「バリウム」の版間の差分

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
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/cm3
融点での液体密度	3.338 g/cm3
融点	1000 K, 727 °C, 1341 °F
沸点	2170 K, 1897 °C, 3447 °F
融解熱	7.12 kJ/mol
蒸発熱	140.3 kJ/mol
熱容量	(25 °C) 28.07 J/(mol·K)
蒸気圧
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
	第2： 965.2 kJ/mol
	第3： 3600 kJ/mol
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⋅K)
熱膨張率	(25 °C) 20.6 μm/(m⋅K)
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
主な同位体
	詳細はバリウムの同位体を参照
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2012年1月15日 (日) 14:42時点における版

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^[1]。密度3.51 g/cm³ (20 °C)、融点729 °C、沸点1898 °C（1気圧）^[2]。密度が3.51 g/cm³と低いため軽金属に分類される^[1]。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^[3]。

炎色反応においてバリウムは黄緑色の炎色を呈する^[4]。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^[3]。

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^[5]。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^[6]。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^[7]。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^[8]。

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^[9]。

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^[10]。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^[11]。

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^[12]。また、クラウンエーテルとも錯体を形成する^[13]。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^[8]。

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^[14]。

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^[15]。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^[16]。

歴史

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^[17]。

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（英語版））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^[18]。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^{[注釈 1]}、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^[17]。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（英語版）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^[20]^[21]。

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（英語版）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^[22]^[23]。

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^[24]。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^[25]。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^[14]。毒重石の鉱石は、例えば北イングランドのニューボロー（英語版）近辺のセッティングストーンズ鉱山^[26]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^[27] 、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^[28]、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^[29]。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^[30]。

用途

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。

法規制

日本では毒物及び劇物取締法により硫酸バリウム以外のバリウム化合物は劇物に指定されている。

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。

注釈

^ デービーは石灰を意味する「calcsis」の語尾に「-ium」を付けてカルシウムと命名した^[19]。

出典

^ ^a ^b 千谷 (1959) 193頁。
^ 国立天文台編, 『理科年表第79冊』, p367 & 391, 丸善, 2005.
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^ コットン、ウィルキンソン (1987) 268頁。
^ ^a ^b コットン、ウィルキンソン (1987) 277頁。
^ 千谷 (1959) 195頁。
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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（原書第4版）、培風館、1987年。ISBN 4563041920。
千谷利三『新版無機化学（上巻）』産業図書、1959年。

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 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 {{lang|el|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）
-== 単体の性質 ==
+== 性質 ==
+=== 物理的性質 ===
-[[密度]]3.51 g/cm<sup>3</sup> (20 {{℃}})、[[融点]]729 {{℃}}、[[沸点]]1898 {{℃}}（1気圧）<ref>国立天文台 編, 『理科年表 第79冊』, p367 & 391, 丸善, 2005.</ref>。常温、常圧で安定な結晶構造は、体心立方構造 (BCC)。化学的性質は[[カルシウム]]、[[ストロンチウム]]に似るが、さらに反応性が高く、水と激しく反応する。
+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<ref name=chitani193/>。[[密度]]3.51 g/cm<sup>3</sup> (20 {{℃}})、[[融点]]729 {{℃}}、[[沸点]]1898 {{℃}}（1気圧）<ref>国立天文台 編, 『理科年表 第79冊』, p367 & 391, 丸善, 2005.</ref>。密度が3.51 g/cm<sup>3</sup>と低いため[[軽金属]]に分類される<ref name=chitani193>[[#千谷1959|千谷 (1959)]] 193頁。</ref>。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<ref name=chitani199>[[#千谷1959|千谷 (1959)]] 199頁。</ref>。
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+=== 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<ref>[[#千谷1959|千谷 (1959)]] 194頁。</ref>。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<ref name=CW267>[[#CW1987|コットン、ウィルキンソン (1987)]] 267頁。</ref>。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<ref name=CW268>[[#CW1987|コットン、ウィルキンソン (1987)]] 268頁。</ref>。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<ref name=CW277/>。
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+:Ba + 2H<sub>2</sub>O → Ba(OH)<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>
+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<ref>[[#千谷1959|千谷 (1959)]] 196頁。</ref>。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<ref name=CW278>[[#CW1987|コットン、ウィルキンソン (1987)]] 278頁。</ref>。
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+=== 同位体 ===
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+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<sup>138</sup>Ba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<sup>133</sup>Baがある<ref>{{cite book| author = David R. Lide, Norman E. Holden|title =CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85th Edition| publisher = CRC Press|location = Boca Raton, Florida|year =2005| chapter = Section 11, Table of the Isotopes}}</ref>。<sup>133</sup>Ba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<ref>{{Cite web|title=標準線源 (09-04-03-02)|url=http://www.rist.or.jp/atomica/data/dat_detail.php?Title_No=09-04-03-02|publisher=高度情報科学技術研究機構 原子力百科事典|accessdate=2012-01-15}}</ref>。
+== 歴史 ==
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+バリウムの名称は、[[ギリシャ語]]で「重い」を意味する{{lang|el|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<ref name=history>{{cite book| page = 80| url = http://books.google.com/?id=yb9xTj72vNAC| title = The history and use of our earth's chemical elements: a reference guide| author = Robert E. Krebs| publisher = Greenwood Publishing Group| year = 2006| isbn = 0313334382}}</ref>。
+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{{仮リンク|ルイ＝ベルナール・ギュイトン・ド・モルヴォー|en|Louis-Bernard Guyton de Morveau}}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{{仮リンク|毒重石|en|Witherite}}）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<ref>Davy, H. (1808) "[http://books.google.com/books?id=gpwEAAAAYAAJ&pg=102#v=onepage&q&f=false Electro-chemical researches on the decomposition of  the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia]," ''Philosophical Transactions of the Royal Society of London'', vol. 98, pages 333-370.</ref>。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{{#tag:ref|デービーは石灰を意味する「calcsis」の語尾に「-ium」を付けてカルシウムと命名した<ref>{{cite book|和書|title=元素を知る事典: 先端材料への入門|author=村上雅人|year=2004|page=102|publisher=海鳴社|isbn=487525220X}}</ref>。|group="注釈"}}、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<ref name=history/>。[[ローベルト・ブンゼン]]および{{仮リンク|アウグストゥス・マーティセン|en|Augustus Matthiessen}}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<ref>{{cite journal | doi = 10.1002/jlac.18550930301 | title = Masthead | year = 1855 | journal = Annalen der Chemie und Pharmacie | volume = 93 | issue = 3 | pages = fmi–fmi}}</ref><ref>{{cite journal | doi =10.1002/prac.18560670194 | title =Notizen | year =1856 | last1 =Wagner | first1 =Rud. | last2 =Neubauer | first2 =C. | last3 =Deville | first3 =H. Sainte-Claire | last4 =Sorel | last5 =Wagenmann | first5 =L. | last6 =Techniker | last7 =Girard | first7 =Aimé | journal =Journal für Praktische Chemie | volume =67 | pages =490–508}}</ref>。
+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{{仮リンク|ブリン法|en|Brin process}}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<ref>{{cite journal | last1 = Jensen | first1 = William B. | title = The Origin of the Brin Process for the Manufacture of Oxygen | journal = Journal of Chemical Education | volume = 86 | pages = 1266 | year = 2009 | doi = 10.1021/ed086p1266 | issue = 11 |bibcode = 2009JChEd..86.1266J }}</ref><ref>{{cite book | url = http://books.google.de/books?id=34KwmkU4LG0C&pg=PA681 | page = 681 | title = The development of modern chemistry | isbn = 9780486642352 | author1 = Ihde, Aaron John | date = 1984-04-01}}</ref>。
+:2 BaO + O<sub>2</sub> ⇌ 2 BaO<sub>2</sub>
+== 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<ref>{{citation |url=http://www.webelements.com/barium/geology.html|title=Barium: geological information|work=Mark Winter, The University of Sheffield and WebElements Ltd, UK |publisher=WebElements |accessdate=2012-01-15}}</ref>。[[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4.25×10<sup>2</sup> mg/kgである。また、海水中には1.3×10<sup>-2</sup> mg/L含まれる<ref>{{Cite web|title=The Element Barium|url=http://education.jlab.org/itselemental/ele056.html|publisher=Jefferson Lab.|accessdate=2012-01-15}}</ref>。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<ref name=Ullmann/>。毒重石の鉱石は、例えば北イングランドの{{仮リンク|ニューボロー|en|Newbrough}}近辺のセッティングストーンズ鉱山<ref>{{cite web | url = http://www.rock-site.co.uk/EZ/rs/rs/page151.php | title = Alston Moor   Cumbria,  UK| publisher = Steetley Minerals|accessdate=2012-01-15}}</ref>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<ref>{{cite book | url = http://books.google.com/?id=JjEmAQAAIAAJ&dq=Settlingstones+Witherite+Mine&q=Settlingstones+#search_anchor | page = 28 | title = Industrial minerals | year = 1969}}</ref> 、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<ref name="CRC">{{cite book| author = C. R. Hammond |title = The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics 81st edition| publisher =CRC press| year = 2000| isbn = 0849304814}}</ref>、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<ref>{{Cite web|url=http://www.tohoku.meti.go.jp/2008/kankyo/recycle/date/30.pdf|title=2.30 バリウム（Ba）|publisher=[[経済産業省]] 東北経済産業局|accessdate=2012-01-15}}</ref>。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[[サンベニト郡 (カリフォルニア州)|サン・ベニト]]で産出する<ref>{{Cite book|title=宝石の写真図鑑 (地球自然ハンドブック) |author=キャリー・ホール|year=1996|publisher=日本ヴォーグ社|page=80|isbn=4529026914}}</ref>。
 == 用途 ==
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 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、BaZrO<sub>3</sub> 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。
-== 歴史 ==
-年に[[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]]から発見。1808年に[[ハンフリー・デービー]]によって単体として取り出された。
 == 法規制 ==
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 * [[フェライト (磁性材料)#六方晶フェライト|バリウムフェライト]] (BaFe<sub>12</sub>O<sub>19</sub>) - [[フェライト磁石]]として使われる。
-== 同位体 ==
+==注釈==
+{{reflist|group=注釈}}
-{{main|バリウムの同位体}}
+== 出典 ==
+{{reflist}}
 == 参考文献 ==
+* {{cite book|和書|author=F.A. コットン, G. ウィルキンソン|others=中原 勝儼|title=コットン・ウィルキンソン無機化学（上）|publisher=培風館|year=1987|edition=原書第4版|isbn=4563041920|ref=CW1987}}
-{{Reflist}}
+* {{Cite book|和書|author=千谷利三|year=1959|title=新版 無機化学（上巻）|publisher=産業図書|ref=千谷1959}}
 == 関連項目 ==

表話編歴バリウムの化合物
二元化合物	BaBr₂ BaC₂ BaCl₂ BaF₂ BaI₂ BaO BaO₂ BaS BaSe
三元化合物	Ba(BO₂)₂ Ba(BrO₃)₂ Ba(ClO₃)₂ Ba(ClO₄)₂ BaCO₃ BaC₂O₄ BaCrO₄ BaFeO₄ BaFe₂O₄ Ba(IO₃)₂ Ba(IO₄)₂ Ba₅(IO₆)₂ Ba(NO₂)₂ Ba(NO₃)₂ Ba(OH)₂ BaSO₃ BaSO₄ Ba(SH)₂ BaTiO₃ Ba₂TiO₃
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