バリウム
バリウム-私; メートル。[緯度。 ギリシア語のバリウム。 バリス - 重い]。
1. 化学元素 (Ba)、柔らかい銀白色の反応性金属 (工学、産業、医学で使用)。
2. ラズグ。この元素の硫酸塩について（胃や腸などのX線検査時に造影剤として経口摂取）。 バリウムを一杯飲む。
◁ バリウム、-th、-th (1 記号)。 B番目の塩。 B. カソード。
バリウム(緯度バリウム)、周期系のグループ II の化学元素は、アルカリ土類金属に属します。 名前はギリシャ語の barýs から来ています - 重い。 銀白色の柔らかい金属。 密度3.78g / cm 3、 t pl 727℃。 化学的に非常に活発で、加熱すると発火します。 ミネラル：バライトとウィザライト。 それらは、合金（印刷、ベアリング）のガス吸収剤として真空技術で使用されます。 バリウム塩 - 塗料、ガラス、エナメルの製造、火工品、医薬品。
バリウムBARIUM (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。 周期系のグループ IIA 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、質量数が 130 (0.101%)、132 (0.097%)、134 (2.42%)、135 (6.59%)、136 (7.81%)、137 (11、32%)、138 ( 71.66%)。 外電子層構成 6 s 2
. 酸化状態は +2 (原子価 II) です。 原子の半径は 0.221 nm、Ba 2+ イオンの半径は 0.138 nm です。 順次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。ポーリング・ライナス) 0,9.
発見の歴史
要素の名前は、ギリシャ語の「baris」（重い）に由来します。 1602年、ボロネーゼの職人が重鉱物バライトに注目しました。 (cm。バライト) BaSO 4 (密度 4.50 kg/dm 3)。 1774 年、スウェーデンの K. シェーレ (cm。シェーレ・カール・ヴィルヘルム)、バライトを焼成し、酸化物BaOを受け取りました。 1808年にイギリス人G.デービーだけ (cm。 DEVI ハンフリー)電気分解を使用して、塩溶融物から活性金属を回収しました。
自然界での有病率
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ザーライトです (cm。ビテライト)ＢａＣＯ ３．
レシート
バリウムとその化合物を得るための主な原料はバライト濃縮物 (80-95% BaSO 4) です。 ソーダNa 2 CO 3の飽和溶液で加熱します。
BaSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d 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る。
金属バリウムを得るための主な工業的方法は、アルミニウム粉末による還元です。 (cm。アルミニウム） 1000 ～ 1200 °C で:
4× + 2× = 3××× 2×3
加熱時に石炭またはコークスでバライトを還元することにより、BaSが得られます。
BaSO 4 + 4C \u003d BaS + 4CO
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 に処理されます。
物理的及び化学的性質
バリウムは銀白色の可鍛性金属で、結晶格子は体心立方体です。 a= 0.501 nm。 375 °C の温度で、b 修飾に移行します。 融点727℃、沸点1637℃、密度3.780g/cm3。 標準電極電位 Ba 2+ / Ba は -2.906 V です。
化学活性が高い。 空気中で激しく酸化し、酸化バリウムBaO、過酸化物BaO 2 を含む皮膜を形成。
水と激しく反応する:
Va + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2
加熱すると窒素と相互作用する (cm。窒素）窒化物Ba 3 N 2の形成を伴う：
Ba + N 2 \u003d Ba 3 N 2
水素の流れの中で (cm。水素）加熱すると、バリウムは水素化物 BaH 2 を形成します。 バリウムは炭素と共に BaC 2 カーバイドを形成します。 ハロゲンあり (cm。ハロゲン)バリウムはハロゲン化物を形成します：
Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2、
硫黄との可能な相互作用 (cm。硫黄）およびその他の非金属。
BaOは基本的な酸化物です。 水と反応して水酸化バリウムを形成します。
BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2
酸性酸化物と相互作用すると、BaO は塩を形成します。
BaO + CO 2 \u003d BaCO 3
塩基性水酸化物 Ba (OH) 2 は水に溶けにくく、アルカリ性を持っています。
Ba 2+ イオンは無色です。 塩化物、臭化物、ヨウ化物、硝酸バリウムは水によく溶けます。 不溶性炭酸塩、硫酸塩、平均オルトリン酸バリウム。 硫酸バリウム BaSO 4 は、水や酸に溶けません。 したがって、白い安っぽい沈殿物 BaSO 4 の形成は、Ba 2+ イオンおよび硫酸イオンに対する定性的な反応です。
BaSO 4 は濃硫酸の熱溶液に溶解し、酸性硫酸塩を形成します。
BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d 2Ba (HSO 4) 2
Ba 2+ イオンは炎を黄緑色にします。
応用
BaとAlの合金がゲッター（ゲッター）の素です。 BaSO 4は白色塗料の成分であり、X線検査のために、アルミニウム製錬、医学で使用されるいくつかの種類の紙のドレッシング中に追加されます。
バリウム化合物は、ガラス製造や信号ロケットの製造に使用されます。
チタン酸バリウム BaTiO 3 は、レーザー技術で使用される圧電素子、小型コンデンサーの構成要素です。
生理作用
バリウム化合物は有毒で、空気中の MPC は 0.5 mg/m 3 です。
百科事典辞書. 2009 .
同義語:他の辞書で「バリウム」が何であるかを参照してください。
バリウム- ハイドロトギー。 化学。 Suda eritin, tyssiz crystals zat (KSE, 2, 167). 炭酸バリウム。 化学。 ゼザン窒素kyshkyldarynda onay eritin、それは結晶です。 B a r i y k a r bo n a t y - baridyn ϩte manyzdy kosylystarynyn biri (KSE, 2, 167)。 硫酸バリウム... カザフ語 tilinin tusindirme sozdigі
- (ラテン語のバリウム、ギリシア語の barys Heavy から)。 黄色がかった金属で、他の金属と結合して重い化合物を形成することからこの名前が付けられました。 ロシア語に含まれる外国語の辞書。 Chudinov A.N.、1910年。 バリウム、ギリシア語から…… ロシア語の外国語辞書
Ba (lat. バリウム、ギリシア語から。barys 重い * a. バリウム; n. バリウム; f. バリウム; そして. バリオ), chem. 周期族の主亜族 11 の元素。 メンデレーエフの要素系、at。 n. 56、で。 m. 137.33. Natural B.は、7つの安定した... 地質百科事典
- (ギリシア語の barys Heavy から; lat. Barium), Ba, chem. 元素II族周期。 アルカリ土類元素のサブグループの元素のシステム、で。 番号56、で。 重量 137.33。 Natural B.には7つの安定同位体が含まれており、その中でも138Baが優勢で…… 百科事典
バリウム- (ギリシア語の barys Heavy から)、二原子金属、at. の。 １３７．３７、ｃｈｅｍ． 指定Baは、自然界では塩の形でのみ発生します。ch。 arr。、硫酸塩（ヘビースパー）および炭酸塩（ウィザライト）の形で。 少量の塩 B. ... ... 大きな医学百科事典
- (バリウム)、Ba、周期系の 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. Scheele によって発見され、1808 年に G. Davy によって受領されました ... 現代百科事典
- (緯度バリウム) Ba、周期系のグループ II、原子番号 56、原子質量 137.33 の化学元素は、アルカリ土類金属に属します。 ギリシャ語からの名前。 バリスは重い。 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) 要素 (159) ASIS 同義語辞書。 V.N. トリシン。 2013 ... 同義語辞書
硫酸バリウムは、消化管の特定の病気の診断目的で使用される活性物質です。 もろい白色の粉末で、無味無臭で、有機溶剤、アルカリ、酸に不溶です。 このコンポーネントの特性を考慮してください。 X線透視法に硫酸バリウムが必要な理由について話しましょう。この物質の医学での使用、その特性、説明書の内容について説明します。
硫酸バリウムの効果は？
硫酸バリウムは放射線不透過性物質であり、適切な研究を行うときにX線画像のコントラストを改善し、毒性がないため、診断目的で使用されます。 食道、胃、十二指腸などの臓器の最大の放射線不透過性は、内部への導入直後に非常に迅速に達成されます。
小腸に関しては、約15分後または1時間半後に放射線不透過性が発生します。すべては、薬物の粘度と胃の直接排出の速度に依存します。 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、患者の身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、消化管に穿孔がなければ、もちろん体循環には直接入りません。 この物質は便中に排泄されます。
硫酸バリウムの適応症は何ですか?
消化管、特に小腸、つまりその上部のX線検査には治療法が処方されています。
硫酸バリウムの禁忌は何ですか?
硫酸バリウムの使用に対する禁忌の中で、次の条件に注意することができます。
この物質に対する過敏症の存在;
結腸の閉塞のために処方しないでください。
胃腸管の穿孔では、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。
体の脱水を伴う;
急性型の潰瘍性大腸炎;
アレルギー反応を伴う。
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ず、急性憩室炎も禁忌と見なされます。
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中で、使用説明書には次の条件が記載されています。重度の長期の便秘が発生する可能性があり、腸の一部のけいれんが除外されず、下痢が加わる可能性があります。
さらに、息切れ、痛みを伴う膨満感、胸の圧迫感、胃や腸の痛みによって現れるアナフィラキシー様反応が発生します。
最初のX線造影検査の後、患者が副作用を発症した場合は、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ます。二重造影を行うには、ソルビトールとクエン酸ナトリウムを追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た後、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から直腸に直接注入します。
診断手順の前夜に、固形物を食べることはお勧めできません。 研究の後、十分に大量の液体を消費する必要があり、それによって腸からの硫酸バリウムの排出が加速されます。
特別な指示
硫酸バリウム含有製剤（類縁体）
薬Bar-VIPSには、その組成に硫酸バリウムが含まれており、内部使用のための診断懸濁液の調製用に粉末で入手できます。 複雑な組成の放射線不透過性薬剤であり、毒性が低い。
次の薬はCoribar-Dです。これもペースト状で製造され、粘着性が高く、消化管粘膜のレリーフの高品質の画像を提供します。
マイクロパック - その剤形もペーストで表され、そこから懸濁液が調製され、薬物も粉末で製造されます。 次のツールは Micropak Colon です。これを使用すると、マイクロレリーフの鮮明な画像を取得できます。
Micropak Oral、Micropak ST、Microtrust esophagus paste、Co 2-granulate、Sulfobar、Falibarit、Falibarit XDE、および Adsobar のリストにあるこれらの放射線不透過性製剤にはすべて、活性物質である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、および腸のすべての部分の病理を特定するために、診断目的で使用されます。 また、同名の製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、前日に消化の長い固形物を食べることを控える必要があります。 同時に、そのようなコントラスト検査は、利用可能な適応症に従って主治医によって処方されるべきです。
記事の内容
バリウム- 周期系の第 2 グループの化学元素、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周期にあります。 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%)、138( 71.66%)。 ほとんどの化学化合物のバリウムは、最大酸化状態が +2 ですが、0 の場合もあります。 自然界では、バリウムは二価の状態でのみ存在します。
発見の歴史。
1602年、ボローニャの靴職人で錬金術師のカシアローロが周囲の山で石を拾い上げました。 石から金を分離しようとして、錬金術師は木炭でそれを焼成しました. この場合、金を分離することはできませんでしたが、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、暗闇で赤みを帯びた色で輝きました. このような異常な発見のニュースは、錬金術の環境と多くの名前を受け取った異常な鉱物で本当のセンセーションを巻き起こしました-太陽の石（Lapis solaris）、ボローニャの石（Lapis Boloniensis）、ボローニャのリン（Phosphorum Boloniensis）が参加者になりましたさまざまな実験で。 しかし時が経ち、金は目立たないとさえ思っていたので、新しい鉱物への関心は徐々になくなり、長い間石膏や石灰の変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であるカール シェーレとヨハン ガンは、「ボローニャ石」を詳細に研究し、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・デ・モルボはこの「土地」をギリシャ語の「バルエ」からバロット（バロテ）と呼び、後に名前をバライト（バライト）に変更しました。 バリウムアースは、18 世紀後半から 19 世紀前半の化学の教科書にこの名前で登場しました。 たとえば、A.L. Lavoisier (1789) の教科書では、重晶石は塩を形成する土の単純な物体のリストに含まれており、重晶石には別の名前が付けられています - 「重い地球」 (terre pesante, lat. terra ponderosa) . 鉱物に含まれるまだ知られていない金属は、バリウム（ラテン語 - バリウム）と呼ばれるようになりました。 19世紀のロシア文学。 バライトとバリウムという名前も使用されました。 次に有名なバリウム鉱物は天然の炭酸バリウムで、1782 年にウィザリングによって発見され、後に彼にちなんでウィザライトと名付けられました。 金属バリウムは、1808 年にイギリス人のハンフリー デービーによって、水銀カソードを使用し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初めて得られました。 同じ 1808 年、Davy よりも少し前に、スウェーデンの化学者 Jens Berzelius がバリウム アマルガムを受け取ったことに注意する必要があります。 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 アース (酸化バリウム) が他の土（酸化物）よりも本当に重く、反対に、金属は他の金属よりも軽いです。 クラークは、冥界の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ましたが、この提案は他の科学者によって支持されず、軽金属は引き続き「重い」と呼ばれていました.
自然界のバリウム。
地殻には 0.065% のバリウムが含まれており、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。 バリウムの主なミネラルは重晶石（硫酸バリウム）であり、すでに上で述べた重石またはペルシャスパーとも呼ばれ、ウィザライト（炭酸バリウム）です。 バライトの世界の鉱物資源は 1999 年に 20 億トンと推定され、そのかなりの部分が中国 (約 10 億トン) とカザフスタン (5 億トン) に集中しています。 米国、インド、トルコ、モロッコ、メキシコにも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、その抽出はハカシア、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 5000 トンを生産し、年間 25000 トンの重晶石を輸入しています。
レシート。
バリウムとその化合物を得るための主な原料は重晶石であり、まれにウィザライトです。 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ことにより、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 \u003d BaS + 2C + 4H 2 O
BaCO 3 + C = BaO + 2CO
バリウム金属は、酸化アルミニウムで還元することによって得られます。
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
このプロセスは、ロシアの物理化学者 N.N. ベケトフによって初めて実行されました。 彼は自分の実験を次のように説明しました。時間。 るつぼを冷やしてみると、粘土とは種類も物性も全く違う金属合金が入っていました。 この合金は微結晶構造を持ち、非常に脆く、新鮮な破片にはわずかに黄色がかった光沢があります。 分析の結果、100 時間で 33.3 バリウムと 66.7 粘土で構成されていることがわかりました。 現在、アルミニウムの還元プロセスは、真空中で 1100 ～ 1250 °C の温度で行われますが、結果として生じるバリウムは蒸発し、原子炉の低温部分で凝縮します。
さらに、バリウムは、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ます。
単体。
バリウムは銀白色の可鍛性金属で、強く叩くと粉々になります。 融点727℃、沸点1637℃、密度3.780g/cm 3 。 常圧では、2 つの同素体修飾で存在します。375 °C までは a -Ba が立方体心格子で安定し、375 °C を超えると b -Ba が安定します。 高圧では、六角形の変形が形成されます。 バリウム金属は化学活性が高く、空気中で激しく酸化され、BaO、BaO 2 および Ba 3 N 2 を含む膜を形成し、わずかな加熱または衝撃で発火します。
2Ba + O 2 \u003d 2BaO; Ba + O 2 \u003d BaO 2; 3Ba + N 2 \u003d 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性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 \u003d Ba (OH) 2 + H 2
Ba + 2HCl \u003d BaCl 2 + H 2
バリウムはハロゲンとハロゲン化物を形成し、水素と窒素を加熱すると、それぞれ水素化物と窒化物を形成します。
Ba + Cl 2 \u003d 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い青色の溶液を形成し、そこからアンモニアBa（NH 3）6を分離できます-金色の光沢のある結晶で、アンモニアの放出で簡単に分解します。 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。
金属バリウムは化学活性が高いため使用が非常に限られていますが、バリウム化合物はより広く使用されています。 バリウムとアルミニウムの合金 - 56% の Ba を含むアルバの合金 - 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ために、バリウムは装置の真空フラスコ内で加熱することによって合金から蒸発し、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。 少量では、バリウムは冶金で溶融銅と鉛を硫黄、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の部品やキャブレター エンジンのスパーク プラグの電極に使用されます。 さらに、バリウムの非標準用途があります。 その 1 つが人工彗星の作成です。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 年にソビエトの自動惑星間ステーション ルナ 1 の飛行中に作成されました。 1970 年代初頭、ドイツとアメリカの物理学者が電気に関する研究を行っていました。 磁場地球、コロンビアの領土に15キログラムの最小のバリウム粉末を投げました。 結果として生じるプラズマ雲は磁場の線に沿って伸び、それらの位置を微調整することが可能になりました。 1979 年にバリウム粒子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、実用上最大の関心事です。
酸化バリウム(バオ）：バリウムの製造における中間生成物 - 耐火性（融点約2020°C）の白い粉末で、水と反応して水酸化バリウムを形成し、空気から二酸化炭素を吸収して炭酸塩に変わります：
BaO + H 2 O \u003d Ba（OH）2; BaO + CO 2 = BaCO 3
空気中で 500 ～ 600 °C の温度で焼成すると、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 °C に加熱すると再び酸化物になり、酸素を放出します。
2BaO + O 2 \u003d 2BaO 2; 2BaO 2 \u003d 2BaO + O 2
液体空気の蒸留によって酸素を分離する方法が開発されるまで、酸素は 19 世紀の終わりまでこの方法で得られました。
実験室では、硝酸バリウムをか焼することで酸化バリウムを得ることができます。
2Ba(NO 3) 2 = 2BaO + 4NO 2 + O 2
現在、酸化バリウムは水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で加圧下で焼結します）が、主な酸化バリウムの用途は、熱陰極の製造です。 1903 年、若いドイツの科学者 Wenelt は、イギリスの物理学者 Richardson によって少し前に発見された、固体からの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法則が完全に確認されましたが、対照実験は失敗しました。電子フラックスは予想よりも急激に高かったのです。 金属の特性は変化しないため、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推測しました。 可能性のある表面汚染物質を試した後、彼は、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が追加の電子を放出することを確信しました。 しかし、その観測を再現できなかったため、科学界はこの発見をすぐには認識しませんでした。 わずか四半世紀後、イギリス人のコーラーは、高い熱電子放出を発現させるには、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 年に初めて説明できました。ドイツの科学者 Pohl は、酸化物中のバリウムの小さな不純物によって電子が放出されることを示唆しました。低圧では、酸素の一部が酸化物から逃げ出し、残りのバリウムは容易にイオン化されて形成されます。加熱されたときに結晶を離れる自由電子:
2BaO \u003d 2Ba + O 2; Ba = Ba 2+ + 2е
この仮説の正しさは、1950 年代後半にソビエトの化学者 A. Bundel と P. Kovtun 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濃度を測定し、それを電子熱放射フラックスと比較しました。 現在、酸化バリウムは、ほとんどの熱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のモニター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· 8H2O）。 白色の粉末で、熱湯に溶けやすく (80°C で 50% 以上)、冷水には溶けにくい (20°C で 3.7%)。 八水和物の融点は 78°C で、130°C に加熱すると無水 Ba(OH) 2 に変化します。 水酸化バリウムは、熱水に酸化物を溶解するか、過熱水蒸気の流れの中で硫化バリウムを加熱することによって得られます。 水酸化バリウムは二酸化炭素と容易に反応するため、「バライト水」と呼ばれるその水溶液は、CO 2 の試薬として分析化学で使用されます。 また、「重晶石水」は硫酸イオンや炭酸イオンの試薬となります。 水酸化バリウムは、動植物油や工業用溶液から硫酸イオンを除去し、潤滑剤成分として水酸化ルビジウムや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(BaCO3）。 自然界では、鉱物はウィザライトです。 白色粉末、水に不溶、強酸（硫酸を除く）に可溶。 1000°Cに加熱すると、CO 2を放出して分解します。
BaCO 3 \u003d BaO + CO 2
炭酸バリウムは、ガラスの屈折率を上げるためにガラスに添加され、エナメルや釉薬に添加されます。
硫酸バリウム(BaSO4). 自然界では - バライト（重晶石またはペルシャスパー） - バリウムの主な鉱物 - 白色粉末（融点約1680°C）、水にほとんど溶けず（18°Cで2.2mg / l）、濃硫酸にゆっくりと溶ける.
塗料の製造は、長い間硫酸バリウムと関連していました。 確かに、最初はその使用は犯罪的な性質のものでした。粉砕された形で、重晶石は白鉛と混合されたため、最終製品のコストが大幅に削減され、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大きな利益をもたらしました. 1859 年に、製造および国内貿易部門はヤロスラヴリのブリーダーによる不正な策略に関する情報を受け取りました。ヤロスラヴリのブリーダーは白鉛に重いスパーを追加しました。これは「製品の真の品質について消費者を欺くものであり、そのような行為を禁止する要求も受けました。ブリーダーは、リードホワイトを作るときにスパーを使用しないと言った. しかし、これらの苦情は何の役にも立ちませんでした。 1882年にヤロスラブリにスパー工場が設立され、1885年に5万ポンドの粉砕された重いスパーを生産したと言えば十分です。 1890 年代初頭、D.I. メンデレーエフは次のように書いています。
硫酸バリウムは、市場で広く求められている隠蔽力の高い非毒性の白色塗料であるリトポンの一部です。 リトポンの製造では、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、微細な結晶の硫酸バリウムと硫化亜鉛の混合物であるリトポンが沈殿し、溶液中に純水が残ります。
BaS + ZnSO 4 \u003d BaSO 4 Ї + ZnSЇ
高価な等級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、ゴムやセラミックの充填剤としても使用されます.
世界で採掘された重晶石の 95% 以上が、深井戸掘削用の作業流体の準備に使用されています。
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、消化器疾患の診断のために医学で広く使用されています。 これを行うために、患者は水中の硫酸バリウムの懸濁液またはセモリナとの混合物 - 「バリウム粥」を飲み込み、X線で照らすことができます。 「バリウム粥」が通過する消化管の部分は、写真では暗い斑点のように見えます。 そのため、医師は胃や腸の形状を把握し、病気の発生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に使用されるバライト コンクリートの製造にも使用され、放射線の透過を防ぎます。
硫化バリウム(BaS）。 バリウムとその化合物の製造における中間生成物。 市販品は灰色のもろい粉末で、水に溶けにくい。 硫化バリウムは、リトポンを得るために使用され、皮革産業では皮膚から毛を取り除き、純粋な硫化水素を得るために使用されます. BaS は、多くの蛍光体 (光エネルギーを吸収して発光する物質) の構成要素です。 Casciarolo を受け取ったのは彼で、重晶石を石炭で焼成しました。 それ自体では、硫化バリウムは光りません。活性化物質の添加剤が必要です-ビスマス、鉛、その他の金属の塩。
チタン酸バリウム(バティオ 3). バリウムの最も工業的に重要な化合物の1つは、水に不溶性の白色の耐火性（融点1616°C）の結晶性物質です。 チタン酸バリウムは、約1300℃の温度で二酸化チタンを炭酸バリウムと融合させることによって得られます。
BaCO 3 + TiO 2 \u003d BaTiO 3 + CO 2
チタン酸バリウムは、最高の強誘電体 () の 1 つであり、非常に価値のある電気材料です。 1944 年、ソ連の物理学者 B.M. ヴルは、チタン酸バリウムの優れた強誘電性能力 (非常に高い誘電率) を発見し、ほぼ絶対零度から + 125 °C までの広い温度範囲でそれらを維持しました。チタン酸バリウムの耐湿性は、たとえば電気コンデンサの製造に使用される最も重要な強誘電体の 1 つになっています。 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ます。圧力がかかると電気特性が変化します。 交流電界の作用下で、その結晶に振動が発生するため、圧電素子、無線回路、および自動システムで使用されます。 チタン酸バリウムは、重力波を検出する試みに使用されてきました。
その他のバリウム化合物。
硝酸バリウムと塩素酸塩 (Ba(ClO 3) 2) は花火の不可欠な部分であり、これらの化合物を追加すると炎が明るい緑色になります。 過酸化バリウムは、アルミノサーミー用の点火混合物の一部です。 テトラシアノ白金 (II) バリウム (Ba) は、X 線とガンマ線の影響を受けて光ります。 1895 年、ドイツの物理学者ヴィルヘルム レントゲンは、この物質の輝きを観察し、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。 現在、バリウム テトラシアノ白金 (II) が発光計器スクリーンを覆うために使用されています。 チオ硫酸バリウム (BaS 2 O 3) は、無色のワニスにパールの色合いを与え、接着剤と混合することで、マザー オブ パールの完全な模倣を実現できます。
バリウム化合物の毒物学。
すべての可溶性バリウム塩は有毒です。 蛍光透視法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 0.8-0.9 g、炭酸バリウム - 2-4 g 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、唾液分泌、吐き気、嘔吐、めまい、筋力低下、息切れを引き起こします、心拍数の低下と血圧の低下。 バリウム中毒の主な治療法は、胃洗浄と下剤の使用です。
人体におけるバリウムの主な供給源は、食物 (特に魚介類) と飲料水です。 世界保健機関の勧告によると、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。ロシアでは、0.1 mg/l というより厳しい基準があります。
ユーリ・クルチャコフ
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 グループの主なサブグループの元素であり、原子番号は 56 です。記号 Ba (lat. バリウム）。 単体は柔らかく延性のある銀白色のアルカリ土類金属です。 高い化学活性を持っています。
バリウムの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 の形で発見されました。 1808 年、英国の化学者 Humphrey Davy は、湿った水酸化バリウムを水銀陰極で電気分解することにより、バリウム アマルガムを製造しました。 加熱して水銀を蒸発させた後、彼はバリウム金属を分離しました。
1774 年、スウェーデンの化学者カール ヴィルヘルム シェーレと彼の友人ヨハン ゴットリーブ ハーンは、最も重い鉱物の 1 つである重いスパー BaSO 4 を調査しました。 彼らは、以前は知られていなかった「重い地球」を分離することに成功しました。 そして34年後、ハンフリー・デービーは、湿った重晶石土を電気分解にかけ、そこから新しい元素であるバリウムを得ました。 同じ 1808 年、デイビーより少し前に、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得たことに注意する必要があります。 これが元素バリウムの誕生です。
古代の錬金術師は、BaSO 4 を木材または木炭で焼成し、燐光を発する「ボロネーゼの宝石」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
その名前は、ギリシャ語の barys から付けられました。「重い」という意味です。これは、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です。
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。 これは非常に多く、たとえば鉛、スズ、銅、水銀よりもはるかに多い量です。 純粋な形では、それは地球には存在しません。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含まれており、当然、鉱物に非常にしっかりと結合しています。
主なバリウム鉱物は、1782年にこの鉱物を発見した英国人ウィリアム・ウィザリング（1741 ... 1799）にちなんで名付けられた、すでに言及されたヘビースパーBaSO 4（バライトと呼ばれることが多い）とウィザライトBaCO3です。多くのミネラルウォーターや海水に含まれています。 この場合の低含有量は、硫酸塩を除くすべてのバリウム塩が有毒であるため、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付けによって、重晶石鉱石は単鉱物と複合体に分けられます。 複雑なものは、バライト硫化物（鉛、亜鉛、時には銅と鉄黄鉄鉱の硫化物を含み、それほど頻繁ではないがSn、Ni、Au、Agを含む）、バライトカルサイト（最大75％の方解石を含む）、鉄バライト（磁鉄鉱を含む）に細分される、ヘマタイト、針鉄鉱およびハイドロゲーサイトが上部にある）および重晶石 - 蛍石（重晶石と蛍石を除いて、通常は石英と方解石を含み、亜鉛、鉛、銅、硫化水銀が小さな不純物として存在することがあります）。
実用的な観点からは、熱水鉱脈単鉱物、重晶石硫化物および重晶石蛍石鉱床が最も重要です。 いくつかの交代作用シート堆積物と溶岩堆積物も産業的に重要です。 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、バライト鉱石には他の有用な成分（蛍石、方鉛鉱、閃亜鉛鉱、銅、工業濃度の金）が含まれているため、それらを組み合わせて使用 します。
バリウムの同位体天然バリウムは、130 Ba、132 Ba、134 Ba、135 Ba、136 Ba、137 Ba、138 Ba の 7 つの安定同位体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中に形成されます。
バリウムの入手金属は、様々な方法で、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。 アルミノテルミック法により酸化物からバリウムを復元することでバリウムを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°C に加熱します。 還元されたバリウムの蒸気は、反応が起こる管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、過酸化バリウム BaO 2 がアルミノサーモ用の点火混合物の組成に含まれることがよくあります。
ウィゼライトを単純に焼成して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。 硝酸バリウム Ba (NO 3) 2 を焼成することで BaO を得る方が簡単です。
2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.
電気分解とアルミニウム還元の両方で、柔らかい (鉛よりも硬いが、亜鉛よりも柔らかい) 光沢のある白い金属が生成されます。 710°C で融解し、1638°C で沸騰し、密度は 3.76 g/cm 3 です。 これはすべて、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ています。
バリウムには7つ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。 それは70%以上です。
バリウムは活性が高い。 衝撃で自然発火し、水を容易に分解し、可溶性の酸化バリウム水和物を形成します。
Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.
水酸化バリウムの水溶液はバライト水と呼ばれます。 この「水」は、ガス混合物中の CO 2 を測定するために分析化学で使用されます。 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です。 金属バリウムはほとんど実用化されていません。 ごく少量ですが、ベアリング合金や印刷合金に導入されています。 バリウムとニッケルの合金はラジオ管で使用され、純粋なバリウムはゲッター (ゲッター) として真空技術でのみ使用されます。
バリウム金属は、1200 ～ 1250°C での真空中のアルミニウム還元によって酸化物から得られます。
4BaO + 2Al \u003d 3Ba + BaAl 2 O 4.
バリウムは、真空蒸留またはゾーン溶融によって精製されます。
バリウムチタンの調製。 入手は比較的簡単です。 Witherite BaCO 3 は 700 ... 800 °C で二酸化チタン TYu 2 と反応し、必要なものだけが得られます。
BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.
主要 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℃の反応器内で実施される（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」（形成されたバリウム蒸気がその中で凝縮する）の温度が約520℃になるように炉内に配置されます。真空蒸留により、バリウムは不純物含有量が10 - 4重量％、およびゾーン溶融を使用する場合-最大10〜6％。
少量のバリウムは、BaBeO 2 [Ba (OH) 2 と Be (OH) 2 の融合によって合成される] を 1300 °C でチタンと還元すること、および 120 °C Ba (N 3 ) 2、バリウム塩の p- カチオンを NaN 3 と交換する際に形成されます。
酢酸バ (OOCHN 3)、 - 無色。 結晶; m.p. 490°С (分解); 密集 2.47g/cm 3 ; ソル。 水中 (0°C で 100 g あたり 58.8 g)。 25°C未満では、三水和物が水溶液から結晶化し、25〜41°Cで一水和物、41°Cを超えると無水塩になります。 インタラクションを取得します。 Ba (OH) 2、VaCO 3 または BaS with CH 3 CO 2 H。羊毛や更紗を染色する際の媒染剤として使用されます。
マンガネート（VI）BaMnO 4 - 緑色の結晶。 1000℃まで分解しません。 Ba(NO 3) 2 とMnO 2 の混合物をか焼することによって得られる。 フレスコ画に一般的に使用される顔料 (カッセルまたはマンガン グリーン)。
クロメート (VI) ВаСrO 4 - 黄色の結晶。 m.p. 1380℃; - 1366.8 kJ/mol; ソル。 inorgで。 to-max であり、sol ではありません。 水中で。 インタラクションを取得します。 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（Cr0 3に関して）。 Pirconate ВаZrО 3 - 無色。 結晶; m.p. ~269°С; - 1762 kJ/mol; ソル。 水の中と 水溶液強力な無機物によって分解されるアルカリおよびNH 4 HCO 3。 とたみ。 インタラクションを取得します。 加熱すると、ZrO 2 は BaO、Ba(OH) 2 または BaCO 3 と結合します。 Ba zirconate と ВаТiO 3 -圧電体を混合。
ブロマイド BaBr 2 - 白色結晶; m.p. 847℃; 密集 4.79g/cm 3 ; -757 kJ/mol; さてソル。 水、メタノール、さらに悪い - エタノールで。 水溶液から、二水和物は結晶化し、75°Cで一水和物に変わり、100°C以上で無水塩になります。水溶液では、相互作用。 空気の CO 2 と O 2 と結合し、VaCO 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。 水性 p-ditch Ba (OH) 2 または VaCO 3 と臭化水素酸。
ヨウ化物 BaI 2 - 無色。 結晶; m.p. 740°С (分解); 密集 5.15g/cm 3 ; . -607 kJ/mol; さてソル。 水とエタノールで。 温水溶液から、二水和物が結晶化し（150°Cで脱水）、30°C未満で六水和物になります。 VaI 2 インタラクションを取得します。 水 p-ditch Ba (OH) 2 または VaCO 3 とヨウ化水素酸。
バリウムの物性バリウムは銀白色の可鍛性金属です。 鋭い一撃で壊れる。 バリウムには 2 つの同素体修飾があります。体心立方格子を持つ α-Ba は 375 °C (パラメーター a = 0.501 nm) まで安定しており、β-Ba はそれ以上で安定しています。
鉱物学的スケールでの硬度 1.25; モーススケール2で。
バリウム金属は、灯油またはパラフィンの層の下に保存されます。
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する。 水と激しく反応し、水酸化バリウム Ba (OH) 2 を生成します。
Ba + 2H 2 O \u003d 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、水に不溶性または難溶性です: 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 バリウムには 5 月以降、7 つの安定同位体があります。 ch. 130、132、134-137、および 138 (71.66%)。 熱中性子の捕捉断面積は 1.17-10 28 m 2 です。 外部構成 電子殻 6s 2 ; 酸化状態 + 2、めったに + 1; イオン化エネルギー Ba° -> Ba + -> Ba 2+ resp. 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する。
水素とともに加熱すると、水素化バリウム BaH 2 が形成され、これが水素化リチウム LiH と結合して Li 錯体になります。
加熱するとアンモニアと反応します。
6Ba + 2NH 3 = 3BaH 2 + Ba 3 N 2
窒化バリウム Ba 3 N 2 は、加熱すると CO と反応し、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。これは金色の光沢があり、NH 3 の除去により容易に分解します。 白金触媒の存在下で、アンモニアは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、ＢａＯを石炭とともにアーク炉で加熱することによって得ることができる。
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。
バリウムの塗布バリウムとA1の合金（アルバ合金、56％Ba）がゲッター（ゲッター）の基本です。 ゲッター自体を得るために、デバイスの真空フラスコ内で高周波加熱によりバリウムを合金から蒸発させます。 バリウム ミラー (または窒素雰囲気で蒸着中の拡散コーティング)。 圧倒的多数の熱陰極の活性部分は BaO です。 バリウムは、減摩剤への添加剤として、Cu および Pb の脱酸剤としても使用されます。 合金、鉄および非鉄金属、ならびに合金から、それらの硬度を高めるためにタイポグラフィフォントが作られます。 Ni を含むバリウム合金は、エンジン内部のグロープラグ用電極の製造に使用されます。 燃焼およびラジオ管内。 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示薬です。
多くの場合アルミニウムとの合金であるバリウム金属は、高真空電子デバイスのゲッターとして使用されます。
防食材バリウムはジルコニウムと一緒に液体金属冷却剤（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、後者のパイプラインや冶金への攻撃性を減らします。
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、火工品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 (緑の火) を着色するために使用されます。
クロム酸バリウムは、熱化学的方法 (オーク リッジ サイクル、米国) による水素と酸素の生成に使用されます。
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動作する超伝導セラミックを合成するために使用されます。
酸化バリウムは、ウラン棒をコーティングするため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。 そのようなガラスの普及したタイプの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％）。 原子力産業のガラス製造では、リン酸バリウムも使用されます。
フッ化バリウムは、フッ化物電解質の成分として固体フッ素電池で使用されます。
酸化バリウムは、強力な酸化銅電池で活性物質 (酸化バリウム - 酸化銅) の構成要素として使用されます。
硫酸バリウムは、鉛蓄電池の生産において負極活物質膨張剤として使用されます。
ガラスの屈折率を高めるために、炭酸バリウムＢａＣＯ ３ がガラス塊に添加される。 硫酸バリウムは、製紙業界でフィラーとして使用されています。 紙の品質は主にその重量によって決まりますが、重晶石 BaSO 4 は紙をより重くします。 この塩は必然的にすべての高価な等級の紙に含まれています。 さらに、硫酸バリウムは、硫化バリウム溶液と硫酸亜鉛との反応生成物である白色リトポン塗料の製造に広く使用されています。
BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS。
白色の両方の塩が沈殿し、純水が溶液に残ります。
深い油井やガス井を掘削する場合、水中の硫酸バリウムの懸濁液が掘削流体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。 これはチタン酸バリウム BaTiO 3 - 最も重要な強誘電体の 1 つです (強誘電体は、外部フィールドにさらされることなく、それ自体で分極されます。誘電体の中でも、導体の強磁性体と同じように際立っています。そのような分極の能力は特定の温度でのみ維持されます. 分極強誘電体は、より高い誘電率とは異なります)、非常に貴重な電気材料と見なされます.
1944 年に、このクラスはチタン酸バリウムによって補完されました。その強誘電特性は、ソビエトの物理学者 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、絶対零度に近い温度から +125°C までの非常に広い温度範囲で強誘電特性を保持することです。
バリウムは医療にも使用されています。 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、患者が飲み込むことができます。 硫酸バリウムはX線に対して不透明であるため、「バリウム粥」が通過する消化管の部分は画面上で暗いままです。 そのため、医師は胃と腸の形状を把握し、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。
バリウムが人体に入る主な経路は食品です。 はい、いくつか 海上生活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 1000 倍) です。 一部の植物 (大豆やトマトなど) は、土壌から 2 ～ 20 倍のバリウムを蓄積することもできます。 ただし、水中のバリウム濃度が高い地域では、飲料水も総バリウム摂取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ごくわずかです。
健康被害。
WHOの後援の下で実施された科学的疫学研究の過程で、心血管疾患による死亡率と飲料水中のバリウム含有量との関係に関するデータは確認されていません. ボランティアを対象とした短期試験では、10 mg/L までのバリウム濃度で心血管系に悪影響はありませんでした。 確かに、ラットの実験では、後者がバリウムの含有量が少なくても水を消費すると、収縮期血圧の上昇が観察されました。 これは 潜在的な危険バリウムを含む水を長期間使用すると、血圧が上昇する（USEPAにはそのようなデータがあります）.
USEPA のデータによると、バリウムの最大含有量をはるかに超える量の水を 1 杯飲んでも、筋肉の衰弱や腹痛につながる可能性があります。 ただし、USEPA 品質基準によって確立されたバリウム基準 (2.0 mg/l) は、WHO が推奨する値 (0.7 mg/l) を大幅に上回っていることを考慮する必要があります。 ロシアの衛生基準は、水中のバリウムに対してさらに厳しい MPC 値 - 0.1 mg/l を設定しています。 水分除去技術: イオン交換、逆浸透、電気透析。
1808 年、Davy Humphrey は、化合物の電気分解によってアマルガムの形でバリウムを取得しました。
レシート：
自然界では、バライト BaSO 4 とウィザライト BaCO 3 のミネラルを形成します。 アルミノテルミーまたはアジドの分解により得られる:
3BaO+2Al=Al 2 O 3 +3Ba
Ba(N 3) 2 \u003d 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、密度が高い銀白色の金属。 とても柔らかい。 Ｔｍ＝７２７℃。
化学的特性：
バリウムは最強の還元剤です。 空気中では、酸化物、過酸化物、窒化バリウムの膜で急速に覆われ、加熱または単純に粉砕すると発火します。 水素、硫黄とともに加熱すると、ハロゲンと激しく相互作用する。
バリウムは水や酸と激しく反応します。 アルカリ金属と同様に、灯油で保管してください。
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。 500℃に加熱すると、酸素と反応して過酸化物を形成します
過酸化バリウム BaO 2 、白色物質、難溶性、酸化剤。 過酸化水素、漂白剤を生成するために、火工品で使用されます。
水酸化バリウム Ba(OH) 2 、Ba(OH) 2 八水和物 *8H 2 O、無色。 結晶、アルカリ。 植物性および動物性脂肪を精製するために、硫酸イオンおよび炭酸イオンを検出するために使用されます。
バリウム塩無色の結晶。 物質。 可溶性塩類は毒性が強い。
塩化バリウムは、800°C ～ 1100°C で硫酸バリウムと石炭および塩化カルシウムとの相互作用によって得られます。 硫酸イオン用試薬。 皮革産業で使用されます。
硝酸塩バリウム、硝酸バリウム、緑色の花火組成物の成分。 加熱すると分解して酸化バリウムになります。
硫酸塩バリウムは水や酸にほとんど溶けないため、わずかに毒性があります。 紙の漂白、蛍光透視法、重晶石コンクリートフィラー（放射線からの保護）に使用されます。
応用：
バリウム金属は、多くの合金の成分として、銅と鉛の生産における脱酸素剤として使用されます。 可溶性バリウム塩は有毒で、MPC 0.5 mg/m 3 です。 以下も参照してください。
S.I. Venetsky まれで散らばっています。 メタルの話。