Barium

Barium
	Barium
Algemeen
Naam	Barium
Symbool	Ba
Atoomnummer	56
Groep	Aardalkalimetalen
Periode	Periode 6
Blok	S-blok
Reeks	Aardalkalimetalen
Kleur	Zilverwit
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u)	137,327
Elektronenconfiguratie	[Xe]6s2
Oxidatietoestanden	+2
Elektronegativiteit (Pauling)	0,89
Atoomstraal (pm)	222
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	502,86
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	965,24
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3)	3510
Hardheid (Mohs)	1,25
Smeltpunt (K)	998
Kookpunt (K)	2123
Aggregatietoestand	Vast
Smeltwarmte (kJ·mol−1)	7,75
Verdampingswarmte (kJ·mol−1)	142,0
Kristalstructuur	k.r.g. (bij kamertemperatuur)
Molair volume (m3·mol−1)	38,21 · 10−6
Geluidssnelheid (m·s−1)	1620
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1)	204
Elektrische weerstand (μΩ·cm)	50
Warmtegeleiding (W·m−1·K−1)	18
	SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt,; tenzij anders aangegeven
Portaal	Scheikunde

Barium is een scheikundig element met symbool Ba en atoomnummer 56. Het is een zilverwit aardalkalimetaal.

Ontdekking

Omstreeks 1500 werden bariumsulfaat bevattende stenen magische krachten toegekend, omdat ze een lichte gloed afgaven na te zijn verhit in aanwezigheid van houtskool. Zelfs na enkele jaren bleven de stenen in het donker nog nagloeien. Tegenwoordig staat dit verschijnsel bekend als fosforescentie.

Barium is voor het eerst geïdentificeerd in 1774 door Carl Wilhelm Scheele en in 1808 voor het eerst geïsoleerd door Humphry Davy door gesmolten bariumoxide te elektrolyseren.

De naam barium is afgeleid van het Griekse βαρυς (barys) dat zwaar betekent.

Toepassingen

Barium-nikkel legeringen worden gebruikt voor de elektrodes van bougies. In vacuümbuizen en fluorescentielampen wordt barium ingezet als getter vanwege zijn vocht- en zuurstofopnemend vermogen.^[1] Daarnaast wordt barium op kleinere schaal gebruikt als hieronder opgesomd:

De verf- en glasindustrie gebruiken bariumsulfaat (blanc fixe) als wit pigment.^[1]
Bariumcarbonaat wordt gebruikt als vergif tegen ratten.^[1]
Sommige bariumzouten (bariumsulfaat) worden gebruikt in de medische wetenschap als contrastmiddel bij het doorlichten van het spijsverteringskanaal.
Bariumsulfaat wordt gebruikt bij de productie van rubber en harsen als vulstof.
In condensatoren wordt bariumtitanaat gebruikt als diëlektrisch materiaal.
In de aardolie-industrie wordt bariumsulfaat gebruikt als oppervlakte-actieve stof; het verhoogt de dichtheid van de boorvloeistof.^[1]^[2]
Bariumnitraat en bariumchloraat worden gebruikt in vuurwerk om gekleurde lichteffecten te genereren.^[1]

Opmerkelijke eigenschappen

Chemisch gezien is barium vrijwel identiek aan calcium. Het oxideert erg makkelijk bij blootstelling aan de lucht en reageert heftig met water en alcohol; het moet worden bewaard onder petroleum of soortgelijke zuurstofvrije vloeistoffen.^[1]

Verschijning

Doordat barium zo makkelijk reageert met andere elementen komt het vrijwel niet ongebonden in de natuur voor. De belangrijkste bariumbron is het mineraal bariet, dat gekristalliseerd bariumsulfaat is. Op commerciële basis wordt barium geproduceerd door elektrolyse van gesmolten bariumchloride.

Isotopen

Stabielste isotopen
Iso	RA (%)	Halveringstijd	VV	VE (MeV)	VP
¹³⁰Ba	0,106	stabiel met 74 neutronen
¹³²Ba	0,101	stabiel met 76 neutronen
¹³³Ba	syn	10,51 j	EV	5,500	¹³³Cs
¹³⁴Ba	2,417	stabiel met 78 neutronen
¹³⁵Ba	6,592	stabiel met 79 neutronen
¹³⁶Ba	7,854	stabiel met 80 neutronen
¹³⁷Ba	11,23	stabiel met 81 neutronen
¹³⁸Ba	71,70	stabiel met 82 neutronen

In de natuur komen zeven stabiele bariumisotopen voor, waarvan ¹³⁸Ba het meest voorkomt. Daarnaast zijn er ongeveer 20 instabiele isotopen bekend. De meeste daarvan zijn echter uiterst radioactief en hebben halveringstijden van enkele milliseconden tot enkele minuten. Alleen ¹³³Ba vormt daar met ruim 10 jaar een uitzondering op.

Toxicologie en veiligheid

Alle in water en zuur oplosbare bariumverbindingen zijn zeer giftig omdat zij kunnen leiden tot het opzwellen van de hersenen en lever en schade aanrichten in de nieren en het hart. Grote hoeveelheden kunnen verlamming en zelfs dood tot gevolg hebben. Zuiver barium moet onder olie worden bewaard om te voorkomen dat het aan de lucht ontbrandt. Het verwerken van bariumerts kan aanleiding geven tot de stoflongachtige aandoening baritose.

Externe links

Bronnen, noten en/of referenties

↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f C. R. Hammond. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 56. CRC Press, B-8.
↑ Ullmann, Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler, Hans Uwe Wolf (2007). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry — Barium and Barium Compounds. Wiley-VCH, Weinheim.

Zie de categorie Barium van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.

[CRC-1] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f C. R. Hammond. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 56. CRC Press, B-8.

[Ullmann-2] Ullmann, Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler, Hans Uwe Wolf (2007). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry — Barium and Barium Compounds. Wiley-VCH, Weinheim.

[1]

[2]

Periodiek systeem:	standaard · alternatief · elektronenconfiguratie · ezelsbruggetje eerste 20 elementen · geschiedenis
Isotopentabel:	op element (compleet / in delen) · op atoommassa
Zie ook:	lijst van chemische elementen · abundantie