Samenvatting

Barium (Ba, atoomnummer 56) is het vijfde element in groep 2 van het periodiek systeem en een zacht, zilverwit aardalkalimetaal met belangrijke industriële en wetenschappelijke toepassingen. Met een atoommassa van 137,327 ± 0,007 u en een dichtheid van 3,62 g/cm³ toont barium typische aardalkalie-eigenschappen, zoals hoge chemische reactiviteit, vorming van voornamelijk ionische verbindingen in de +2 oxidatietoestand en een karakteristieke groene vlamkleur. Het element komt van nature voor in de aardkorst met een abundantie van 0,0425%, voornamelijk als bariumsulfaat (BaSO₄) en bariumcarbonaat (BaCO₃). Industriële toepassingen zijn boorvloeistoffen, contrastmiddelen voor medische beeldvorming, zuurstofbindende materialen in vacuümbuizen en gespecialiseerde keramische componenten. Wateroplosbare bariumverbindingen zijn sterk toxisch, wat zorgvuldige veiligheidsmaatregelen vereist in laboratoria en industriële omgevingen.

Inleiding

Barium staat op positie 56 in het periodiek systeem en is het vijfde lid van de aardalkalimetalen (groep 2), waarbij het de s-blokconfiguratie van de zesde periode voltooit. Het element heeft een elektronenconfiguratie [Xe]6s², wat zijn typische tweewaardige chemie verklaart en zijn positie in de periodieke trends van toenemende atoomstraal, afnemende ionisatie-energie en verhoogde metallische karakter bepaalt. De ontdekking gaat terug tot 1772, toen Carl Scheele bariumoxide identificeerde als een mineraal met een tot dan toe onbekend element, maar de isolatie van metallisch barium vereiste elektrolytische technieken van Humphry Davy in 1808. De naam komt van het Griekse βαρύς (barys), wat 'zwaar' betekent, en verwijst naar de hoge dichtheid van bariumhoudende mineralen. Tegenwoordig is barium essentieel in gespecialiseerde technologieën, ondanks zijn biologische risico's.

Fysische eigenschappen en atoomstructuur

Fundamentele atoomparameters

Barium heeft atoomnummer 56 en elektronenconfiguratie [Xe]6s², wat betekent dat het een achttien-elektronen edelgasconfiguratie heeft met twee valentie-elektronen in het 6s-orbitaal. De atoomstraal is 268 pm, wat een logische toename is ten opzichte van strontium (249 pm) en calcium (231 pm) door het extra elektronenschil. De ionenstraal van Ba²⁺ is 149 pm, wat verklaart wordt door het verlies van de 6s-elektronen en de daaropvolgende contractie. De eerste ionisatie-energie is 502,9 kJ/mol, wat het dalende patroon in groep 2 vanaf magnesium (737,7 kJ/mol) en calcium (589,8 kJ/mol) weerspiegelt. De tweede ionisatie-energie is 965,2 kJ/mol, wat aantoont dat het verwijderen van het tweede valentie-elektron relatief gemakkelijk is. De effectieve kernlading die de valentie-elektronen ervaren, benadert +2,85, wat rekening houdt met afscherming door binnenste elektronenschillen.

Macroscopische fysische kenmerken

Metallisch barium heeft een zilverwit uiterlijk met een lichtgele tint bij hoge zuiverheid, maar wordt snel donker door oxidatie in de lucht. De kristalstructuur is ruimtelijk gecentreerd kubisch met een roosterparameter van 503 pm en een barium-barium-afstand die toeneemt met 1,8 × 10⁻⁵ per °C temperatuurstijging. De hardheid is 1,25 op de Mohs-schaal, wat de hoge vervormbaarheid van groep 2 metalen benadrukt. Het smeltpunt ligt op 1000 K (727°C), tussen strontium (1050 K) en radium (973 K) in, terwijl het kookpunt 2170 K (1897°C) is, veel hoger dan strontium (1655 K). De dichtheid is 3,62 g/cm³ bij kamertemperatuur, wat past tussen strontium (2,36 g/cm³) en radium (~5 g/cm³). De elektrische geleidbaarheid toont metallisch gedrag met een lineaire toename van de weerstand bij temperatuurstijging.

Chemische eigenschappen en reactiviteit

Elektronenstructuur en bindingsgedrag

De reactiviteit van barium wordt bepaald door zijn 6s²-valentieconfiguratie, waarbij volledig elektronenverlies leidt tot een stabiele [Xe]-edelgasconfiguratie. De oxidatietoestand +2 is dominant in alle verbindingen, waarbij de Ba²⁺-ionen stabiliteit verkrijgen door gunstige roosterenergieën en hydratatie-enthalpieën. Bindingen worden voornamelijk ionisch gevormd, aangezien de elektronegativiteit 0,89 op de Pauling-schaal is, wat een sterke neiging tot elektronendonatie aantoont. Coördinatiegetallen variëren meestal van 6 tot 12 in kristallijne stoffen, wat het grote ionenformaat weerspiegelt. De polariserende kracht is laag vanwege de grote ionengrootte, wat leidt tot ionische in plaats van covalente bindingen in de meeste verbindingen.

Elektrochemische en thermodynamische eigenschappen

De standaard reductiepotentiaal van het Ba²⁺/Ba-koppel is -2,912 V versus de standaardwaterstofelektrode, wat barium een van de sterkste reductoren maakt en spontane reacties met water, zuren en zuurstof verklaart. De elektronegativiteit is 0,89 op de Pauling-schaal en 0,97 op de Mulliken-schaal, wat zijn sterk elektropositieve aard bevestigt. De eerste ionisatie-energie van 502,9 kJ/mol toont het gemakkelijke verlies van elektronen, terwijl de tweede ionisatie-energie van 965,2 kJ/mol nog steeds toegankelijk is vergeleken met overgangsmetalen. De elektronenaffiniteit is nagenoeg nul, wat consistent is met metallisch gedrag en neiging tot kationvorming. De thermodynamische stabiliteit van Ba²⁺-verbindingen is over het algemeen hoger dan die van vergelijkbare aardalkalie-verbindingen door gunstige roosterenergieën die de ionisatie-energiebehoefte compenseren.

Chemische verbindingen en complexvorming

Binair en ternair

Bariumoxide (BaO) ontstaat door directe oxidatie bij hoge temperaturen en heeft een zoutrotsstructuur met een Ba-O-afstand van 276 pm. Het gedraagt zich basisch in waterige oplossing. Bariumsulfide (BaS) wordt verkregen via carbothermische reductie van sulfaten en heeft een vergelijkbare structuur, waarbij het als synthese-intermediair voor andere bariumverbindingen dient. De halogeniden zijn BaF₂ (fluorietstructuur, slecht oplosbaar), BaCl₂ (rutielstructuur, zeer goed oplosbaar), BaBr₂ en BaI₂, waarbij de oplosbaarheid toeneemt met de groep van de halogenen. Bariumcarbonaat (BaCO₃) komt voor als het mineraal witheriet, heeft een orthorombische aragonietstructuur en beperkte wateroplosbaarheid. Bariumsulfaat (BaSO₄) is een zeer slecht oplosbare verbinding (Ksp = 1,08 × 10⁻¹⁰) met een baritstructuur en is de belangrijkste natuurlijke vorm.

Coördinatiechemie en organometallische verbindingen

Bariumcoördinatiecomplexen hebben meestal coördinatiegetallen van 6-12 vanwege het grote ionenformaat en zwakke kristalveldinvloeden. Veelgebruikte liganden zijn water, acetaat, nitraat en chelaterende middelen zoals EDTA en crownethers. Crownethercomplexen zijn stabiel, met name 18-crown-6, wat Ba²⁺ selectiviteit biedt voor scheidingsprocessen. Organobariumchemie is beperkt door de sterk ionische Ba-C-binding, maar dialkyllibariumverbindingen zijn gesynthetiseerd onder anhydre omstandigheden via gespecialiseerde routes. Deze organometallische stoffen vereisen inert atmosfeerhandeling en zijn extreem gevoelig voor protische oplosmiddelen en vocht.

Natuurlijk voorkomen en isotopenanalyse

Geochemische verspreiding en abundantie

Barium komt gemiddeld voor in de aardkorst met 425 ppm (0,0425%), wat het het veertiende meest voorkomende element maakt en het zwaarste aardalkalie-element. In zeewater is de concentratie 13 μg/L, wat het beperkte oplosbaarheid van bariummineralen onder oceaanomstandigheden weerspiegelt. De belangrijkste mineralen zijn bariumsulfaat (BaSO₄) gevormd door hydrothermische processen en sedimentaire precipitatie, en witheriet (BaCO₃) in lood-zinkertsafzettingen. Het geochemische gedrag lijkt op strontium en calcium, met mogelijke substitutie in carbonaat- en sulfatkristallen. Barium concentreert zich in K-veldspaat en biotiet tijdens magmatische differentiatie en wordt later gemobiliseerd bij verweringsprocessen en hydrothermische veranderingen.

Kern-eigenschappen en isotopenverdeling

Natuurlijk barium bestaat uit zeven stabiele isotopen: ¹³⁰Ba (0,106%), ¹³²Ba (0,101%), ¹³⁴Ba (2,417%), ¹³⁵Ba (6,592%), ¹³⁶Ba (7,854%), ¹³⁷Ba (11,232%) en ¹³⁸Ba (71,698%). ¹³⁸Ba is het meest voorkomende isotoop met kernspin 0 en geen quadrupoolmoment. ¹³⁰Ba ondergaat zeer langzaam dubbele bètaverval naar ¹³⁰Xe met een halveringstijd van (0,5-2,7) × 10²¹ jaar, ongeveer 10¹¹ keer de leeftijd van het universum. Kunstmatige radio-isotopen zijn ¹³³Ba (t₁/₂ = 10,51 jaar), gebruikt in gammastralingcalibratie, en kortlevende isotopen van ¹¹⁴Ba tot ¹⁵³Ba. Het meest stabiele kunstmatige isotoop ¹³³Ba wordt toegepast in nucleaire geneeskunde en stralingsdetectie vanwege geschikte gamma-energieën en halveringstijd.

Industriële productie en technologische toepassingen

Extractie- en zuiveringsmethoden

De productie begint met het delven van bariumsulfaaterts (BaSO₄), dat via zweefselmethode tot >95% zuiverheid wordt geconcentreerd met minimale ijzer- en siliciumgehaltes. Carbothermische reductie omzet bariumsulfaat naar bariumsulfide bij 1100-1200°C volgens BaSO₄ + 2C → BaS + 2CO₂. Wateroplosbaar BaS is een tussenproduct voor andere verbindingen: oxidatie geeft sulfaten, behandeling met salpeterzuur levert nitraat, en CO₂-gebruik vormt carbonaten. Metallisch barium wordt geproduceerd via aluminiumreductie van bariumoxide bij 1100°C, waarbij het intermediair BaAl₄ ontstaat, gevolgd door verdere reductie met BaO tot metallisch barium en BaAl₂O₄ als bijproduct. Vacuümdestillatie zuivert het ruwe metaal tot >99% zuiverheid, met strontium (0,8%) en calcium (0,25%) als belangrijkste verontreinigingen. Wereldwijd wordt jaarlijks 6-8 miljoen ton bariumerts geproduceerd, waarvan China meer dan 50% levert.

Technologische toepassingen en toekomstige perspectieven

Meer dan 90% van het bariumerts wordt gebruikt in boorvloeistoffen, waarbij de hoge dichtheid (4,5 g/cm³) en chemische inertie drukregulatie mogelijk maken in olie- en gasboringen. Bariumsulfaat is een contrastmiddel in medische beeldvorming vanwege zijn röntgenopaciteit en biologische inertie. In vacuümbuizen bindt metallisch barium restgassen als zuurstof en stikstof. Gespecialiseerde keramiektoepassingen zijn bariumtitaan (BaTiO₃) in ferro-elektrische componenten met hoge diëlektrische constanten. Toekomstige toepassingen zijn onderzoek naar hoogtemperatuur-supergeleiders zoals YBCO (YBa₂Cu₃O₇), die werken boven de kooktemperatuur van vloeibaar stikstof.

Geschiedenis en ontdekking

Middeleeuwse alchemisten beschreven het fosforescerende gedrag van 'Bologna-stenen' (bariumerts), gedocumenteerd door Vincenzo Casciorolus in 1602. Carl Scheele ontdekte in 1772 in 'zware spar' aanwijzingen voor een onbekend element, maar isolatie was niet mogelijk met toenmalige technieken. Johan Gottlieb Gahn publiceerde vergelijkbare resultaten in 1774, terwijl William Withering zware mineralen beschreef in loodmijnen, nu bekend als witheriet. Antoine Lavoisier noemde het 'baryte', wat later werd aangepast naar 'barium' na de isolatie. Humphry Davy bereidde in 1808 metallisch barium door elektrolyse van gesmolten bariumhydroxide. Robert Bunsen en Augustus Matthiessen verbeterden de productie via elektrolyse van een mengsel van bariumchloride en ammoniumchloride, wat grotere hoeveelheden mogelijk maakte voor onderzoek.

Conclusie

Barium neemt een unieke positie in binnen de aardalkalimetalen, met zijn groep 2-reactiviteit en toepassingen in moderne technologie en industrie. De hoge dichtheid, chemische reactiviteit en karakteristieke spectroscopische eigenschappen maken het geschikt voor toepassingen van oliewinning tot medische diagnostiek. Toekomstig onderzoek richt zich op duurzame extractiemethoden, uitbreiding van keramische en supergeleider-toepassingen, en toxicologische risico's door verbeterde veiligheidsprotocollen en verbindingontwerp.