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Barium

*** Shopping-Tipp: Barium

{{Dieser Artikel|beschäftigt sich mit dem chemischen Element Barium. Für den gleichlautenden lateinischen Namen der Stadt Bari siehe dort.}} {{Infobox Chemisches Element | Name= Barium | Symbol= Ba | Ordnungszahl= 56 | Massenzahl= 137 | Serie= Erdalkalimetalle | Gruppe = 2 | Periode = 6 | Block= s | Serienfarbe= DarkOrange | Aussehen= weiß-grau metallisch | Massenanteil= 0,03 | Atommasse= 137,327 | Atomradius= 215 | AtomradiusBerechnet= 253 | KovalenterRadius= 198 | VanDerWaalsRadius= - | Elektronenkonfiguration= [Xenon Xe]6S-Block s2 | ElektronenProEnergieNiveau= 2, 8, 18, 18, 8, 2 | Austrittsarbeit= 2,52 | Ionisierungsenergie_1= 502,9 | Ionisierungsenergie_2= 965,2 | Ionisierungsenergie_3= 3600 | Aggregatzustand= fest | Modifikationen= ? | Kristallstruktur= kubisch-raumzentriert | Dichte= 3620 | RefTempDichte_K= 293 | Mohshärte= 1,25 | Magnetismus= paramagnetisch | Schmelzpunkt_K= 1000 | Schmelzpunkt_C= 727 | Siedepunkt_K= 1913 | Siedepunkt_C= 1640 | MolaresVolumen= 38,16 · 10-6 | Verdampfungswärme= 142 | Schmelzwärme= 7,75 | Dampfdruck=98 | RefTempDampfdruck_K= 371 | Schallgeschwindigkeit= 1620 | RefTempSchallgeschwindigkeit_K= | SpezifischeWärmekapazität= 204 | ElektrischeLeitfähigkeit= 3 · 106 | Wärmeleitfähigkeit= 18,4 | Oxidationszustände= +2 | Oxide= BaO | Basizität= basisch | Normalpotential= -2,912 Volt V (Ba2+ + 2e- → Ba) | Elektronegativität= 0,89 | RL 67/548/EWG = Nein | Gefahrensymbole = {{Gefahrensymbole|F|Xi}}[http://www.alfa-chemcat.com/daten_msds/D/44831_-_Barium_pieces_(D).pdf Sicherheitsdatenblatt (alfa-aesar)] für Barium-Stücke (teilweise abweichende R-/S-Sätze für andere Forrmen) | R = {{R-Sätze|11|14|36/37/38}} | S = {{S-Sätze|7/8|16|26|27|30|33|36/37/39|43|60}} | Radioaktiv = | Isotope= {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | Massenzahl= 128 | Symbol= Ba | NH=0 | Halbwertszeit=2,43 Tag d | AnzahlZerfallstypen=1 | Zerfallstyp1ZM=Elektronen-Einfang ε | Zerfallstyp1ZE=0,521 | Zerfallstyp1ZP=Cäsium 128Cs }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | Massenzahl=129 | Symbol=Ba | NH=0 | Halbwertszeit=2,23 Stunde h | AnzahlZerfallstypen=1 | Zerfallstyp1ZM=Elektronen-Einfang ε | Zerfallstyp1ZE=2,433 | Zerfallstyp1ZP=Cäsium 129Cs }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=130 | Symbol=Ba | NH=0,106 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | Massenzahl=131 | Symbol=Ba | NH=0 | Halbwertszeit=11,50 Tag d | AnzahlZerfallstypen=1 | Zerfallstyp1ZM=Elektronen-Einfang ε | Zerfallstyp1ZE=1,370 | Zerfallstyp1ZP=Cäsium 131Cs }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=132 | Symbol=Ba | NH=0,101 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | Massenzahl=133 | Symbol=Ba | NH=0 | Halbwertszeit=10,51 Jahr y | AnzahlZerfallstypen=1 | Zerfallstyp1ZM=Elektronen-Einfang ε | Zerfallstyp1ZE=0,517 | Zerfallstyp1ZP=Cäsium 133Cs }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=134 | Symbol=Ba | NH=2,417 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=135 | Symbol=Ba | NH=6,592 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=136 | Symbol=Ba | NH=7,854 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=137 | Symbol=Ba | NH=11,23 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | OZ= 56 | Massenzahl=138 | Symbol=Ba | NH=71,7 }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | Massenzahl=139 | Symbol=Ba | NH=0 | Halbwertszeit=83,06 Minute min | AnzahlZerfallstypen=1 | Zerfallstyp1ZM=Betastrahlung β- | Zerfallstyp1ZE=2,317 | Zerfallstyp1ZP=Lanthan 139La }} {{Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop | Massenzahl=140 | Symbol=Ba | NH=0 | Halbwertszeit=12,752 Tag d | AnzahlZerfallstypen=1 | Zerfallstyp1ZM=Betastrahlung β- | Zerfallstyp1ZE=1,047 | Zerfallstyp1ZP=Lanthan 140La }} | NMREigenschaften= {{Infobox_Chemisches_Element/NMR | Symbol=Ba | Massenzahl_1=135 | Kernspin_1=3/2+ | Gamma_1= | Empfindlichkeit_1= | Larmorfrequenz_1=19,9 | Massenzahl_2=137 | Kernspin_2=3/2 | Gamma_2= | Empfindlichkeit_2= | Larmorfrequenz_2=22,2 }} }} '''Barium''' (von Griechische Sprache griech. βα?υς: „schwer“, wegen der großen Dichte des Bariumminerals Baryt) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Ba und der Ordnungszahl 56. Es ist ein Erdalkalimetall aus der Periode-6-Element sechsten Periode, das erstmals 1774 von Carl Wilhelm Scheele identifiziert wurde. Barium ist im elementaren Zustand metall metallisch-glänzend und von silbrig-weißer Farbe. Es kommt in der Natur wegen seiner hohen Reaktivität nicht elementar vor. Barium und seine wasserlöslichen Verbindungen sind giftig.

Geschichte
Bild:Barium unter Argon Schutzgas Atmosphäre.jpg thumb|left|Elementares Barium Erstmals wurden bariumhaltige Minerale um das Jahr 1600 durch den italienischen Schuhmacher und Alchemie Alchemisten Vincenzo Casciarolo untersucht, dem glänzende Steinchen auffielen, die nach dem Erhitzen im Dunkeln leuchteten. Sie wurden durch die Publikationen des Ulisse Aldrovandi einem größerem Publikum als „Bologneser Stein“ bekannt. 1774 wurde von dem Schweden schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele bei der Untersuchung dieses heute als Baryt (Bariumsulfat BaSO4) bekannten Minerals erstmals Bariumoxid BaO identifiziert, das zunächst ''neue alkalische Erde'' genannt wurde. Zwei Jahre später fand Johan Gottlieb Gahn die gleiche Verbindung bei ähnlichen Untersuchungen. Ebenfalls im 18. Jahrhundert war dem englischen Mineralogie Mineralogen William Withering in Bleibergwerken Cumberland (England) Cumberlands ein schweres Mineral aufgefallen, bei dem es sich nicht um ein Bleierz handeln konnte und dem er die Bezeichnung „terra ponderosa“ gab. Es ist heute als Witherit (Bariumcarbonat BaCO3) bekannt. Metallisches Barium, jedoch nicht in Reinform, wurde erstmals 1808 von Sir Humphry Davy in England durch Elektrolyse eines Gemisches aus Bariumoxid und Quecksilber(II)-oxid Quecksilberoxid hergestellt. Daraufhin erfolgte die Namensgebung Barium nach dem Bariummineral Baryt. Die erste Reindarstellung des Bariums erfolgte 1855 durch Robert Bunsen und A. Mathiessen durch Schmelzelektrolyse eines Gemisches aus Bariumchlorid und Ammoniumchlorid. 1910 wurde von Marie Curie das schwerere Radium unter Ausnutzung seiner chemischen Ähnlichkeit mit Barium isoliert. Eine wichtige Rolle spielte das Metall auch 1938 bei den kernchemischen Experimenten Otto Hahns und Fritz Straßmanns, die Uran mit langsamen Neutronen beschossen und zu ihrem Erstaunen das viel leichtere Element Barium in den Reaktionsprodukten fanden. Dieser Befund wurde von ihnen korrekt als Spaltung des Urankernes gedeutet, siehe auch Kernspaltung und - sehr ausführlich - „Die Entdeckung der Kernspaltung“.

Vorkommen
Barium kommt wegen seiner hohen Reaktivität in der Natur nicht elementar, sondern nur in Verbindungen vor. Mit einem Anteil von etwa 0,03 % ist Barium das 14. häufigste Element der Erdkruste. Sein Anteil in Boden (Bodenkunde) Böden schwankt zwischen 0,002 % und 0,23 %, liegt im Mittel aber bei 0,05 %. Der Barium-Anteil in der Hydrosphäre schwankt zwischen 10 ppb (Milliardstel Anteilen) im Atlantischer Ozean Atlantik und 20 ppb im Pazifischer Ozean Pazifik. Barium wird vor allem in den Mineralen Baryt (oder Schwerspat, kristallisiertes Bariumsulfat) und Witherit (Bariumcarbonat) gefunden, und meist aus Baryt gewonnen. Die Weltjahresproduktion an Baryt ist innerhalb der letzten 30 Jahre von etwa 4,8 Millionen Tonnen (1973) auf 6,7 Millionen Tonnen (2003) gestiegen, die weltweiten Reserven werden auf etwa 400 Millionen Tonnen geschätzt. Die deutschen Vorkommen von Bariumverbindungen liegen im Sauerland, im Harz und in Rheinland-Pfalz, das größte Vorkommen der Welt befindet sich in Meggen (Westfalen). Abbauwürdige Vorkommen von Bariumverbindungen gibt es jedoch weltweit: die Hauptförderländer von Barium sind die Volksrepublik China, Mexiko, Indien, Türkei, Vereinigte Staaten USA, Deutschland, Tschechien, Marokko, Republik Irland Irland, Italien und Frankreich.

Gewinnung und Darstellung
Jährlich werden etwa 4 bis 6 Millionen Tonnen Barium meist aus Bariumsulfat gewonnen. Die Gewinnung aus Bariumcarbonat ist zwar einfacher, allerdings ist Bariumcarbonat in der Natur seltener zu finden als Bariumsulfat. Technisch wird Barium aus Baryt über Bariumsulfid und Bariumcarbonat in Bariumoxid umgewandelt, das dann mit Silicium, Aluminium oder ähnlichen Stoffen zum Reinmetall reduziert wird. Die Reaktionsgleichungen dieser Prozessfolge lauten: *\mathrm{BaSO_4\,(s) + 2\,C\,(s) \rightarrow BaS\,(s) + 2\,CO_2\,(g)} *Bariumsulfat reagiert mit Kohlenstoff zu Bariumsulfid und Kohlenstoffdioxid. *\mathrm{BaS (s) + H_2O\,(l) + CO_2\,(g) \rightarrow BaCO_3\,(s) + H_2S\,(g)} *Bariumsulfid wird mit Wasser und Kohlenstoffdioxid versetzt und reagiert zu Bariumcarbonat und Schwefelwasserstoff. *\mathrm{BaCO_3\,(s) \rightarrow BaO\,(s) + CO_2\,(g)} *Das Bariumcarbonat fällt aus dem Wasser aus, weil es unlöslich ist, Bariumcarbonat zerfällt beim Erhitzen zu Bariumoxid und Kohlenstoffdioxid. *\mathrm{3\,BaO\,(s) + 2\,Al\,(s) \rightarrow Al_2O_3\,(s) + 3\,Ba\,(s)} *Bariumoxid reagiert mit Aluminium zu Aluminiumoxid und reinem Barium. Diese Reaktion ist eine Variante des Thermit-Prozess. Hochreines Barium wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Bariumchlorid hergestellt.

Eigenschaften


Chemische und physikalische Eigenschaften
Barium ist ein Festkörper festes, Paramagnetismus paramagnetisches Erdalkalimetall, das in einem Kubisches Gitter kubisch-raumzentrierten Gitter kristallisiert. 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 (siehe Vorsichtsmaßnahmen). Die silberweiße Farbe des metallischen Bariums wird an der Luft schnell mattgrau, weil sich eine Oxidschicht bildet (siehe Bild). Bild:Barium 1.jpg thumb|left|oxidiertes Barium Barium weist eine grüne bis fahlgrüne Flammenfärbung auf mit den charakteristischen Spektrallinien von 524,2 und 513,7 nm. Barium hat eine Dichte von 3,62 g/cm³ (bei 20 °C) und zählt damit zu den Leichtmetallen. Mit einer Härte Mohshärte von 1,25 ist es vergleichsweise weich, allerdings härter als die anderen Erdalkalimetalle und Blei. Der Schmelzpunkt liegt bei 1.000 Kelvin K (727 °C), der Siedepunkt bei 1.913 K (1.640 °C). Das elektrochemische Standardpotenzial beträgt -2,912 Volt V. Im Gegensatz zu anderen Erdalkalimetallen bildet Barium nur eine dünne Oxidschicht und kann sich in feuchter Luft selbst entzünden.

Eigenschaften des isolierten Bariumatoms
Barium hat eine Atommasse von 137,327. Der Atomradius beträgt 215 Picometer pm (berechnet: 253 pm), der kovalenter Radius Kovalenzradius 198 pm. Die Elektronenkonfiguration ist [Xenon Xe]6s2. Barium kommt in ionischen Verbindungen zweifach geladen vor. Dies lässt sich damit erklären, dass die Summe der ersten und zweiten Ionisationsenergie vergleichsweise niedrig ist, weil sich diese zwei Elektronen in der äußersten Schale befinden, so dass der energetische Aufwand zur Abspaltung zweier Elektronen durch die bei der Bildung des kristallinen Festkörpers freiwerdende Gitterenthalpie kompensiert werden kann.

Isotope und radioaktive Eigenschaften
In der Natur kommen sieben stabiles Isotop stabile Bariumisotope vor, wobei 138Ba mit 71,8 % das häufigste Isotop ist. Des Weiteren sind von Barium 33 Radioaktivität radioaktive Isotope mit Halbwertszeiten zwischen 10,5 Jahren bei 133Ba und 150 Nanosekunden bei 153Ba bekannt, wobei die meisten jedoch innerhalb von wenigen Sekunden zerfallen. Barium hat durchgängig Isotope von 58 bis maximal 97 Neutronen (von 114Ba bis 153Ba). Stabile Bariumisotope entstehen bei verschiedenen Zerfallsreihen, beispielsweise des 137Iod I in 137Ba. Die radioaktiven Isotope zerfallen in Lanthan-, Xenon-, Cäsium- und Iodisotope. Folgend einige Auszüge aus Zerfallsreihen, an denen Barium (meist nur mit radioaktiven Isotopen) beteiligt ist: *\mathrm{{ }^{252}Cf \longrightarrow { }^{142}Ba + { }^{106} Mo + 4 { }^{1}n} :Californium Spontane Spaltung zerfällt spontan in Barium, Molybdän und vier Neutronen. *\mathrm{{ }^1n + { }^{235}U \longrightarrow { }^{145}Ba + { }^{88}Kr + 3 { }^1n} :Uran wird mit langsamen Neutronen beschossen und zerfällt dabei in Barium, Krypton und drei weitere Neutronen (erster Nachweis einer Kernspaltung).

Verwendung
Elementares Barium findet nur wenige Anwendungen, zum Beispiel in Spezialbereichen der Metallurgie. Es wird gelegentlich als Zusatz für Metalllegierungen benutzt und ist Bestandteil vieler Hochtemperatursupraleiter, von Aluminium- und Magnesiumlegierungen als Gettermetall in Elektronenröhren, von Vakuumröhren und von Nickel-Barium-Zündkerzen. Ungeachtet ihrer Giftigkeit finden Bariumverbindungen vielfache Anwendung: * Bariumcarbonat ist ein wirksames Rattengift, es wird auch als Rohstoff zur Glas Glasherstellung sowie bei der Produktion hartmagnetischer Ferrite verwendet. * Unreines Bariumsulfid Phosphoreszenz phosphoresziert nach Lichteinwirkung. * Bariumoxid ist Bestandteil von Spezialgläsern mit hoher Brechzahl. * Bariumnitrat und Bariumchlorat werden wegen ihrer brandfördernden Eigenschaften und der grünen Flammenfärbung in der Pyrotechnik benutzt. * Bariumchlorid dient zum Härten von Stahl und als Indikator (Chemie) Indikator. * Bariumperoxid wird zum Zünden von Thermitgemischen beim Thermitverfahren genutzt. Bariumsulfat (Baryt) spielt eine besondere Rolle, da es wegen seiner extrem geringen Löslichkeit von nur 10-5 Mol pro Liter völlig ungefährlich ist: * Es wird als „Permanentweiß“ für Farben und als Aufschlämmung in der Medizin als Röntgenstrahlung Röntgenkontrastmittel für Aufnahmen des Magen-Darm-Kanals verwendet. * Auch das Bariummineral Benitoit ist ungefährlich; dieses Barium-Titan (Element) Titan-Silikat ist oft durchscheinend und von blauer Farbe und kann bei guter Qualität als Schmuckstein genutzt werden. * Etwa 90 % der Bariumverbindungen werden in der Erdöl Öl- und Erdgas Gasindustrie für Bohrschlämme verwendet, die bei Gesteinsbohrungen als Schmiermittel wirken und durch die hohe Dichte den Druck erhöhen. Auch dazu nimmt man insbesondere Baryt wegen seiner Schwerlöslichkeit.

Nachweis


Nasschemische Methoden
Eine Nachweisreaktion ist das Umsetzen mit verdünnter Schwefelsäure, woraufhin weißes Bariumsulfat ausfällt: \mathrm{SO_4^{2\operatorname{-}} + BaCl_2 \longrightarrow BaSO_4\!\downarrow + 2\,Cl^{\operatorname{-}}} 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 Kaliumchromat Kaliumchromatlösung versetzt und es entsteht ein gelber Niederschlag von Bariumchromat. Sind noch andere Elemente mit schwerlöslichen Sulfaten vorhanden, muss ein geeigneter Kationentrenngang durchgeführt werden (siehe Qualitative Analyse).

Instrumentelle Methoden
Ein zum Nachweis von Barium geeignetes Verfahren ist die Atomspektroskopie. Der Nachweis von Barium und Bariumsalzen erfolgt hierbei über das charakteristische Spektrum. Gebräuchliche Gerätetypen hierzu sind beispielsweise das Atomspektroskopie#Atomabsorptionsspektroskopie .28AAS.29 Flammenatomabsorptionsspektrometer oder das Atomspektroskopie#Atomemissionsspektroskopie .28OES.29 Atomemissionsspektrometer mit induktiv gekoppeltem Hochfrequenzplasma. Damit können selbst geringe Spuren von Barium nachgewiesen werden. Wenn kein Spektrometer vorhanden ist, kann man unter Umständen auch einfach eine Probe in eine Bunsenbrennerflamme halten, und die grüne Flammenfärbung beobachten. Die Anwendung der Flammenfärbung ist nicht möglich, wenn Elemente mit ähnlichen Flammenfarben anwesend sind.

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 Videokinematographie eingesetzt wird, muss deshalb frei von löslichen Bariumverbindungen sein, das heißt als Reinsubstanz zugeführt werden. Bariumvergiftungen erfolgen meist am Arbeitsplatz oder in der Nähe Barium-verarbeitender Industriezweige. Dabei kann Barium eingeatmet werden oder über das Trinkwasser in den Organismus gelangen. Abgelagert wird Barium in der Muskulatur, den Lungen und den Knochen, in die es ähnlich wie Kalzium, jedoch schneller aufgenommen wird. Seine Halbwertszeit im Knochen wird auf 50 Tage geschätzt. Nachdem Kalzium auch an der Zellmembran der Muskulatur durch Barium ersetzt werden kann, wird - in niedriger Dosierung - deren Permeabilität Durchlässigkeit erhöht und die Muskelkontraktion gesteigert, was zu einer Hypertonie Blutdrucksteigerung und Senkung der Herzfrequenz, aber auch zu Krampf Muskelkrämpfen führen kann. Höhere Dosen führen zu Muskelschwäche bis hin zu Paralyse -lähmung, die auf die Beeinträchtigung des Zentrales Nervensystem Zentralen Nervensystems zurückgeführt wird. Herzrhythmusstörungen (Extrasystolie 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. Viele Symptome werden auch durch den begleitenden Hypokaliämie Kaliumabfall erklärt. Erste Hilfe kann durch Zugabe von Natriumsulfat- oder Kaliumsulfatlösung erfolgen, wodurch die Bariumionen als schwerlösliches und damit ungiftiges Bariumsulfat gebunden werden.

Barium in der belebten Natur
Pflanzen nehmen Barium aus dem Boden auf und reichern es an. Die höchste Konzentration in einer Nutzpflanze findet sich mit einem Anteil von 1 % entsprechend 10.000 ppm (Millionstel Anteilen) bei der Paranuss. Auf Barium richtiggehend angewiesen sind dagegen die Zieralgen (Desmidiaceae), eine Familie (Biologie) Familie von einzelligen, etwa einen Millimeter großen Grünalgen (Chlorophyta), die in kalten, nährstoffarmen Süßgewässern, insbesondere in Moor Hochmooren vorkommen. In ihren Zellen befinden sich flüssigkeitsgefüllte Hohlräume, in denen sich winzige Bariumsulfatkristalle befinden. Das dazu notwendige Barium wird offenbar selektiv dem Wasser entzogen, selbst bei verschwindend geringen Konzentrationen von nur 1 ppb (Milliardstel Anteil). Auch um Größenordnungen darüber liegende Konzentrationen des leichteren Erdalkalimetalls Kalzium ändern daran nichts. Umgekehrt werden für andere Organismen tödliche Bariumkonzentrationen von bis zu 35 ppm (Millionstel Anteile) toleriert. Die biologische Funktion der Kristalle ist noch unklar, eine Rolle bei der Schwerewahrnehmung wird jedoch vermutet. Dass Barium für die Pflanzen essentiell ist, zeigt sich dadurch, dass sie bei Entzug nicht mehr weiter wachsen. Auch im menschlichen Körper kommt Barium vor, der durchschnittliche Gewebeanteil liegt bei 100 ppb (Milliardstel Anteilen), in Blut und Knochen mit jeweils bis zu 70 ppb etwas niedriger. Mit der Nahrung wird täglich etwa ein Milligramm Barium aufgenommen.

Verbindungen und Reaktionen
Einige der wichtigsten Reaktionen des Bariums sind: *mit Wasserstoff H2 zu Bariumhydrid: :\mathrm{Ba\,(s) + H_2\,(g) \longrightarrow BaH_2\,(s)} *mit Sauerstoff O2 zu Bariumoxid: :\mathrm{2\,Ba\,(s) + O_2\,(g) \rightarrow 2\,BaO\,(s)} *mit Stickstoff N2 zu Bariumnitrid: :\mathrm{3\,Ba\,(s) + N_2\,(g) \rightarrow Ba_3N_2\,(s)} *mit Schwefel S8 zu Bariumsulfid: :\mathrm{8\,Ba\,(s) + S_8\,(s) \rightarrow 8\,BaS\,(s)} *mit Halogenen X2 (X = Fluor, Chlor, Brom, Iod) zu Bariumhalogeniden: :\mathrm{ Ba\,(s) + X_2\,(s, l, g) \rightarrow BaX_2\,(s)} *mit Wasser H2O zu Bariumhydroxid (basisch in wässriger Lösung): :\mathrm{ Ba\,(s) + 2\,H_2O\,(l) \rightarrow Ba^{2+}\,(aq) + 2\,OH^{-}\,(aq) + H_2\,(g)} *mit Ammoniak NH3 zu Komplexen, die zu Bariumamid zerfallen: :\mathrm{ Ba\,(s) + 6\,NH_3\,(l) \rightarrow [Ba(NH_3)_6]} :\mathrm{ [Ba (NH_3)_6] \rightarrow Ba(NH_2)_2 + 4\,NH_3\,(g) + 3\,H_2\,(g)} Obwohl Barium selbst ein Leichtmetall ist, weisen einige Bariumverbindungen eine hohe Dichte auf, wie beispielsweise bei Bariumsulfat bereits aus dem Mineraliennamen „Schwerspat“ abzulesen ist. Bariumverbindungen verbrennen mit grüner Flamme. In Verbindungen kommt Barium immer als Ba2+ vor. '''Wichtige Bariumverbindungen''': *Bariumoxid, Bariumperoxid *Bariumhydroxid und Barytwasser, *Bariumsulfat, *Bariumsulfid, *Bariumnitrat, *Bariumcarbonat, *Bariumchlorat, Bariumperchlorat *Bariumchlorid, *Bariumtitanat, *Bariumchromat.

Literatur
* Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente''. Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3 * Ekkehard Fluck, Klaus G. Heumann: ''Periodensystem der Elemente, Tafel''. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30716-8 * Erwin Riedel: ''Anorganische Chemie''. de Gruyter, Berlin 2002, ISBN 3-11-017439-1 * A. F. Holleman, Egon Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie''. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9 *W. Morton: (Bericht über eine Massenvergiftung von 84 Personen durch Bariumcarbonat.) in: ''Lancet.'' Elsevier, London 1956/I, 738. {{ISSN|0023-7507}}

Einzelquellen


Weblinks
{{Wiktionary|Barium}} {{Commons|Barium}}
- WebElements.com - Barium
- Bariumisotope
- Information on barium meal
- Deutschsprachige Informationen zum Barium auf der Homepage von Thomas Seilnacht {{Exzellent}} {{Navigationsleiste Periodensystem}} ar:باريوم bg:Барий bs:Barijum ca:Bari (element) co:Bariu cs:Baryum da:Barium el:Βά?ιο en:Barium eo:Bario es:Bario et:Baarium fi:Barium fr:Baryum gl:Bario (elemento) he:בריו? hr:Barij hu:Bárium id:Barium io:Bario is:Barín it:Bario ja:?リウム jbo:tijyjinme ko:바륨 ku:Baryûm la:Barium lb:Barium lt:Baris lv:B?rijs mi:Konu-okehu nl:Barium nn:Barium no:Barium pl:Bar (pierwiastek) pt:Bário ro:Bariu ru:Барий sh:Barijum simple:Barium sk:Bárium sl:Barij sr:Баријум sv:Barium th:?บเรียม tr:Baryum ug:Bariy uk:Барій vi:Bari zh:钡

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