Βάριο (Ba)

Αγγλικά

Γαλλικά

Γερμανικά

Ιταλικά

Ισπανικά

barium

baryum

Barium

bario

bario

 

Σημείο τήξης (oC)

Σημείο βρασμού (oC)

Ειδικό βάρος  (g/cm3)

Aφθονία στο φλοιό της Γης (ppm)

Αφθονία στη θάλασσα (ppm)

729

1637

3,59

500

0,021

 

Γενικά για το Ba

Μία από τις λίγες χρήσεις του μεταλλικού βαρίου είναι η χρησιμοποίησή του στις ηλεκτρονικές λυχνίες ως "συλλέκτη" ιχνών οξυγόνου. Η κατοπτρική απόθεση στο επάνω μέρος των εικονιζόμενων λυχνιών είναι μεταλλικό βάριο

• Αργυρόλευκο, σχετικά μαλακό μέταλλο. Δραστικότατο μέταλλο, αντιδρά με το νερό με έκλυση υδρογόνου και καίγεται στον αέρα μετά από πύρωση. Στον αέρα οξειδώνεται ταχύτατα. Απομονώθηκε ως μέταλλο από τον Sir Humphry Davy (Αγγλία, 1808) με ηλεκτρολυτική μέθοδο. Η ονομασία του προέρχεται από την ελληνική λέξη "βαρύς", λόγω του σχετικά μεγάλου ειδικού βάρους των ορυκτών του.

• Τα διαλυτά άλατα του βαρίου, σε αντίθεση με τα αντίστοιχα άλατα του ασβεστίου και του στροντίου είναι ιδιαιτέρως τοξικά. Ωστόσο, το θειικό βάριο, που χορηγείται σε μεγάλη ποσότητα ως σκιαστικό μέσο κατά τη λήψη ακτινογραφιών, δεν είναι επικίνδυνο λόγω της ελάχιστης διαλυτότητάς του.

• Τα κυριότερα ορυκτά του είναι ο βαρύτηςβαρυτίνη), BaSO4 [F01] και ο βιθερίτης, BaCO3 [F02].

• Παγκοσμίως εξορύσσονται περίπου 8 εκατομ. τόννοι ορυκτών βαρύτη το χρόνο (στοιχεία 2007). Κυριότερες παραγωγοί χώρες: Κίνα, Ινδία, Μαρόκο, ΗΠΑ, Ιράν, Μεξικό. Στην Ελλάδα πλούσια κοιτάσματα βαρύτη υπάρχουν κυρίως στη Μήλο.

• Εφαρμογές: (ως BaSO4), γεωτρήσεις για πετρέλαιο (λιπαντική λάσπη), λευκαντική επιβαρυντική ύλη, χρώματα, υαλουργία, ιατρική (ως σκιαστικό μέσο στις ακτινογραφίες του πεπτικού συστήματος).  'Αλατα του βαρίου χρησιμοποιούνται για την παρασκευή πυροτεχνημάτων πράσινου χρώματος  [F03]. Ως μέταλλο, σε μικρές ποσότητες χρησιμοποιείται ως "συλλέκτης" (getter) στις ηλεκτρονικές λυχνίες για την παγίδευση ιχνοποσοτήτων οξυγόνου επαυξάνοντας σημαντικά τον χρήσιμο χρόνο ζωής τους.

F01. Βαρύτης (ή Βαρυτίνη), BaSO4

F02. Βιθερίτης, BaCO3

F03. Τα πυροτεχνήματα αυτά περιέχουν άλατα βαρίου


 

Γενικές χημικές ιδιότητες των ενώσεων του Ba
 


Οξειδωτικές καταστάσεις

• Η μόνη σταθερή οξειδωτική κατάσταση του Ba είναι η Ba(II).
 


Διαλυτοποίηση του μετάλλου

• Το Ba, ως δραστικό μέταλλο (δραστικότερο από το Ca και το Sr), διαλύεται σε όλα τα αραιά ισχυρά οξέα καθώς επίσης και στο οξικό οξύ με έκλυση Η2:

Ba + 2H+    Ba2+ + H2

• Λόγω της μεγάλης δραστικότητάς του προσβάλλεται ακόμη και από το ψυχρό ύδωρ με έκλυση H2:

Ba + 2H2Ο    Ba2+ + 2 ΟΗ- + H2

 

Σταθερότητα των διαλυμάτων του

• Τα ιόντα Ba2+ δεν υδρολύονται και έτσι δεν απαιτείται οξίνιση των διαλυμάτων τους.

• Με ισχυρές βάσεις δεν παρατηρείται καθίζηση Ba(OH)2 λόγω της μεγάλης διαλυτότητάς του. Αλκαλικά διαλύματα του Ba2+ θολώνουν λόγω αντίδρασης με το CO2 της ατμόσφαιρας:

Ba2+ + 2OH- + CO2    BaCO3 + H2O

 

Σχηματισμός συμπλόκων ιόντων

• Τα ιόντα Ba2+ δεν σχηματίζουν σύμπλοκα με NH3, CN-.


Ειδικά χαρακτηριστικά

Η χημεία των ιόντων Ca2+, Sr2+ και Ba2+ είναι παρόμοια. Οι μόνες διαφορές μεταξύ τους εντοπίζονται στη διαλυτότητα των επιμέρους αλάτων τους και μόνο σ' αυτές βασίζεται ο διαχωρισμός μεταξύ τους. Οι διαλυτότητες των πλέον χαρακτηριστικών και σχετικά δυσδιάλυτων αλάτων τους δίνονται στους επόμενους πίνακες:

 

Ksp (στους 25οC)

Τύπος ένωσης

Ca

Sr

Ba

MCO3

6,9 ´ 10-9

7 ´ 10-10

1,6 ´ 10-9

MC2O4

1,3 ´ 10-9

5,6 ´ 10-8

1,5 ´ 10-8

MSO4

2,4 ´ 10-5

2,8 ´ 10-7

1,5 ´ 10-9

MCrO4

7,1 ´ 10-4

3,6 ´ 10-5

1,2 ´ 10-10

MF2

1,7 ´ 10-10

7,9 ´ 10-10

2,4 ´ 10-5

 

 

Διαλυτότητα, g / 100 mL ύδατος

Τύπος ένωσης

Ca

Sr

Ba

Μ(ΟΗ)2 (α)

0,185 (0oC), 0,077 (100oC)

0,41 (0oC), 21,8 (100oC)

5,6 (15oC), 94,7 (78oC)

MCO3

0,00153 (25oC), 0,00190 (75oC)

0,0011 (15oC), 0,065 (100oC)

0,002 (20oC), 0,006 (100oC)

MC2O4 (β)

0,00067 (12oC), 0,0014 (95oC)

0,0051 (18oC), 5 (100oC)

0,0093 (18oC), 0,0228 (100oC)

MSO4

0,209 (30oC)

0,0114 (20oC)

0,00024 (20oC)

MCrO4

16,3 (20oC)

0,012 (15oC)

0,00037 (20oC)

MF2

0,0016 (18oC), 0,0017 (25oC)

0,012 (15oC)

0,12 (25oC)

(α) το Ba ως Βa(OH)2·8H2O, (β) το Sr ως SrC2O4· H2O


Οι χαρακτηριστικότερες αντιδράσεις διαφοροποίησης των ιόντων
Ba2+ από τα ιόντα Ca2+ και Sr2+ είναι οι ακόλουθες:

• Με οξαλικά ιόντα παρέχει κρυσταλλικό ίζημα οξαλικού βαρίου που διαλύεται στο οξικό οξύ, σε αντίθεση με το
CaC2O4, όχι όμως με το SrC2O4.

• Με χρωμικά ιόντα παρέχουν ίζημα BaCrO4 σε αντίθεση με τα ιόντα Ca2+ που δεν παρέχουν ίζημα και τα ιόντα Sr2+ που παρέχουν ίζημα αλλά σε σχετικά μικρές ποσότητες. [βλ. V03]

• Με κορεσμένο διάλυμα CaSO4 παρέχουν λευκό ίζημα BaSO4 σε αντίθεση με τα ιόντα Ca2+, όχι όμως με τα ιόντα Sr2+.

• Με διάλυμα ροδιζονικού νατρίου παρέχει ερυθρό ίζημα. [βλ. V04]
 



Τυπικές αντιδράσεις Ba2+
 

 V01. Αντίδραση Ba2+ με CO32-

1. Ιόντα CO32-

Ba2+ + CO32-    BaCO3  /  Με διάλυμα ανθρακικού άλατος καθιζάνει λευκό BaCO3, ...

BaCO3 + 2H+    Ba2+ + CO2 + H2O  /  ...διαλυτό σε αραιά οξέα ως και σε διάλυμα CH3COOH.

 

 

 

 

 

 

 

 

 V02. Αντίδραση Ba2+ με SO42-

2. Ιόντα SO42-

Ba2+ + SO42-    BaSO4  /  Mε θειικά ιόντα καθιζάνει BaSO4, σε αντίθεση με τα ιόντα Ca2+. [V02]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 V03. Αντίδραση Ca2+,  Sr2+, Ba2+ με CrO42-

3. Ιόντα CrO42-

Ba2+ + CrO42-    BaCrO4  /  Με διάλυμα K2CrO4 καθιζάνει ταχέως και σε μεγάλες σχετικώς ποσότητες κίτρινο BaCrO4 σε αντίθεση με τα ιόντα Ca2+ που δεν παρέχουν ίζημα και τα ιόντα Sr2+ που παρέχουν μικρότερες ποσότητες κίτρινου ιζήματος SrCrO4. [V03]

 

 

 

 

 

 

 


 

 V04. Αντίδραση Ca2+,  Sr2+, Ba2+ με ροδιζονικό Na

4. Ροδιζονικό Na (RodNa2 -βλέπε χημικό τύπο-)

Ba2+ + Rod2-    RodBa  /  Με διάλυμα ροδιζονικού νατρίου καθιζάνει ερυθρό ίζημα ροδιζονικού Ba, σε αντίθεση με τα ιόντα Ca2+ που δεν παρέχουν αντίδραση και τα ιόντα Sr2+ που παρέχουν μικρότερες ποσότητες ερυθρού ιζήματος ροδιζονικού Sr. [V04]

 

 

 

 V04. Πυροχημική ανίχνευση Ba2+

5. Πυροχημική

Τα άλατα του Ba χρωματίζουν τη φλόγα του λύχνου Bunsen πράσινη. [V04]

 

 

 

 

 


 

 

 

 


Επιστροφή στον πίνακα επιλογών