Barium

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, Vorlage:DOI.</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, Vorlage:DOI.</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 Vorlage:DOI.</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 Vorlage:DOI.</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 Vorlage:Lang „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: XXIII. 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 of London. 1808, Band 98, S. 333–370 Vorlage:DOI.</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 Vorlage:DOI.</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 Vorlage:DOI.</ref>

Vorkommen

Datei:Alstonite-Baryte-216042.jpg

Alstonit-Baryt

Barium kommt wegen seiner hohen Reaktivität in der Natur nicht elementar, sondern nur in Verbindungen vor. Mit einem Anteil von etwa 0,039 % ist Barium das 14.-häufigste Element der Erdkruste.<ref name="greenwood">Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 133.</ref>

Barium wird vor allem in den Mineralen Baryt (Schwerspat = kristallisiertes Bariumsulfat) und Witherit (Bariumcarbonat) gefunden, wobei Baryt die häufigsten Vorkommen hat. Die Weltjahresproduktion an Baryt stieg in den Jahren 1973 bis 2003 von etwa 4,8 Millionen Tonnen auf 6,7 Millionen Tonnen an,<ref name="usgs-stat">Statistik der U.S. geological survey zur Entwicklung der Baryt-Förderung (PDF; 292 kB).</ref> die weltweiten Reserven werden auf etwa zwei Milliarden Tonnen<ref>U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries, January 2008 (PDF; 84 kB).</ref> geschätzt. Die deutschen Vorkommen von Bariumverbindungen liegen im Sauerland, im Harz und in Rheinland-Pfalz. Die Hauptförderländer von Barium sind die Volksrepublik China, Mexiko, Indien, Türkei, USA, Deutschland, Tschechien, Marokko, Irland, Italien und Frankreich.

Gewinnung und Darstellung

Datei:Barium unter Argon Schutzgas Atmosphäre.jpg

Elementares Barium, hochvakuumsublimiert

Nur ein kleiner Teil Baryt wird zu Bariummetall weiterverarbeitet. Hierbei wird das Sulfat zunächst zu Sulfid reduziert. Anschließend wird das Bariumsulfid in Bariumcarbonat und weiter in Bariumoxid überführt, das schließlich mit Silicium oder Aluminium bei 1200 °C im Vakuum zum Reinmetall reduziert wird. Die Reaktionen verlaufen nach folgenden Gleichungen:

• <math>\mathrm{BaSO_4\,(s) + 2\,C\,(s) \rightarrow BaS\,(s) + 2\,CO_2\,(g)}</math>
  Bariumsulfat reagiert mit Kohlenstoff zu Bariumsulfid und Kohlenstoffdioxid.

• <math>\mathrm{BaS (s) + H_2O\,(l) + CO_2\,(g) \rightarrow BaCO_3\,(s) + H_2S\,(g)}</math>
  Bariumsulfid wird mit Wasser und Kohlenstoffdioxid versetzt und reagiert zu Bariumcarbonat und Schwefelwasserstoff.

• <math>\mathrm{BaCO_3\,(s) \rightarrow BaO\,(s) + CO_2\,(g)}</math>
  Bariumcarbonat ist wasserunlöslich; es zerfällt beim Erhitzen zu Bariumoxid und Kohlenstoffdioxid.

• <math>\mathrm{3\,BaO\,(s) + 2\,Al\,(s) \rightarrow Al_2O_3\,(s) + 3\,Ba\,(s)}</math>
  Bariumoxid reagiert mit Aluminium zu Aluminiumoxid und Bariummetall.

Die Metallgewinnung aus Bariumcarbonat ist nach diesem Schema zwar einfacher, allerdings ist es in der Natur seltener zu finden. Hochreines Barium wird aus geschmolzenem Bariumchlorid durch Elektrolyse mit anschließender Hochvakuumsublimation gewonnen.<ref name="Harry H. Binder" />

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Barium ist ein festes, paramagnetisches Erdalkalimetall, das in einem kubisch-raumzentrierten Gitter kristallisiert. Seine silberweiße Farbe wird an der Luft schnell mattgrau, weil sich eine Oxidschicht bildet.

Barium weist eine grüne bis fahlgrüne Flammenfärbung mit den charakteristischen Spektrallinien von 524,2 und 513,7 nm auf. Barium hat eine Dichte von 3,62 g/cm³ (bei 20 °C) und zählt damit zu den Leichtmetallen. Mit einer Mohshärte von 1,25 ist es vergleichsweise weich und auch das weichste der Erdalkalimetalle.<ref name="Römpp">Vorlage:RömppOnline</ref> Der Schmelzpunkt liegt bei 727 °C, der Siedepunkt bei 1637 °C. Das elektrochemische Standardpotenzial beträgt −2,912 V.

Chemische Eigenschaften

In den chemischen Eigenschaften ähnelt es Calcium und den anderen Erdalkalimetallen. Es reagiert heftiger als die meisten anderen Erdalkalimetalle mit Wasser und mit Sauerstoff und löst sich leicht in fast allen Säuren – eine Ausnahme bildet konzentrierte Schwefelsäure, da die Bildung einer Sulfatschicht (Passivierung) die Reaktion stoppt. Barium kann deshalb als eines der unedelsten Metalle bezeichnet werden. Wegen dieser hohen Reaktivität wird es unter Schutzflüssigkeiten aufbewahrt.

Es reagiert direkt mit Halogenen, Sauerstoff, Stickstoff und Schwefel. Dabei bildet es immer Verbindungen, in denen es als zweiwertiges Kation vorliegt. Beim Erhitzen an der Luft verbrennt das Metall mit der typischen grünen Flammenfärbung zu Bariumoxid.

Als sehr unedles Metall reagiert Barium mit Wasser unter Wasserstoff- und Hydroxidbildung. Bariumhydroxid bildet sich auch schon beim Kontakt des Metalls mit feuchter Luft.

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

Im Gegensatz zu anderen Erdalkalimetallen bildet Barium nur eine dünne, wenig passivierende Oxidschicht und kann sich daher in feuchter Luft selbst entzünden.

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">Robert Kresse u. a.: Barium and Barium Compounds. In: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. 6. Auflage. 2007, doi:10.1002/14356007.a03_325.</ref> Außerdem wird mit Barium legiertes Nickel in Zündkerzen eingesetzt. Weiterhin erhöht es die Härte von Bleilegierungen, die als Lagermetalle verwendet werden.<ref name="ullmann" />

In Verbindung mit Eisen als Bariumferrit (BaFe) findet es Verwendung als Material für Magnetbänder hoher Kapazität.<ref>Vorlage:Internetquelle</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>Vorlage:Literatur</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 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

• Vorlage:RömppOnline
• Barium in der Umweltprobendatenbank des Bundes

Einzelnachweise

<references />