バリウム

バリウム
危険
	GHSラベル:
ピクトグラム
シグナルワード	危険
危険有害性情報	H228、H260、H301、H314
注意事項	P210、P231+P232、P260、P280、P303+P361+P353、P304+P340+P310、P305+P351+P338、P305+P351+P338 、P304+P340+P310、P305+P351+P338
NFPA 704 (ファイアダイヤモンド)	3 3 1 わ

バリウム、 ₅₆ Ba
バリウム
発音	/ ˈ b ɛər i ə m / ( BAIR -ee-əm )
外観	銀灰色; 淡い黄色を帯びた
標準原子量 A r °(Ba)
	137.327 ± 0.007 ; 137.33 ± 0.01 （要約）;
周期表におけるバリウム
	セシウム←バリウム→ランタン
原子番号 ( Z )	56
グループ	グループ2（アルカリ土類金属）
期間	期間6
ブロック	Sブロック
電子配置	[ゼ] 6秒2
殻あたりの電子数	2、8、18、18、8、2
物理的特性
STPでのフェーズ	固体
融点	1000 K (727 °C、1341 °F)
沸点	2118 K (1845 °C、3353 °F)
密度（20℃）	3.594 g/cm3 [
液体の場合（ mp）	3.338グラム/ cm3
融解熱	7.12 kJ/モル
気化熱	142kJ/モル
モル熱容量	28.07 J/(モル·K)
原子特性
酸化状態	コモン: +2; +1
電気陰性度	ポーリングスケール: 0.89
イオン化エネルギー	1位: 502.9 kJ/mol; 2位: 965.2 kJ/mol; 3位: 3600 kJ/mol; ;
原子半径	経験的: 午後222時
共有結合半径	午後215±11時
ファンデルワールス半径	午後268時
	バリウムのスペクトル線
その他のプロパティ
自然発生	原始的な
結晶構造	体心立方(bcc) ( cI2 )
格子定数	a = 502.5 pm（20℃）
熱膨張	20.47 × 10 −6 /K（20℃）
熱伝導率	18.4 W/(m⋅K)
電気抵抗率	332 nΩ⋅m（20℃）
磁気秩序	常磁性体
モル磁化率	+20.6 × 10 −6 cm 3 /モル
ヤング率	13GPa
せん断弾性係数	4.9GPa
体積弾性率	9.6GPa
音速の細い棒	1620 m/s (20 °C時)
モース硬度	1.25
CAS番号	7440-39-3
歴史
発見	カール・ヴィルヘルム・シェーレ（1772）
最初の隔離	ハンフリー・デイビー（1808）
バリウムの同位体ヴ; e;
	カテゴリー: バリウム; ビュー; 話す; 編集; \|参照

バリウムは化学元素で、記号は Ba、原子番号は56 です。第 2 族の 5 番目の元素で、銀色の柔らかいアルカリ土類金属です。化学反応性が高いため、バリウムは自然界に自由元素として存在することはありません。

バリウムの最も一般的な鉱物は、重晶石（硫酸バリウム、BaSO ₄）と炭酸バリウム、BaCO _3です。バリウムという名前は、錬金術の派生語「baryta」に由来しており、ギリシャ語の「重い」を意味する βαρὺς ( barys ) に由来しています。バリウムは、バリウムの形容詞形です。バリウムは 1772 年に新しい元素として特定されましたが、電気分解の出現により 1808 年まで金属に還元されませんでした。

バリウムの工業用途は少ない。歴史的には、真空管のゲッターとして、また酸化物の形で間接加熱陰極の放射コーティングとして使用されてきた。バリウムは、 YBCO (高温超伝導体) および電子セラミックスの成分であり、微細構造内の炭素粒子のサイズを小さくするために鋼鉄および鋳鉄に添加される。バリウム化合物は、緑色を付与するために花火に添加される。硫酸バリウムは、油井掘削液への不溶性添加物として使用される。より純粋な形では、人間の消化管を画像化するためのX線造影剤として使用される。水溶性バリウム化合物は有毒であり、殺鼠剤として使用されている。

特徴

物理的特性

バリウムは柔らかい銀白色の金属で、超純粋の場合、わずかに金色を帯びる。^[9]^{: 2}金属バリウムの銀白色は、空気中で酸化されると急速に消え、酸化物を含む暗い灰色の層が生じる。バリウムは中程度の比重と高い電気伝導性を有する。バリウムは精製が難しいため、その特性の多くは正確に決定されていない。^[9]^{: 2}

常温常圧では、バリウム金属は体心立方構造をとり、バリウム−バリウム間距離は503ピコメートルで、加熱とともに約1.8 × 10の速度で膨張する。^{ストロンチウム}は、その融点が1,000 K（730 °C; 1,340 °F）^[^{10] : 4–43 と、より軽いストロンチウム（1,050 K または 780 °C または 1,430 °F）[10] : 4–86 とより重いラジウム（973 K または 700 °C または 1,292 °F）[10]}^:^4–78^の中間であるが、沸点が2,170 K（1,900 °C; 3,450 °F）とストロンチウム（1,655 K または^1,382^° Cまたは2,519°^F^）^を上回っている。^[10]^{: 4–86}密度（3.62 g/cm³）^[10]^{: 4–43 は}、ストロンチウム（2.36 g/cm³）^[10]^{: 4–86}とラジウム（≈5 g/cm³）^[10]^{: 4–78 の中間である。}

化学反応性

バリウムは化学的にはマグネシウム、カルシウム、ストロンチウムに類似しているが、より反応性が高い。その化合物はほぼ例外なく +2 の酸化状態で見つかる。電気陽性率の高い金属であるため、バリウムとカルコゲンの反応は非常に発熱的（エネルギーを放出）である。バリウムは室温で空気中の酸素と反応する。このため、金属バリウムは油の下や不活性雰囲気で保管されることが多い。^[9]^{: 2}炭素、窒素、リン、ケイ素、水素などの他の非金属との反応は加熱により進行する。 ^[9]^{: 2–3}水やアルコールとの反応も発熱的であり、水素ガスを放出する: ^[9]^{: 3}

Ba + 2 ROH → Ba(OR) ₂ + H ₂ ↑ （Rはアルキル基または水素原子）

バリウムはアンモニアと反応してエレクトライド[Ba(NH ₃ ) ₆ ](e ^- ) ₂を形成し、室温近くでアミドBa(NH ₂ ) _2を与える。^[11]

この金属は酸に侵されやすい。硫酸は例外で、不動態化により表面に不溶性の硫酸バリウムが形成され、反応が停止する。 ^{[12]バリウムは}アルミニウム、亜鉛、鉛、スズなど他のいくつかの金属と結合して、金属間化合物相や合金を形成する。 ^[13]

化合物

バリウム塩は、固体のときは通常白色で、溶解すると無色です。^[14]ハロゲン化物を除いて、バリウム塩はストロンチウムやカルシウムの類似体よりも密度が高いです（表を参照、比較のために亜鉛を示しています）。

水酸化バリウム(「バリタ」) は、炭酸バリウムを加熱して生成する錬金術師にはよく知られていました。水酸化カルシウムとは異なり、水溶液中の CO _{2 を}ほとんど吸収しないため、大気の変動の影響を受けません。この特性は、pH 機器の校正に使用されます。

バリウム化合物は緑色から淡緑色の炎を出して燃え、これはバリウム化合物を検出するのに有効な検査法である。色は455.4、493.4、553.6、および611.1 nmのスペクトル線によって決まる。 ^[9]^{: 3}

有機バリウム化合物は知識が成長している分野であり、最近ではジアルキルバリウムとアルキルハロバリウムが発見されました。^[9]^{: 3}

同位体

地殻中に存在するバリウムは、バリウム130、132、134から138の7つの原始核種の混合物である^。[15]バリウム130は、二重ベータプラス崩壊によりキセノン130に非常にゆっくりと放射性崩壊し、半減期は(0.5～2.7)×10 ²¹年（宇宙の年齢の約10 ^{11倍）である。その存在比は天然バリウムの約0.1%である。}^[15] 理論的には、バリウム132も同様に二重ベータ崩壊してキセノン132になる可能性があるが、この崩壊は検出されていない。^[16]これらの同位体の放射能は非常に弱いため、生命に危険を及ぼすことはない。

安定同位体のうち、バリウム138は全バリウムの71.7%を占め、他の同位体は質量数が減少するにつれて存在量が減少します。^[15]

バリウムには合計40の同位体が知られており、質量は114から153の範囲です。最も安定した人工放射性同位体はバリウム133で、半減期は約10.51年です。他の5つの同位体は半減期が1日以上です。^{[16]バリウムには10の}メタ状態もあり、その中でバリウム133m1が最も安定しており、半減期は約39時間です。^[16]

歴史

中世初期の錬金術師たちは、バリウム鉱物について知っていました。イタリアのボローニャ近郊の火山岩で、滑らかな小石のような鉱物重晶石が発見され、「ボローニャ石」と呼ばれました。錬金術師たちは、光にさらされると何年も光り続けるため、この石に魅了されました。^[17]有機物とともに加熱された重晶石の燐光特性は、1602年にV.カシオロルスによって記述されました。^[9]^{: 5}

カール・シェーレは1772年に重晶石に新元素が含まれていることを突き止めたが、バリウムを単離することはできず、分離できたのは酸化バリウムのみであった。ヨハン・ゴットリープ・ガーンも2年後に同様の研究で酸化バリウムを単離した。酸化バリウムは最初、ガイトン・ド・モルヴォーによって「バローテ」と呼ばれていたが、アントワーヌ・ラボアジエによってバライト（フランス語）またはバリタ（ラテン語）と改名された。また18世紀には、イギリスの鉱物学者ウィリアム・ウィザリングがカンバーランドの鉛鉱山で重鉱物を発見したが、これは現在ウィザライトとして知られている。バリウムは1808年にイギリスのハンフリー・デービー卿によって溶融バリウム塩の電気分解によって初めて単離された。^{[18]デービーは}カルシウムとの類推から、金属元素を示す「-ium」で終わるバリタにちなんで「バリウム」と名付けた。^[17]ロバート・ブンゼンとオーガスタス・マティセンは、塩化バリウムと塩化アンモニウムの溶融混合物を電気分解して純粋なバリウムを得た。^[19]^[20]

1880年代に行われたブリン法による純酸素の生産は、過酸化バリウムの大規模な応用であったが、1900年代初頭に電気分解と液化空気の分留に取って代わられた。このプロセスでは、酸化バリウムは500～600℃（932～1,112℉）で空気と反応して過酸化バリウムを形成し、700℃（1,292℉）を超えると酸素を放出して分解する。^[21]^[22]

2 BaO + O ₂ ⇌ 2 BaO ₂

硫酸バリウムは1908年に消化器系のX線撮影における造影剤として初めて使用されました。 ^[23]

発生と生成

バリウムの含有量は地殻中で 0.0425%、海水中で 13 μg/L である。バリウムの主な商業的供給源は重晶石（バライトまたは重晶石とも呼ばれる）で、これはバリウム硫酸塩鉱物である。^[9]^{: 5}鉱床は世界各地にある。もう一つの商業的供給源は重晶石よりはるかに重要性の低い、炭酸バリウムのウィザライトである。主な鉱床はイギリス、ルーマニア、旧ソ連にある。^[9]^{: 5}

重晶石、左から右へ：外観、時間の経過に伴う生産量の傾向を示すグラフ、2010 年における主要生産国のシェアを示す地図。

重晶石の埋蔵量は7～20億トンと推定されている。1981年には最大生産量の830万トンが生産されたが、そのうちバリウム金属や化合物に使われたのはわずか7～8%だった。^[9]^{: 5}重晶石の生産量は1990年代後半以降、1996年の560万トンから2005年には760万トン、2011年には780万トンへと増加している。中国が全生産量の50%以上を占め、次いでインド（2011年は14%）、モロッコ（8.3%）、米国（8.2%）、トルコ（2.5%）、イラン、カザフスタン（各2.6%）となっている。^[24]

採掘された鉱石は洗浄、粉砕、分級され、石英から分離される。石英が鉱石に深く浸透しすぎている場合、または鉄、亜鉛、鉛の含有量が異常に高い場合は、浮選法が用いられる。生成物は98%の純度の重晶石（質量比）であり、純度は95%以上で、鉄と二酸化ケイ素の含有量は最小限でなければならない。^[9]^{: 7}その後、炭素によって硫化バリウムに還元される: ^[9]^{: 6}

BaSO ₄ + 2 C → BaS + 2 CO ₂

水溶性の硫化バリウムは他の化合物の出発点です。BaSを酸素で処理すると硫酸塩、硝酸で処理すると硝酸塩、二酸化炭素水溶液で処理すると炭酸塩などが生成されます。^[9]^{: 6}硝酸塩は熱分解して酸化物を得ることができます。^[9]^{: 6}金属バリウムは、1,100 °C (2,010 °F) でアルミニウムと還元することで生成されます。最初に金属間化合物BaAl _{4 が}生成されます。^[9]^{: 3}

3BaO+ _14Al → _3BaAl4 + _Al2O3

BaAl4_は酸化バリウムと反応して金属を生成する中間体である。全てのバリウムが還元されるわけではないことに注意すること。^[9]^{: 3}

8 BaO + BaAl ₄ → Ba↓ + 7 BaAl ₂ O ₄

残った酸化バリウムは形成された酸化アルミニウムと反応する：^[9]^{: 3}

BaO + Al ₂ O ₃ → BaAl ₂ O ₄

そして全体的な反応は^[9]^{: 3}

4 BaO + 2 Al → 3 Ba↓ + BaAl ₂ O ₄

バリウム蒸気はアルゴン雰囲気中で凝縮され、型に詰められる。^[9]^{: 3}この方法は商業的に使用されており、超高純度バリウムが得られる。^[9]^{: 3}一般に販売されているバリウムの純度は約99%で、主な不純物はストロンチウムとカルシウム（最大0.8%と0.25%）で、その他の汚染物質は0.1%未満である。^[9]^{: 4}

1,200℃（2,190℉）でのシリコンとの同様の反応では、バリウムとメタケイ酸バリウムが生成される。^[9]^{: 3}バリウムは溶融ハロゲン化物に容易に溶解し、生成物はかなり不純であるため、電気分解は使用されない。^[9]^{: 3}

宝石

バリウム鉱物であるベニトアイト（バリウムチタンケイ酸塩）は、非常に珍しい青色蛍光宝石として産出され、カリフォルニア州の公式宝石となっています。

海水中のバリウム

バリウムは海水中にBa2 ⁺イオンとして存在し、海洋中の平均濃度は109nmol/kgです。^{[25]バリウムは海洋中で}_BaSO4、または重晶石としても存在します。 ^[26] バリウムは栄養素のようなプロファイルを持っています^[27]滞留時間は10,000年です。^[25]

バリウムは、河川流入量が多い地域や湧昇が強い地域を除いて、海洋上層水中で比較的安定した濃度を示しています。^[28]栄養素のようなプロファイルを持つイオンの場合、海洋上層でのバリウム濃度の減少はほとんど見られないため、横方向の混合が重要です。 [28]バリウム同位体値は、局所的または短期的なプロセスではなく、流域規模のバランスを示しています。^[28^]

アプリケーション

金属および合金

バリウムは、金属として、またはアルミニウムと合金として、テレビのブラウン管などの真空管から不要なガスを除去する（ゲッタリング）ために使用されます。 ^[9]^{: 4}バリウムは、蒸気圧が低く、酸素、窒素、二酸化炭素、水に対する反応性が高いため、この目的に適しています。結晶格子に溶解することで、希ガスを部分的に除去することさえできます。この用途は、チューブレスLCD、LED、プラズマセットの人気の高まりにより、徐々に消えつつあります。^[9]^{: 4}

元素バリウムの他の用途は少なく、シルミン（アルミニウム-シリコン合金）の構造を改良する添加剤や^[9]^{: 4}

軸受合金;
鉛-スズはんだ合金 – クリープ耐性を高めるため。
スパークプラグ用のニッケル合金。
接種剤として鋼鉄および鋳鉄に添加する。
高級鋼の脱酸剤としてカルシウム、マンガン、シリコン、アルミニウムを含む合金。

硫酸バリウムと重晶石

硫酸バリウム（鉱物名：重晶石、BaSO ₄）は、石油産業において、油井やガス井の掘削液として重要な役割を果たしている。^[10]^{: 4–5}この化合物の沈殿物（フランス語で「永久白」を意味する「ブラン・フィクス」と呼ばれる）は、塗料やワニス、着色インク、プラスチック、ゴムの充填剤、紙コーティング顔料、およびナノ粒子に使用され、エポキシなどの一部のポリマーの物理的特性を向上させる。^[9]^{: 9}

硫酸バリウムは毒性が低く、密度が約4.5 g/cm ³と比較的高い（したがってX線不透過性が高い）。このため、消化器系のX線画像診断（「バリウム食事」および「バリウム浣腸」）の造影剤として使用されている。 ^[10]^{: 4–5}硫酸バリウムと硫化亜鉛を含む顔料であるリトポンは、硫化物にさらされても暗くならない、優れた隠蔽力を備えた永久白色である。^[29]

その他のバリウム化合物

^{バリウムの他の化合物は、Ba 2+}イオンの毒性（炭酸バリウムはネズミの毒である）により限定されたニッチな用途しか見出されていないが、これは不溶性の BaSO ₄では問題にならない。

蛍光灯の電極に酸化バリウムをコーティングすると、電子の放出が容易になります。
炭酸バリウムは原子密度が高いため、ガラスの屈折率と光沢を高め^[10]^{: 4–5} 、ブラウン管テレビからのX線漏れを低減します。 ^[9]^{: 12–13}
バリウムは、典型的には硝酸バリウムとして花火に黄色または「リンゴ」グリーン色を与えます。^[30]鮮やかな緑色には塩化バリウムが使用されます。
過酸化バリウムは、線路の溶接に使用されるアルミノテルミット反応（テルミット）の触媒である。また、曳光弾の緑色のフレアや漂白剤としても使用される。^[31]
チタン酸バリウムは有望な電気セラミックである。^[32]
フッ化バリウムは0.15～12マイクロメートルの広い透過範囲を持つため、赤外線用途の光学部品として使用されています。^[33]
YBCOは液体窒素で冷却される最初の高温超伝導体であり、転移温度は窒素の沸点（77 Kまたは-196.2 °Cまたは-321.1 °F）よりも93 K（-180.2 °C、-292.3 °F）高かった。^[34]
フェライトは、酸化鉄 (Fe ₂ O ₃ ) と酸化バリウム (BaO)から構成される焼結セラミックの一種で、非導電性と強磁性の両方の特性を持ち、一時的または永久的に磁化することができます。

古海洋学

バリウムの横方向の混合は、水塊の混合と海洋循環によって引き起こされます。^[35]地球規模の海洋循環は、溶解したバリウムとケイ酸の間に強い相関関係があることを示しています。^[35]バリウムの再鉱化と組み合わされた大規模な海洋循環は、溶解したバリウムと海洋アルカリ度の間に同様の相関関係を示しています。^[35]

溶解バリウムとケイ酸の相関関係は、垂直的にも空間的にも見ることができます。^{[ 36] 粒子状バリウムは、}粒子状有機炭素（POC）と強い相関関係を示しています。 ^[^36]バリウムは、古海洋学的プロキシのベースとしてますます一般的になりつつあります。 [36]溶解バリウムと粒子状バリウムの両方がケイ酸やPOCと関連していることから、生物ポンプ、炭素循環、地球の気候の歴史的変動を判断するために使用できます。^[36]

バリウム粒子状重晶石（BaSO ₄）は、多くのプロキシの1つとして、さまざまな海洋環境（水柱、堆積物、熱水活動地域）におけるプロセスに関する多くの歴史的情報を提供するために使用できます。 ^[26]各環境では、重晶石粒子の同位体および元素組成が異なります。^[26]水柱内の重晶石は海洋重晶石または遠洋重晶石と呼ばれ、海水の化学的変化に関する情報を時間の経過とともに明らかにします。^[26]堆積物内の重晶石は、続成重晶石または冷水浸透重晶石と呼ばれ、堆積物の酸化還元プロセスに関する情報を提供します。^[26]熱水噴出孔での熱水活動によって形成された重晶石は、熱水噴出孔周辺の地殻の状態の変化を明らかにします。^[26]

毒性

可溶性バリウム化合物のLD50は10mg/kg（ラット経口投与）近くである。症状には「けいれん...末梢神経系の麻痺...胃腸管の重度の炎症」が含まれる。^[9]^{: 18}不溶性硫酸塩は無毒であり、輸送規制では危険物として分類されていない。^[9]^{: 9}

バリウムへの曝露による長期的な影響についてはほとんどわかっていない。^[38]米国EPAは、経口摂取した場合、バリウムが発がん性を持つ可能性は低いと考えている。不溶性のバリウム化合物を含む吸入された粉塵は肺に蓄積し、バリウム症と呼ばれる良性疾患を引き起こす可能性がある。^[39]

参照

漢紫と漢青–古代中国で開発され、使用されていた合成バリウム銅ケイ酸塩顔料

参考文献

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外部リンク

ビデオ周期表のバリウム（ノッティンガム大学）
元素学と元素マルチディクテーション
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