Barium wird in Sternen hauptsächlich durch den s-Prozess (langsame Neutroneneinfang) in Sternen des asymptotischen Riesenasts (AGB) synthetisiert. Barium ist eines der Signatur-Elemente des s-Prozesses, mit deutlich erhöhten Häufigkeiten in diesen entwickelten Sternen. Der r-Prozess (schneller Neutroneneinfang) trägt ebenfalls zur Bariumproduktion bei, insbesondere bei kataklysmischen Ereignissen wie Supernovae und Neutronensternverschmelzungen.
Die kosmische Häufigkeit von Barium beträgt etwa 4×10⁻¹⁰ der Häufigkeit von Wasserstoff in Atomzahl, was es zu einem relativ seltenen Element im Universum macht, aber deutlich häufiger als Elemente wie Antimon oder Quecksilber. Diese moderate Häufigkeit erklärt sich durch die günstige Position von Barium auf der Kernstabilitätskurve und die Effizienz des s-Prozesses bei der Erzeugung von Elementen mittlerer Atommasse.
Die Spektrallinien von neutralem Barium (Ba I) und ionisiertem Barium (Ba II) sind leicht in Sternspektren zu beobachten, insbesondere die Ba-II-Linien im nahen Ultraviolett und im sichtbaren Bereich. Barium ist ein wichtiger Indikator für die Anreicherung durch den s-Prozess in Sternen. "Barium-Sterne" repräsentieren eine besondere Klasse von kühlen Riesensternen, die abnormal mit Barium und anderen s-Prozess-Elementen angereichert sind.
Der Ursprung dieser Barium-Sterne war lange Zeit ein Rätsel. Heute versteht man, dass es sich in der Regel um Doppelsternsysteme handelt, bei denen der Begleiter ein Weißer Zwerg ist, der zuvor ein AGB-Stern war, der mit s-Prozess-Elementen angereichert war. Der Massentransfer vom ehemaligen AGB-Stern zum derzeit sichtbaren Stern reicherte diesen mit Barium an. Die Untersuchung von Barium-Sternen hilft, Modelle der Nukleosynthese des s-Prozesses und die Entwicklung von Doppelsternsystemen einzuschränken.
Barium leitet seinen Namen vom griechischen barys ab, was "schwer" bedeutet, in Anspielung auf die hohe Dichte seiner Erze. Baryt (Bariumsulfat, BaSO₄), das Haupt-Barium-Erz, ist seit Anfang des 17. Jahrhunderts bekannt. 1602 entdeckte Vincenzo Casciarolo, ein Schuhmacher und Alchemist aus Bologna, dass Bologneser Baryt, wenn er mit Kohle erhitzt wird, eine phosphoreszierende Substanz erzeugt, die nach Lichtexposition im Dunkeln leuchtet. Dieser "Bologneser Stein" faszinierte europäische Gelehrte über ein Jahrhundert lang.
1774 unterschied der schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) ein neues erdiges Oxid in Pyrolusit und zeigte, dass Baryt ein unbekanntes Element enthält. Im selben Jahr isolierte der schwedische Mineraloge Johan Gottlieb Gahn ebenfalls dieses Oxid. Die Isolierung von metallischem Barium erwies sich jedoch aufgrund seiner extremen Reaktivität als äußerst schwierig.
Erst 1808 gelang es dem britischen Chemiker Sir Humphry Davy (1778-1829), metallisches Barium durch Elektrolyse von befeuchtetem, geschmolzenem Bariumhydroxid unter Verwendung einer leistungsstarken Volta-Säule zu isolieren. In diesem bemerkenswerten Jahr isolierte Davy auch Calcium, Strontium und Magnesium mit ähnlichen Methoden und revolutionierte damit die Chemie der Erdalkalimetalle.
Barium ist in der Erdkruste mit einer durchschnittlichen Konzentration von etwa 425 ppm vorhanden, was es zum 14. häufigsten Element auf der Erde macht, häufiger als Kohlenstoff oder Schwefel. Die wichtigsten Barium-Erze sind Baryt oder Schwerspat (BaSO₄) mit etwa 58,8 % Barium und Witherit (BaCO₃) mit etwa 69,6 % Barium, wobei letzteres viel seltener ist.
Die weltweite Baryt-Produktion beträgt etwa 8 bis 9 Millionen Tonnen pro Jahr. China dominiert die Produktion mit etwa 35-40 % des weltweiten Gesamtvolumens, gefolgt von Indien, Marokko, Kasachstan, der Türkei und den USA. Im Gegensatz zu anderen strategischen Metallen ist die Barium-Produktion geografisch relativ vielfältig.
Metallisches Barium wird nur in bescheidenen Mengen von etwa 10.000 Tonnen pro Jahr produziert, hauptsächlich durch aluminothermische Reduktion von Bariumoxid. Die meisten Anwendungen verwenden direkt Bariumverbindungen, insbesondere Bariumsulfat, ohne dass das Metall isoliert werden muss. Das Recycling von Barium ist vernachlässigbar und macht weniger als 1 % des Angebots aus, da Barium generalmente in dispersiven Anwendungen verwendet wird, bei denen eine Rückgewinnung wirtschaftlich nicht tragbar ist.
Barium (Symbol Ba, Ordnungszahl 56) ist ein Erdalkalimetall der Gruppe 2 des Periodensystems, zusammen mit Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium und Radium. Sein Atom hat 56 Protonen, in der Regel 82 Neutronen (für das häufigste Isotop \(\,^{138}\mathrm{Ba}\)) und 56 Elektronen mit der Elektronenkonfiguration [Xe] 6s².
Barium ist ein weiches, silberweißes Metall, das an der Luft schnell anläuft und eine Schicht aus Oxid und Nitrid bildet. Es hat eine Dichte von 3,51 g/cm³, relativ niedrig für ein "schweres" Metall. Barium kristallisiert bei Raumtemperatur in einer kubisch-raumzentrierten (krz) Struktur. Es ist ein sehr weiches Metall, das mit einem Messer geschnitten werden kann und eine moderate Duktilität aufweist.
Barium schmilzt bei 727 °C (1000 K) und siedet bei 1845 °C (2118 K). Es ist ein ausgezeichneter Leiter für Elektrizität und Wärme, typische Eigenschaften von Metallen. Seine elektrische Leitfähigkeit ist etwa 17-mal niedriger als die von Kupfer, bleibt aber hoch. Barium hat das zweitniedrigste Ionisierungspotential unter den stabilen Elementen (nach Cäsium), was seine extreme chemische Reaktivität erklärt.
Barium ist extrem reaktiv und muss unter Mineralöl oder in einer inerten Atmosphäre aufbewahrt werden, um Oxidation zu vermeiden. Es reagiert heftig mit Wasser, selbst bei Raumtemperatur, und bildet Bariumhydroxid und Wasserstoffgas. Barium entzündet sich spontan in feuchter Luft und brennt mit einer charakteristischen blassgrünen Flamme.
Schmelzpunkt von Barium: 1000 K (727 °C).
Siedepunkt von Barium: 2118 K (1845 °C).
Barium besitzt eine extreme chemische Reaktivität und entzündet sich spontan in feuchter Luft.
| Isotop / Notation | Protonen (Z) | Neutronen (N) | Atommasse (u) | Natürliche Häufigkeit | Halbwertszeit / Stabilität | Zerfall / Bemerkungen |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Barium-130 — \(\,^{130}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 74 | 129,906321 u | ≈ 0,106 % | Stabil | Seltenes stabiles Isotop von Barium, das etwa 0,1 % des natürlichen Gesamtvolumens ausmacht. |
| Barium-132 — \(\,^{132}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 76 | 131,905061 u | ≈ 0,101 % | Stabil | Seltenes stabiles Isotop, etwas häufiger als Ba-130. |
| Barium-134 — \(\,^{134}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 78 | 133,904508 u | ≈ 2,417 % | Stabil | Kleines stabiles Isotop von Barium, das etwa 2,4 % des Gesamtvolumens ausmacht. |
| Barium-135 — \(\,^{135}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 79 | 134,905689 u | ≈ 6,592 % | Stabil | Stabiles Isotop, das etwa 6,6 % des natürlichen Bariums ausmacht. |
| Barium-136 — \(\,^{136}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 80 | 135,904576 u | ≈ 7,854 % | Stabil | Stabiles Isotop, das etwa 7,9 % des natürlichen Bariums ausmacht. |
| Barium-137 — \(\,^{137}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 81 | 136,905827 u | ≈ 11,232 % | Stabil | Stabiles Isotop, das etwa 11,2 % des natürlichen Bariums ausmacht. |
| Barium-138 — \(\,^{138}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 82 | 137,905247 u | ≈ 71,698 % | Stabil | Ultra-dominantes Isotop von Barium, das mehr als 71 % des natürlichen Gesamtvolumens ausmacht. |
| Barium-140 — \(\,^{140}\mathrm{Ba}\,\) | 56 | 84 | 139,910605 u | Synthetisch | ≈ 12,75 Tage | Radioaktiv (β⁻). Wichtiges Spaltprodukt, in der Nuklearmedizin und als Tracer verwendet. |
N.B.:
Elektronenschalen: Wie Elektronen um den Kern organisiert sind.
Barium hat 56 Elektronen, die auf sechs Elektronenschalen verteilt sind. Seine vollständige Elektronenkonfiguration ist: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 6s², oder vereinfacht: [Xe] 6s². Diese Konfiguration kann auch geschrieben werden als: K(2) L(8) M(18) N(18) O(18) P(2).
K-Schale (n=1): Enthält 2 Elektronen in der 1s-Unterschale. Diese innere Schale ist vollständig und sehr stabil.
L-Schale (n=2): Enthält 8 Elektronen, verteilt als 2s² 2p⁶. Diese Schale ist ebenfalls vollständig und bildet eine Edelgaskonfiguration (Neon).
M-Schale (n=3): Enthält 18 Elektronen, verteilt als 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Diese vollständige Schale trägt zur Elektronenabschirmung bei.
N-Schale (n=4): Enthält 18 Elektronen, verteilt als 4s² 4p⁶ 4d¹⁰. Diese Schale bildet eine stabile und vollständige Struktur.
O-Schale (n=5): Enthält 18 Elektronen, verteilt als 5s² 5p⁶ 4f¹⁴. Die vollständige 4f-Unterschale ist besonders stabil.
P-Schale (n=6): Enthält 2 Elektronen in der 6s²-Unterschale. Diese beiden Elektronen sind die Valenzelektronen von Barium.
Barium hat 2 Valenzelektronen: zwei 6s²-Elektronen. Der fast ausschließliche Oxidationszustand von Barium ist +2, bei dem Barium seine beiden 6s²-Elektronen verliert und das Ba²⁺-Ion bildet, das isoelektronisch mit Xenon ist. Diese stabile Edelgaselektronenkonfiguration erklärt, warum der +2-Zustand die Chemie von Barium vollständig dominiert.
Der +2-Zustand tritt in praktisch allen Bariumverbindungen auf: Bariumoxid (BaO), Bariumhydroxid (Ba(OH)₂), Bariumsulfat (BaSO₄), Bariumcarbonat (BaCO₃), Bariumchlorid (BaCl₂) und viele andere. Metallisches Barium entspricht dem Oxidationszustand 0, ist aber extrem selten, aufgrund der starken Tendenz von Barium, zu oxidieren.
Bariumverbindungen mit ungewöhnlichen Oxidationszuständen (+1) wurden unter extremen Laborbedingungen synthetisiert, aber diese Verbindungen sind extrem instabil und haben keine praktische Relevanz. Die Chemie von Barium ist daher im Wesentlichen die Chemie des Ba²⁺-Ions.
Barium ist eines der reaktivsten Metalle. An der Luft läuft es sofort an und bildet eine Schicht aus Bariumoxid (BaO) und Bariumnitrid (Ba₃N₂): 2Ba + O₂ → 2BaO und 3Ba + N₂ → Ba₃N₂. Diese Schutzschicht verlangsamt die weitere Oxidation teilweise, stoppt die Reaktion aber nicht vollständig. Bei hohen Temperaturen brennt Barium in der Luft mit einer charakteristischen blassgrünen Flamme.
Barium reagiert heftig mit Wasser bei Raumtemperatur und bildet Bariumhydroxid und Wasserstoffgas: Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑. Diese Reaktion ist exotherm und energiereich genug, um den freigesetzten Wasserstoff zu entzünden. Das gebildete Bariumhydroxid ist eine starke, lösliche Base und erzeugt eine hochalkalische Lösung (pH > 13).
Barium reagiert mit Halogenen zu Halogeniden: Ba + Cl₂ → BaCl₂. Es reagiert auch mit Schwefel zu Bariumsulfid (BaS) und mit Wasserstoff bei hohen Temperaturen zu Bariumhydrid (BaH₂). Barium löst sich in Säuren, auch in verdünnten, unter Wasserstoffentwicklung: Ba + 2HCl → BaCl₂ + H₂↑.
Bariumsulfat (BaSO₄) hat eine bemerkenswerte Eigenschaft: Es ist extrem unlöslich in Wasser (nur 0,00022 g/100 mL bei 20 °C), was es trotz der hohen Toxizität anderer löslicher Bariumverbindungen ungiftig macht. Diese außergewöhnliche Unlöslichkeit ist die Grundlage für die medizinische Verwendung von Bariumsulfat als Röntgenkontrastmittel.
Die dominierende Anwendung von Barium, die etwa 75-80 % des weltweiten Baryt-Verbrauchs ausmacht, ist seine Verwendung in Bohrflüssigkeiten für die Öl- und Gasförderung. Gemahlener Baryt (natürliches Bariumsulfat, BaSO₄) wird Bohrschlämmen zugesetzt, um deren Dichte zu erhöhen und so die Formationsdrücke in tiefen Bohrlöchern zu kontrollieren.
Bohrflüssigkeiten müssen den Druck geologischer Formationen ausgleichen, um unkontrollierte Eruptionen (Blowouts) zu verhindern und gleichzeitig die Bohrlochstabilität aufrechtzuerhalten. Baryt ist für diese Anwendung ideal, da es hohe Dichte (4,5 g/cm³), außergewöhnliche chemische Trägheit, relative Ungiftigkeit und moderate Kosten kombiniert. Ein typisches Offshore-Ölbohrloch kann 1000 bis 3000 Tonnen Baryt verbrauchen.
Die Nachfrage nach Baryt für Bohrflüssigkeiten schwankt erheblich mit den Ölpreisen und der globalen Bohraktivität. Strenge technische Spezifikationen erfordern hochreinen Baryt (>95 % BaSO₄) mit kontrollierter Korngrößenverteilung. Die Ölindustrie ist der Hauptwirtschaftsmotor des globalen Bariummarktes.
Ultra-reines pharmazeutisches Bariumsulfat (BaSO₄) ist seit über einem Jahrhundert das Standard-Röntgenkontrastmittel für die Bildgebung des Magen-Darm-Trakts. Seine außergewöhnliche Fähigkeit, Röntgenstrahlen zu absorbieren, kombiniert mit seiner vollständigen Unlöslichkeit in Wasser und Körperflüssigkeiten, macht es zu einem idealen und sicheren Kontrastmittel.
Patienten nehmen vor röntgenologischen oder computertomographischen (CT) Untersuchungen des Verdauungssystems eine Bariumsulfat-Suspension oral oder rektal ein. Barium macht die gastrointestinalen Strukturen undurchlässig und ermöglicht so die Erkennung von Tumoren, Geschwüren, Verstopfungen, Perforationen und anderen Anomalien. Eine typische gastrointestinale Röntgenaufnahme verwendet 200-500 Gramm Bariumsulfat.
Medizinisches Bariumsulfat muss extrem strenge Reinheitsstandards (>99 % BaSO₄) erfüllen, um das Fehlen toxischer löslicher Bariumverbindungen zu gewährleisten. Trotz des Aufkommens von Alternativen wie jodhaltigen Kontrastmitteln für einige Anwendungen bleibt Bariumsulfat für viele Verdauungsuntersuchungen unverzichtbar und macht etwa 2-3 % des weltweiten Bariumverbrauchs aus.
Lösliche Bariumverbindungen (Chlorid, Nitrat, Hydroxid, Carbonat) sind hochgiftig. Die Einnahme löslicher Bariumsalze führt zu schwerer Hypokaliämie (niedriger Kaliumspiegel im Blut), was zu schweren Herzstörungen, Muskellähmungen, Krampfanfällen und potenziell zum Tod führt. Die letale Dosis von Bariumchlorid für einen Erwachsenen beträgt etwa 1-2 Gramm.
Der Toxizitätsmechanismus beinhaltet die Blockade von Kaliumkanälen in Muskel- und Nervenzellen durch das Ba²⁺-Ion, was die neuromuskuläre und Herzfunktion schwerwiegend stört. Symptome einer akuten Vergiftung treten innerhalb weniger Stunden auf: Erbrechen, Durchfall, Bauchschmerzen, fortschreitende Muskelschwäche, Zittern, Herzrhythmusstörungen und Atemnot.
Im Gegensatz dazu gilt Bariumsulfat (BaSO₄) aufgrund seiner extremen Unlöslichkeit als ungiftig. Es passiert den Magen-Darm-Trakt, ohne absorbiert zu werden, und wird vollständig mit dem Stuhl ausgeschieden, was seine sichere medizinische Verwendung ermöglicht. Allerdings kann auch Bariumsulfat gefährlich werden, wenn es als Feinstaub eingeatmet wird, und bei chronisch exponierten Arbeitern eine Pneumokoniose (Baritose) verursachen.
Die Umweltbelastung durch Barium stammt hauptsächlich aus industriellen Abfällen, insbesondere aus der Bergbau- und Chemieindustrie. Barium reichert sich mäßig in Böden an und kann in Bergbaugebieten das Grundwasser kontaminieren. Trinkwasserstandards legen den Grenzwert in der Regel auf 1-2 mg/L fest, um vor langfristigen kardiovaskulären Auswirkungen zu schützen.
