Bárium

A bárium (nyelvújításkori magyar nevén sulyany^[1]) a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Neve a görög bárisz = nehéz^[2] szóból származik. Az oxidját először barote-nak nevezte el Guyton de Morveau, később Antoine Lavoisier baryta-ra változtatta, majd végül maga a fém a bárium nevet kapta.

56 cézium ← bárium → lantán Sr ↑ Ba ↓ Ra 56 Ba Periódusos rendszer
Általános
Név, vegyjel, rendszám	bárium, Ba, 56
Latin megnevezés	barium
Elemi sorozat	alkáliföldfémek
Csoport, periódus, mező	2, 6, s
Megjelenés	ezüstfehér
Atomtömeg	137,327(7)  g/mol
Elektronszerkezet	[Xe] 6s²
Elektronok héjanként	2, 8, 18, 18, 8, 2
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot	szilárd
Sűrűség (szobahőm.)	3,51 g/cm³
Sűrűség (folyadék) az o.p.-on	3,338 g/cm³
Olvadáspont	1000 K (727 °C, 1341 °F)
Forráspont	2170 K (1897 °C, 3447 °F)
Olvadáshő${\displaystyle \Delta _{fus}{H}^{\ominus }}$	7,12 kJ/mol
Párolgáshő ${\displaystyle \Delta _{vap}{H}^{\ominus }}$	140,3 kJ/mol
Moláris hőkapacitás	(25 °C) 28,07 J/(mol·K)
Gőznyomás P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k T/K 911 1038 1185 1388 1686 2170
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet	köbös tércentrált
Oxidációs szám	2 (erősen bázikus oxid)
Elektronegativitás	0,89 (Pauling-skála)
Ionizációs energia	1.: 502,9 kJ/mol
	2.: 965,2 kJ/mol
	3.: 3600 kJ/mol
Atomsugár	215 pm
Atomsugár (számított)	253 pm
Kovalens sugár	198 pm
Egyebek
Mágnesség	paramágneses
Fajlagos ellenállás	(20 °C) 332 nΩ·m
Hővezetési tényező	(300 K) 18,4 W/(m·K)
Hőtágulási együttható	(25 °C) 20,6 µm/(m·K)
Hangsebesség (vékony rúd)	(20 °C) 1620 m/s
Young-modulus	13 GPa
Nyírási modulus	4,9 GPa
Kompressziós modulus	9,6 GPa
Mohs-keménység	1,25
CAS-szám	7440-39-3
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A bárium izotópjai izotóp természetes előfordulás felezési idő bomlás mód energia (MeV) termék 130Ba 0,106% Ba stabil 74 neutronnal 132Ba 0,101% Ba stabil 76 neutronnal 133Ba mest. 10,51 y ε 0,517 133Cs 134Ba 2,417% Ba stabil 78 neutronnal 135Ba 6,592% Ba stabil 79 neutronnal 136Ba 7,854% Ba stabil 80 neutronnal 137Ba 11,23% Ba stabil 81 neutronnal 138Ba 71,7% Ba stabil 82 neutronnal
Hivatkozások

Vegyjele Ba, rendszáma 56, atomtömege 137,34. A II.a főcsoportban a stabil alkáliföldfémek legnehezebbike.

Története

Bárium-oxidot először Carl Scheele különített el 1774-ben. A fémet Humphry Davy állította elő 1808-ban.

Jellemzői

Elemi állapotban ezüstös színű, lágy, jól nyújtható könnyűfém. Olvadáspontja 725 °C.

Hét természetes izotópja közül a leggyakoribb a ¹³⁸Ba (71,7%).

Erős redukálószer, ami oxigénnel nedves levegőn már szobahőmérsékleten is hőfejlődéssel reagál: a reakcióban bárium-oxid és bárium-peroxid keletkezik. Erősen negatív standardpotenciáljának köszönhetően hevesen reagál vízzel, híg savakkal és alkoholokkal, a reakciókban a megfelelő báriumsók mellett hidrogéngáz képződik. Sok fémmel, például cinkkel, alumíniummal és ólommal ötvözhető. Vegyületeiben oxidációs száma mindig +2, illékony vegyületei a színtelen lángot zöldre festik.

Előállítása

A bárium-szulfát magas hőmérsékleten szénnel bárium-szulfiddá redukálható – utóbbi kén-hidrogén és a megfelelő báriumsó keletkezése közben oldódik savakban. A bárium-szulfid hidrolízissel bárium-hidroxiddá alakítható, és e vegyületet kiizzítva bárium-oxidhoz jutunk. A fém báriumot bárium-oxidból állítják elő alumíniummal, magas hőmérsékleten, légtelenített retortában végzett redukcióval – kis mennyiségeket kloridja olvadékának elektrolízisével is kaphatunk:

4 BaO + 2 Al → BaO•Al₂O₃ + 3 Ba

Vegyületei

A bárium vegyületei színtelenek, kivéve ha a vegyületet alkotó anion színes. Halogenidjei a bárium-fluorid kivételével vízben jól oldódnak; vízben ugyancsak oldható a bárium-nitrát (desztillált vízben 0 °C-on 310 g/l, 20 °C-on 92 g/l)^[3] és a bárium-hidroxid. Vízben és savakban oldhatatlan a bárium-szulfát, és emiatt ez a sója nem mérgező. Savakban – a kénsav kivételével – jól oldódik a bárium-karbonát, a bárium-szulfid, a bárium-szulfit és oxidjai (a bárium-oxid és a bárium-peroxid): minél kisebb a pH, annál inkább. A bárium-oxid 5–600 °C környékén a levegőből oxigént felvéve bárium-peroxiddá alakul, ami viszont 7–800 °C környékén oxigént leadva visszaalakul bárium-oxiddá. Szintén magas hőmérsékleten a fém báriumból, nitrogénből és szénből bárium-cianid keletkezik.

Ba + N₂ + 2 C → Ba(CN)₂

További, nem jelentős vegyületei a bárium-nitrid és a bárium-hidrid.

Fontosabb reakciói

A bárium néhány fontosabb reakciója:

• Hidrogénnel bárium-hidridet képez:

${\displaystyle \mathrm {Ba\,(s)+H_{2}\,(g)\longrightarrow BaH_{2}\,(s)} }$

• A bárium oxidációja során bárium-peroxid keletkezik:

${\displaystyle \mathrm {\,Ba\,(s)+O_{2}\,(g)\rightarrow \,BaO_{2}\,(s)} }$

• Nitrogénnel reagálva bárium-nitrid keletkezik:

${\displaystyle \mathrm {3\,Ba\,(s)+N_{2}\,(g)\rightarrow Ba_{3}N_{2}\,(s)} }$

• Kénnel bárium-szulfid keletkezik:

${\displaystyle \mathrm {8\,Ba\,(s)+S_{8}\,(s)\rightarrow 8\,BaS\,(s)} }$

• Halogénekkel X₂ (X = fluor, klór, bróm, jód) bárium-halogenidek keletkeznek:

${\displaystyle \mathrm {Ba\,(s)+X_{2}\,(s,l,g)\rightarrow BaX_{2}\,(s)} }$

• vízzel H₂O Bárium-hidroxid keletkezik, ami vízoldható:

${\displaystyle \mathrm {Ba\,(s)+2\,H_{2}O\,(l)\rightarrow Ba^{2+}\,(aq)+2\,OH^{-}\,(aq)+H_{2}\,(g)} }$

• Ammóniával NH₃ komplexet képez, ami bárium-amiddá bomlik:

${\displaystyle \mathrm {Ba\,(s)+6\,NH_{3}\,(l)\rightarrow [Ba(NH_{3})_{6}]} }$

${\displaystyle \mathrm {[Ba(NH_{3})_{6}]\rightarrow Ba(NH_{2})_{2}+4\,NH_{3}\,(g)+\,H_{2}\,(g)} }$

Analitikája

A vízben oldható báriumsókat, illetve a báriumiont bárium-szulfát csapadék formájában azonosíthatjuk. Ez a legoldhatatlanabb szulfát csapadék, ami még tömény sósavban sem oldódik.

${\displaystyle \mathrm {SO_{4}^{2\operatorname {-} }+BaCl_{2}\longrightarrow BaSO_{4}\!\downarrow +2\,Cl^{\operatorname {-} }} }$

Ezenkívül még jellegzetes sárga színű kromát-csapadéka, illetve karbonát-csapadéka, ami még ammóniumsók jelenlétében is leválik. (kationok IV. kvalitatív analitikai osztálya)

Előfordulása

A bárium az elemek gyakorisági sorában a 14. helyet foglalja el, átlagos gyakoriságát a földkéregben a különböző források meglehetősen eltérően adják meg:

• 425 mg/kg (Wiki)
• 390 mg/kg;^[4]
• 500 mg/kg (Takács, 2001)
• a fölső földkéregben 668 mg/kg, az alsóban 568 mg/kg (Wedepohl, 1995).
• jogszabályban^[5] előírt, „hivatalos” háttér értéke Magyarország talajaiban 150 g/t.

A különböző háttérértékek ily jelentős különbözőségének fő oka, hogy a környezetvédelmi hatásvizsgálatokra szánt elemzéseket savas (salétromsavas, illetve királyvizes) feltárásokból készítik, miközben a kőzetekben a bárium jelentős része savakban nem oldódó baritban van jelen. Ennek jeleként Európa Geokémiai Atlaszának (FOREGS, 2005) kétféle módon meghatározott (teljes feltárásból vizsgált, illetve savoldható) Ba-háttérértékei (mediánjai) rendkívül különbözők:

• ártéri üledékekben 380 mg/kg, illetve 82 mg/kg;
• hordalékokban 386 mg/kg, illetve 86 mg/kg;
• a feltalajban 380 mg/kg, illetve 65 mg/kg;
• az altalajban 390 mg/kg, illetve 68 mg/kg;

Reakciókészsége miatt elemi állapotban nem fordul elő a természetben. Legfontosabb ásványa a barit vagy súlypát (BaSO₄), ami többnyire a tengervízből bepárlódó sóösszletekben és szulfidos érctelepek kísérő ásványaként fordul elő. A baritot több mint 40 országban bányásszák; a világ éves barittermelése mintegy 4–4,5 millió tonna.^[3] Másik fontos ásványa a witherit (BaCO₃).

A légkörben minimális mennyiségben (0,0015–0,95 µg/m3) fordul elő; ennek többsége is antropogén eredetű:

• ipari emisszióból,
• széntüzelésből,
• dízelolaj égetéséből, illetve
• hulladékégetésből

származik.

Mivel szulfátja gyakorlatilag oldhatatlan, a tengervízben bárium átlagos koncentrációja mindössze 6 µg/l, az édesvízben lényegesen több:

• 50 µg/l (Takács, 2001);
• 25 µg/l (FOREGS, 2005) – a helyi körülményeknek megfelelően rendkívül nagy változékonysággal.

A magmás és metamorf kőzetekben főleg a káliumot, kisebbrészt a kalciumot helyettesíti azok ásványaiban (elsősorban a földpátokban). A kalciumot korlátozottan más ásványokban (például a montmorillonitban) is helyettesítheti.^[6] A nagyjából vele azonos krisztallográfiai sugarú ammóniumiontól eltérően se a trioktaéderes csillámokon, se a vermikuliton nem kötődik meg. Hidratációs energiája ugyanis lényegesen nagyobb az ammóniumionénál, ezért a báriumion rendkívül nehezen dehidratálható, és ha ilyen állapotában esetleg be is épül, nagyon gyorsan újra hidratálódik, eltávolítva egymástól a rácssíkokat.^[7]

A talajban főleg az agyagásványok, a szervesanyag, valamint a vas és a mangán oxi-hidroxidjai kötik meg, de meglehetősen kevéssé.^[8]

Európa Geokémiai Atlaszának valamennyi, szilárd közegek (ártéri üledék, hordalék, feltalaj, altalaj) Ba-tartalmát bemutató térképén (FOREGS, 2005) kirajzolódik Magyarország középső részén egy határozott negatív anomália: Magyarország 2. (középső) geokémiai nagytáján a felszínközeli képződmények Ba-tartalma lényegesen kisebb, mint az ország egyéb részein.

A Ba háttérértékei (mediánjai) az ártéri üledékekben Magyarország geokémiai nagytájain (MÁFI, 1998)

• 1. nagytáj – 95 mg/kg
• 2. nagytáj – 68 mg/kg
• 3. nagytáj – 135 mg/kg
• 4. nagytáj – 113 mg/kg

Határértékek

Szennyezettségi határértéke a magyarországi talajokban 250 mg/kg,^[9] a felszín alatti vizekben megengedhető mennyisége 700 µg/l;^[9] az ivóvízben 1 μg/l.;^[10] Egészségkárosodás nélkül elviselhető napi bevitele 0,05 mg/kg naponta (Kvlex). Magyarországon a munkahelyi levegőben vízoldható vegyületekben előforduló bárium megengedhető összes mennyisége 0,5 mg/m3; 24 órás immissziós normája:

• kiemelten védett és védett I. területeken 10 µg/m3,
• védett II. területeken 30 µg/m3 (Takács, 2001).

Élettani tulajdonságai

Pozitív biológiai hatása nem ismert. Átlagos koncentrációja az emberi szervezetben 0,3 mg/kg. Ennek csaknem 9/10-ét a csontokban találjuk, ahol a kalciumot (illetve a magnéziumot) helyettesítve halmozódik fel (szárazanyagra számolva kb. 2 mg/kg). A bárium a csont felületi rétegében koncentrálódik, annak belsejébe jóval kevesebb jut. A Ba/Sr hányados az életkorral változik. Egyéb szervekre a WHO (1990) referencia értékei:

• máj: 10 µg/kg,
• teljes vér: 0,5–2,5 µg/l,
• vizelet: 2–4 µg/nap,
• haj: 400–2000 µg/kg.^[11]

Az emberi szervezetbe főleg a táplálékkal kerül. Koncentrációja a legtöbb élelmiszerben jól korrelál annak kalcium-tartalmával (a Ca/Ba hányados a növényfajtól és a termőhelyi adottságoktól függően többnyire 105–108 közötti – Takács, 2001).

Vízben oldható vegyületei (klorid, nitrát, acetát, karbonát, szulfit) mérgezők. A légutakból nemcsak vízoldható vegyületei szívódnak fel könnyen, de korlátozottan még az oldhatatlanok is – az emésztőrendszerből viszont még az oldható báriumvegyületek is csak részlegesen szívódnak fel. A keringési rendszerbe jutott báriumot a vérplazma (a többi alkáli földfémhez hasonlóan) gyorsan eljuttatja a csontokba. Biológiai felezési ideje 8–9 nap (Takács, 2001).

A báriummérgezés

A bárium vízben, illetve savakban oldható vegyületei kivétel nélkül mérgezőek; a bárium-karbonátot patkányméregnek használják. A báriumvegyületek a beidegzés helyétől, módjától függetlenül valamennyi izmot erősen és tartósan ingerlik. Szűkítik az ereket, fokozzák a bélmozgást, feszítik a harántcsíkolt izmokat; ezt a központi idegrendszer depressziója követi (Kvlex). Az akut mérgezés tünetei: erős nyálfolyás, kólika, hasmenés, hányás, szívritmuszavarok, a vázizomzat bénulása. A fulladásos halált a légzés bénulása okozhatja. Kezeléséhez ellenanyagként vízben oldható, nem mérgező szulfátot – például nátrium-szulfátot vagy magnézium-szulfátot – kell alkalmazni, mert a bárium azzal oldhatatlan csapadékot képez.

A szájon át bevitt BaCl₂ letális dózisa 3–4 g, az LD50 körülbelül 66 mg/testtömegkilogramm (Takács, 2001).

Felhasználása

Zöld tűzijáték

• mélyfúrásoknál a fúróiszap nehéz adalékanyagaként (főleg a szénhidrogénbányászatban),
• vákuumtechnikában, az elektroncsövek gyártásánál getterként,
• kontrasztanyagként bárium-szulfát formájában,
• ötvözőanyagként,
• krisztallin üvegek adalékanyagaként a fénytörés javítására,
• a festékgyártásban fehér festékek pigmentjeként,
• fehérítőszerként (például a papírgyártásban, a kerámia- és zománciparban, a textiliparban),
• növényvédő szerekben (a báriumpoliszulfidot lisztharmat, pajzstetű és atkák ellen),
• tűzijátékokban főleg a bárium-nitrát különböző anyagokkal (pl. magnéziummal) keverve, zöld lángfestése miatt (Kvlex),
• a gyógyszer- és a kozmetikai iparban kenőanyagok adalékaként,
• a cukorfinomításban,
• a gumi- és linóleumfeldolgozásban,
• az acélgyártásban az acél edzésére, keményítésére (Takács, 2001).

Az iparban alkalmazott bárium-oldatok a levegőt kevéssé szennyezik.