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Verbindungen
56, Barium (Ba)
Mineral Baryt, gr. barys = schwer
Das Element Barium:
Rb
Sr
Y
Cs
Ba
La
Fr
Ra
Ac
Natürliche Entstehung von Barium (Nukleosynthese):
Barium hat sieben natürlich vorkommende Isotope, von denen zwei sehr schwach radioaktiv und fünf stabil sind:
130
Ba und
132
Ba zerfallen unter doppeltem Elektroneneinfang zu den entsprechenden Xenon-Isotopen, sie haben Halbwertszeiten von 350 Bio. Jahren bzw. 3 Trilliarden Jahren. Die beiden Isotope gehören zu den Nukliden, welche nicht durch Neutroneneinfang aus leichteren Elementen gebildet werden können, da sie dazu zu protonenreich sind (so genannte p-Kerne). Daher vermutet man, dass sie durch γ-Prozesse (sukzessiven β
-
-Zerfall nach γ-Quanten-Einfang) aus
130
Xe bzw.
132
Xe entstanden sind.
Die Isotope mit den Massenzahlen 135, 137 und 138 sind stabil und werden infolge von r-Prozessen aus Fe-56 heraus nach Supernova-Explosionen, oder auch infolge s-Prozessen in Roten Riesensternen gebildet. Die beiden Isotope Ba-134 und Ba-136 können dagegen nicht durch r-Prozesse gebildet werden, da hierbei der Betazerfall nur zu Xe-134 bzw. Xe-136 führt. Diese Nuklide werden demzufolge in Roten Riesensternen durch s-Prozesse aus Cs-133 bzw. Ba-135 gebildet.
Ba-136 ensteht selten durch doppelten Elektroneneinfang aus Ce-136. Ba-138 entsteht zusätzlich auch aus dem β-Zerfall des äußerst langlebigen Nuklids La-138, bzw. durch doppelten K-Einfang aus Ce-138.
Die Barium-Synthese:
130
Ba-Synthese:
(γ-Prozess):
130
Xe + 2,621 MeV →
130
Ba + 2β
-
132
Ba-Synthese:
(γ-Prozess):
132
Xe + 0,846 MeV →
132
Ba + 2β
-
134
Ba-Synthese:
(nur s-Prozess):
133
Cs + n →
134
Ba + β
-
+ 8,95 MeV
135
Ba-Synthese:
(s-,r-Prozess):
134
Ba + n →
135
Ba + 6,71 MeV
56
Fe + 79n →
135
Ba + 30β
-
+ 665 MeV
136
Ba-Synthese:
(nur s-Prozess):
135
Ba + n →
136
Ba + 9,11 MeV
137
Ba-Synthese:
(s-,r-Prozess):
136
Ba + n →
137
Ba + 6,91 MeV
56
Fe + 81n →
137
Ba + 30β
-
+ 681 MeV
138
Ba-Synthese:
(s-,r-Prozesse, La-138-Zerfall:)
137
Ba + n →
138
Ba + 8,61 MeV
56
Fe + 82n →
138
Ba + 30β
-
+ 690 MeV
138
La + β
-
→
138
Ba + 1,736 MeV
Das häufigste Barium-Isotop ist mit rund 71,7% das
138
Ba, gefolgt von
137
Ba mit rund 11,2% (
135
Ba 6,6%,
134
Ba 2,4%,
130/132
Ba jeweils etwa 0,1%).
Vorkommen von Barium:
Barium ist im Universum durchschnittlich mit 10 μg/kg am Aufbau beteiligt (Rang 37). Aufgrund seiner Affinität zu Sauerstoff und anderen elektronegativen Elementen ist es auf der Erde stark angereichert, und zwar wesentlich stärker als dies bei Calcium oder Strontium der Fall ist (Faktor 42.500).
In der Erdkruste kommt es durchschnittlich mit 425 mg/kg vor, und ist damit wesentlich häufiger als Kohlenstoff, Chrom oder Nickel (Rang 14). Barium kommt auf der Erde auch häufiger vor als sein leichteres Homologes Strontium.
Die wichtigsten bariumhaltigen Mineralien sind der Witherit (Bariumcarbonat, BaCO
3
) und der Baryt oder Schwerspat (Bariumsulfat, BaSO
4
). Des Weiteren vergesellschaftet sich Barium gerne mit Calcium und Strontium; so enthalten Sandrosen auch immer Bariumsulfat neben Calciumsulfat.
Die wichtigsten Barium-Mineralien:
Witherit (Bariumcarbonat)
[1]
Baryt (Bariumsulfat).
[1]
Barium-Gewinnung:
Barium wird größtenteils wie Calcium und Strontium im Pidgeon-Prozess durch Reduktion des Oxids bei 1200°C mit Aluminium im Hochvakuum gewonnen. Das Bariumoxid wird aus Bariumsulfat gewonnen: Hierzu wird Bariumsulfat zunächst mit Kohlenstoff durch Glühen reduziert, wodurch Bariumsulfid entsteht. Dieses wird durch Einleiten von Kohlendioxid zu Bariumcarbonat umgesetzt, welches nach dem Trocknen bei 1400°C geglüht werden kann. Es gilt auch hier für das bereits beim Calcium und Strontium Geschilderte: Die Reaktion zwischen Aluminium und Bariumoxid zu Barium und Aluminiumoxid liegt unter Normalbedingungen gänzlich auf der Seite von Aluminium und Bariumoxid, da Barium ein negativeres Normalpotential hat als Aluminium. Sie wird jedoch durch fortwährendes Abdampfen von Barium auf die rechte Seite des Gleichgewichtes verschoben, wodurch die aluminothermische Bariumgewinnung erst ermöglicht wird. Aluminium ist unter diesen Bedingungen flüssig, Barium jedoch bereits gasförmig.
Es kann hingegen nicht durch Schmelzelektrolyse des Chlorides unter Zusatz von etwas Kaliumchlorid dargestellt werden, da die Löslichkeit des Bariummetalls in der Salzschmelze so hoch ist, dass man durch dieses Vorgehen nur zu Mischungen aus Bariumchlorid und Barium gelangen kann.
Pidgeon-Prozess
[2]
3BaO + Al → 3Ba↑ + Al
2
O
3
Chemie von Barium:
Wie alle Erdalkalimetalle ist auch das Barium in seinem chemisch Verhalten von dem Umstand geprägt, dass es durch die Abgabe von zwei Elektronen eine sehr stabile Edelgas-Elektronenkonfiguration zu erhalten. Die Reaktionsfähigkeit ist dabei noch größer als bei Strontium und Calcium.
Es reagiert mit
Wasser
sehr lebhaft unter Wasserstoffentwicklung zu Bariumhydroxid, welches im Wasser weit besser löslich ist, als dies bei Strontium- und Calciumhydroxid der Fall ist. Eine gesättigte Lösung aus Bariumhydroxid ("Barytwasser") hat einen pH-Wert von 13,3. Von Säuren wird Barium unter sehr lebhafter Reaktion zum entsprechenden Salz unter Wasserstoffentwicklung aufgelöst. Eine Ausnahme hiervon bildet die Schwefelsäure, durch welche das Metall dank Passivierung (unlösliche Bariumsulfatschicht) nur oberflächlich angegriffen wird.
Im Gegensatz zu seinen leichteren Homologen reicht die Reaktionswärme, die bei der Umsetzung des Metalls mit Wasser frei wird dazu aus, um es zu entzünden: Dies geschieht zwar nicht, wenn man das Metall in Wasser wirft, aber beim Liegenlassen an feuchter Luft. An trockener Luft läuft Barium rasch an, und auch kompaktere Stücke reagieren relativ rasch vollständig zu Bariumoxid.
Beim
Entzünden
verbrennt Barium mit fahlgrüner Flamme zu einem Gemisch aus Oxid (BaO, Bariumoxid) und Nitrid (Ba
3
N
2
, Bariumnitrid). Wie alle Metallbrände darf auch ein Bariumbrand nicht mit Wasser oder Kohlendioxid, sondern nur mit Sand gelöscht werden.
2Ba + O
2
→ 2BaO + 1096 kJ
Mit Halogenen, Schwefel und Phosphor reagiert das Metall beim Erhitzen unter Feuererscheinungen zu entsprechenden Salzen (Bariumhalogenid, BaX
2
; Bariumsulfid, BaS; Bariumphosphid, Ba
3
P
2
). Die Bariumhalogenide sind mit Ausnahme von Bariumfluorid alle in Wasser unter neutraler Reaktion gut löslich; Bariumfluorid ist nur mäßig löslich. Bariumsulfid hydrolysiert teilweise, Bariumphosphid vollständig zu Bariumhydroxid und Elementwasserstoff. Das Barium(II)-Ion neigt fast nicht mehr zur Hydrolyse, weswegen Bariumsalze mit neutral reagierendem Anion nicht mehr sauer reagieren.
Hydrolyseneigung der Erdalkali-Ionen im Vergleich
Be
2+
Mg
2+
Ca
2+
Sr
2+
Ba
2+
Ra
2+
pK
s
-Wert
5,8
11,4
11,6
13,2
13,4
13,4
pH-Wert 0,1 mol/L MeCl
2
3,4
6,2
6,3
7,0
7,0
7,0
Das
Löslichkeitsverhalten
der Bariumsalze schließt sich im Trend an die des Strontiums an. So sind das Bariumsulfat und das Bariumchromat bereits extrem schwerlöslich in Wasser, Bariumhydroxid ist bei weitem besser löslich als Strontiumhydroxid, ebenso das Fluorid.
Physikalische Besonderheiten von Barium bzw. von seinen Verbindungen:
Barium zeigt bei energetischer Anregung (Verdampfen oder Verbrennen von Bariummetall oder einer Bariumverbindung) eine typische Flammenfärbung, die durch Emission von Lichtquanten zustande kommt, die beim Rückfall angeregter Elektronen vom p- oder d-Niveau auf das s-Niveau frei werden.
Flammenfärbung eines Bariumsalzes
[2]
Die Hauptwellenlängen der emittierten Lichtquanten liegen bei 524,2 nm (grün) und 513,7 nm (grün).
Verwendung von Barium und seinen Verbindungen :
Elementares Barium
wird wegen seiner hohen Reaktionsfähigkeit mit Sauerstoff und auch Kohlendioxid zum Entfernen dieser beiden Gase aus Elektrodenröhren (Hochvakuum) als Gettermetall verwendet, da es einen wesentlich geringeren Dampfdruck als Alkalimetalle, die man ebenfalls gerne für diesen Zweck verwendet.
Bariumverbindungen
haben einige Verwendungsmöglichkeiten:
Roentgenkontrastmittel.
Bariumsulfat, welches absolut frei von Bariumchlorid und Bariumcarbonat sein muss, wird als Kontrastmittel bei der radiologischen Untersuchung des Darms verwendet. Da es sich an die Darmwand legt, nicht vom Körper aufgenommen werden kann und Roentgenstrahlen ähnlich Knochen reflektieren kann, kann man mit seiner Hilfe den Darm abbilden.
Malerfarbe.
Bariumsulfat ist eine lichtechte, nicht nachdunkelnde, weiße Malerfarbe, die aufgrund seiner Schwerlöslichkeit auch nicht giftig ist.
Rattengift.
Barium verhällt sich im Säugetierorganismus zunächst wie Calcium, zeigt aber dann andere Reaktionen. Dadurch sind alle lösliche Bariumverbindungen
giftig
; die letale Dosis liegt bei ca. 100 mg/kg Körpergewicht. Dies macht man beim Gebrauch von Bariumcarbonat als Rattengift zunutze. Der persönlichen Meinung des Autors dieses Webangebotes ist der Gebrauch solcher Vertilgungsmittel jedoch verwerflich, da die Tiere dadurch einen sehr qualvollen Tod erleiden müssen, und es Gifte gibt, die schmerzfrei tödlich wirken.
Pyrotechnik.
Bariumnitrat ergibt in Feuerwerkskörpern zugesetzt, grüne Lichteffekte.
Optische Fenster.
Bariumfluoridkristalle sind für eine sehr große Spektralbreite an Strahlung durchlässig; so dass es als Fenstermaterial in optischen Geräten eingesetzt werden kann. Es ist im Bereich von 150 nm (UV) bis zu 15.000 nm (IR) gut durchlässig
[3]
.
Sauerstoffregenerierung
in U-Booten oder Spaceshuttles wurde lange Zeit auf die Art bewerkstelligt, dass Apparaturen zur Luftumwälzung mit Bariumperoxid bestückt wurden, wodurch Kohlendioxid gegen Sauerstoff ausgetauscht wurde. Durch Umsatz von Bariumperoxid mit Schwefelsäure kann auf bequeme Weise Waserstoffperoxid gewonnen werden. Bariumperoxid selber kann aus Bariumoxid und Luftsauerstoff bei 500°C gewonnen werden, wobei Bariumoxid durch thermische Spaltung von Bariumcarbonat gewonnen werden.
Reaktionen mit Bariumperoxid:
a) Herstellung aus Bariumcarbonat:
BaCO
3
—1400°C→ BaO
2 BaO + O
2
&mash;500°C→ 2 BaO
2
b) Austausch von Kohlendioxid und Sauerstoff durch Bariumperoxid:
2 BaO
2
+ 2 CO
2
→ 2 BaCO
3
+ O
2
Verwendung von Bariumverbindungen
Roentgenkontrastmittel
[4]
Feuerwerk
[2]
Quellen:
[1] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber:
Rob Lavinsky
. Das Bild ist unter den Bedingungen der
Creative Commons Lizenz
freigegeben.
[2] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der
Creative Commons Lizenz
frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.
[3] Wikipedia, Artikel Bariumfluorid, Verwendung.
[4] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Terese Winslow, U.S. National Cancer Institute. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.