Element 56: Barium

1. Elementare EinführungBarium,
Das Erdalkalimetall mit dem chemischen Symbol Ba befindet sich in Gruppe IIA der sechsten Periode des Periodensystems. Es ist ein weiches, silberweiß glänzendes Erdalkalimetall und das aktivste Element der Erdalkalimetalle. Der Elementname leitet sich vom griechischen Wort beta alpha ρύς (barys) ab, was „schwer“ bedeutet.

2. Eine kurze Geschichte entdecken
Sulfide von Erdalkalimetallen phosphoreszieren, d. h. sie leuchten nach Lichteinwirkung auch im Dunkeln noch eine Zeit lang. Gerade wegen dieser Eigenschaft erregten Bariumverbindungen zunehmend Aufmerksamkeit. Im Jahr 1602 röstete der Schuhmacher Casio Lauro im italienischen Bologna Baryt, der Bariumsulfat enthielt, zusammen mit brennbaren Substanzen und entdeckte, dass dieser im Dunkeln leuchten konnte, was das Interesse der damaligen Gelehrten weckte. Später wurde dieser Gesteinstyp Polonit genannt und weckte das Interesse europäischer Chemiker für die analytische Forschung. Im Jahr 1774 entdeckte der schwedische Chemiker C. W. Scheele, dass Bariumoxid eine relativ schwere neue Erde ist, die er „Baryta“ (schwere Erde) nannte. 1774 vermutete Scheele, dass dieser Gestein eine Kombination aus neuer Erde (Oxid) und Schwefelsäure sei. 1776 erhitzte er das Nitrat in dieser neuen Erde, um reine Erde (Oxid) zu erhalten. Im Jahr 1808 verwendete der britische Chemiker H. Davy Quecksilber als Kathode und Platin als Anode, um Baryt (BaSO4) zu elektrolysieren und Bariumamalgam herzustellen. Nach der Destillation zur Entfernung des Quecksilbers wurde ein Metall geringer Reinheit erhalten, das nach dem griechischen Wort barys (schwer) benannt wurde. Das Elementsymbol lautet Ba, wasBarium.

3. Physikalische Eigenschaften
Bariumist ein silberweißes Metall mit einem Schmelzpunkt von 725 °C, einem Siedepunkt von 1846 °C, einer Dichte von 3,51 g/cm³ und Duktilität. Die wichtigsten Bariumerze sind Baryt und Arsenopyrit.

4.Bariumist ein chemisches Element mit chemischen Eigenschaften.
Das chemische Symbol Ba, Ordnungszahl 56, gehört zur Gruppe IIA des Periodensystems und ist ein Erdalkalimetall. Barium hat eine hohe chemische Aktivität und ist das aktivste Erdalkalimetall. Anhand des Potenzials und der Ionisierungsenergie lässt sich erkennen, dass Barium eine hohe Reduzierbarkeit aufweist. Tatsächlich weist Barium in Wasser die höchste Reduzierbarkeit auf, wenn man nur den Verlust des ersten Elektrons berücksichtigt. Allerdings ist es für Barium relativ schwierig, das zweite Elektron zu verlieren. Daher nimmt die Reduzierbarkeit von Barium unter Berücksichtigung aller Faktoren deutlich ab. Dennoch ist es nach Lithium, Cäsium, Rubidium und Kalium eines der reaktivsten Metalle in sauren Lösungen.

5.Hauptverbindungen
1). Bariumoxid oxidiert langsam an der Luft zu Bariumoxid, einem farblosen kubischen Kristall. Es ist säurelöslich, unlöslich in Aceton und Ammoniakwasser. Reagiert mit Wasser zu giftigem Bariumhydroxid. Beim Verbrennen entsteht eine grüne Flamme und Bariumperoxid.
2). Bariumperoxid reagiert mit Schwefelsäure zu Wasserstoffperoxid. Diese Reaktion basiert auf dem Prinzip der Herstellung von Wasserstoffperoxid im Labor.
3). Bariumhydroxid reagiert mit Wasser zu Bariumhydroxid und Wasserstoffgas. Aufgrund der geringen Löslichkeit von Bariumhydroxid und seiner hohen Sublimationsenergie ist die Reaktion nicht so intensiv wie die von Alkalimetallen, und das entstehende Bariumhydroxid trübt die Sicht. Eine kleine Menge Kohlendioxid wird in die Lösung eingebracht, um einen Bariumcarbonatniederschlag zu bilden. Überschüssiges Kohlendioxid wird zusätzlich eingebracht, um den Bariumcarbonatniederschlag aufzulösen und lösliches Bariumbicarbonat zu erzeugen.
4). Aminobarium löst sich in flüssigem Ammoniak auf und bildet eine blaue Lösung mit Paramagnetismus und Leitfähigkeit, die im Wesentlichen Ammoniakelektronen bildet. Nach längerer Lagerung wird der Wasserstoff im Ammoniak durch Ammoniakelektronen zu Wasserstoffgas reduziert. Die Gesamtreaktion besteht darin, dass Barium mit flüssigem Ammoniak reagiert und Aminobarium und Wasserstoffgas entstehen.
5). Bariumsulfit ist ein weißes Kristall- oder Pulver, giftig, schwer wasserlöslich und oxidiert an der Luft allmählich zu Bariumsulfat. Löst es sich in nicht oxidierenden starken Säuren wie Salzsäure auf, entsteht Schwefeldioxidgas mit stechendem Geruch. Bei Kontakt mit oxidierenden Säuren wie verdünnter Salpetersäure kann es zu Bariumsulfat umgewandelt werden.
6). Bariumsulfat hat stabile chemische Eigenschaften. Der in Wasser gelöste Anteil des Bariumsulfats ist vollständig ionisiert, was es zu einem starken Elektrolyten macht. Bariumsulfat ist in verdünnter Salpetersäure unlöslich. Es wird hauptsächlich als gastrointestinales Kontrastmittel verwendet.
Bariumcarbonat ist giftig und in kaltem Wasser nahezu unlöslich. In kohlendioxidhaltigem Wasser ist es schwer löslich, in verdünnter Salzsäure hingegen löslich. Es reagiert mit Natriumsulfat und bildet einen unlöslicheren weißen Niederschlag aus Bariumsulfat. Die Umwandlungstendenz zwischen Niederschlägen in wässriger Lösung: Es ist leicht, sich in eine unlöslichere Richtung umzuwandeln.

6. Anwendungsfelder
1. Es wird industriell zur Herstellung von Bariumsalzen, Legierungen, Feuerwerkskörpern, Kernreaktoren usw. verwendet. Es ist außerdem ein hervorragendes Desoxidationsmittel für die Kupferraffination. Es wird häufig in Legierungen verwendet, darunter Blei-, Calcium-, Magnesium-, Natrium-, Lithium-, Aluminium- und Nickellegierungen. Bariummetall kann als Entgasungsmittel zur Entfernung von Spurengasen aus Vakuumröhren und Kathodenstrahlröhren sowie zur Metallraffination eingesetzt werden. Bariumnitrat, gemischt mit Kaliumchlorat, Magnesiumpulver und Kolophonium, kann zur Herstellung von Signalraketen und Feuerwerkskörpern verwendet werden. Lösliche Bariumverbindungen werden häufig als Insektizide, wie beispielsweise Bariumchlorid, zur Bekämpfung verschiedener Pflanzenschädlinge eingesetzt. Es kann auch zur Raffination von Salzlake und Kesselwasser für die elektrolytische Natronlauge verwendet werden. Es wird auch zur Herstellung von Pigmenten verwendet. Die Textil- und Lederindustrie verwendet es als Beizmittel und Mattierungsmittel für Kunstseide.
2. Bariumsulfat für medizinische Zwecke ist ein Hilfsmittel für Röntgenuntersuchungen. Es ist ein geruchs- und geschmackloses weißes Pulver, das bei Röntgenuntersuchungen einen positiven Kontrast im Körper erzeugen kann. Medizinisches Bariumsulfat wird im Magen-Darm-Trakt nicht resorbiert und löst keine allergischen Reaktionen aus. Es enthält keine löslichen Bariumverbindungen wie Bariumchlorid, Bariumsulfid und Bariumcarbonat. Es wird hauptsächlich für die gastrointestinale Bildgebung verwendet, gelegentlich auch für andere Untersuchungszwecke.

7. Zubereitungsmethode
Die industrielle Produktion vonmetallisches Bariumist in zwei Schritte unterteilt: die Herstellung von Bariumoxid und die thermische Reduktion von Metall (thermische Reduktion von Aluminium). Bei 1000-1200 °C,metallisches BariumBariumoxid kann durch Reduktion mit metallischem Aluminium gewonnen und anschließend durch Vakuumdestillation gereinigt werden. Thermische Aluminiumreduktion zur Herstellung von metallischem Barium: Aufgrund unterschiedlicher Verhältnisse der Inhaltsstoffe kann es bei der Aluminiumreduktion von Bariumoxid zu zwei Reaktionen kommen. Die Reaktionsgleichung lautet: Beide Reaktionen können bei 1000–1200 °C nur geringe Mengen Barium produzieren. Daher muss eine Vakuumpumpe verwendet werden, um Bariumdampf kontinuierlich von der Reaktionszone in die Kaltkondensationszone zu leiten, damit die Reaktion weiter nach rechts abläuft. Der Rückstand der Reaktion ist giftig und muss vor der Entsorgung behandelt werden.