顕著な粘着特性があり、消化管の粘膜の緩和の高品質の画像を提供します。

マイクロパック - その剤形は懸濁液が調製されるペーストによっても表され、薬物は粉末でも製造されます。次の製品は、マイクロパックコロンです。使用すると、微細な凹凸が鮮明に得られます。

Mikropak Oral、Mikropak ST、Microtrust 食道ペースト、Co 2-granulate、Sulfobar、Falibarit、Falibarit XDE、および Adsobar など、リストされているこれらの放射線造影剤にはすべて有効成分の硫酸バリウムも含まれています。それらは、懸濁液が調製されるペーストの形態と、微粉末の形態の両方で製造される。

X 線造影剤は、消化管、特に食道、胃、さらには腸のすべての部分の病状を特定する診断目的で使用されます。また、同名の薬剤には硫酸バリウムが含まれています。

結論

X 線造影検査を実施する前に、前日から消化に時間がかかる固形食品の摂取を控える必要があります。この場合、そのような造影検査は、利用可能な適応症に従って主治医によって処方される必要があります。

周期表の第 2 族の化学元素、原子番号 56、相対原子質量 137.33。セシウムとランタンの間の第6周期に位置します。天然バリウムは、質量数 130(0.101%)、132(0.097%)、134(2.42%)、135(6.59%)、136(7.81%)、137(11.32%)、および 138 ( 71.66%）。ほとんどの化合物中のバリウムは最大酸化状態 +2 を示しますが、酸化状態がゼロになることもあります。自然界では、バリウムは 2 価の状態でのみ存在します。発見の歴史。 1602 年、カシャローロ (ボローニャの靴職人で錬金術師) は周囲の山で非常に重い石を拾ったので、カシャローロはそれが金ではないかと疑いました。錬金術師は石から金を分離しようとして、それを石炭で焼成しました。金を分離することはできませんでしたが、この実験は明らかに有望な結果をもたらしました。冷却された焼成生成物は暗闇で赤く光りました。このような珍しい発見のニュースは、錬金術界に真のセンセーションを巻き起こし、珍しい鉱物に多くの名前が付けられました - サンストーン（ラピス・ソラリス )、ボロネーゼストーン(ラピスボロニエンシス）、ボローニャリン（Phosphorum Boloniensis）はさまざまな実験の参加者になりました。しかし、時間が経つと、金が目立つことさえ考えなくなったため、新しい鉱物への関心は徐々に消え、長い間、石膏または石灰の改良された形と考えられていました。わずか 1 世紀半後の 1774 年、有名なスウェーデンの化学者カールシェーレとヨハンハーンは「ボローニャ石」を注意深く研究し、そこにある種の「重土」が含まれていることを発見しました。その後、1779 年にギトンドモルヴォーはこの「土地」をバロット (Barot) と名付けました。バローテ ) ギリシャ語の「バリュー » 重い、後に重晶石に名前が変更されました (バライト）。この名前で、バリウム土は 18 世紀後半から 19 世紀初頭の化学の教科書に登場しました。たとえば、A.L. Lavoisier の教科書 (1789 年) では、重晶石は塩を形成する土質単体のリストに含まれており、重晶石には「重土」という別の名前が付けられています (テッレ・ペサンテ、緯度。テラ・ポンデローサ）。鉱物に含まれるまだ未知の金属はバリウム（ラテン語）と呼ばれるようになりました。バリウム）。 19世紀のロシア文学において。バライトおよびバリウムという名前も使用されました。次に知られているバリウム鉱物は天然炭酸バリウムで、1782 年にウィザリングによって発見され、後に彼の名誉を称えてウィザライトと名付けられました。金属バリウムは、1808 年に英国人ハンフリーデービーによって、水銀陰極を用いた湿った水酸化バリウムの電気分解とその後のバリウムアマルガムからの水銀の蒸発によって最初に調製されました。デイビーよりも少し早い同じ 1808 年に、バリウムアマルガムがスウェーデンの化学者イェンスベルゼリウスによって入手されたことは注目に値します。その名前にもかかわらず、バリウムは密度が 3.78 g/cm 3 の比較的軽い金属であることが判明したため、1816 年に英国の化学者クラークは、バリウム土 (酸化バリウム) が実際に存在するのであれば、「バリウム」という名前を拒否することを提案しました。他の地球（酸化物）より重い場合、金属は逆に他の金属より軽いです。クラークは、地下王国冥王星の支配者である古代ローマの神に敬意を表して、この元素をプルトニウムと名付けたいと考えていましたが、この提案は他の科学者の支持を得られず、この軽金属は引き続き「重い」と呼ばれ続けました。自然界のバリウム。 地殻にはバリウムが 0.065% 含まれており、硫酸塩、炭酸塩、ケイ酸塩、アルミノケイ酸塩の形で存在します。バリウムの主な鉱物は、すでに述べた重晶石 (硫酸バリウム) (ヘビースパーまたはペルシアンスパーとも呼ばれます) とウィザライト (炭酸バリウム) です。世界の重晶石の鉱物資源は1999年に20億トンと推定されており、そのかなりの部分は中国（約10億トン）とカザフスタン（5億トン）に集中している。米国、インド、トルコ、モロッコ、メキシコには重晶石が大量に埋蔵されています。ロシアの重晶石資源は 1,000 万トンと推定されており、その生産はハカシア、ケメロヴォ、チェリャビンスク地域にある 3 つの主要な鉱床で行われています。世界の重晶石の年間総生産量は約700万トンで、ロシアは年間5000トンを生産し、年間2万5000トンの重晶石を輸入している。レシート。 バリウムとその化合物を製造するための主な原料は重晶石ですが、あまり一般的ではありませんがウィザライトも使用されます。これらの鉱物を石炭、コークス、または天然ガスで還元すると、それぞれ硫化バリウムと酸化バリウムが得られます。BaSO4 + 4C = BaS + 4CO

BaSO 4 + 2CH 4 = BaS + 2C + 4H 2 O

BaCO 3 + C = BaO + 2CO

金属バリウムは酸化アルミニウムで還元することで得られます。

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

初めてこのプロセスが

cc ロシアの物理化学者N.N.ベケトフによって行われました。これが彼が自分の実験を説明した方法です。「無水酸化バリウムを用意し、これにフラックスのような一定量の塩化バリウムを加え、この混合物を粘土（アルミニウム）片と一緒にカーボンるつぼに入れ、数時間加熱しました。何時間も。るつぼを冷却した後、その中に粘土とは種類も物理的性質もまったく異なる金属合金があることがわかりました。この合金は粗い結晶構造をしており、非常に脆く、新しい破片にはかすかに黄色がかった光沢があります。分析の結果、100 時間ではバリウム 33.3 と粘土 66.7 で構成されているか、そうでなければバリウム 1 に対して粘土 2 が含まれていることがわかりました...」現在、アルミニウムによる還元プロセスは、真空中、1100 ～ 1250°C の温度で行われています。 C 一方、生成したバリウムは蒸発し、反応器の冷却部分で凝縮します。

さらに、バリウムは、塩化バリウムと塩化カルシウムの溶融混合物の電気分解によって得ることができる。

単体。 バリウムは銀白色の展性のある金属で、鋭く叩くと粉々になります。融点 727℃、沸点 1637℃、密度 3.780 g/cm 3 。常圧では 2 つの同素体修飾が存在します: 最大 375° C 安定 a - Ba 立方体心格子を持ち、375℃以上で安定 b-Ba 。高圧では、六方晶系の変態が形成されます。金属バリウムは高い化学活性を持ち、空気中で激しく酸化し、次の内容の膜を形成します。 BaO、BaO 2 および Ba 3 N 2、わずかな加熱や衝撃により発火します。2Ba + O 2 = 2BaO; Ba + O 2 = BaO 2; 3Ba + N 2 = Ba 3 N 2、したがって、バリウムは灯油またはパラフィンの層の下に保管されます。バリウムは水および酸溶液と激しく反応し、水酸化バリウムまたは対応する塩を形成します。Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Ba + 2HCl = BaCl 2 + H 2

バリウムはハロゲンとともにハロゲン化物を形成し、加熱すると水素と窒素とともにそれぞれ水素化物と窒化物を形成します。Ba + Cl 2 = BaCl 2; Ba + H 2 = BaH 2バリウム金属は液体アンモニアに溶解して濃青色の溶液を形成し、そこからアンモニアを分離できます。 Ba(NH 3) 6 個の結晶は金色の光沢を持ち、アンモニアを放出して容易に分解します。この化合物では、バリウムの酸化状態はゼロです。産業および科学への応用。 バリウム金属は化学反応性が高いため、使用は非常に限られていますが、バリウム化合物がより広く使用されています。アルミニウムを56％含有するバリウム合金アルバ合金バゲッター (真空技術における残留ガスの吸収剤) の基礎。ゲッター自体を得るには、装置の真空フラスコ内で合金を加熱することによって合金からバリウムを蒸発させ、その結果、フラスコの冷たい部分に「バリウムミラー」が形成されます。バリウムは、溶融銅と鉛を硫黄、酸素、窒素の不純物から精製するために冶金学で少量ですが使用されます。バリウムは印刷合金や減摩合金に添加され、バリウムとニッケルの合金はラジオ管やキャブレターエンジンの点火プラグ電極の部品の製造に使用されます。さらに、バリウムの非標準的な使用法もあります。その 1 つは人工彗星の生成です。宇宙船から放出されたバリウム蒸気は太陽光線によって容易にイオン化され、明るいプラズマ雲に変わります。最初の人工彗星は、1959 年にソ連の自動惑星間ステーションルナ 1 号の飛行中に作成されました。 1970年代初頭、地球の電磁場の研究を行っていたドイツとアメリカの物理学者が、コロンビア上空に15キログラムの小さなバリウム粉末を放出した。結果として生じたプラズマ雲は磁力線に沿って伸び、その位置を明らかにすることが可能になりました。 1979 年、バリウム粒子のジェットがオーロラの研究に使用されました。バリウム化合物。 二価バリウム化合物は実用上最も興味深いものです。

酸化バリウム(

バオ）：バリウム耐火物製造の中間生成物（融点約2020°） C ) 白い粉末。水と反応して水酸化バリウムを形成し、空気中の二酸化炭素を吸収して炭酸塩に変わります。BaO + H 2 O = Ba(OH) 2; BaO + CO 2 = BaCO 3空気中で500～600°Cの温度で加熱 C 、酸化バリウムは酸素と反応して過酸化物を形成し、さらに700°まで加熱すると過酸化物が形成されます。 C 酸化物に戻り、酸素を分解します。2BaO + O 2 = 2BaO 2 ; 2BaO2 = 2BaO + O219 世紀末まで、液体空気の蒸留によって酸素を放出する方法が開発されるまで、この方法で酸素が得られました。

実験室では、硝酸バリウムを焼成して酸化バリウムを調製できます。

2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2現在、酸化バリウムは水分除去剤として使用され、過酸化バリウムを得たり、鉄酸バリウムからセラミック磁石を製造したりしています（このために、バリウムと酸化鉄の粉末の混合物を強い磁場の中でプレスで焼結します）が、酸化バリウムの主な用途は、熱電子陰極の製造です。 1903 年、若いドイツの科学者ヴェネルトは、英国の物理学者リチャードソンによって直前に発見された固体による電子放出の法則をテストしました。白金線を使った最初の実験ではこの法則が完全に確認されましたが、対照実験では電子の流れが予想を大幅に超えて失敗しました。金属の性質が変化するはずがないため、ウェーネルトはプラチナの表面に何らかの不純物があると考えました。考えられる表面汚染物質をテストした後、彼は追加の電子が実験で使用された真空ポンプの潤滑剤の一部である酸化バリウムによって放出されたものであると確信しました。しかし、その観察を再現することができなかったため、科学界はこの発見をすぐには認めませんでした。わずか四半世紀近く後、イギリス人のケーラーは、高い熱電子放出を示すためには、酸化バリウムを非常に低い酸素圧で加熱する必要があることを示しました。この現象は 1935 年になって初めて説明できました。ドイツの科学者ポールは、酸化物中の小さな不純物であるバリウムによって電子が放出されると示唆しました。低圧では、酸素の一部が酸化物から蒸発し、残りのバリウムは容易にイオン化して生成します。加熱されると結晶から離れる自由電子:2BaO = 2Ba + O 2 ; Ba = Ba 2+ + 2 e この仮説の正しさは、1950 年代後半にソ連の化学者 A. ブンデルと P. コフトゥンによって最終的に確立されました。彼らは酸化物中のバリウム不純物の濃度を測定し、それを熱電子放出の束と比較しました。現在、酸化バリウムはほとんどの熱電子陰極の活性部分です。たとえば、テレビ画面やコンピューターモニター上に画像を形成する電子ビームは、酸化バリウムから放出されます。

水酸化バリウム八水和物(

Ba(OH)2 8 H2O ）。白色の粉末、熱水によく溶ける（80℃で50％以上） C )、寒さの場合は悪化します (20°で 3.7%) C ）。八水和物の融点 78° C 、130°に加熱した場合 C 無水になる Ba(OH ）２．水酸化バリウムは、酸化物を熱水に溶解するか、硫化バリウムを過熱蒸気流中で加熱することによって生成されます。水酸化バリウムは二酸化炭素と反応しやすいため、その水溶液は「重晶石水」と呼ばれ、分析化学の試薬として使用されます。 CO 2. また、「重晶石水」は硫酸イオンと炭酸イオンの試薬として機能します。水酸化バリウムは、植物および動物の油および工業用溶液から硫酸イオンを除去し、潤滑剤の成分として水酸化ルビジウムおよび水酸化セシウムを得るために使用されます。

炭酸バリウム(

バコ 3)。自然界では、鉱物は枯れます。白色の粉末で水に不溶、強酸（硫酸を除く）に可溶。 1000℃に加熱すると分解して放出される CO 2: BaCO 3 = BaO + CO 2

炭酸バリウムはガラスの屈折率を高めるためにガラスに添加され、エナメルや釉薬にも添加されます。

硫酸バリウム(

BaSO 4). 自然界では重晶石（重晶石またはペルシアンスパー）、バリウム白色粉末の主な鉱物（融点約 1680°） C )、水に実質的に不溶性 (18°で 2.2 mg/l) C )、濃硫酸にゆっくりと溶解します。

塗料の製造には長い間硫酸バリウムが関係していました。確かに、当初、その使用は犯罪的な性質のものでした。粉砕された重晶石と鉛白が混合され、最終製品のコストが大幅に削減されると同時に、塗料の品質が低下しました。しかし、そのような改良された白は通常の白と同じ価格で販売され、染色工場の所有者に多大な利益をもたらしました。 1859年に遡ると、製造・国内貿易省は、鉛白に重いスパーを加えたヤロスラヴリ製造業者の詐欺的陰謀に関する情報を受け取り、「製品の真の品質について消費者を欺いており、そのような行為を禁止する要請も受けた」メーカーは鉛白の製造にスパーを使用しなくなりました。」しかし、これらの苦情は無駄になりました。 1882 年にヤロスラヴリに桁工場が設立され、1885 年には 5 万ポンドの粉砕された重桁が生産されたと言えば十分でしょう。 1890年代初頭に、D.I.メンデレーエフは次のように書いています。「...海外から持ち込まれた白には、価格を下げるためにこの混合物が含まれているため、多くの工場で重晶石が白の混合物に混合されています。」

硫酸バリウムはリトポンの一部であり、隠ぺい力が高く、市場で広く需要のある非毒性の白色塗料です。リトポンを作るには、硫化バリウムと硫酸亜鉛の水溶液を混合すると、交換反応が起こり、微結晶の硫酸バリウムと硫化亜鉛の混合物リトポンが沈殿し、溶液中に純水が残ります。

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnS Ї

高価なグレードの紙の製造において、硫酸バリウムは充填剤および増量剤の役割を果たし、紙をより白く高密度にします。また、ゴムやセラミックの充填剤としても使用されます。

世界で採掘される重晶石の 95% 以上は、深井戸を掘削するための作業溶液を準備するために使用されます。

硫酸バリウムはX線やガンマ線を強く吸収します。この特性は、胃腸疾患を診断する医学で広く使用されています。これを行うには、患者に硫酸バリウムを水に溶かした懸濁液、または硫酸バリウムとセモリナ粉を混ぜた「バリウム粥」を飲ませてから、X線検査を行います。「バリウム粥」が通過する消化管の部分は、写真では黒い斑点として表示されます。このようにして、医師は胃や腸の形状を把握し、病気の場所を特定することができます。硫酸バリウムは、原子力発電所や原子力発電所の建設で浸透放射線から身を守るために使用される重晶石コンクリートの製造にも使用されます。

硫化バリウム(

BaS ）。バリウムおよびその化合物の製造における中間生成物。市販品は灰色の砕けやすい粉末であり、水に溶けにくい。硫化バリウムは、リトポンの製造、皮革産業における皮から毛の除去、および純粋な硫化水素の製造に使用されます。 BaS 多くの蛍光体の成分で、光エネルギーを吸収した後に発光する物質。これはカシャローロが重晶石を石炭で焼成して得たものです。硫化バリウムはそれ自体では発光しません。活性化物質（ビスマス、鉛、その他の金属の塩）を添加する必要があります。

チタン酸バリウム(

バティオ 3). バリウム白色耐火物（融点1616°）の工業的に最も重要な化合物の1つ C ）水に不溶な結晶性物質。チタン酸バリウムは、二酸化チタンを炭酸バリウムと約1300°の温度で融合させることによって得られます。 C: BaCO 3 + TiO 2 = BaTiO 3 + CO 2

チタン酸バリウムは最高の強誘電体の 1 つ ( cm. また強誘電体）、非常に貴重な電気材料。 1944 年、ソ連の物理学者 B.M. ヴルは、ほぼ絶対零度から +125 度までの広い温度範囲で保持されるチタン酸バリウムの並外れた強誘電能力 (非常に高い誘電率) を発見しました。

C 。この状況と、チタン酸バリウムの優れた機械的強度と耐湿性により、チタン酸バリウムが電気コンデンサーの製造などに使用される最も重要な強誘電体の 1 つとなりました。すべての強誘電体と同様に、チタン酸バリウムにも圧電特性があり、圧力下で電気特性が変化します。交流電場にさらされると結晶内で振動が発生するため、圧電素子、無線回路、自動システムに使用されます。チタン酸バリウムは重力波を検出する試みに使用されました。その他のバリウム化合物。 硝酸塩と塩素酸塩 (Ba(ClO 3) 2) バリウムは花火に不可欠な要素であり、これらの化合物の添加により炎に明るい緑色が与えられます。過酸化バリウムは、アルミノテルミー用の点火混合物の成分です。テトラシアノ白金酸( II) バリウム (Ba[Pt(CN ) 4 ]) は、X 線とガンマ線の影響で発光します。 1895年にドイツの物理学者がヴィルヘルム・レントゲン、この物質の輝きを観察して、彼は後にX線と呼ばれる新しい放射線の存在を示唆しました。今ではテトラシアノ白金酸塩（Ⅱ ) バリウムはデバイスの発光画面を覆います。チオ硫酸バリウム（ BaS2O 3) 無色のワニスに真珠のような色合いを与え、接着剤と混ぜることで、マザーオブパールを完全に模倣することができます。バリウム化合物の毒性学。 すべての可溶性バリウム塩は有毒です。蛍光透視検査で使用される硫酸バリウムは実質的に無毒です。塩化バリウムの致死量は 0.80.9 g、炭酸バリウムは 24 g です。有毒なバリウム化合物を摂取すると、口の中の灼熱感、胃の痛み、流涎、吐き気、嘔吐、めまい、筋力低下、疲労感が生じます。呼吸が起こり、心拍数が低下し、血圧が低下します。バリウム中毒の主な治療方法は、胃洗浄と下剤の使用です。

人体に入るバリウムの主な供給源は食品（特に魚介類）と飲料水です。世界保健機関の勧告によれば、飲料水中のバリウム含有量は 0.7 mg/l を超えてはなりませんが、ロシアでは 0.1 mg/l というさらに厳しい基準があります。

ユーリ・クルチャコフ

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バリウムは、D.I. メンデレーエフの化学元素の周期系の第 6 周期である第 2 族の主要な亜族の元素であり、原子番号は 56 です。記号 Ba (緯度) で指定されます。 バリウム）。単体は銀白色の柔らかく展性のあるアルカリ土類金属です。高い化学活性を持っています。

バリウム発見の歴史

バリウムは、1774 年にカールシェーレによって酸化物 BaO として発見されました。 1808年、英国の化学者ハンフリー・デイビーは、水銀陰極を用いた湿った水酸化バリウムの電気分解によってバリウムアマルガムを入手した。水銀が加熱されると蒸発した後、バリウム金属が放出されました。

1774 年、スウェーデンの化学者カールヴィルヘルムシェーレとその友人ヨハンゴットリーブハーンは、最も重い鉱物の 1 つである重スパー BaSO 4 を研究しました。彼らは、これまで知られていなかった「重土」を分離することに成功しました。これは後に重晶石（ギリシャ語のβαρυς - 重い）に由来し、重晶石と呼ばれるようになりました。そして34年後、ハンフリー・デイビーは湿った重晶石土を電気分解し、そこから新しい元素であるバリウムを取り出しました。デイビーよりも少し早い同じ 1808 年に、ジェネー・ジェイコブ・ベルゼリウスと彼の同僚がカルシウム、ストロンチウム、バリウムのアマルガムを入手したことは注目に値します。これがバリウムという元素の登場です。

古代の錬金術師は、BaSO 4 を木や木炭で焼成し、燐光性の「ボロネーゼ宝石」を得ました。しかし、化学的には、これらの宝石はBaOではなく、硫化バリウムBaSです。

名前の由来

その酸化物 (BaO) がそのような物質としては異常に高い密度を持っていることが特徴であったため、その名前はギリシャ語の barys (「重い」) に由来しています。

自然界でバリウムを見つける

地殻には 0.05% のバリウムが含まれています。これはかなり多く、たとえば鉛、錫、銅、水銀よりもはるかに多い量です。バリウムは純粋な形では地球上に存在しません。バリウムは活性であり、アルカリ土類金属のサブグループに属し、当然のことながら鉱物に非常に強く結合しています。

バリウムの主な鉱物は、すでに述べた重スパー BaSO 4 (重晶石と呼ばれることが多い) と、1782 年にこの鉱物を発見したイギリス人ウィリアムウィザリング (1741 ～ 1799) にちなんで命名されたウィザライト BaCO3 です。低濃度のバリウム塩多くのミネラルウォーターや海水に含まれています。この場合、硫酸塩を除くすべてのバリウム塩は有毒であるため、含有量が低いことはマイナスではなくプラスです。

バリウム鉱床の種類

鉱物の関連性に基づいて、重晶石鉱石は単鉱物と複合鉱物に分類されます。複合錯体は、重晶石-硫化物（鉛、亜鉛、場合によっては銅および鉄黄鉄鉱の硫化物を含み、まれにSn、Ni、Au、Agを含む）、重晶石-方解石（最大75%の方解石を含む）、鉄-重晶石（次のものを含む）に分類されます。磁鉄鉱、赤鉄鉱、上部ゾーンではゲーサイトとヒドロゲーサイト）、および重晶石-蛍石（重晶石と蛍石に加えて、通常は石英と方解石が含まれており、硫化亜鉛、鉛、銅、硫化水銀が小さな不純物の形で存在することもあります））。

実用的な観点からは、熱水脈の単鉱物、重晶石-硫化物および重晶石-蛍石鉱床が最も興味深いものです。一部の変成層堆積物や溶出砂岩も産業上重要です。流域の典型的な化学堆積物である堆積物はまれであり、重要な役割を果たしません。

原則として、重晶石鉱石には他の有用な成分（工業濃度の蛍石、方鉛鉱、閃亜鉛鉱、銅、金）が含まれているため、これらは組み合わせて使用されます。

バリウム同位体

天然バリウムは、7 つの安定同位体、130 Ba、132 Ba、134 Ba、135 Ba、136 Ba、137 Ba、138 Ba の混合物で構成されています。後者が最も一般的です (71.66%)。バリウムの放射性同位体も知られており、その中で最も重要なものは 140 Ba です。ウラン、トリウム、プルトニウムの崩壊によって生成されます。

バリウムの入手

この金属はさまざまな方法で得ることができ、特に塩化バリウムと塩化カルシウムの溶融混合物の電気分解によって得ることができる。バリウムは、アルミノテルミック法を使用してその酸化物から還元することによって得ることができます。これを行うには、ウィザライトを石炭で焼成し、酸化バリウムを取得します。

BaCO 3 + C → BaO + 2CO。

次に、BaO とアルミニウム粉末の混合物を真空中で 1250℃まで加熱します。還元されたバリウム蒸気は、反応が起こるパイプの冷たい部分で凝縮します。

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba。

興味深いことに、アルミノテルミー用の点火混合物には過酸化バリウム BaO 2 が含まれることがよくあります。

ウィゼライトを単にか焼するだけでは酸化バリウムを得るのは困難です。ウィゼライトは 1800°C を超える温度でのみ分解します。 BaO は、硝酸バリウム Ba(NO 3) 2 を焼成することで簡単に得られます。

2Ba(NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2。

電気分解とアルミニウムによる還元の両方により、柔らかい (鉛より硬いが、亜鉛よりは柔らかい) 光沢のある白い金属が生成されます。 710℃で溶け、1638℃で沸騰し、密度は3.76 g/cm 3 です。これらすべては、アルカリ土類金属のサブグループにおけるバリウムの位置に完全に対応します。

バリウムには 7 つの既知の天然同位体があります。これらの中で最も一般的なのはバリウム 138 です。 70％以上です。

バリウムは非常に活性が高いのです。衝撃を受けると自己発火し、水を容易に分解して可溶性酸化バリウム水和物を形成します。

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2。

酸化バリウム水和物の水溶液を重晶石水といいます。この「水」は、分析化学において混合ガス中の CO 2 を測定するために使用されます。しかし、これはすでにバリウム化合物の使用に関する話からの話です。金属バリウムはほとんど実用化されていません。軸受合金や印刷合金に極少量導入されます。バリウムとニッケルの合金はラジオ管に使用され、純粋なバリウムはゲッター（ガス吸収体）として真空技術でのみ使用されます。

金属バリウムは、真空中で 1200 ～ 1250°C でアルミニウムを用いて酸化物から得られます。

4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl 2 O 4。

バリウムは、真空蒸留またはゾーン精錬によって精製されます。

バリウムチタンの調製。比較的入手しやすいです。ウィザライト BaCO 3 が 700 ～ 800 °C で二酸化チタン TiO 2 と反応すると、まさに必要なものが得られます。

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2。

基本プロム。 BaO から金属バリウムを得る方法は、A1 粉末による還元です: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO*A1 2 O 3。このプロセスは、Ar雰囲気中または真空中で1100〜1200℃の反応器内で実行されます（後者の方法が好ましい）。 BaO:A1のモル比は(1.5-2):1です。反応器は、その「低温部分」（その中でバリウム蒸気が凝縮する）の温度が約 520 ℃になるように炉内に配置されます。真空中での蒸留により、バリウムは不純物含有量が 10% 未満まで精製されます。 4重量%、ゾーンメルティングを使用する場合は10〜6%まで。

少量のバリウムは、BaBeO 2 [Ba(OH) 2 と Be(OH) 2 の融合により合成] を 1300℃でチタンで還元したり、120℃で Ba( N 3) 2 は、バリウム塩と NaN 3 の交換中に形成されます。

酢酸Ba (OOСSN 3)、無色。結晶。 mp 490℃ (分解あり); 密集 2.47g/cm3; ソル。水中（0℃で100gあたり58.8g）。 25℃未満では三水和物が水溶液から結晶化し、25～41℃では一水和物、41℃以上では無水塩が結晶化します。インタラクションを受信します。 Ba(OH) 2、BaCO 3 または BaS と CH 3 CO 2 H。羊毛やキャラコを染色する際の媒染剤として使用されます。

マンガン酸塩(VI) BaMnO 4 - 緑色の結晶。 1000℃までは分解しません。 Ba(NO 3) 2 と MnO 2 の混合物の焼成によって得られます。フレスコ画によく使用される顔料 (カッセル、またはマンガングリーン)。

クロム酸塩(VI) BaСrO 4 - 黄色の結晶。 mp 1380℃; - 1366.8 kJ/mol; ソル。非組織内で。ソルじゃなくて、k-tah。水の中。インタラクションを受信します。 Ba(OH) 2 または BaS とアルカリ金属クロム酸塩 (VI) の水溶液。陶磁器用顔料（バライトイエロー）。 MPC 0.01 mg/m 3 (CrO 3 換算)。ピルコン酸塩 BaZrO 3 - 無色。結晶。 mp ～269℃; - 1762 kJ/mol; ソル。水およびアルカリおよびNH 4 HCO 3 の水溶液中では、強力な有機物により分解します。とたみ。インタラクションを受信します。加熱すると、ZrO 2 と BaO、Ba(OH) 2 または BaCO 3 が結合します。 BaTiO 3 と混合されたジルコン酸 Ba は圧電性です。

臭化物BaBr 2 - 白色結晶。 mp 847℃; 密集 4.79g/cm3; -757 kJ/mol; まあソル。水、メタノール、さらに悪いことにエタノール中で。二水和物は水溶液から結晶化し、75℃で一水和物に変化し、100℃以上で無水塩に変化します。空気のCO 2 とO 2 でBaCO 3 とBr 2 を形成します。 BaBr 2 インタラクションを取得します。 Ba(OH) 2 または BaCO 3 と臭化水素酸の水溶液。

ヨウ化物 BaI 2 - 無色。結晶。 mp 740℃ (分解あり); 密集 5.15g/cm3; 。 -607 kJ/mol; まあソル。水とエタノールで。熱水溶液からは二水和物が結晶化し（150℃で脱水）、30℃未満では六水和物が結晶化します。 BaI 2 相互作用を取得します。 Ba(OH) 2 または BaCO 3 とヨウ化水素酸の水溶液。

バリウムの物性

バリウムは銀白色の可鍛性金属です。鋭く叩くと壊れます。バリウムには 2 つの同素体修飾があります。375 °C までは、体心立方格子を持つ α-Ba が安定であり (パラメータ a = 0.501 nm)、β-Ba はそれ以上で安定です。

鉱物学的スケールでの硬度は1.25。モーススケール 2。

バリウム金属は灯油の中に入れるか、パラフィンの層の下に保管してください。

バリウムの化学的性質

バリウムはアルカリ土類金属です。空気中で激しく酸化し、酸化バリウムBaOと窒化バリウムBa 3 N 2 を形成し、わずかに加熱すると発火します。水と激しく反応して、水酸化バリウム Ba(OH) 2 を形成します。

Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

希酸と活発に相互作用します。多くのバリウム塩は水に不溶性またはわずかに溶けます: 硫酸バリウム BaSO 4、亜硫酸バリウム BaSO 3、炭酸バリウム BaCO 3、リン酸バリウム Ba 3 (PO 4) 2。硫化バリウム BaS は、硫化カルシウム CaS とは異なり、水によく溶けます。

自然 5月以来、バリウムは7つの安定同位体で構成されています。パート 130、132、134 ～ 137、および 138 (71.66%)。熱中性子捕獲断面積は 1.17 ～ 10 28 m 2 です。外部構成電子殻 6s 2 ; 酸化状態 + 2、まれに + 1。イオン化エネルギー Ba° -> Ba + -> Ba 2+ それぞれ 5.21140 および 10.0040 eV。ポーリング電気陰性度 0.9; 原子半径 0.221 nm、イオン半径 Ba 2+ 0.149 nm (配位数 6)。

ハロゲンと容易に反応してハロゲン化物を形成します。

水素と一緒に加熱すると、水素化バリウム BaH 2 が形成され、さらに水素化リチウム LiH との Li 錯体が形成されます。

アンモニアで加熱すると反応します。

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

加熱すると、窒化バリウム Ba 3 N 2 は CO と反応してシアン化物を形成します。

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

液体アンモニアを使用すると濃い青色の溶液が得られ、そこからアンモニアを分離できます。アンモニアは金色の光沢を持ち、NH 3 が除去されて容易に分解します。白金触媒の存在下では、アンモニアが分解してバリウムアミドを形成します。

Ba(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2

炭化バリウムBaC 2 は、アーク炉内で石炭とともにBaOを加熱することによって得られます。

リンと一緒にリン化物Ba 3 P 2 を形成します。

バリウムは、多くの金属の酸化物、ハロゲン化物、硫化物を対応する金属に還元します。

バリウムの応用

バリウムと A1 の合金 (Alba 合金、Ba 56%) はゲッター (ガス吸収体) の基礎です。ゲッター自体を得るには、装置の真空フラスコ内で高周波加熱によって合金からバリウムを蒸発させ、その結果、いわゆるバリウムがフラスコの冷たい部分に形成されます。バリウムミラー（または窒素環境での蒸着中の拡散コーティング）。大部分の熱電子陰極の活性部分は BaO です。バリウムは、Cu や Pb の脱酸剤、減摩剤の添加剤としても使用されます。合金、鉄および非鉄金属、および硬度を高めるために印刷フォントが作られる合金。バリウムと Ni の合金は、内燃機関の点火プラグ電極の製造に使用されます。燃焼とラジオ管内。 140 Va (T 1/2 12.8 日) は、バリウム化合物の研究に使用される同位体指標です。

バリウム金属は、多くの場合アルミニウムと合金化され、高真空電子デバイスのゲッターとして使用されます。

防食材料

バリウムはジルコニウムとともに液体金属冷却剤（ナトリウム、カリウム、ルビジウム、リチウム、セシウムの合金）に添加され、パイプラインや冶金における後者の攻撃性を軽減します。

フッ化バリウムは単結晶の形で光学部品（レンズ、プリズム）に使用されます。

過酸化バリウムは、花火や酸化剤として使用されます。硝酸バリウムと塩素酸バリウムは、火工品で炎を着色する（緑色の火）ために使用されます。

クロム酸バリウムは、熱化学的方法による水素と酸素の製造に使用されます (オークリッジサイクル、米国)。

酸化バリウムは、銅および希土類金属の酸化物とともに、液体窒素温度以上で作動する超電導セラミックスの合成に使用されます。

酸化バリウムは、ウラン棒のコーティングに使用される特殊な種類のガラスを溶かすために使用されます。このようなガラスの広く普及しているタイプの 1 つは、次の組成を持っています - (酸化リン - 61%、BaO - 32%、酸化アルミニウム - 1.5%、酸化ナトリウム - 5.5%)。リン酸バリウムは原子力産業のガラス溶解にも使用されます。

フッ化バリウムは、全固体フッ素電池のフッ化物電解質の成分として使用されます。

酸化バリウムは、高出力酸化銅電池の活性物質 (酸化バリウム - 酸化銅) の成分として使用されます。

硫酸バリウムは、鉛蓄電池の製造において負極の活性物質の膨張剤として使用されます。

炭酸バリウム BaCO 3 をガラス素材に添加して、ガラスの屈折率を高めます。硫酸バリウムは製紙業界で充填剤として使用されます。紙の品質は主にその重量によって決まります。重晶石 BaSO 4 を使用すると紙が重くなります。この塩は、高価な種類の紙には必ず含まれています。さらに、硫酸バリウムは、硫化バリウム溶液と硫酸亜鉛の反応生成物である白色塗料リトポンの製造にも広く使用されています。

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS。

どちらの塩も白色で沈殿し、溶液中に純水が残ります。

深い油井やガス井を掘削する場合、硫酸バリウムの水懸濁液が掘削液として使用されます。

別のバリウム塩には重要な用途があります。これは、最も重要な強誘電体の 1 つであるチタン酸バリウム BaTiO 3 です (強誘電体は、外部場の影響を受けずに、それ自体で分極します。強誘電体は、導体間の強磁性体と同じように、誘電体の中で際立っています。このような分極の能力は、分極した強誘電体はより高い誘電率を持ち、非常に価値のある電気材料と考えられています。

1944 年に、このクラスにはチタン酸バリウムが補充されました。その強誘電特性はソ連の物理学者 B.M. によって発見されました。ヴロム。チタン酸バリウムの特徴は、絶対零度付近から +125°C までの非常に広い温度範囲にわたって強誘電特性を維持することです。

バリウムは医学にも応用されています。その硫酸塩は胃疾患の診断に使用されます。 BaSO 4 は水と混合され、患者に飲み込まれます。硫酸バリウムは X 線を通さないため、「バリウム粥」が通過する消化管の部分は画面上では暗いままになります。このようにして、医師は胃や腸の形状を把握し、潰瘍が発生する可能性のある場所を特定します。

バリウムの人体への影響

体内への侵入経路。
バリウムの人体への主な侵入経路は食物です。したがって、一部の海洋生物は周囲の水からバリウムを蓄積することができ、その濃度は海水中のバリウム含有量の 7 ～ 100 倍 (一部の海洋植物では最大 1000 倍) です。一部の植物 (大豆やトマトなど) は、土壌からバリウムを 2 ～ 20 倍蓄積することができます。ただし、水中のバリウム濃度が高い地域では、飲料水もバリウムの総消費量に寄与する可能性があります。空気からのバリウムの摂取はわずかです。

健康被害。
WHOの後援の下で実施された科学的疫学研究では、心血管疾患による死亡率と飲料水中のバリウム濃度との関係は確認されませんでした。ボランティアを対象とした短期研究では、10 mg/l までのバリウム濃度では心血管系への有害な影響は検出されませんでした。確かに、ラットを使った実験では、たとえバリウム含有量が低くても水を摂取すると、収縮期血圧の上昇が観察されました。これは、バリウムを含む水を長期的に摂取する人には血圧上昇の潜在的なリスクがあることを示しています (このデータは USEPA から入手可能です)。
USEPAのデータはまた、最大許容レベルをはるかに超えるバリウム濃度を含む水を1杯飲むだけでも、筋力低下や腹痛を引き起こす可能性があることを示唆しています。ただし、USEPA の品質基準によって定められたバリウムの基準 (2.0 mg/l) は、WHO が推奨する値 (0.7 mg/l) を大幅に超えていることを考慮する必要があります。ロシアの衛生基準では、水中のバリウムに対してさらに厳しい MPC 値 (0.1 mg/l) が設定されています。水を除去する技術: イオン交換、逆浸透、電気透析。

1808 年、デイビーハンフリーは、その化合物の電気分解によりアマルガムの形でバリウムを入手しました。

レシート：

自然界では、鉱物の重晶石BaSO 4 と萎縮石BaCO 3 を形成します。アルミノテルミーまたはアジド分解によって調製されます。
3BaO+2Al=Al2O3+3Ba
Ba(N 3) 2 =Ba+3N 2

物理的特性:

アルカリ金属よりも融点と沸点が高く、密度が大きい銀白色の金属。とても柔らかいです。融解 = 727°C。

化学的特性:

バリウムは最強の還元剤です。空気中ではすぐに酸化物、過酸化物、窒化バリウムの膜で覆われ、加熱するか単に粉砕すると発火します。ハロゲンと激しく反応し、加熱すると水素および硫黄と激しく反応する。
バリウムは水および酸と激しく反応します。これらはアルカリ金属と同様に灯油の中に保管されます。
化合物では +2 の酸化状態を示します。

最も重要な接続:

酸化バリウム。水と激しく反応して水酸化物を形成する固体。二酸化炭素を吸収して炭酸塩に変化します。 500℃に加熱すると酸素と反応して過酸化物が生成します。
過酸化バリウム BaO 2、白い物質、難溶性、酸化剤。過酸化水素や漂白剤を製造するために花火で使用されます。
水酸化バリウム Ba(OH) 2、Ba(OH) 2 八水和物 *8H 2 O、無色。水晶、アルカリ硫酸イオンおよび炭酸イオンの検出、植物性および動物性脂肪の精製に使用されます。
バリウム塩無色の結晶物質。可溶性塩は非常に有毒です。
塩化バリウムは、硫酸バリウムを石炭および塩化カルシウムと800℃～1100℃で反応させることによって得られます。硫酸イオンの試薬。皮革産業で使用されます。
硝酸塩バリウム、硝酸バリウム、火工品組成物の緑色成分。加熱すると分解して酸化バリウムが生成します。
硫酸塩バリウムは水や酸にほとんど溶けないため、毒性が低いです。紙の漂白、透視検査、重晶石コンクリート充填材（放射線からの保護）に使用されます。