Barium

Daripada Wikipedia, ensiklopedia bebas.
Jump to navigation Jump to search
Barium tulen

Barium adalah unsur kimia dengan simbol Ba dan nombor atom 56. Unsur logam beralkali yang berwarna putih keperak-perakan ini digunakan dalam pembuatan tiub hampagas dan aloi.

Barium (sebutan bahasa Inggeris: /ˈ/ ( dengar) BAIR-ee-əm) merupakan unsur kimia dengan simbol Ba dan nombor atam 56. Barium merupakan unsur ke lima dalam Kumpulan 2, logam alkali bumi, logam lembut keperakan. Barium tidak terdapat secara semulajadi dalam bentuk tulen kerana ia bertindak balas dengan aktif dengan udara Bumi. Barium oksida dalam sejarah dikenali sebagai baryta tetapi ia bertindak balas dengan air dan karbon dioksida dan tidak terdapat dalam bentuk galian. Bentuk semulajadi galian paling sering didapati adalah dalam bentuk ion barium sulfat tidak larut, BaSO4, dan barium karbonat, BaCO3. Nama Barium berasal dari bahasa Greek barys (βαρύς), bererti "berat", menggambarkan ketumpatan tinggi sesetengah bijih mengandungi barium biasa.

Barium memiliki sedikit kegunaan industri, tetapi logam ini telah digunakan bagi menghapus udara dalam tiub vakum. Sebatian Barium memberikan warna hijau pada nyalaan api dan digunakan bagi menghasilkan bunga api. Barium sulfat digunakan bagi ketumpatannya, ketidaklarutannya, dan dalam bentuk tulen, sebagai optik sinaran-X. Ia digunakan sebagai pes seperti lumpur berat tidak larut bagi menggali telaga minyak, dan jika dalam bentuk tulen, barium digunakan sebagai agen radiokontras bagi pengimbasan saluran penghadaman manusia (gastrointestinal tract). Sebatian barium larut adalah beracun disebabkan pembebasan ion barium yang boleh larut, dan telah digunakan sebagai racun tikus. Kegunaan baru bagi barium dikaji secara berterusan. Ia merupakan sebatian bagi sesetengah superkonduktor "suhu tinggi" dan elektroseramik.

Ciri-ciri[sunting | sunting sumber]

Barite

Ciri-ciri fizikal[sunting | sunting sumber]

Barium teroksida

Barium merupakan logam alkali bumi lembut dengan warna keperakan, yang teroksida dengan pantas di udara.[1] Ia menkristal sebagai kekisi berpusat padu. Ia terbakar dengan warna hijau ke hijau muda dalam ujian api, terhasil akibat pancaran garis spektral pada 524.2 dan 513.7nm. Ia merupakan sebatian mudah dan terkenal kerana perbandingan graviti spesifik yang tinggi (bagi unsur bumi beralkali). Ketumpatan tinggi ini benar bagi galian mengandungi barium paling biasa, barite (BaSO4), juga dikenali sebagai 'spar berat' akibat ketumpatan tingginya (4.5 g/cm³).

Ciri-ciri kimia[sunting | sunting sumber]

Barium, sebagaimana logam (kumpulan II) unsur bumi beralkali, menurun dengan pantas. Ia bertindak balas secara eksoterma dengan oksigen pada suhu bilik bagi membentuk barium oksida dan barium peroksida. Oleh kerana kesensitifannya pada udara, barium disimpan dalam minyak parafin. Tindak balasnya adalah sangat cergas jika barium dalam bentuk serbuk. Logam ini mudah bertindak balas dengan kebanyakan asid, dengan pengecualian jelas asid sulfurik, kerana pempasifan menghentikan tindak balas dengan membentuk barium sulfat tidak larut. Ia turut bertindak balas dengan air menurut tindak balas:

Ba + 2 H2O → Ba(OH)2 + H2

Barium bergabung dengan beberapa logam, termasuk aluminium, zink, plumbum dan perak, membentuk fasa antara logam dan loyang.[2]

Permata yang mengandungi barium jarang ditemui, dan dipanggil benitoite.

Penghasilan[sunting | sunting sumber]

Trend in world production of barite

Oleh sebab barium cepat teroksida di udara, sukar untuk mendapatkan logam tulen dan tidak dapat ditemukan secara tulen. Logam itu terutamanya ditemui, dan diekstrak daripada, barit. Kerana barit sangat tidak larut, ia tidak dapat digunakan secara langsung untuk penyediaan sebatian barium, atau logam barium. Sebaliknya, bijih dipanaskan dengan karbon untuk mengurangkannya menjadi barium sulfida:[3]

BaSO4 + 2 C → BaS + 2 CO2

Bahan barium sulfida kemudian dihidrolisis atau ditindak balaskan dengan asid untuk membentuk sebatian barium lain, seperti klorida, nitrat, dan karbonat. Barium dihasilkan secara komersil melalui elektrolisis barium klorida (BaCl2):

(katod) Ba2+ + 2 e
→ Ba
(anod) 2 Cl → Cl2 + 2 e

Barium metal is also obtained by the reduction of barium oxide with finely divided aluminium at temperatures between 1100 and 1200 °C:

4 BaO + 2 Al → BaO·Al2O3 + 3 Ba

The barium vapor is cooled and condensed to give the solid metal, which can be cast into rods or extruded into wires. Being a flammable solid, it is packaged under argon in steel containers or plastic bags.[2]

Unsur[sunting | sunting sumber]

Ba2+ is the dominant oxidation state throughout the chemistry of barium. Its properties generally resemble those of other alkaline earth ions such as strontium and calcium. All halides, pseudohalides and chalcogenides are known, usually as colourless solids. The sulfate is famously insoluble. BaO forms a peroxide when heated in air. The oxide is basic and reacts with acids to give salts. Barium reduces oxides, chlorides and sulfides of less active metals. For example:

Ba + CdO → BaO + Cd
Ba + ZnCl2 → BaCl2 + Zn
3 Ba + Al2S3 → 3 BaS + 2 Al

At elevated temperatures, barium combines with nitrogen and hydrogen to produce the nitride Ba3N2 and hydride BaH2, respectively. When heated with nitrogen and carbon, it forms the cyanide:

Ba + N2 + 2 C → Ba(CN)2

Sejarah[sunting | sunting sumber]

Barium's name originates from Greek βαρύς barys, meaning "heavy", describing the density of some common barium-containing ores. Alchemists in the early Middle Ages knew about some barium minerals. Smooth pebble-like stones of mineral barite found in Bologna, Italy were known as "Bologna stones". The fact that after exposed to light, they would glow for years, attracted witches and alchemists to them.[4]

Carl Scheele identified barite as containing a new element in 1774, but could not isolate barium, only barium oxide. Johan Gottlieb Gahn also isolated barium oxide two years later in similar studies. Oxidized barium was at first called barote, by Guyton de Morveau, a name which was changed by Antoine Lavoisier to baryta. Also in the 18th century, English mineralogist William Withering noted a heavy mineral in the lead mines of cumberland, now known to be Witherite. Barium was first isolated by electrolysis of molten barium salts in 1808, by Sir Humphry Davy in England.[5] Davy, by analogy with calcium named "barium" after baryta, with the "-ium" ending signifying a metallic element.[4] Robert Bunsen and Augustus Matthiessen yielded pure barium by electrolysis of a molten mixture of barium chlorid and ammonium chlorid.[6][7]

The production of pure oxygen in the Brin process was a large scale application of barium peroxide before electrolysis and fractionally distill liquefied air became the dominant ways to produce oxygen. In this process the barium oxide reacts at 500–600 °C with air to form barium peroxide which decomposes at above 700 °C by releasing oxygen.[8][9]

2 BaO + O2 ⇌ 2 BaO2

>

Kegunaan[sunting | sunting sumber]

Amoebiasis sebagaimana dilihat dalam radiograf usus berisi barium
Bunga api hijau barium


  1. ^ Stwertka, Albert (2002). A guide to the elements. Oxford University Press US. m/s. 144. ISBN 0195150279. 
  2. ^ a b Ralat petik: Tag <ref> tidak sah; teks bagi rujukan Ullmann tidak disediakan
  3. ^ "Toxicological Profile for Barium and Barium Compounds. Agency for Toxic Substances and Disease Registry" (PDF). CDC. 2007.  Check date values in: |date= (bantuan)
  4. ^ a b Robert E. Krebs (2006). The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide. Greenwood Publishing Group. m/s. 80. ISBN 0313334382. 
  5. ^ Davy, H. (1808) "Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia," Philosophical Transactions of the Royal Society of London, vol. 98, pages 333-370.
  6. ^ "Masthead". Annalen der Chemie und Pharmacie. 93 (3): fmi–fmi. 1855. doi:10.1002/jlac.18550930301. 
  7. ^ Wagner, Rud.; Neubauer, C.; Deville, H. Sainte-Claire; Sorel; Wagenmann, L.; Techniker; Girard, Aim� (1856). "Notizen". Journal f�r Praktische Chemie. 67: 490–508. doi:10.1002/prac.18560670194.  replacement character dalam |first7= di kedudukan 4 (bantuan); replacement character dalam |journal= di kedudukan 10 (bantuan)
  8. ^ Jensen, William B. (2009). "The Origin of the Brin Process for the Manufacture of Oxygen". Journal of Chemical Education. 86 (11): 1266. doi:10.1021/ed086p1266. 
  9. ^ Ihde, Aaron John (1984-04-01). The development of modern chemistry. m/s. 681. ISBN 9780486642352.