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Barium (von griechisch βαρύς barýs, deutsch ‚schwer‘, 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

• Vorkommen

• Gewinnung und Darstellung

• Eigenschaften

• Physikalische Eigenschaften

• Chemische Eigenschaften

• Isotope

• Verwendung

• Biologische Bedeutung

• Sicherheitshinweise und Toxikologie

• Nachweis

• Nasschemische Methoden

• Instrumentelle Methoden

• Verbindungen

• Sauerstoffverbindungen

• Halogenverbindungen

• Verbindungen mit Oxosäuren

• Literatur

• Weblinks

• Einzelnachweise

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.cite-ref-12[12]cite-ref-13[13]

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.cite-ref-fromm-14-0[14]cite-ref-15[15]

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.cite-ref-lennartson215-16-0[16] 1775 benannte Torbern Olof Bergman Bariumverbindungen als terra ponderosa „schwere Erde.“.cite-ref-17[17] 1782 entwickelte Louis Bernard Guyton de Morveau ein neues Nomenklatursystem und schlug barote von griechisch βαρύς barýs, deutsch ‚schwer‘ als Bezeichnung für Bariumerden vor, diese wurde schließlich 1784 von Bergman in Baryt geändert.cite-ref-18[18] Bergman war auch der erste, der die Nachweisreaktion auf Sulfationen mit Bariumchlorid durchführte.cite-ref-lennartson215-16-1[16]

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.cite-ref-19[19]cite-ref-lennartson215-16-2[16] Die erste Reindarstellung des Bariums gelang 1855 Robert Bunsen und Augustus Matthiessen durch Schmelzelektrolyse von Bariumchlorid.cite-ref-fromm-14-1[14]

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.cite-ref-20[20] 1938 beschossen Otto Hahn und Fritz Straßmann Uran mit langsamen Neutronen und entdeckten, dass dabei Bariumisotope entstehen.cite-ref-21[21] Dies war die Entdeckung der Kernspaltung, die 1939 von Lise Meitner und Otto Frisch theoretisch erklärt werden konnte.cite-ref-22[22]

Barium ist mit einem Gehalt von 430 ppmcite-ref-crc-23-0[23] 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.cite-ref-encyclopediageochem-24-0[24]

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.cite-ref-encyclopediageochem-24-1[24]

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.cite-ref-encyclopediageochem-24-2[24]

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.cite-ref-25[25] In Kalksteinen kann sich durch Alteration von Baryt auch Witherit BaCO3 bilden.cite-ref-26[26] 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.cite-ref-27[27]

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.cite-ref-penaloza-28-0[28]cite-ref-29[29] 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.cite-ref-30[30]

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 Bayt-Flotation unter anderem Natriumoleat, langkettige Alkylsulfonate und Laurylphosphat als Sammler, Hilfsstoffe für die Trennung von Komponenten, eingesetzt.cite-ref-penaloza-28-1[28]

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.cite-ref-31[31] Anstatt Koks kann auch Methan für die Reduktion genutzt werden, hierbei fällt bis zu 75 % weniger Kohlenstoffdioxid an.cite-ref-jamshidi-32-0[32]

BaSO 4 + 2 C ⟶ ⟶ BaS + 2 CO 2 {\displaystyle {\ce {BaSO4 + 2 C -> BaS + 2 CO2}}}

Um Barium zu gewinnen, wird zur Lösung zunächst Natriumcarbonat zugegeben oder Kohlenstoffdioxid durchgeleitet, so dass Bariumcarbonat ausfällt.cite-ref-jamshidi-32-1[32] 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.cite-ref-33[33]cite-ref-35[34.1]

BaS + Na 2 CO 3 ⟶ ⟶ BaCO 3 + Na 2 S {\displaystyle {\ce {BaS + Na2CO3 -> BaCO3 + Na2S}}}

BaCO 3 ⟶ ⟶ BaO + CO 2 {\displaystyle {\ce {BaCO3 -> BaO + CO2}}}

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 Apperates niederschlägt und gesammelt wird. Als weiterer Stoff bildet sich Bariumaluminat BaAl2O4.cite-ref-36[34.2]

3 BaO + 14 Al ⟶ ⟶ 3 BaAl 4 + Al 2 O 3 {\displaystyle {\ce {3 BaO + 14 Al -> 3 BaAl4 + Al2O3}}}

8 BaO + BaAl 4 ⟶ ⟶ 7 Ba + 2 BaAl 2 O 4 {\displaystyle {\ce {8 BaO + BaAl4 -> 7Ba + 2 BaAl2O4}}}

BaO + Al 2 O 3 ⟶ ⟶ BaAl 2 O 4 {\displaystyle {\ce {BaO + Al2O3 -> BaAl2O4}}}

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.cite-ref-36-1[34.2]

Hochreines Barium kann im Labormaßstab durch Redestillation, Zonen-Rekristallisation oder eine Kombination von beidem dargestellt werden.cite-ref-37[35]

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.cite-ref-r-mpp-38-0[36] Der Schmelzpunkt liegt bei 727 °C, der Siedepunkt bei 1637 °C. Das elektrochemische Standardpotenzial beträgt −2,912 V.

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.

B a + 2 H 2 O ⟶ ⟶ B a ( O H ) 2 + H 2 ↑ ↑ {\displaystyle \mathrm {Ba+2\ H_{2}O\longrightarrow Ba(OH)_{2}+H_{2}\uparrow } }

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

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:

• 0 1 n + 92 235 U ⟶ ⟶ 56 145 B a + 36 88 K r + 3 0 1 n {\displaystyle \mathrm {^{1}_{0}n\ +\ _{\ 92}^{235}U\ \longrightarrow \ _{\ 56}^{145}Ba\ +\ _{36}^{88}Kr\ +\ 3\ _{0}^{1}n} }

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

• 98 252 C f ⟶ ⟶ 56 142 B a + 42 106 M o + 4 0 1 n {\displaystyle \mathrm {^{252}_{\ 98}Cf\ \longrightarrow \ _{\ 56}^{142}Ba\ +\ _{\ 42}^{106}Mo\ +\ 4\ _{0}^{1}n} }

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.cite-ref-39[37]

Elementares Barium findet nur in kleinem Umfang Verwendung, und die Produktion liegt bei nur wenigen Tonnen pro Jahr.cite-ref-howi-40-0[38] 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.cite-ref-41[34.3] Außerdem wird mit Barium legiertes Nickel in Zündkerzen eingesetzt. Weiterhin erhöht es die Härte von Bleilegierungen, die als Lagermetalle verwendet werden.cite-ref-41-1[34.3]

In Verbindung mit Eisen als Bariumferrit (BaFe) findet es Verwendung als Material für Magnetbänder hoher Kapazität.cite-ref-42[39]

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.cite-ref-scielo-br-43-0[40]

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.cite-ref-44[41]cite-ref-45[42]

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.

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.cite-ref-46[43]

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.cite-ref-47[44]

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.

Eine Nachweisreaktion ist das Umsetzen mit verdünnter Schwefelsäure, woraufhin weißes Bariumsulfat ausfällt:cite-ref-48[45]

S O 4 2 − − + B a C l 2 ⟶ ⟶ B a S O 4 ↓ ↓ + 2 C l − − {\displaystyle \mathrm {SO_{4}^{2-}+\ BaCl_{2}\longrightarrow BaSO_{4}\!\downarrow +\ 2\,Cl^{-}} }

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.

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.

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

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.

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.

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,cite-ref-49[46] 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

• 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.

• A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1236–1258.

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: Barium

– Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Wiktionary: Barium

– Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

• Eintrag zu Barium. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 3. Januar 2015.

• Barium in der Umweltprobendatenbank des Bundes

cite-note-harry-h-binder-11. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

cite-note-22. Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Barium) entnommen.

cite-note-ciaaw-33. CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013.

cite-note-44. 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.

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