Baryum - Barium

Baryum,56Ba
Barium unter Argon Schutzgas Atmosphäre.jpg
Baryum
Výslovnost/ˈb.riəm/ ​(BAIR-ee-əm )
Vzhledstříbřitě šedá; s bledě žlutým odstínem[1]
Standardní atomová hmotnost Ar, std(Ba)137.327(7)[2]
Barium v periodická tabulka
VodíkHélium
LithiumBerýliumBorUhlíkDusíkKyslíkFluorNeon
SodíkHořčíkHliníkKřemíkFosforSíraChlórArgon
DraslíkVápníkSkandiumTitanVanadiumChromManganŽehličkaKobaltNiklMěďZinekGalliumGermaniumArsenSelenBrómKrypton
RubidiumStronciumYttriumZirkoniumNiobMolybdenTechneciumRutheniumRhodiumPalladiumstříbrnýKadmiumIndiumCínAntimonTelurJódXenon
CesiumBaryumLanthanCerPraseodymiumNeodymPromethiumSamariumEuropiumGadoliniumTerbiumDysprosiumHolmiumErbiumThuliumYtterbiumLutetiumHafniumTantalWolframRheniumOsmiumIridiumPlatinaZlatoRtuť (prvek)ThaliumVéstVizmutPoloniumAstatRadon
FranciumRádiumActiniumThoriumProtactiniumUranNeptuniumPlutoniumAmericiumKuriumBerkeliumKaliforniumEinsteiniumFermiumMendeleviumNobeliumLawrenciumRutherfordiumDubniumSeaborgiumBohriumDraslíkMeitneriumDarmstadtiumRoentgeniumCoperniciumNihoniumFleroviumMoscoviumLivermoriumTennessineOganesson
Sr
↑
Ba
↓
Ra
cesium ← baryum → lanthan
Protonové číslo (Z)56
Skupinaskupina 2 (kovy alkalických zemin)
Dobaobdobí 6
Bloks-blok
Kategorie prvku  Kov alkalických zemin
Konfigurace elektronů[Xe ] 6 s2
Elektrony na skořápku2, 8, 18, 18, 8, 2
Fyzikální vlastnosti
Fáze naSTPpevný
Bod tání1000 K. (727 ° C, 1341 ° F)
Bod varu2118 K (1845 ° C, 3353 ° F)
Hustota (ur.t.)3,51 g / cm3
když kapalina (přit.t.)3,338 g / cm3
Teplo fúze7.12 kJ / mol
Odpařovací teplo142 kJ / mol
Molární tepelná kapacita28,07 J / (mol · K)
Tlak páry
P (Pa)1101001 k10 k100 k
naT (K)91110381185138816862170
Atomové vlastnosti
Oxidační stavy+1, +2 (silně základní kysličník)
ElektronegativitaPaulingova stupnice: 0,89
Ionizační energie
  • 1.: 502,9 kJ / mol
  • 2. místo: 965,2 kJ / mol
  • 3. místo: 3600 kJ / mol
Atomový poloměrempirické: 222odpoledne
Kovalentní poloměr215 ± 23 hodin
Van der Waalsův poloměr268 hodin
Barevné čáry ve spektrálním rozsahu
Spektrální čáry barya
Další vlastnosti
Přirozený výskytprvotní
Krystalická struktura ​centrovaný na tělo (bcc)
Body-centered cubic crystal structure for barium
Rychlost zvuku tenká tyč1620 m / s (při 20 ° C)
Teplotní roztažnost20,6 µm / (m · K) (při 25 ° C)
Tepelná vodivost18,4 W / (m · K)
Elektrický odpor332 nΩ · m (při 20 ° C)
Magnetické objednáváníparamagnetické[3]
Magnetická susceptibilita+20.6·10−6 cm3/ mol[4]
Youngův modul13 GPa
Tažný modul4,9 GPa
Hromadný modul9,6 GPa
Mohsova tvrdost1.25
Číslo CAS7440-39-3
Dějiny
ObjevCarl Wilhelm Scheele (1772)
První izolaceHumphry Davy (1808)
Hlavní izotopy baria
IzotopHojnostPoločas rozpadu (t1/2)Režim rozpaduProdukt
130Ba0.11%(0.5–2.7)×1021 yεε130Xe
132Ba0.10%stabilní
133Basyn10,51 rε133Čs
134Ba2.42%stabilní
135Ba6.59%stabilní
136Ba7.85%stabilní
137Ba11.23%stabilní
138Ba71.70%stabilní
Kategorie Kategorie: Barium
| Reference

Baryum je chemický prvek s symbol  Ba a protonové číslo 56. Je to pátý prvek ve skupině 2 a je měkký, stříbřitý kov alkalických zemin. Díky své vysoké chemii reaktivita, barium se v přírodě nikdy nenachází jako volný prvek.

Nejběžnější minerály baria jsou baryt (nyní se jmenuje baryte[5][6]) (síran barnatý, BaSO4) a chřadnout (uhličitan barnatý, BaCO3), oba nerozpustné ve vodě. Název baryum pochází z alchymistického derivátu "baryta", z řecký βαρύς (barys), což znamená „těžký“. Baric je adjektivní forma baria. Barium bylo identifikováno jako nový prvek v roce 1774, ale až do roku 1808 s příchodem roku 1808 se neomezilo na kov elektrolýza.

Barium má málo průmyslových aplikací. Historicky to bylo používáno jako kariérista pro vakuové trubky a ve formě oxidu jako emisní povlak nepřímo zahřívané katody. Je to součást YBCO (vysokoteplotní supravodiče ) a elektrokeramika a přidává se do oceli a litiny ke snížení velikosti uhlíkových zrn v mikrostruktuře. Sloučeniny baria se přidávají do zábavní pyrotechniky, aby dodávaly zelenou barvu. Síran barnatý se používá jako nerozpustná přísada do ropný vrt vrtná kapalina, stejně jako v čistší formě, jako rentgenové záření radiokontrastní látky pro zobrazování lidského gastrointestinálního traktu. Ve vodě rozpustné sloučeniny baria jsou jedovaté a byly použity jako rodenticidy.

Vlastnosti

Fyzikální vlastnosti

Oxidovaný baryum

Barium je měkký, stříbřitě bílý kov, který je při ultračistém jemně zlatavý.[7]:2 Stříbřitě bílá barva barnatého kovu rychle zmizí oxidace ve vzduchu, čímž se získá tmavě šedá vrstva obsahující kysličník. Barium má médium měrná hmotnost a vysoká elektrická vodivost. Protože barium se obtížně čistí, mnoho z jeho vlastností nebylo přesně určeno.[7]:2

Při pokojové teplotě a tlaku přijímá barnatý kov a centrovaný na tělo struktura se vzdáleností barium – barium 503 pikometry, rozšiřující se ohřevem rychlostí přibližně 1,8×10−5/ ° C.[7]:2 Je to velmi měkký kov s Mohsova tvrdost z 1,25.[7]:2 Jeho teplota tání 1 000 K (730 ° C; 1340 ° F)[8]:4–43 je mezi těmi ze světlejšího stroncia (1050 K nebo 780 ° C nebo 1430 ° F)[8]:4–86 a těžší radium (973 K nebo 700 ° C nebo 1292 ° F);[8]:4–78 jeho teplota varu 2 170 K (1 900 ° C; 3 450 ° F) však převyšuje teplotu varu stroncia (1 655 K nebo 1 382 ° C nebo 2 519 ° F).[8]:4–86 Hustota (3,62 g / cm3)[8]:4–43 je opět meziproduktem stroncia (2,36 g / cm3)[8]:4–86 a radium (≈5 g / cm3).[8]:4–78

Chemická reaktivita

Barium je chemicky podobné hořčíku, vápníku a stronciu, ale je ještě reaktivnější. Vždy vykazuje oxidační stav +2. Většina výjimek je u několika vzácných a nestabilních molekulárních druhů, které jsou charakterizovány pouze v plynné fázi, jako je BaF,[7]:2 ale v poslední době byl ve sloučenině grafitu interkalace popsán druh barnatý (I).[9] Reakce s chalkogeny jsou velmi exotermické (uvolnění energie); reakce s kyslíkem nebo vzduchem probíhá při teplotě místnosti. Z tohoto důvodu se kovové barium často skladuje pod olejem nebo v inertní atmosféře.[7]:2 Reakce s ostatními nekovy, jako je uhlík, dusík, fosfor, křemík a vodík, jsou obecně exotermické a probíhají zahříváním.[7]:2–3 Reakce s vodou a alkoholy jsou velmi exotermické a uvolňují plynný vodík:[7]:3

Ba + 2 ROH → Ba (NEBO)2 + H2↑ (R je alkylová skupina nebo atom vodíku)

Barium reaguje s amoniak za vzniku komplexů, jako je Ba (NH3)6.[7]:3

Kov je snadno napaden kyselinami. Kyselina sírová je významná výjimka, protože pasivace zastaví reakci vytvořením nerozpustného síran barnatý na povrchu.[10] Barium se kombinuje s několika kovy, včetně hliník, zinek, Vést, a cín, formování intermetalické fáze a slitiny.[11]

Sloučeniny

Hustoty vybraných solí alkalických zemin a zinku, g / cm3
Ó2−
S2−
F−
Cl−
TAK2−
4		CO2−
3		Ó2−
2		H−
Ca.2+
[8]:4–48–50		3.342.593.182.152.962.832.91.7
Sr2+
[8]:4–86–88		5.13.74.243.053.963.54.783.26
Ba2+
[8]:4–43–45		5.724.34.893.894.494.294.964.16
Zn2+
[8]:4–95–96		5.64.094.952.093.544.41.57—

Barnaté soli jsou obvykle bílé, jsou-li pevné a bezbarvé, jsou-li rozpuštěny.[12] Jsou hustší než stroncium nebo vápník analogy, s výjimkou halogenidy (viz tabulka; zinek je uveden pro srovnání).

Hydroxid barnatý („baryta“) byla známa alchymistům, kteří jej vyráběli zahříváním uhličitanu barnatého. Na rozdíl od hydroxidu vápenatého absorbuje velmi málo CO2 ve vodných roztocích, a proto není citlivý na výkyvy atmosféry. Tato vlastnost se používá při kalibraci pH zařízení.

Těkavé sloučeniny baria hoří zelenou až světle zelenou barvou plamen, což je účinný test k detekci sloučeniny baria. Barva je výsledkem spektrální čáry při 455,4, 493,4, 553,6 a 611,1 nm.[7]:3

Organobariové sloučeniny jsou rostoucí pole znalostí: nedávno objevené jsou dialkylbarium a alkylhalobariums.[7]:3

Izotopy

Hlavní článek: Izotopy baria

Barium nacházející se v zemské kůře je směsí sedmi prvotní nuklidy, barium-130, 132 a 134 až 138.[13] Barium-130 prochází velmi pomalu radioaktivní rozpad na xenon -130 dvakrát beta plus rozpad, s poločasem (0,5–2,7) × 1021 let (asi 1011 krát věku vesmíru). Jeho hojnost je ≈0,1% přirozeného barya.[13] Teoreticky může barium-132 podobně podstoupit dvojitý rozpad beta na xenon-132; tento rozpad nebyl zjištěn.[14] Radioaktivita těchto izotopů je tak slabá, že nepředstavuje žádné nebezpečí pro život.

Ze stabilních izotopů tvoří barium-138 71,7% veškerého baria; jiné izotopy mají klesající hojnost s klesající hromadné číslo.[13]

Barium má celkem asi 40 známých izotopů, jejichž hmotnost se pohybuje mezi 114 a 153. Nejstabilnější umělý radioizotop je barium-133 s poločasem přibližně 10,51 roku. Pět dalších izotopů má poločasy delší než jeden den.[14] Barium má také 10 meta státy, z nichž je barium-133m1 nejstabilnější s poločasem asi 39 hodin.[14]

Dějiny

Sir Humphry Davy, který jako první izoloval barnatý kov

Alchymisté v raném středověku věděli o některých barnatých minerálech. V sopečné hornině poblíž byly nalezeny hladké oblázkové kameny minerálního barytu Bologna, Itálie, a tak se jim říkalo „boloňské kameny“. Alchymisty k nim přitahovaly, protože po vystavení světlu zářily celé roky.[15] Fosforeskující vlastnosti barytu zahřátého organickými látkami popsal V. Casciorolus v roce 1602.[7]:5

Carl Scheele určil, že baryt obsahoval nový prvek v roce 1774, ale nemohl izolovat pouze baryum oxid barnatý. Johan Gottlieb Gahn také izolovaný oxid barnatý o dva roky později v podobných studiích. Oxidované baryum bylo nejprve nazýváno „barotem“ Guyton de Morveau, název, který byl změněn uživatelem Antoine Lavoisier na baryta. Také v 18. století anglický mineralog William Withering zaznamenal těžký minerál v olověných dolech v Cumberland, o kterém je nyní známo, že je chřadnout. Barium bylo poprvé izolováno elektrolýzou roztavených solí baria v roce 1808 Sirem Humphry Davy v Anglie.[16] Davy, analogicky s vápník, pojmenovaný „baryum“ po barytě, s koncovkou „-ium“ označující kovový prvek.[15] Robert Bunsen a Augustus Matthiessen získané čisté baryum elektrolýzou roztavené směsi chlorid barnatý a chlorid amonný.[17][18]

Výroba čistého kyslíku v Brinův proces byla rozsáhlá aplikace peroxidu barnatého v 80. letech 19. století, než byla nahrazena elektrolýzou a frakční destilace zkapalněného vzduchu na počátku 20. století. V tomto procesu oxid barnatý reaguje při 500–600 ° C (932–1112 ° F) se vzduchem za vzniku peroxidu barnatého, který se uvolněním kyslíku rozkládá nad 700 ° C (1292 ° F):[19][20]

2 BaO + O2 ⇌ 2 BaO2

Síran barnatý byl nejprve aplikován jako a radiokontrast agent v Rentgenové zobrazování trávicího systému v roce 1908.[21]

Výskyt a výroba

Množství barya je 0,0425% v zemské kůře a 13 μg / lv mořské vodě. Primárním komerčním zdrojem baria je baryte (také nazývaný baryty nebo těžký nosník), minerál síranu barnatého.[7]:5 s vklady v mnoha částech světa. Další komerční zdroj, mnohem méně důležitý než baryt, je anderit, uhličitan barnatý. Hlavní ložiska se nacházejí v Británii, Rumunsku a bývalém SSSR.[7]:5

alt1
alt2
alt3
Barite, zleva doprava: vzhled, graf znázorňující trendy ve výrobě v čase a mapa ukazující podíly nejdůležitějších producentských zemí v roce 2010.

Zásoby barytu se odhadují na 0,7 až 2 miliardy tun. Maximální produkce, 8,3 milionu tun, byla vyrobena v roce 1981, ale pouze 7–8% bylo použito pro kov nebo sloučeniny baria.[7]:5 Produkce barytu vzrostla od druhé poloviny 90. let z 5,6 milionů tun v roce 1996 na 7,6 v roce 2005 a 7,8 v roce 2011. Více než 50% této produkce představuje Čína, následovaná Indií (14% v roce 2011), Marokem (8,3 %), USA (8,2%), Turecko (2,5%), Írán a Kazachstán (každý 2,6%).[22]

Těžená ruda se promyje, rozdrtí, roztřídí a oddělí od křemene. Pokud křemen pronikne příliš hluboko do rudy nebo je obsah železa, zinku nebo olova neobvykle vysoký, pak pěnová flotace se používá. Produkt je 98% čistý baryt (hmotnostně); čistota by neměla být nižší než 95%, s minimálním obsahem železa a oxid křemičitý.[7]:7 Poté se redukuje uhlíkem na sirník barnatý:[7]:6

BaSO4 + 2 C → BaS + 2 CO2↑

Ve vodě rozpustný sulfid barnatý je výchozím bodem pro další sloučeniny: reakcí BaS s kyslíkem vzniká síran, s kyselinou dusičnou dusičnan, s oxidem uhličitým uhličitan atd.[7]:6 Dusičnan může být tepelně rozložen za vzniku oxidu.[7]:6 Kov barnatý se vyrábí redukcí s hliník při 1100 ° C (2010 ° F). The intermetalická sloučenina BaAl4 se vyrábí jako první:[7]:3

3 BaO + 14 Al → 3 BaAl4 + Al2Ó3

BaAl4 je meziprodukt reagující s oxidem barnatým za vzniku kovu. Všimněte si, že ne všechno barium je sníženo.[7]:3

8 BaO + BaAl4 → Ba ↓ + 7 BaAl2Ó4

Zbývající oxid barnatý reaguje s vytvořeným oxidem hlinitým:[7]:3

BaO + Al2Ó3 → BaAl2Ó4

a celková reakce je[7]:3

4 BaO + 2 Al → 3 Ba ↓ + BaAl2Ó4

Pára barya kondenzuje a balí se do forem v atmosféře argonu.[7]:3 Tato metoda se používá komerčně, čímž se získá ultračisté baryum.[7]:3 Běžně prodávané barium má čistotu asi 99%, přičemž hlavními nečistotami jsou stroncium a vápník (až 0,8% a 0,25%) a další nečistoty přispívají méně než 0,1%.[7]:4

Podobná reakce s křemíkem při 1 200 ° C (2 190 ° F) poskytne baryum a metakřemičitan barnatý.[7]:3 Elektrolýza se nepoužívá, protože barium se snadno rozpouští v roztavených halogenidech a produkt je poměrně nečistý.[7]:3

Krystaly benitoitu na natrolitu. Minerál je pojmenován pro Řeka San Benito v Okres San Benito kde byl poprvé nalezen.

Drahokam

Barnatý minerál, benitoit (křemičitan barya a titanu), vyskytuje se jako velmi vzácný modrý fluorescenční drahokam a je oficiálním státním drahokamem Kalifornie.

Barium v ​​mořské vodě

Barium existuje v mořské vodě jako Ba2+ iont s průměrnou oceánskou koncentrací 109 nmol / kg.[23] Barium také existuje v oceánu jako BaSO4nebo baryt.[24] Barium má profil podobný živinám[25] s dobou pobytu 10 000 let.[23]  

Barium vykazuje relativně konzistentní koncentraci v mořské vodě v horním oceánu, s výjimkou oblastí s vysokými říčními vstupy a regionů se silným zvýšením tlaku.[26] Koncentrace barya v horním oceánu pro iont s profilem podobným živinám je málo vyčerpaný, proto je důležité boční míchání.[26] Izotopové hodnoty baria ukazují zůstatky v měřítku pánve namísto místních nebo krátkodobých procesů.[26]

Aplikace

Kov a slitiny

Barium jako kov nebo slitina hliníku se používá k odstranění nežádoucích plynů (putování ) z elektronek, jako jsou televizní obrazovky.[7]:4 Barium je pro tento účel vhodné, protože je nízké tlak páry a reaktivita vůči kyslíku, dusíku, oxidu uhličitému a vodě; může dokonce částečně odstranit vzácné plyny jejich rozpuštěním v krystalové mřížce. Tato aplikace postupně mizí kvůli rostoucí popularitě bezdušových LCD a plazmových souprav.[7]:4

Jiná použití elementárního baria jsou malá a zahrnují přísadu do silumin (slitiny hliníku a křemíku), které zjemňují jejich strukturu a také[7]:4

  • slitiny ložisek;
  • olovo-cín pájení slitiny - ke zvýšení odolnosti proti tečení;
  • slitina s niklem pro zapalovací svíčky;
  • přísada do oceli a litiny jako očkovací látka;
  • slitiny s vápníkem, manganem, křemíkem a hliníkem jako vysoce kvalitními deoxidátory oceli.

Síran barnatý a baryt

Amébiáza jak je vidět na rentgenovém snímku tlustého střeva naplněného baryem

Síran barnatý (minerální baryt, BaSO4) je důležitý pro ropný průmysl jako a vrtná kapalina v ropné a plynové vrty.[8]:4–5 Sraženina sloučeniny (zvaná „blanc fixe“, z francouzštiny „trvalá bílá“) se používá v barvách a lacích; jako plnivo do vyzváněcího inkoustu, plastů a pryží; jako pigment pro potahování papíru; a v nanočástice, ke zlepšení fyzikálních vlastností některých polymerů, jako jsou epoxidy.[7]:9

Síran barnatý má nízkou toxicitu a relativně vysokou hustotu ca. 4,5 g / cm3 (a tedy krytí vůči rentgenovým paprskům). Z tohoto důvodu se používá jako radiokontrast agent v Rentgenové zobrazování trávicího systému ("baryová jídla " a "bariové klystýry ").[8]:4–5 Lithopone, a pigment který obsahuje síran barnatý a sulfid zinečnatý, je stálá bílá s dobrou krycí schopností, která při vystavení sulfidům neztmavne.[27]

Ostatní sloučeniny baria

Zelený bariový ohňostroj

Jiné sloučeniny baria nacházejí pouze nika, omezené toxicitou Ba2+ ionty (uhličitan barnatý je a jed na krysy ), což pro nerozpustný BaSO není problém4.

Paleoceanografie

Boční míchání baria je způsobeno mícháním vodní hmoty a cirkulací oceánu.[33] Globální oceánská cirkulace odhaluje silnou korelaci mezi rozpuštěným baryem a kyselinou křemičitou.[33] Rozsáhlý oceánský oběh v kombinaci s remineralizací barya vykazuje podobnou korelaci mezi rozpuštěným baryem a zásaditostí oceánu.[33]

Korelaci rozpuštěného barya s kyselinou křemičitou lze pozorovat vertikálně i prostorově.[34] Částicový baryum vykazuje silnou korelaci s POC.[34] Baryum se stává stále populárnějším a používá se jako základna pro paleoceanografické proxy.[34] Díky rozpuštěným i částicovým vazbám barya s kyselinou křemičitou a POC jej lze použít k určení historických variací biologické pumpy, uhlíkového cyklu a globálního podnebí.[34]

Baryový částicový baryt (BaSO4), jako jeden z mnoha zástupců, lze použít k poskytnutí řady historických informací o procesech v různých oceánských podmínkách (vodní sloupec, sedimenty a hydrotermální lokality).[24] V každém prostředí existují rozdíly v izotopovém a elementárním složení částic barytu.[24] Barit ve vodním sloupci, známý jako mořský nebo pelagický baryt, odhaluje informace o variacích chemie mořské vody v průběhu času.[24] Baryt v sedimentech, známý jako diagenetický nebo studený prosakuje baryt, poskytuje informace o sedimentárních redoxních procesech.[24] Baryt vytvořený hydrotermální aktivitou v hydrotermálních průduchech, známý jako hydrotermální baryt, odhaluje změny ve stavu zemské kůry kolem těchto průduchů.[24]

Toxicita

Baryum
Nebezpečí
Piktogramy GHSGHS02: Hořlavý
Signální slovo GHSNebezpečí
H261
P231 + 232, P335 + 334, P370 + 378, P402 + 404[35]
NFPA 704 (ohnivý diamant)

Vzhledem k vysoké reaktivitě kovu jsou toxikologické údaje k dispozici pouze pro sloučeniny.[36] Rozpustné sloučeniny baria jsou jedovaté. V nízkých dávkách působí barnaté ionty jako svalový stimulant a vyšší dávky ovlivňují nervový systém, způsobující srdeční nepravidelnosti, třes, slabost, úzkost, dušnost, a ochrnutí. Tuto toxicitu může způsobit Ba2+ blokování kanály iontů draslíku, které jsou zásadní pro správnou funkci nervového systému.[37] Dalšími orgány poškozenými ve vodě rozpustnými sloučeninami barya (tj. Ionty baria) jsou oči, imunitní systém, srdce, dýchací systém a kůže[36] způsobující například slepotu a senzibilizaci.[36]

Barium není karcinogenní[36] a ne bioakumulovat.[38][39] Vdechovaný prach obsahující nerozpustné sloučeniny baria se může hromadit v plicích a způsobit a benigní podmínka volala baritóza.[40] Nerozpustný síran je netoxický a není v dopravních předpisech klasifikován jako nebezpečné zboží.[7]:9

Aby se zabránilo potenciálně silné chemické reakci, je kov barya udržován v atmosféře argonu nebo pod minerálními oleji. Kontakt se vzduchem je nebezpečný a může způsobit vznícení. Je třeba se vyvarovat vlhkosti, tření, tepla, jisker, plamenů, otřesů, statické elektřiny a působení oxidačních činidel a kyselin. Všechno, co může přijít do styku s bariem, by mělo být elektricky uzemněno. Každý, kdo pracuje s kovem, by měl mít předčištěné nehořlavé boty, nehořlavé gumové oblečení, gumové rukavice, zástěru, brýle a plynovou masku. Kouření v pracovním prostoru je obvykle zakázáno. Po manipulaci s bariem je nutné důkladné umytí.[36]

Viz také

Reference

  1. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. p. 112. ISBN  978-0-08-037941-8.
  2. ^ Meija, Juris; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)“. Čistá a aplikovaná chemie. 88 (3): 265–91. doi:10.1515 / pac-2015-0305.
  3. ^ Lide, D. R., ed. (2005). "Magnetická susceptibilita prvků a anorganických sloučenin". CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86. vydání). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN  0-8493-0486-5.
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Publishing Chemical Rubber Company. str. E110. ISBN  0-8493-0464-4.
  5. ^ "Baryte: Barytové minerální informace a data". www.mindat.org.
  6. ^ „Mezinárodní mineralogická asociace - Komise pro nové minerály, nomenklaturu a klasifikaci“.
  7. ^ A b C d E F G h i j k l m n Ó p q r s t u proti w X y z aa ab ac inzerát ae af ag ah Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jochen; Vlk, Hans Uwe (2007). "Barium a sloučeniny baria". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a03_325.pub2. ISBN  9783527306732.
  8. ^ A b C d E F G h i j k l m n Lide, D. R. (2004). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84. vydání). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN  978-0-8493-0484-2.
  9. ^ W. Xu a M. Lerner, „New and Facile Route Using Electride Solutions to Intercalate Alkaline Earth Ions into Graphite“ Chemistry of Materials 2018 30 (19), 6930-6935https://DOI.org/10.1021/acs.chemmater.8b03421
  10. ^ Müller, Hermann (15. června 2000). Kyselina sírová a oxid sírový. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (online vydání). Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a25_635. ISBN  9783527306732.
  11. ^ Ferro, Riccardo & Saccone, Adriana (2008). Intermetalická chemie. Elsevier. p. 355. ISBN  978-0-08-044099-6.
  12. ^ Slowinski, Emil J .; Masterton, William L. (1990). Kvalitativní analýza a vlastnosti iontů ve vodném roztoku (2. vyd.). Saunders. p. 87. ISBN  978-0-03-031234-2.
  13. ^ A b C de Laeter, John Robert; Böhlke, John Karl; De Bièvre, Paul; Hidaka, Hiroši; Peiser, H. Steffen; Rosman, Kevin J. R .; Taylor, Philip D. P. (2003). „Atomové váhy prvků. Recenze 2000 (technická zpráva IUPAC)“. Čistá a aplikovaná chemie. 75 (6): 683–800. doi:10.1351 / pac200375060683.
  14. ^ A b C Audi, G .; Kondev, F. G .; Wang, M .; Huang, W. J .; Naimi, S. (2017). „Hodnocení jaderných vlastností NUBASE2016“ (PDF). Čínská fyzika C.. 41 (3): 030001. Bibcode:2017ChPhC..41c0001A. doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001.
  15. ^ A b Krebs, Robert E. (2006). Historie a použití chemických prvků naší Země: referenční příručka. Greenwood Publishing Group. p. 80. ISBN  978-0-313-33438-2.
  16. ^ Davy, H. (1808) "Elektrochemické výzkumy rozkladu zemin; pozorováním kovů získaných z alkalických zemin a amalgámu získaného z amoniaku," Filozofické transakce Královské společnosti v Londýně, sv. 98, str. 333–370.
  17. ^ „Masthead“. Annalen der Chemie und Pharmacie. 93 (3): fmi. 1855. doi:10,1002 / jlac.18550930301.
  18. ^ Wagner, Rud; Neubauer, C .; Deville, H. Sainte-Claire; Sorel; Wagenmann, L .; Techniker; Girard, Aimé (1856). „Notizen“. Journal für Praktische Chemie. 67: 490–508. doi:10.1002 / prac.18560670194.
  19. ^ Jensen, William B. (2009). "Původ procesu Brin pro výrobu kyslíku". Journal of Chemical Education. 86 (11): 1266. Bibcode:2009JChEd..86.1266J. doi:10.1021 / ed086p1266.
  20. ^ Ihde, Aaron John (01.04.1984). Vývoj moderní chemie. p. 681. ISBN  978-0-486-64235-2.
  21. ^ Schott, G. D. (1974). „Některá pozorování k historii používání solí barya v medicíně“. Med. Hist. 18 (1): 9–21. doi:10.1017 / S0025727300019190. PMC  1081520. PMID  4618587.
  22. ^ Miller, M. M. Baryt. USGS.gov
  23. ^ A b "Baryum". www.mbari.org. Citováno 2020-11-24.
  24. ^ A b C d E F Griffith, Elizabeth M .; Paytan, Adina (2012). „Barit v oceánu - výskyt, geochemie a paleoceanografické aplikace“. Sedimentologie. 59 (6): 1817–1835. doi:10.1111 / j.1365-3091.2012.01327.x. ISSN  1365-3091.
  25. ^ "Graf". www.mbari.org. Citováno 2020-11-24.
  26. ^ A b C Hsieh, Yu-Te; Henderson, Gideon M. (2017). „Stabilní izotopy baria v globálním oceánu: Sledování vstupů a využití Ba. Dopisy o Zemi a planetách. 473: 269–278.
  27. ^ Jones, Chris J. & Thornback, John (2007). Léčivé aplikace koordinační chemie. Royal Society of Chemistry. p.102. ISBN  978-0-85404-596-9.
  28. ^ Russell, Michael S. & Svrcula, Kurt (2008). Chemie zábavní pyrotechniky. Royal Society of Chemistry. p. 110. ISBN  978-0-85404-127-5.
  29. ^ Brent, G. F .; Harding, M. D. (1995). "Povrchově aktivní látky pro stabilizaci peroxidu barnatého a oxidu olovnatého v pyrotechnických směsích". Pohonné látky, výbušniny, pyrotechnika. 20 (6): 300. doi:10.1002 / prep.19950200604.
  30. ^ Wadhawan, Vinod K. (2000). Úvod do železitých materiálů. CRC Press. p. 740. ISBN  978-90-5699-286-6.
  31. ^ „Crystran Ltd. Optical Component Materials“. crystran.co.uk. Citováno 2010-12-29.
  32. ^ Wu, M .; Ashburn, J .; Torng, C .; Hor, P .; Meng, R .; Gao, L .; Huang, Z .; Wang, Y .; Chu, C. (1987). „Supravodivost při 93 K v novém směsném systému Y-Ba-Cu-O se smíšenou fází při okolním tlaku“. Dopisy o fyzické kontrole. 58 (9): 908–910. Bibcode:1987PhRvL..58..908W. doi:10.1103 / PhysRevLett. 58,908. PMID  10035069.
  33. ^ A b C Pyle, Kimberley M .; Hendry, Katharine R .; Sherrell, Robert M .; Legge, Oliver; Hind, Andrew J .; Bakker, Dorothee; Venables, Hugh; Meredith, Michael P. (2018-08-20). „Oceánské fronty řídí distribuci rozpuštěného baria v Jižním oceánu“. Marine Chemistry. 204: 95–106. doi:10.1016 / j.marchem.2018.07.002. ISSN  0304-4203.
  34. ^ A b C d Bates, Stephanie L .; Hendry, Katharine R .; Pryer, Helena V .; Kinsley, Christopher W .; Pyle, Kimberley M .; Woodward, E. Malcolm S .; Horner, Tristan J. (01.05.2017). „Izotopy barya odhalují roli cirkulace oceánů při cyklování baria v Atlantiku“. Geochimica et Cosmochimica Acta. 204: 286–299. doi:10.1016 / j.gca.2017.01.043. ISSN  0016-7037.
  35. ^ „Barium 237094“.
  36. ^ A b C d E Baryum. Kovy ESPI. Citováno 2012-06-11.
  37. ^ Patnaik, Pradyot (2003). Příručka anorganických chemikálií. McGraw-Hill. str.77 –78. ISBN  978-0-07-049439-8.
  38. ^ „Profily toxicity, hodnocení ekologických rizik“. US EPA. Archivovány od originál dne 10.01.2010. Citováno 2012-06-16.
  39. ^ Moore, J. W. (1991). Anorganické kontaminanty povrchových vod, priority výzkumu a monitorování. New York: Springer-Verlag.
  40. ^ Doig, A. T. (1976). „Baritóza: benigní pneumokonióza“. Hrudník. 31 (1): 30–9. doi:10.1136 / tis. 31.1.30. PMC  470358. PMID  1257935.

externí odkazy