この項目では、元素について説明しています。 X線造影剤等として用いられるバリウム化合物については「硫酸バリウム」をご覧ください。 古代ローマ時代のイタリアの都市については「バーリ」をご覧ください。 ロシュ社の抗不安薬「Valium」については「ジアゼパム」をご覧ください。

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
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	999.4 K, 726.2 °C, 1339.2 °F
沸点	1910 K, 1637 °C, 2979 °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
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
	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
同位体 NA 半減期 DM DE (MeV) DP 130Ba 0.106% (0.5-2.7)x1021 y εε 2.620 130Xe 132Ba 0.101% >3x1020 y β+β+ 0.846 132Xe 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
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バリウム（英: barium [ˈbɛəriəm]）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。

名称

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。ただし、金属バリウムの比重は約3.5であるため軽金属に分類される。

性質

単体では銀白色の軟らかい金属。他のアルカリ土類金属元素と類似した性質を示すが、カルシウムやストロンチウムと比べ反応性は高い。化学的性質としては+2価の希土類イオンとも類似した性質を示す。

バリウム塩には毒性があり、摂取するとカリウムチャネルをバリウムイオンが阻害することによって神経系への影響が生じる。そのためバリウム塩（バリウム化合物）は毒物及び劇物取締法（指定令）において劇物に指定されている（金属のバリウムは指定されていない、硫酸バリウムなど指定されない物質もある）。

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]。融点および沸点は資料により異なるデータがみられ、融点は729 °C^[2]や725 °C^[3][4]、726.2 °C^[5]というデータがあり、沸点は1898 °C（1気圧）^[2]、1640 °C^[3]、1637 °C（1気圧）^[5]というデータがある。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^[6]。

炎色反応においてバリウムは黄緑色の炎色を呈する^[7]。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^[6]。

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なる傾向があるため、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^[12]。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物を形成しやすく、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^[13]。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^[14]。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^[15]。

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^[16]。

${\displaystyle {\ce {Ba + 2H2O -> Ba(OH)2 + H2}}}$

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^[31]。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^[32]。ボローニャ石の発光は、主成分である重晶石（硫酸バリウム；BaSO₄）に起因すると考えられていたが、Cu^+/2+ドープBaSによるものだと明らかになっている^[33]。

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できなかった。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二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^[34]。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^[32]。ロベルト・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^[36][37]。

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^[38][39]。

${\displaystyle {\ce {2BaO + O2 <=> 2 BaO2}}}$

バリウム（重晶石）の年間生産量のピークは1981年の830万トンであり、そのうち7-8%だけが金属バリウムやその化合物の生産に利用された^[43]。これは、バリウムの最大の用途が掘穿泥水（英語版）における加重剤としての用途であり、この目的には重晶石をそのまま粉砕して硫酸バリウムとして利用するためである^[49]。シェールガスの採掘増加に伴う掘穿泥水の需要増によって、2016年にはピーク時の生産量を越える930万トンにまで需要が拡大するものと予想されている^[50]。2011年におけるバリウム生産量はその50%以上を中国が占めており、それに14%のインド、8.4%のモロッコ、8.3%のアメリカが続いている^[51]。

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く、金属バリウムは主に重晶石から抽出することで生産されている^[52]。採掘された重晶石は手選、ログウォッシャーを用いた洗鉱（水力によって重晶石と脈石や粘土を分離させる）、粉砕、比重選鉱など分別工程によって石英から分離される。良質の重晶石はこの工程で重晶石と脈石の分離が可能であるが、石英が鉱石に非常に深く貫入していたり、鉄や亜鉛、鉛の濃度が高い場合、あるいは「黒鉱」内の重晶石は、オレイン酸などを用いた泡沫浮遊選鉱（en）によって選鉱される。この過程によって重晶石としての純度は質量濃度で98%まで高められ、不純物として含まれる鉄や二酸化ケイ素が除去される^[53]。この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ず、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^[52]。

${\displaystyle {\ce {BaSO4 + 2C -> BaS + 2CO2}}}$

単体としての用途

バリウム単体の用途として最も重要なものに、テレビのブラウン管のような真空管内に痕跡量残存した最後の酸素やその他のガスを取り除くゲッター（英語版）としての用途があったが、この用途はブラウン管を使わない液晶テレビやプラズマテレビの普及によって、姿を消しつつある^[56]。他の単体バリウムとしての用途は小規模であり、アルミニウム-ケイ素合金であるシルミンの結晶構造を安定化させるための添加材として用いられるように、以下のような合金への添加材としての用途が挙げられる^[56]。

• 耐クリープ性を増加させるための鉛スズ合金（はんだ）への添加
• 接種材としての鋼鉄や鋳鉄への添加
• 高純度鋼の脱酸材としてのカルシウム、マンガン、ケイ素、アルミニウム合金への添加
• 自動車の点火装置に用いられるバリウム-ニッケル合金^[57]。

硫酸バリウムとしての用途

硫酸バリウム (BaSO₄) は重晶石を粉砕して製造されるバライト粉と、硫化バリウムと硫酸ナトリウムとの複分解によって製造される沈降性硫酸バリウムに大別される^[58]。

バライト粉は石油産業において重要であり、新しい油井やガス井を採掘するための掘穿泥水（英語版）における加重剤として用いられる^[47]。

沈降性硫酸バリウムの英語表記である「blanc fixe」は「永久の白」を意味するフランス語に由来しており、白色塗料として利用される^[59]。硫酸バリウムおよび硫酸亜鉛からなる白色顔料であるリトポンは良好な隠蔽力を有しており、硫化物に曝されても黒変しない「永久の白」である^[60]。また、沈降性硫酸バリウムはゴルフボールなど様々なゴム製品の充填剤にも用いられる^[58]。 硫酸バリウムのナノ粒子はポリマーの物性を改良することができ、例えばエポキシ樹脂などに用いられる^[59]。

硫酸バリウムはまた、X線を透過しないという性質を利用してレントゲンの造影剤としても利用される（バリウムがゆ（英語版）、バリウム浣腸（英語版））^[47]。

その他の化合物の用途

炭酸バリウムが殺鼠剤として用いられるようにBa²⁺イオンは毒性を有している^[61]。硫酸塩は水に対する溶解度が非常に低いために問題とならないが、その他のバリウム化合物の用途は特定の分野に見られるのみである。

• 酸化バリウム (BaO) は電子の放出を補助するために蛍光灯の電極に被覆される^[62]。また、ディーゼルエンジンの排気ガスに含まれる黒煙を大幅に低減させる効果が知られている^[63]。
• 炭酸バリウム (BaCO₃) はガラスの製造にも用いられる。比較的比重の高いバリウムを添加することで、ガラスの屈折率および光沢を増大させることができる^[47]。
• バリウムは炎色反応で緑色を示す性質を有するため花火に用いられる。この用途には一般的に硝酸バリウム (Ba(NO₃)₂) が用いられる^[64]。
• 過酸化バリウム (BaO₂) は鉄道の線路を溶接する際のテルミット溶接の反応開始剤として用いられる。過酸化バリウムはまた、緑色の曳光弾や漂白剤にも用いられる^[65]。
• チタン酸バリウム (BaTiO₃) は強誘電体であり、コンデンサ材料などに広く利用されている^[66]。
• フッ化バリウムは波長0.15から12マイクロメートルの光に対して透過性を示すため、赤外領域における光学用途に用いられる^[67]。
• クロム酸バリウム (BaCrO₄) は、黄色の顔料であるバリウムクロメート（バリウムイエロー）として使われる^[68]。
• バリウムフェライト (BaFe₁₂O₁₉) はフェライト磁石として使われる^[69]。
• 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成分としても用いられる^[70]。また、そのような高温超伝導体を製造する時のるつぼとして、高温超電導体材料と反応しないジルコン酸バリウム (BaZrO₃) が用いられる^[71]。

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^[72]。また、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（英語版）と呼ばれる良性塵肺症を引き起こす^[73][74]。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一般にバリウムは生物濃縮しないとされているが^[75][76]、トマトや大豆など一部の植物における生物濃縮の報告もされている^[77]。環境中のバリウムはウイルスや細菌、微生物などに対して影響を与え、ミジンコに対する生殖障害などが報告されている^[77]。

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^[78]。PRTR法では、バリウム及びその水溶性化合物が第一種指定化学物質として指定されていたが、2008年の政令改正により指定が解除された^[79]。また、EUでは地下水の保全に関する指令によってバリウムの排出には検査と許可が求められており、中国やマレーシア、タイ、シンガポールにおいてもバリウムの排水基準値や水質基準値が定められているが、日本においてはバリウムの排出に関するそのような基準は定められていない^[80][81]。欧州においては他にも、欧州玩具安全規格 EN71 part3における子供向け玩具のバリウムの溶出に関する規制が行われている^[82]。

脚注

[脚注の使い方]

注釈

1. ^ 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^[35]。

出典

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78. ^ “毒物及び劇物指定令（昭和40年政令第2号）”. e-Gov法令検索. 総務省行政管理局 (2019年6月19日). 2020年1月9日閲覧。
79. ^ “化学物質を取り扱う事業者の方へ”. 経済産業省. p. 26. 2013年1月27日閲覧。
80. ^ “海外の環境規制・環境産業の動向に関する調査報告書”. 三菱総合研究所. 2013年1月27日閲覧。
81. ^ “シンガポールの排水基準について”. DOWAエコジャーナル. 2013年1月27日閲覧。
82. ^ “グリーン調達　欧州規格EN71-Part3に基づく玩具の溶出試験”. 島津テクノリサーチ. 2013年1月26日閲覧。

参考文献

• 加藤虎郎『標準定量分析法』丸善、1932年。 
• 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。 
• G. シャルロー『定性分析化学II ―溶液中の化学反応』曽根興二、田中元治 訳、共立出版、1974年。 
• 千谷利三『新版 無機化学（上巻）』産業図書、1959年。 
• Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (2007). “Barium and Barium Compounds”. In Ullman, Franz. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2 
• Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe (1985). “Barium and Barium Compounds”. In Wolfgang Gerhartz. Ullman's Encyclopedia of Industrial Chemistry. A3 (5th ed.). Wiley-VCH. ISBN 3527201041 
• Lide, D. R. (2004). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0484-2 

関連項目

ウィキメディア・コモンズには、バリウムに関連するメディアがあります。

• 造影剤

表 話 編 歴 周期表
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H																															He
2	Li	Be																									B	C	N	O	F	Ne
3	Na	Mg																									Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca															Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
5	Rb	Sr															Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
6	Cs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
7	Fr	Ra	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts	Og
アルカリ金属   アルカリ土類金属   ランタノイド   アクチノイド   遷移金属   その他の金属   半金属元素（半導体元素）   その他の非金属   ハロゲン   貴ガス（希ガス）   不明

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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