バリウム

セシウム - バリウム - ランタン Sr Ba Ra 56Ba 周期表
外見
銀白色
一般特性
名称, 記号, 番号	バリウム, Ba, 56
分類	アルカリ土類金属
族, 周期, ブロック	2, 6, s
原子量	137.33 g·mol-1
電子配置	[Xe] 6s2
電子殻	2, 8, 18, 18, 8, 2（画像）
物理特性
相	固体
密度 (室温付近)	3.51 g·cm-3
融点での液体密度	3.338 g·cm-3
融点	1000 K, 727 °C, 1341 °F
沸点	2170 K, 1897 °C, 3447 °F
融解熱	7.12 kJ·mol-1
蒸発熱	140.3 kJ·mol-1
熱容量	(25 °C) 28.07 J·mol-1·K-1
蒸気圧
圧力(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k 温度 (K) 911 1038 1185 1388 1686 2170
原子特性
酸化数	2 (強塩基性酸化物)
電気陰性度	0.89 (ポーリングの値)
イオン化エネルギー	第1： 502.9 kJ·mol-1
	第2： 965.2 kJ·mol-1
	第3： 3600 kJ·mol-1
原子半径	222 pm
共有結合半径	215 ± 11 pm
ファンデルワールス半径	268 pm
その他
結晶構造	体心立方
磁性	常磁性
電気抵抗率	(20 °C) 332 nΩ·m
熱伝導率	(300 K) 18.4 W·m-1·K-1
熱膨張率	(25 °C) 20.6 µm·m-1·K-1
音の伝わる速さ (微細ロッド)	(20 °C) 1620 m/s
ヤング率	13 GPa
剛性率	4.9 GPa
体積弾性率	9.6 GPa
モース硬度	1.25
CAS登録番号	7440-39-3
最安定同位体
詳細はバリウムの同位体を参照
同位体 NA 半減期 DM DE (MeV) DP 130Ba 0.106 % 中性子74個で安定 132Ba 0.101 % 中性子76個で安定 133Ba syn 10.51 y ε 0.517 133Cs 134Ba 2.417 % 中性子78個で安定 135Ba 6.592 % 中性子79個で安定 136Ba 7.854 % 中性子80個で安定 137Ba 11.23 % 中性子81個で安定 138Ba 71.7 % 中性子82個で安定

バリウム (英: barium) は、原子番号 56 の元素。元素記号は Ba。アルカリ土類金属のひとつで、単体では銀白色の軟らかい金属。重晶石（硫酸バリウム）、毒重石（炭酸バリウム）などの鉱石として産出する。

アルカリ土類金属としては密度が大きく重いため、ギリシャ語で「重い」を意味する βαρύς (barys) にちなんで命名された。「重晶石」のように、日本語でも「重」はバリウムを指すことがある。（ただし、比重は約3.5であるので軽金属に分類される）

性質

物理的性質

バリウムは鉛と同程度に柔らかく銀白色の外観を有するアルカリ土類金属である。金属光沢を有しているが、空気中では徐々に酸化されて白色の酸化被膜に覆われるため金属光沢は失われる。密度3.51 g/cm³ (20 °C)、融点729 °C、沸点1898 °C（1気圧）。密度が3.51 g/cm³と低いため軽金属に分類される。常温、常圧で安定な結晶構造は体心立方構造 (BCC)であり、その格子定数aは5.01である。

炎色反応においてバリウムは黄緑色の炎色を呈する。主要な輝線は524.2 nmおよび513.7 nmの緑色のスペクトル線であり、それらは双子線を示すアルカリ金属元素の輝線とは対照的に単線を示す。

化学的性質

バリウムの化学的性質はカルシウムやストロンチウムに類似しているものの、アルカリ土類金属元素の電気陰性度は原子番号が大きくなるにつれて小さく傾向があるため、バリウムはカルシウムやストロンチウムよりもさらに反応性が高い。このアルカリ土類金属元素の持つ性質の連続的な変化によって、バリウムの塩は他のアルカリ土類金属の塩と比較して水和しやすく、水に対する溶解度が低く、熱的安定性が優れているという性質を有している。2価のバリウムイオンの化学的性質はユウロピウムやサマリウム、イッテルビウムイオンなど2価の希土類イオンと類似しており、バリウム鉱石中にこれらの元素が含まれていることがある。バリウムイオンは可視領域にスペクトルを持たないためバリウム化合物は全て無色であり、バリウム化合物の着色はアニオン側の持つ色や構造の欠陥に起因して生じたものである。

バリウムの電溶圧は水素よりも大きいため水と激しく反応して水素を発生させ、アルコールとも同様に激しく反応する。

Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂

バリウムは空気中で徐々に酸化されて白色の酸化バリウムを形成し、この酸化物もまた水と激しく反応して水酸化バリウムとなる。水酸化バリウムはアルカリ土類金属の水酸化物の中では水に対する溶解度が高く強塩基性である。バリウムは高温で炭素と直接反応してイオン性アセチリドである炭化バリウムを生成する。この炭化物は加水分解によってアセチレンを発生させる。また、ホウ素、ケイ素、ヒ素、硫黄などとも直接反応してイオン性の化合物を形成するが、これらの化合物もまた容易に加水分解を受ける。オキソ酸とも反応して硫酸バリウムや硝酸バリウムのような化合物を形成し、それらの化合物は水に対する溶解性が低い。

バリウムの過塩素酸塩はジエチレントリアミンによって錯体を形成するが、安定に存在できるのは固体常態のみであり溶液中では容易に解離する。また、クラウンエーテルとも錯体を形成する。バリウムは液体アンモニアに溶解して青色の溶液となり、ここからアンモニアを除去することでバリウムのアンミン錯体を得ることができる。

バリウムはアルミニウム、亜鉛、鉛およびスズを含むいくつかの金属と結合し、合金および金属間化合物を形成する。

同位体

詳細は「バリウムの同位体」を参照

自然より産出するバリウムは7つの同位体の混合物であり、天然存在比が最大のものは¹³⁸Baの71.7 %である。バリウムは22の同位体が知られているが、それらのほとんどは半減期が数ミリ秒から数日の高い放射能を持つ放射性同位体である。例外として、10.51年という比較的長い半減期を持つ¹³³Baがある。¹³³Baは原子物理学の研究におけるガンマ線探知機などにおいて校正用の標準線源として用いられる。

歴史

バリウムの発見者であるカール・ヴィルヘルム・シェーレ

バリウムの名称は、ギリシャ語で「重い」を意味するβαρύς (barys)に由来しており、それは一般的なバリウムを含む鉱石が高密度であることを表している。中世初期の錬金術師たちはいくつかのバリウム鉱石を知っており、イタリアのボローニャで見つけられた滑らかな小石様の重晶石鉱石は「ボローニャの石」として知られていた。その石に光を照射するとその後輝き続ける（つまり蛍光を示す）ことから、魔女や錬金術師たちはこの石に魅力を感じていた。

1774年、スウェーデンのカール・ヴィルヘルム・シェーレが軟マンガン鉱に新しい元素が含まれていることを発見したが、その鉱石からバリウムを分離することは出来なかった。ヨハン・ゴットリーブ・ガーンもまた類似した研究を行い、シェーレによるバリウムの発見から2年後に酸化バリウムとして鉱石から分離することに成功した。酸化バリウムは初めルイ＝ベルナール・ギュイトン・ド・モルヴォーによってbaroteと呼ばれており、アントワーヌ・ラヴォアジエによってバリタ (baryta)と改名された。また、18世紀にはイギリスの鉱物学者であるウィリアム・ウィザリングもカンバーランドの鉛鉱山で産出する重い鉱石（炭酸バリウムの鉱石である毒重石）について言及していた。1808年、イギリスのハンフリー・デービーがバリウム塩の溶融塩電解によってバリウムの単体を初めて単離した。デービーは類似した性質を示すカルシウムの命名法に準じて、酸化バリウムを表すバリタ (baryta)の後ろに金属元素を意味する接尾語である「-ium」を付けてバリウム (barium)名付けた。ローベルト・ブンゼンおよびアウグストゥス・マーティセンは、塩化バリウムと塩化アンモニウムの混合物を溶融させて電気分解を行うことによって純粋なバリウムを得た。

電気分解および液体空気の分留が有意な酸素の生産方法として確立される以前は、過酸化バリウムを用いて純粋な酸素を生産するブリン法がバリウムの大規模な用途であった。これは、酸化バリウムを空気中で500から600度で熱して過酸化バリウムとし、この過酸化バリウムを700℃以上で熱することによって純粋な酸素を得るという方法である。

2 BaO + O₂ ⇌ 2 BaO₂

存在

バリウムの宇宙全体の平均濃度の推定値は重量濃度で10 ppb、太陽における推定濃度も10 ppbである。地殻においては比較的豊富に存在しており、その存在量は4.25×10² mg/kgである。また、海水中には1.3×10^-2 mg/L含まれる。地殻中において重晶石（硫酸塩）や毒重石（炭酸塩）のような鉱物として存在している。毒重石の鉱石は、例えば北イングランドのニューボロー近辺のセッティングストーンズ鉱山などにおいて17世紀から1969年までの間採掘されてきたが 、現在はほとんど全てのバリウムは重晶石として採掘されている。重晶石の大きな鉱床は中国、ドイツ、インド、モロッコおよびアメリカで発見されており、2005年における確認埋蔵量は重晶石ベースで74,500万トンである。バリウムを含む宝石としては濃い青色を示すベニト石（ベニトアイト）があり、カリフォルニア州のサン・ベニトで産出する。

生産

世界の重晶石生産量の動向

バリウムは空気中で容易に酸化されるため単体の金属バリウムを得ることは困難であり、自然から金属バリウムが産出することはない。金属バリウムは主に重晶石から抽出することで得られるが、重晶石は非常に溶解し難いため、重晶石を直接的に金属バリウムや他のバリウム化合物を得るための前駆体とすることはできない。そこで、重晶石中の硫酸バリウムを硫化バリウムに還元するために炭素とともに加熱する前処理が行われる。

BaSO₄ + 2C → BaS + 2CO₂

こうして得られた硫化バリウムはその後、塩化物や硝酸塩、炭酸塩など他のバリウム化合物を形成するために加水分解もしくは酸処理される。金属バリウムは、塩化バリウムの溶融塩電解によって商業生産される。

（カソード） Ba²⁺ + 2e^- → Ba

（アノード） 2Cl^– → Cl₂ + 2e^-

金属バリウムはまた、酸化バリウムをアルミニウムの微細粉末とともに1100から1200 °Cで還元させることでも得ることができる。

4BaO + 2Al → BaO·Al₂O₃ + 3Ba

金属バリウムは可燃性固体であるため、アルゴン雰囲気下で鋼製容器やポリ袋に梱包される。

用途

造影剤として食道を造影したレントゲン写真

レントゲンの造影剤として硫酸バリウムが使用される。硫酸バリウム以外のバリウム塩は有毒なものが多い。

炎色反応では緑色になるため、花火などにも使われる。

代表的な高温超伝導体であるイットリウム系超伝導体の1成分として用いられる。また、BaZrO₃ は、バリウムを含む高温超伝導体を製造する時のるつぼとして用いられる。これは、溶融酸化バリウムと反応しないためである。溶融酸化バリウムは反応性が高いために他の材料ではるつぼの素材がとけてしまうからである。

バリウムの化合物

• 塩化バリウム (BaCl₂)
• 過酸化バリウム (BaO₂)
• 酸化バリウム (BaO)
• 水酸化バリウム (Ba(OH)₂)
• チタン酸バリウム (BaTiO₃)
• 硫酸バリウム（BaSO₄）
• 炭酸バリウム（BaCO₃）
• 酢酸バリウム (Ba(CH₃COO)₂)
• 硝酸バリウム (Ba(NO₃)₂)
• クロム酸バリウム (BaCrO₄) - 黄色顔料・バリウムクロメート（バリウムイエロー）として使われる。
• バリウムフェライト (BaFe₁₂O₁₉) - フェライト磁石として使われる。

危険性

可溶性のバリウム化合物は有毒である。少量のバリウムは筋興奮薬として働くが、多量のバリウムは神経系に影響をおよぼし、不整脈や震え、筋力低下、不安、呼吸困難、麻痺などを引き起こす。これは、神経系が適切に機能するために極めて重要なカリウムチャネルをバリウムが阻害することによる。しかし、硫酸バリウムは水や胃酸に対してほとんど溶解しないため経口摂取することが可能である。他の重金属とは異なりバリウムは生物濃縮しないが、バリウム化合物を含む粉塵を吸入した場合には肺で蓄積されてバリウム症と呼ばれる良性塵肺症を引き起こす。

このような毒性のため、日本では毒物及び劇物取締法第二条七十九により硫酸バリウムおよびバリウム=4-(5-クロロ-4-メチル-2-スルホナトフエニルアゾ)-3-ヒドロキシ-2-ナフトアート以外のバリウム化合物は劇物に指定されている。

参考文献

• F.A. コットン, G. ウィルキンソン 『コットン・ウィルキンソン無機化学（上）』 中原 勝儼、培風館、1987年、原書第4版。ISBN 4563041920。
• 千谷利三 『新版 無機化学（上巻）』 産業図書、1959年。

関連項目

• 造影剤