Barium

Eigenschaften
[Xe] 6s2 56Ba Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Barium, Ba, 56
Elementkategorie	Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	2, 6, s
Aussehen	weiß-grau metallisch
CAS-Nummer
EG-Nummer	231-149-1
ECHA-InfoCard	100.028.317
Massenanteil an der Erdhülle	0,026 % (19. Rang)<ref name="Harry H. Binder">Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.</ref>
Atomar<ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Barium) entnommen.</ref>
Atommasse	137,327(7)<ref name="CIAAW">CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013.</ref> u
Atomradius (berechnet)	215 (253) pm
Kovalenter Radius	215 pm
Van-der-Waals-Radius	268<ref>Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 113, 2009, S. 5806–5812, doi:10.1021/jp8111556.</ref> pm
Elektronenkonfiguration	[Xe] 6s2
1. Ionisierungsenergie	Vorlage:ZahlExp ≈ Vorlage:ZahlExp
2. Ionisierungsenergie	Vorlage:ZahlExp ≈ Vorlage:ZahlExp
3. Ionisierungsenergie	Vorlage:ZahlExp ≈ Vorlage:ZahlExp
4. Ionisierungsenergie	Vorlage:ZahlExp ≈ Vorlage:ZahlExp
5. Ionisierungsenergie	Vorlage:ZahlExp ≈ Vorlage:ZahlExp
Physikalisch<ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Barium) entnommen.</ref>
Aggregatzustand	fest<ref name="GESTIS" />
Kristallstruktur	kubisch-raumzentriert
Dichte	3,62 g/cm3 (20 °C)<ref name="Greenwood">Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 136.</ref> bei 293 K
Mohshärte	1,25
Magnetismus	paramagnetisch (χm = 6,8 · 10−6)<ref>Robert C. Weast (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.</ref>
Schmelzpunkt	1000 K (727 °C)
Siedepunkt	1910 K<ref name="Zhang">Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.</ref> (1637 °C)
Molares Volumen	38,16 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	149 kJ·mol−1<ref name="Zhang" />
Schmelzenthalpie	8,0 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit	1620 m·s−1
Austrittsarbeit	2,7 (1,8–2,52)eV<ref>Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6: Festkörper. 2. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.</ref>
Elektrische Leitfähigkeit	2,94 · 106 S·m−1
Wärmeleitfähigkeit	18 W·m−1·K−1
Chemisch<ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Barium) entnommen.</ref>
Oxidationszustände	+2
Normalpotential	−2,92 V (Ba2+ + 2 e− → Ba)
Elektronegativität	0,89 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP 128Ba {syn.} 2,43 d ε 0,521 128Cs 129Ba {syn.} 2,23 h ε 2,433 129Cs 130Ba 0,106 % Stabil 131Ba {syn.} 11,50 d ε 1,370 131Cs 132Ba 0,101 % Stabil 133Ba {syn.} 10,51 a ε 0,517 133Cs 134Ba 2,417 % Stabil 135Ba 6,592 % Stabil 136Ba 7,854 % Stabil 137Ba 11,23 % Stabil 138Ba 71,7 % Stabil 139Ba {syn.} 83,06 min β− 2,317 139La 140Ba {syn.} 12,752 d β− 1,047 140La
Weitere Isotope siehe Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotope
NMR-Eigenschaften
Kernspin γ in rad·T−1·s−1 Er (1H) fL bei B = 4,7 T in MHz 135Ba 3/2+ 1,21013 · 107 0,00079 19,9 137Ba 3/2 1,08178 · 107 0,00033 22,2
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung<ref name="GESTIS">Eintrag zu Vorlage:Linktext-Check in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFAVorlage:Abrufdatum (JavaScript erforderlich)</ref> [[Hilfe:Cache|Fehler beim Thumbnail-Erstellen]]: Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahr H- und P-Sätze H: 228​‐​260​‐​301​‐​314 P: 210​‐​231+232​‐​260​‐​280​‐​303+361+353​‐​304+340+310​‐​305+351+338<ref name="GESTIS" />
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Barium (von Vorlage:GrcS, wegen der hohen Dichte des Bariumminerals Baryt) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Ba und der Ordnungszahl 56. Im Periodensystem steht es in der sechsten Periode und der 2. Hauptgruppe bzw. der 2. IUPAC-Gruppe und zählt damit zu den Erdalkalimetallen. Bariumoxid wurde erstmals 1774 von Carl Wilhelm Scheele dargestellt. Barium ist metallisch-glänzend und von silbrig-weißer Farbe. Es kommt in der Natur wegen seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor; u. a. ist es leicht entzündlich. Wasserlösliche Bariumverbindungen sind giftig.

Geschichte

Datei:PSM V31 D740 Carl Wilhelm Scheele.jpg

Carl Wilhelm Scheele

Die ersten bekannten künstlich hergestellten bariumhaltigen Pigmente waren Han-Blau und Han-Violett. Es handelt sich dabei um Bariumkupfersilikat-Pigmente, die in China seit etwa dem 8. Jahrhundert v. Chr. bis zur Han-Dynastie (206 v. Chr. bis 220 n. Chr.) nachgewiesen sind, wobei die meisten datierten Objekte aus der Han-Zeit stammen.<ref>Heinz Berke: The invention of blue and purple pigments in ancient times. In: Chemical Society Reviews. 2006, Band 36, Nummer 1, S. 15–30, .</ref><ref>Elisabeth West FitzHugh, Lynda A. Zycherman: An Early Man-Made Blue Pigment from China: Barium Copper Silicate. In: Studies in Conservation. 1983, Band 28, Nummer 1, S. 15–23, .</ref>

In Europa wurden bariumhaltige Minerale erstmals im Jahr 1602 durch den italienischen Schuhmacher und Alchemisten Vincenzo Casciarolo untersucht, dem glänzende Steinchen auffielen, die nach dem Erhitzen im Dunkeln leuchteten. Sie wurden durch die Publikationen des Ulisse Aldrovandi einem größeren Publikum als „Bologneser Stein“ oder lapis solaris bekannt. Auch Giulio Cesare Lagalla untersuchte auf Anregung von Galileo Galilei das Phänomen und beschrieb es 1612 in seinem Buch De Phenomenis in Orbe Lunae. Es handelte sich dabei um Baryt, der beim Erhitzen mit organischen Substanzen zu Bariumsulfid reduziert wurde und auf Grund enthaltener Kupferionen phosphoresziert.<ref name="Fromm">Katharina M. Fromm: Barium bright and heavy. In: Nature Chemistry. 2013, Band 5, Nummer 2, S. 146 .</ref><ref>Mika Lastusaari, Taneli Laamanen, Marja Malkamäki, Kari O. Eskola, Aleksei Kotlov, Stefan Carlson, Edmund Welter, Hermi F. Brito, Marco Bettinelli, H. Jungner, Jorma Hölsä: The Bologna Stone: history's first persistent luminescent material. In: European Journal of Mineralogy. 2012, Band 24, Nummer 5, S. 885–890 .</ref>

In Folge wurde Schwerspat (Baryt) von verschiedenen Forschern wie Axel Frederic Cronstedt untersucht, aber für eine Art von Gips gehalten. 1774 fielen dem schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele kleine weiße Kristalle in Pyrolusit auf, die offenbar eine unbekannte Erde (ein Oxid eines unbekannten Elementes) enthielten. Johan Gottlieb Gahn konnte zeigen, dass diese Kristalle mit Schwerspat identisch sind. Es gelang Scheele jedoch im Gegensatz zum Mangan nicht, das Metall zu gewinnen.<ref name="Lennartson215">Anders Lennartson: Carl Wilhelm Scheele and Torbern Bergman. Springer, 2020, ISBN 978-3-030-49194-9, S. 215–217.</ref> 1775 benannte Torbern Olof Bergman Bariumverbindungen als „schwere Erde.“.<ref>Anders Lennartson: Carl Wilhelm Scheele and Torbern Bergman. Springer, 2020, ISBN 978-3-030-49194-9, S. 357–359.</ref> 1782 entwickelte Louis Bernard Guyton de Morveau ein neues Nomenklatursystem und schlug barote von Vorlage:GrcS als Bezeichnung für Bariumerden vor, diese wurde schließlich 1784 von Bergman in Baryt geändert.<ref>Anders Lennartson: Carl Wilhelm Scheele and Torbern Bergman. Springer, 2020, ISBN 978-3-030-49194-9, S. 360–363.</ref> Bergman war auch der erste, der die Nachweisreaktion auf Sulfationen mit Bariumchlorid durchführte.<ref name="Lennartson215"/>

Die Gewinnung metallischen Bariums gelang 1808. Jöns Jakob Berzelius und Magnus Martin Pontin hatten Bariumhydroxid mit einer Quecksilber-Kathode elektrolysiert und Bariumamalgam hergestellt. Auf diesem Versuch aufbauend, mischte Sir Humphry Davy Bariumhydroxid mit Quecksilber(II)-oxid um durch Elektrolyse größere Mengen Bariumamalgam zu erhalten. Anschließend destillierte er in mit Naphthadampf gefüllten Glasgeräten das Quecksilber ab und gewann so metallisches Barium. Er benannte das neue Metall analog zu den anderen Erdalkalimetallen nach dem Ausgangsstoff Barium.<ref>Humphry Davy: 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. In: Philosophical Transactions of the Royal Society. Band 98, London 1808, S. 333–370 (doi:10.1098/rstl.1808.0023, ).</ref><ref name="Lennartson215"/> Die erste Reindarstellung des Bariums gelang 1855 Robert Bunsen und Augustus Matthiessen durch Schmelzelektrolyse von Bariumchlorid.<ref name="Fromm"/>

Barium spielte eine wichtige Rolle bei der Entdeckung und Isolierung des Radiums 1898 durch Marie und Pierre Curie. Nachdem sie festgestellt hatten, dass Pechblende stärker strahlt als durch seinen Urangehalt zu erwarten, trennten sie das Erz chemisch auf. Neben einer Bismut-Fraktion, in der das Polonium entdeckt wurde, konnten sie einen großen Teil der Radioaktivität auf eine Barium-Fraktion eingrenzen. Diese musste ein unbekanntes Element enthalten, dass nach spektroskopischem Nachweis Radium genannt wurde. Anschließend gelang die Trennung der beiden Elemente durch fraktionierte Kristallisation der Chloride.<ref>Marie Curie: Radium and the New Concepts in Chemistry. Nobelpreisvortrag, 1911 (online auf nobelprize.org).</ref> 1938 beschossen Otto Hahn und Fritz Straßmann Uran mit langsamen Neutronen und entdeckten, dass dabei Bariumisotope entstehen.<ref>Otto Hahn, Fritz Straßmann: Nachweis der Entstehung aktiver Bariumisotope aus Uran und Thorium durch Neutronenbestrahlung; Nachweis weiterer aktiver Bruchstücke bei der Uranspaltung. In: The Science of Nature. 1939, Band 27, Nummer 6, S. 89–95 .</ref> Dies war die Entdeckung der Kernspaltung, die 1939 von Lise Meitner und Otto Frisch theoretisch erklärt werden konnte.<ref>Lise Meitner, O. R. Frisch: Disintegration of Uranium by Neutrons: a New Type of Nuclear Reaction. In: Nature. 1939, Band 143, Nummer 3615, S. 239–240 .</ref>

Vorkommen

Datei:6158M-barite2.jpg

Barytkristalle

Barium ist mit einem Gehalt von 430 ppm<ref name="CRC">Vorlage:CRC Handbook</ref> an der kontinentalen Erdkruste kein seltenes Element. Es ist damit häufiger als viele leichtere Elemente wie Kohlenstoff oder Schwefel und ungewöhnlich häufig für ein so schweres Element. Dies liegt daran, dass ¹³⁸Ba mit 82 Neutronen eine magische Anzahl besitzt und daher besonders stabil ist und bei Kernreaktionen bevorzugt entsteht.<ref name="EncyclopediaGeochem">William M. White: Barium. In: William White (Hrsg.): Encyclopedia of Geochemistry. Springer, 2018, ISBN 978-3-319-39311-7, S. 91–93.</ref>

Das Element ist lithophil und auf Grund seines großen Ionenradius ein stark inkompatibles Element (LILE). Es ist darum vorwiegend in der kontinentalen Erdkruste konzentriert, während der Erdmantel nur geringe Bariumgehalte aufweist. Barium wird mit Ausnahme von Biotit, Alkalifeldspat und Apatit kaum in magmatische Gesteine eingebaut. Barium ist relativ gut wasserlöslich und wird durch Verwitterung und Metamorphose aus den Gesteinen gelöst. Barium findet sich daher vor allem in Sedimentgesteinen und in hydrothermal entstandenen Vorkommen.<ref name="EncyclopediaGeochem"/>

In Meerwasser ist Barium in geringen Mengen (30 bis 150 nmol/kg) enthalten, wobei der Gehalt im oberflächennahen Wasser geringer ist als in der Tiefsee. Dies ist zwar ähnlich wie bei Nährstoffen, aber es wird wahrscheinlich nicht vom Phytoplankton aufgenommen. Stattdessen scheint es so zu sein, als würde Barium in Mikroumgebungen von verrottendem organischen Material als Baryt ausfallen und in die Tiefe sinken. Dort kann es teilweise wieder in Lösung gehen und es zirkuliert langsam mit einer Verweildauer von 10.000 Jahren. Ein Teil verbleibt auch im Sediment des Meeresbodens.<ref name="EncyclopediaGeochem"/>

Datei:Witherite-39599.jpg

Witherit

Das häufigste Bariummineral ist Baryt, das schwerlösliche Bariumsulfat BaSO₄. Treffen sulfatreiche hydrothermale Lösungen auf bariumhaltiges Meerwasser oder Gestein, fällt Bariumsulfat aus. Dabei bilden sich sogenannte Barytgänge, Erzadern, bei denen große Mengen Baryt an einer Stelle abgelagert wurden. Wichtige Orte, an denen Baryt gebildet wird, sind Schwarze und Weiße Raucher, hydrothermale Quellen in der Tiefsee. Daneben findet sich Baryt auch feinverteilt in Sedimentgesteinen wie Kalksteinen, Sandsteinen oder Tonsteinen.<ref>Martin Okrusch, Hartwig E. Frimmel: Mineralogie. 10. Auflage, Springer, 2022, ISBN 978-3-662-64064-7, S. 164–166.</ref> In Kalksteinen kann sich durch Alteration von Baryt auch Witherit BaCO₃ bilden.<ref>Witherite. In: John W. Anthony, Richard A. Bideaux, Kenneth W. Bladh, Monte C. Nichols (Hrsg.): Handbook of Mineralogy, Mineralogical Society of America. 2001 (handbookofmineralogy.org [PDF; 67 kB; abgerufen am 30. Oktober 2025]).</ref> Neben diesen beiden ist noch eine Vielzahl weiterer Bariumminerale bekannt. Insgesamt sind 2025 259 verschiedene Bariumminerale anerkannt. Gediegen kommt Barium dagegen nicht in der Natur vor.<ref>The mineralogy of Barium. In: mindat.org, Hudson Institute of Mineralogy, abgerufen am 30. Oktober 2025.</ref>

Barytvorkommen sind aus vielen Ländern bekannt. Die Gesamtmenge der Barytreserven auf der Erde werden auf zwei Milliarden Tonnen geschätzt, von denen 740 Millionen Tonnen identifiziert sind. Hauptabbauländer sind China, Indien und die Vereinigten Staaten, aber auch in Marokko, Kasachstan, Iran, Laos, der Türkei und weiteren Ländern wird Baryt gefördert.<ref name="Penaloza">Isabel Penaloza, Angela Tita, Edward McNew, Pengbo Chu: Barite resources, production and recovery using froth flotation: A review. In: Minerals Engineering. Band 203, 2023, Artikel 108327, .</ref><ref>U.S. Geological Survey: Barite. Mineral Commodity Summaries, Januar 2025, abgerufen am 30. Oktober 2025.</ref> In Deutschland werden zwei Barytvorkommen abgebaut. Zum einen in der Grube Clara in Oberwolfach im Schwarzwald und zum anderen in der Grube Niederschlag in Oberwiesenthal im Erzgebirge.<ref>Gunnar Ries: Baryt – Mineral des Jahres 2023 #mineralogisches Alphabet B. In: Spektrum der Wissenschaft SciLogs. 10. Mai 2023, abgerufen am 30. Oktober 2025.</ref>

Gewinnung und Darstellung

Datei:Barium unter Argon Schutzgas Atmosphäre.jpg

Elementares Barium, hochvakuumsublimiert

Ausgangsmaterial für die Gewinnung von Barium ist in der Regel Baryt (Bariumsulfat). Dieser muss zunächst von Begleitmineralen wie Eisenoxiden, Silikaten, Carbonaten oder Fluoriden getrennt werden. Hierfür wird vor allem die Flotation eingesetzt. Dazu werden in der Baryt-Flotation unter anderem Natriumoleat, langkettige Alkylsulfonate und Laurylphosphat als Sammler, Hilfsstoffe für die Trennung von Komponenten, eingesetzt.<ref name="Penaloza"/>

Das auf >90 % angereicherte unlösliche Bariumsulfat wird nun in das wasserlösliche Bariumsulfid umgewandelt. Dies geschieht in einer carbothermischen Reduktion mit Koks bei Temperaturen von 800 bis 1350 °C in Wirbelschichten oder rotierenden Öfen. Das entstandene Bariumsulfid wird danach mit Wasser ausgelaugt. Aus dieser bariumhaltigen Lösung können Bariumsalze wie Bariumchlorid gewonnen werden, für das die Lösung mit Salzsäure versetzt wird.<ref>Mario Santander, Danny Guzmán, Marisela Navea, Luis Valderrama, Luis Pérez-Maqueda, Evelyn Cárdenas: Production of Barium Sulfide from Low-Grade Barite Ores. In: minerals. Band 15, Nr. 6, 2025, Artikel 646, .</ref> Anstatt Koks kann auch Methan für die Reduktion genutzt werden, hierbei fällt bis zu 75 % weniger Kohlenstoffdioxid an.<ref name="Jamshidi">E. Jamshidi, H. Ale Ebrahim: A new clean process for barium carbonate preparation by barite reduction with methane. In: Chemical Engineering and Processing. Band 47, 2008, S. 1567–1577, .</ref>

<chem>BaSO4 + 2 C -> BaS + 2 CO2</chem>

Um Barium zu gewinnen, wird zur Lösung zunächst Natriumcarbonat zugegeben oder Kohlenstoffdioxid durchgeleitet, so dass Bariumcarbonat ausfällt.<ref name="Jamshidi"/> Dieses wird anschließend mit kohlenstoffhaltigem Material bei 800 °C zu Bariumoxid calciniert. Kohlenstoff wird zugesetzt, um die nötigen Temperaturen zu senken, da reines Bariumcarbonat sich erst bei 1400 °C zersetzt.<ref>Liu Fengqin: Barium Metallurgy. In: Xu Kuangdi (Hrsg.): The ECPH Encyclopedia of Mining and Metallurgy. 1. Auflage, Springer, 2024, ISBN 978-981-99-2086-0, S. 121–122.</ref><ref name="ullmann" details="S. 14.">Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler, Hans Uwe Wolf: Barium and Barium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley, 2007, .</ref>

<chem>BaS + Na2CO3 -> BaCO3 + Na2S</chem>

<chem>BaCO3 -> BaO + CO2</chem>

Die Produktion metallischen Bariums erfolgt durch ein aluminothermisches Verfahren. Dazu wird Bariumoxid mit Aluminium vermischt und im Vakuum auf 1100 °C erhitzt. Dabei reagiert das geschmolzene Aluminium mit festem Bariumoxid und bildet zunächst die Legierung BaAl₄. Diese reagiert mit weiterem Bariumoxid zum gasförmigen Barium, das sich im kälteren Teil des Apparates niederschlägt und gesammelt wird. Als weiterer Stoff bildet sich Bariumaluminat BaAl₂O₄.<ref name="ullmann" details="S. 3."/>

<chem>3 BaO + 14 Al -> 3 BaAl4 + Al2O3</chem>

<chem>8 BaO + BaAl4 -> 7Ba + 2 BaAl2O4</chem>

<chem>BaO + Al2O3 -> BaAl2O4</chem>

Ebenfalls möglich ist die Reduktion von Bariumoxid mit Silicium, hierfür sind jedoch höhere Temperaturen als bei Aluminium notwendig. Dagegen reagiert Bariumoxid nicht oder nur teilweise mit Magnesium, Calcium, Natrium und Kalium. Weiterhin kann Barium durch die Reaktion von Bariumiodid mit Natrium gewonnen werden, während Bariumchlorid nicht mit Natrium reagiert. Elektrolytische Verfahren sind technisch nicht sinnvoll einsetzbar, da sich Barium in geschmolzenen Bariumhalogeniden löst.<ref name="ullmann" details="S. 3."/>

Hochreines Barium kann im Labormaßstab durch Redestillation, Zonen-Rekristallisation oder eine Kombination von beidem dargestellt werden.<ref name="Kirk‐Othmer">Claudio Boffito: Barium. In: Kirk‐Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. Wiley, 2011, .</ref>

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Datei:Lattice body centered cubic.svg

Kristallstruktur von Barium, a = 502,8 pm

Datei:Barium dome.jpg

Teilweise goldgelbes Barium

Barium ist ein silberweiß-glänzendes, sehr weiches (Mohs-Härte 1,25), paramagnetisches Erdalkalimetall. In sehr reinem Zustand wird es als leicht goldgelb beschrieben, aber schon durch geringe Verunreinigungen der Oberfläche wird es silberweiß.<ref name="ullmann" details="S. 2."/> An der Luft wird die Farbe durch Reaktion mit Sauerstoff schnell matt.<ref>Hermann Sicius: Handbuch der chemischen Elemente. 2. Auflage, Springer, 2023, ISBN 978-3-662-65664-8, S. 122.</ref> Unter den Erdalkalimetallen besitzt es mit 727 °C<ref name="Burgess">Donald R. Burgess Jr.: Phase Transition Temperatures of the Solid Elements at Atmospheric Pressure. NIST Technical Note 2312. National Institute of Standards and Technology, März 2012, S. 11, .</ref> nach Radium den niedrigsten Schmelzpunkt und mit 3,62 g/cm³<ref>Vorlage:CRC Handbook</ref> die wiederum nach Radium höchste Dichte. Beim Siedepunkt von 1637 °C<ref name="Zhang"/> sind die von Beryllium und Radium höher, Magnesium, Calcium und Strontium besitzen niedrigere Siedepunkte.

Barium kristallisiert in einer kubisch-raumzentrierten Kristallstruktur (Wolfram-Typ) in der Vorlage:Raumgruppe mit dem Gitterparameter a = 502,8 pm.<ref>Jürgen Evers, Gilbert Oehlinger, Bernd Sendlinger, Armin Weiss, Manfred Schmidt, Peter Schramel: Lattice parameter of a high purity barium wire extruded in ultrahigh vacuum. In: Journal of Alloys and Compounds. Band 182, Nr. 1, 1992, S. 175–187, .</ref> Neben dieser bei Atmosphärendruck einzigen Modifikation sind noch mehrere Hochdruckmodifikationen bekannt. Bei 5,5 GPa geht die kubische in eine hexagonal-dichteste Phase über, die als Ba-II bezeichnet wird und bis 12 GPa stabil ist.<ref>Richard Nelmes, Malcolm McMahon, Clivia Hejny, Sara Falconi, Lars Lundegaard, Scott Belmonte: Complex Structures in Barium at High Pressure. In: Acta Cryst. A. Band 61, 2005, S. C464, .</ref> Zwischen 12 und 45 GPa ist Ba-IV stabil. Ba-IV ist dabei eine Sammelbezeichnung für vier Strukturen, die als Ba-IVa bis Ba-IVd bezeichnet werden. Es handelt sich um sehr komplex aufgebaute Kristallstrukturen, in denen zwei als Wirt und Gast bezeichnete Substrukturen vorliegen, die teilweise inkommensurabel sind.<ref>I. Loa, R. J. Nelmes, L. F. Lundegaard, M. I. McMahon: Extraordinarily complex crystal structure with mesoscopic patterning in barium at high pressure. In: Nature Materials. Band 11, 2012, S. 627–632, .</ref> Oberhalb von 45 GPa ist eine zweite hexagonal-dichteste Kristallstruktur stabil, die Ba-V genannt wird.<ref>Takemura Kenichi: High-pressure structural study of barium to 90 GPa. In: Phys. Rev. B. Band 50, Nr. 22, 1994, S. 16238–16246, .</ref> Schließlich ist noch das orthorhombische Ba-VI bekannt, das nur bei Temperaturen unter 150 K (−123 °C) und Drücken zwischen 12 und 30 GPa stabil ist.<ref name="Mito">Masaki Mito, Hiroki Tsuji, Takayuki Tajiri, Kazuma Nakamura, Yongpeng Tang, Zenji Horita: Superconductivity of barium with highest transition temperatures in metallic materials at ambient pressure. In: Scientific Reports. Band 14, 2024, Artikel 965, .</ref>

Zwei der Hochdruckmodifikationen zeigen Supraleitung. Ba-II weist eine Sprungtemperatur von etwa 3 K auf, durch Hochdruck-Torsion verformtes Ba-VI bei 21 GPa sogar die ungewöhnlich hohe Sprungtemperatur von 24 K. Höhere Sprungtemperaturen in Elementen wurden bislang nur bei deutlich höheren Drücken (>220 GPa) in Scandium, Titan und Calcium gefunden.<ref name="Mito"/>

Chemische Eigenschaften

Barium ist ein sehr reaktives Element und reaktiver als Magnesium, Calcium oder Strontium. Das sehr unedle Metall bildet wie die anderen Erdalkalimetalle zweiwertige Verbindungen.<ref name="ullmann" details="S. 2."/>

Es reagiert schon bei Raumtemperatur mit Sauerstoff zu Bariumoxid, wobei kompaktes Metall nur langsam reagiert. Feinverteiltes Barium reagiert dagegen schnell, ist pyrophor und kann sogar Explosionen verursachen. Daher muss es unter einem Schutzgas wie Argon oder unter Petroleum<ref name="GESTIS" /> gehandhabt und gelagert werden.<ref name="Kirk‐Othmer"/>

<chem>2 Ba + O2 -> 2 BaO</chem>

Auch mit Wasser und verdünnten Säuren reagiert es heftig unter Bildung von Bariumhydroxid und Wasserstoff. Mit Alkoholen bilden sich Alkoxide.<ref name="ullmann" details="S. 3."/><ref name="Patnaik">Barium: In: Pradyot Patnaik: Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, New York 2002, ISBN 0-07-049439-8, S. 77–79.</ref> Schwefelsäure reagiert dagegen kaum mit dem Barium, da es eine dichte Schicht Bariumsulfat bildet, die passivierend wirkt und das Metall vor weiterer Reaktion schützt.<ref>Stefan Bräuner, Karl H. Daum, Hannes Storch, Collin Bartlett: Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley, 2026, S. 7, .</ref>

<math>\mathrm{Ba + 2\ H_2O \longrightarrow Ba(OH)_2 + H_2 \uparrow}</math>

Mit den Halogenen Fluor, Chlor, Brom und Iod reagiert Barium stark schon bei Raumtemperatur, bei erhöhten Temperaturen auch mit Wasserstoff und Stickstoff unter Bildung von Bariumhydrid (BaH₂) bzw. Bariumnitrid (Ba₃N₂). Ist neben Stickstoff auch Kohlenstoff vorhanden, bildet sich Bariumcyanid (Ba(CN)₂).<ref name="Kirk‐Othmer"/>

Barium ist in der Lage, Oxide, Chloride und Sulfide von weniger reaktiven Metallen wie Zink zu reduzieren und so die entsprechenden Elemente darzustellen.<ref name="Patnaik"/>

<chem>Ba + ZnCl2 -> BaCl2 + Zn</chem>

Mit den meisten Metallen wie Silber, Aluminium, Bismut, Quecksilber, Blei, Zinn, Zink und den anderen Erdalkalimetallen bildet Barium eine Vielzahl von Legierungen und intermetallischen Verbindungen.<ref name="Kirk‐Othmer"/>

Barium ist gut in flüssigem Ammoniak löslich, wobei sich eine blaue bis schwarze Lösung bildet, die Amminkomplexe wie Ba(NH₃)₆ enthält. Verdunstet das Lösungsmittel, bleiben Niederschläge von Bariumamid (Ba(NH₂)₂), Bariumimid (Ba(NH)) und Bariumnitrid zurück.<ref name="ullmann" details="S. 3."/>

So wie Magnesium zu Grignard-Verbindungen reagiert, bildet auch Barium mit Alkyl- und Arylhalogeniden, insbesondere Iodiden zu den entsprechenden Organylbariumhalogeniden. Dabei muss das Metall meist, etwa als Rieke-Metall, aktiviert werden.<ref name="ullmann" details="S. 3."/><ref>Koji Kubota, Sota Kawamura, Julong Jiang, Satoshi Maeda, Hajime Ito: Mechanochemical generation of aryl barium nucleophiles from unactivated barium metal. In: Chem. Sci. Band 15, Nr. 42, 2024, S. 17453–17459, .</ref> Es können auch Dialkylbarium-Verbindungen entstehen, etwa bei der Reaktion von Methyliodid mit Barium in Pyridin.<ref>Dwight A. Payne, Jr., R. T. Sanderson: Calcium dimethyl, Strontium dimethyl and Barium dimethyl. In: Journal American Chemical Society. Band 80, Nr. 19, 1958, S. 5324, .</ref>

<chem>R-I + Ba -> R-BaI</chem>

Isotope

In der Natur kommen sieben stabile Bariumisotope vor, wobei ¹³⁸Ba mit 71,8 % das häufigste Isotop ist. Des Weiteren sind von Barium 33 radioaktive Isotope mit Halbwertszeiten zwischen 10,5 Jahren bei ¹³³Ba und 150 Nanosekunden bei ¹⁵³Ba bekannt; die meisten zerfallen innerhalb weniger Sekunden. Die Bariumisotope besitzen zwischen 58 (¹¹⁴Ba) und 97 (¹⁵³Ba) Neutronen.

Stabile Bariumisotope entstehen bei verschiedenen Zerfallsreihen, beispielsweise des ¹³⁷I in ¹³⁷Ba. Die radioaktiven Isotope zerfallen in Lanthan-, Xenon-, Caesium- und Iodisotope.

Folgend zwei Beispiele für Kernspaltungen, bei denen radioaktive Isotope des Bariums entstehen:

• <math>\mathrm{^{1}_{0}n \ + \ ^{235}_{\ 92}U \ \longrightarrow \ ^{145}_{\ 56}Ba \ + \ ^{88}_{36}Kr \ + \ 3 \ ^{1}_{0}n}</math>

Uran fängt ein langsames Neutron ein und zerfällt dabei in Barium, Krypton und drei schnelle Neutronen (erster Nachweis einer Kernspaltung).

• <math>\mathrm{^{252}_{\ 98}Cf \ \longrightarrow \ ^{142}_{\ 56}Ba \ + \ ^{106}_{\ 42}Mo \ + \ 4 \ ^{1}_{0}n}</math>

Californium zerfällt spontan in Barium, Molybdän und vier Neutronen.

Außerdem kann mit einem Cäsium-Barium-Generator das metastabile Isomer Barium-137m aus dem Zerfall von Caesium-137 erzeugt werden. Barium-137m zerfällt mit einer Halbwertszeit von 153,1(1) Sekunden unter Abgabe von Gammastrahlung zu stabilem Barium-137.<ref>Eintrag zu Barium-137m beim National Nuclear Data Center, abgerufen am 6. Juni 2016.</ref>

Verwendung

Elementares Barium findet nur in kleinem Umfang Verwendung, und die Produktion liegt bei nur wenigen Tonnen pro Jahr.<ref name="HoWi">Vorlage:Holleman-Wiberg</ref> Die wichtigste Anwendung ist die als Gettermaterial in Vakuumröhren, beispielsweise von Fernsehern oder als Sonnenkollektoren, denn es bindet schnell unerwünschte Restgase wie Sauerstoff, Stickstoff, Kohlenstoffdioxid und Wasserdampf; auch unreaktive Gase werden eingeschlossen und so aus der Vakuumröhre entfernt. Der Dampfdruck des Metalls ist bei den verwendeten Temperaturen gering.<ref name="ullmann" details="S. 4."/> Außerdem wird mit Barium legiertes Nickel in Zündkerzen eingesetzt. Weiterhin erhöht es die Härte von Bleilegierungen, die als Lagermetalle verwendet werden.<ref name="ullmann" details="S. 4."/>

In Verbindung mit Eisen als Bariumferrit (BaFe) findet es Verwendung als Material für Magnetbänder hoher Kapazität.<ref> ; ehemals im Vorlage:Referrer (nicht mehr online verfügbar); abgerufen ().Vorlage:Toter Link/Core (Seite nicht mehr abrufbar. Suche im Internet Archive) </ref>

Biologische Bedeutung

Pflanzen nehmen Bariumkationen aus dem Boden auf und reichern sie an. Die höchste Konzentration in einer Nutzpflanze findet sich mit 4g pro kg bei der Paranuss, allerdings größtenteils in wasserunlöslicher Form.<ref name="scielo.br">Journal of the Brazilian Chemical Society - Bestimmung der Barium Anteile in Paranüssen</ref>

Zieralgen (Desmidiaceae), eine Familie von einzelligen, etwa einen Millimeter großen Grünalgen (Chlorophyta), die in kalten, nährstoffarmen Süßgewässern, insbesondere in Hochmooren, vorkommen, biomineralisieren Barium und Strontium und lagern sie in ihren Zellen in flüssigkeitsgefüllten Hohlräumen ab. Dazu wird Barium auch bei verschwindend geringen Konzentrationen von nur 1 ppb dem Wasser entzogen. Die Algen tolerieren auch für andere Organismen tödliche Bariumkonzentrationen von bis zu 35 ppm (Millionstel Anteile). Die biologische Funktion der Kristalle ist noch unklar; gesichert scheint, dass durch die Ablagerungen die schädliche Wirkung der Stoffe auf den Organismus vermindert wird.<ref>Martin Niedermeier, Notburga Gierlinger, UrsulaLütz-Meindla: Biomineralization of strontium and barium contributes to detoxification in the freshwater alga Micrasterias. In: Journal of Plant Physiology, Band 230, November 2018, S. 80–91</ref><ref>Minna R Krejci, Brian Wasserman, Lydia Finney, Ian McNulty, Daniel Legnini, Stefan Vogt, Derk Joester: Selectivity in biomineralization of barium and strontium. In: Journal of Structural Biology, Band 176(2), November 2011, S. 192–202</ref>

Auch im menschlichen Körper kommt Barium vor, der durchschnittliche Gewebeanteil liegt bei 100 ppb, in Blut und Knochen mit jeweils bis zu 70 ppb etwas niedriger. Mit der Nahrung wird täglich etwa ein Milligramm Barium aufgenommen.

Sicherheitshinweise und Toxikologie

Alle wasser- oder säurelöslichen Bariumverbindungen sind giftig. Die maximale Arbeitsplatzkonzentration (MAK-Wert) liegt bei 0,5 mg/m³. Eine Dosis von 1 bis 15 Gramm ist abhängig von der Löslichkeit der jeweiligen Bariumverbindung für einen Erwachsenen tödlich. Das in der Röntgenologie verwendete wasserunlösliche Kontrastmittel Bariumsulfat, das zur Darstellung des Magen-Darm-Trakts beziehungsweise des Schluckakts in der Röntgenkinematographie eingesetzt wird, muss deshalb frei von löslichen Bariumverbindungen sein, das heißt, als Reinsubstanz zugeführt werden. Zu beachten ist hier auch die Verwechslungsmöglichkeit bei den im Sprachgebrauch der Apotheken verwendeten lateinischen Begriffen „Barium sulfuricum“ (Bariumsulfat) und „Barium sulfuratum“ (Bariumsulfid). Bariumvergiftungen erfolgen meist am Arbeitsplatz oder in der Nähe Barium verarbeitender Industriebetriebe. Dabei kann es eingeatmet werden oder über das Trinkwasser in den Organismus gelangen.<ref>Vorlage:Inchem</ref>

Abgelagert werden Bariumionen in der Muskulatur, den Lungen und den Knochen, in die es ähnlich wie Calcium, jedoch schneller aufgenommen wird. Seine Halbwertszeit im Knochen wird auf 50 Tage geschätzt. Als Konkurrent von Calcium an den Zellmembranen, erhöht es – bei niedriger Dosierung – die Membrandurchlässigkeit und verstärkt die Muskelkontraktion. Das kann zu Blutdrucksteigerung mit Senkung der Herzfrequenz und zu Muskelkrämpfen führen. Höhere Dosen verursachen Muskelschwäche bis hin zu -lähmung, auch auf Grund einer Beeinträchtigung des Zentralen Nervensystems. Herzrhythmusstörungen (Extrasystolen und Kammerflimmern), Tremor, allgemeines Schwächegefühl, Schwindel, Angst und Atemprobleme können auftreten. Bei akuten wie subakuten Vergiftungen können Störungen des Magen-Darm-Trakts wie Leibschmerzen, Erbrechen und Durchfall auftreten. In hohen Konzentrationen blockiert Barium die passiven Kaliumkanäle in der Zellmembran der Muskelzellen, so dass Kalium die Muskelzellen nicht mehr verlassen kann. Da die Natrium-Kalium-ATPase unvermindert Kalium in die Zellen pumpt, sinkt der Kaliumspiegel im Blut. Die resultierende Hypokaliämie verursacht den Ausfall der Muskelreflexe (Areflexie) mit folgender Muskel- und Atemlähmung.<ref></ref>

Erste Hilfe kann durch Gabe von Natriumsulfat- oder Kaliumsulfatlösung erfolgen, wodurch die Bariumionen als schwerlösliches und damit ungiftiges Bariumsulfat gebunden werden. Im Krankenhaus kann Barium durch Dialyse entfernt werden.

Nachweis

Nasschemische Methoden

Eine Nachweisreaktion ist das Umsetzen mit verdünnter Schwefelsäure, woraufhin weißes Bariumsulfat ausfällt:<ref>E. Schweda: Jander/Blasius: Anorganische Chemie I – Einführung & Qualitative Analyse. 17. Auflage. Hirzel, 2012, ISBN 978-3-7776-2134-0, S. 312.</ref>

<math>\mathrm{SO_4^{2-} +\ BaCl_2 \longrightarrow BaSO_4\!\downarrow +\ 2\,Cl^{-}}</math>

Befindet sich Barium in Gesellschaft mit anderen Elementen, die ebenfalls schwerlösliche Sulfate bilden, so kann dieses Verfahren nicht angewendet werden. Trennung und Nachweis erfolgen dann, sofern nur Erdalkalielemente vorhanden sind, nach dem Chromat-Sulfat-Verfahren (siehe unter Ammoniumcarbonatgruppe). Im Rahmen dieses Verfahrens wird die Bariumlösung mit Kaliumchromatlösung versetzt, und es entsteht ein gelber Niederschlag von Bariumchromat. Sind noch andere Elemente mit schwerlöslichen Sulfaten vorhanden, muss ein geeigneter Kationentrenngang durchgeführt werden.

Instrumentelle Methoden

Ein zum Nachweis von Barium geeignetes Verfahren ist die Atomspektroskopie. Der Nachweis von Barium und Bariumsalzen erfolgt hierbei über das charakteristische Spektrum mit den charakteristischen Spektrallinien von 524,2 und 513,7 nm auf. Mit einem Flammenatomabsorptionsspektrometer oder einem Atomemissionsspektrometer mit induktiv gekoppeltem Hochfrequenzplasma lassen sich selbst geringe Spuren von Barium nachweisen. Beim klassischen Nachweis hält man die Probe in eine Bunsenbrennerflamme und beobachtet die grüne Flammenfärbung. Diese Methode ist allerdings nicht eindeutig, wenn Elemente mit ähnlichen Flammenfarben vorhanden sind.

Verbindungen

Datei:2006 Fireworks 1.JPG

Feuerwerk: Grüne Farbe des Bariums

Bariumverbindungen liegen fast ausschließlich in der Oxidationsstufe +II vor. Diese sind meist farblose, salzartige Feststoffe. Charakteristisch für Bariumverbindungen ist die grüne Flammenfärbung.

Sauerstoffverbindungen

Es existieren zwei verschiedene Barium-Sauerstoffverbindungen, Bariumoxid und Bariumperoxid. Bariumoxid adsorbiert Wasser und Kohlenstoffdioxid und wird dementsprechend eingesetzt. Bariumperoxid, das aus Bariumoxid hergestellt werden kann, ist ein starkes Oxidationsmittel und wird in der Pyrotechnik verwendet. Es ist daneben ein mögliches Edukt für die Herstellung von Wasserstoffperoxid. Wird Bariumoxid in Wasser gelöst, bildet sich die starke Base Bariumhydroxid, die zum Nachweis von Carbonationen verwendet werden kann.

Halogenverbindungen

Mit Halogenen bildet Barium Verbindungen des Typs BaX₂, die in der Blei(II)-chlorid-Struktur kristallisieren. Bariumfluorid, das abweichend in der Fluoritstruktur kristallisiert, besitzt einen weiten transparenten Spektralbereich und wird in der optischen Industrie eingesetzt. Das giftige und gut lösliche Bariumchlorid ist Grundstoff für andere Bariumverbindungen und dient als Fällungsmittel für Sulfat, etwa zum Nachweis oder zur Wasserenthärtung.

Verbindungen mit Oxosäuren

Bariumsulfat ist die technisch wichtigste Bariumverbindung. Es besitzt im Vergleich zu anderen Bariumverbindungen den Vorteil, auf Grund der sehr geringen Löslichkeit ungiftig zu sein. Es wird vor allem in der Erdölförderung für die Erhöhung der Dichte von Bohrschlämmen eingesetzt. Daneben dient es als Füllstoff für Kunststoffe, als Röntgenkontrastmittel und wird als Anstrichfarbe eingesetzt.

Bariumcarbonat ist ein wirksames Rattengift,<ref>William Morton: Poisoning by barium carbonate. In: The Lancet. 2, 1945, S. 738–739 (doi:10.1016/S0140-6736(45)91071-3).</ref> es wird auch als Rohstoff zur Glasherstellung sowie bei der Produktion hartmagnetischer Ferrite verwendet.

Bariumnitrat, Bariumiodat und Bariumchlorat werden wegen ihrer brandfördernden Eigenschaften und der grünen Flammenfärbung in der Pyrotechnik benutzt.

Weitere Bariumverbindungen finden sich in der Kategorie:Bariumverbindung

Literatur

• Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler, Hans Uwe Wolf: Barium and Barium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 6. Auflage. 2007, doi:10.1002/14356007.a03_325.
• Vorlage:Holleman-Wiberg

Weblinks

Commons: Barium – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Wiktionary: Barium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

• Eintrag zu Barium. In: Römpp Online. Georg Thieme VerlagVorlage:Abrufdatum
• Barium in der Umweltprobendatenbank des Bundes

Einzelnachweise

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Metalle

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Nicht­metalle

Halogene

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