56, Barium (Ba)
Erdalkalimetalle 		Atommasse[1]:
137.33 ± 0.01 u
 
Das Mineral Baryt, griech. barys = schwer Elektronen-Konfiguration[2]: (Xe) 6s2

Thermodynamische Eigenschaften der Ionen

Ionisierungsenthalpien von Barium:

Me(g) ⇌ Mex+(g) + x e-
  0 → +1 +1 → +2 +2 → +3 +3 → +4 +4 → +5 +5 → +6 +6 → +7 +7 → +8
IE in eV 5.2117 [3] 10.0039 [3]
IE in au 0.192 0.368
IE in kJ/mol 503 965
IE in cm-1 42035 80687
 
  0 → +1 0 → +2 0 → +3 0 → +4 0 → +5 0 → +6 0 → +7 0 → +8
IE in eV 5.2117 15.2156
IE in au 0.192 0.559
IE in kJ/mol 503 1468
IE in cm-1 42035 122722
Tabelle 1: Ionisierungsenthalpien (IE) für die Abtrennung der Valenzelektronen bis maximal zur Oxidationsstufe +8. Die Werte in kJ/mol, au (Atomare Energie-Einheiten) bzw. cm-1 wurden automatisch per Skript aus den Angaben in eV umgerechnet (1 eV = 0,0367493 au = 96,48533212 kJ/mol = 8065,541 cm-1). In der oberen Tabelle sind die Enthalpien für jede einzelne Stufe, in der unteren die jeweiligen Summe bis zur jeweiligen Stufe angegeben, ebenfalls automatisch per Skript aus den mit der Quellenangabe bezeichneten Werten berechnet.

Elektronenaffinitäten von Barium:

Me(g) + x e- ⇌ Mex-(g)
  0 → -1 -1 → -2 -2 → -3 -3 → -4  
EA in eV 0.1446 [4]  
EA in au 0.005  
EA in kJ/mol 13.954  
EA in cm-1 1166.439  
 
  0 → -1 0 → -2 0 → -3 0 → -4  
EA in eV 0.1446  
EA in au 0.005  
EA in kJ/mol 13.954  
EA in cm-1 1166.439  
Tabelle 2: Elektronenaffinitäten (EA) für die Aufnahme von Elektronen bis maximal zur Oxidationsstufe -4. Die Werte in kJ/mol, au (Atomare Energie-Einheiten) bzw. cm-1 wurden automatisch per Skript aus den Angaben in eV umgerechnet (1 eV = 0,0367493 au = 96,48533212 kJ/mol = 8065,541 cm-1). In der oberen Tabelle sind die Enthalpien für jede einzelne Stufe, in der unteren die jeweiligen Summe bis zur jeweiligen Stufe angegeben, ebenfalls automatisch per Skript aus den mit der Quellenangabe bezeichneten Werten berechnet.

Thermodynamische Daten zur Bildung von bariumhaltigen Ionen:

Kationen: [A](cr) + H2O ⇌ [A]z+(aq) + z e-  Anionen: [B](g/l/cr) + H2O + z e- ⇌ [B]z-(aq)

Ion Formel ΔFHO [kJ/mol] ΔFGO [kJ/mol] SO [J/(mol·K)]
Barium-Ion (aq) Ba2+ -535.98[5][a] -557.6[6] 8.8[6]
Tabelle 3: Thermodynamische Standard-Daten zu bariumhaltigen Ionen. Die Werte beziehen sich auf Normalzustand (298,15 K und 1.000 hPa). ΔFHO = Standardbildungsenthalpie, ΔFGO = Freie Gibbs-Standardenthalpie, SO = Standardbildungsentropie. Die Zustände sind wie folgt abgekürzt: (g) = gasförmig; (l) = flüssig; (cr) = fest; (aq) = gelöst, mit Hydrathülle.

Thermodynamische Daten zur Hydratation bariumhaltiger Ionen:

Kationen: [A]z+(g) + x H2O ⇌ [A]z+(aq)   Anionen: [B]z-(g) + x H2O ⇌ [B]z-(aq)
Ion Edukte ⇌ Produkt ΔhydHO in kJ/mol ΔhydGO in kJ/mol ΔhydSO in J/(mol˙K)
Ba2+ Ba2+ + 9 H2O ⇌ Ba(H2O)92+ -1309[7] -1250[8] -197.9
Tabelle 4: Thermodynamische Daten zur Hydratation bei Standard-Bedingungen (298,15 K; 1.000 hPa) für Barium-haltige Ionen. ΔhydH = Hydratationsenthalpie (kJ/mol); ΔhydG = Freie Gibbs-Hydratationesenthalpie (kJ/mol); ΔhydS = Hydratationsentropie (J/(mol˙K)). Die Hydratationsentropie wird automatisch per Skript aus ΔH und ΔG berechnet, falls beide Werte bekannt sind. Die Hydratations-Enthalpie bezieht sich auf die Reaktion des gasförmigen Ions mit Wassermolekülen zu einem hydratisierten Ion. Als Hydrathülle werden für Elemente der 1. und 2. Periode (Wasserstoff bis Fluor) 4 Wassermoleküle, für Elemente der 3. und 4. Perioden (Natrium bis Brom) 6 Wassermoleküle, für Elemente der 5. Periode (Rubidium bis Iod) 8 Wassermoleküle und für Elemente der 6. oder 7. Periode 9 Wassermoleküle angenommen. Dabei ist die Bindung der Wassermoleküle an das Ion von der Ladung pro Ionenradius abhängig. Umso kleiner die Ladung und umso größer der Radius umso schwächer ist die Bindung der Wassermoleküle an das Ion.

Bemerkungen: [a] -535.83±1.25 kJ/mol

Quellen: [1] Prohaska, T., Irrgeher, J., Benefield, J., Böhlke, J. K., Chesson, L. A., Coplen, T. B., ... & Meija, J. (2022). Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, 94(5), 573-600. https://doi.org/10.1515/pac-2019-0603
[2] Wiberg, N., Wiberg, E. & Holleman, A. F. (2007). Lehrbuch der anorganischen Chemie. (S. 300, 1304, 1878). Walter de Gruyter. https://doi.org/10.1515/9783110206845
[3] Lide, D. R. (2005). Ionization potentials of atoms and atomic ions, in: CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005. CRC Press Boca Raton.
[4] Ning, C., & Lu, Y. (2022). Electron affinities of atoms and structures of atomic negative ions. Journal of Physical and Chemical Reference Data, 51(2). https://doi.org/10.1063/5.0080243
[5] Monayenkova, A. S., Vorobev, A. F., Popova, A. A., & Tiphlova, L. A. (2002). Thermochemistry of some barium compounds. The Journal of Chemical Thermodynamics, 34(11), 1777-1785. https://doi.org/10.1016/S0021-9614(02)00171-4
[6] Parker, V. B. (1995). Thermodynamic Properties of the Aqueous Ba2+ Ion and the Key Compounds of Barium. Journal of Physical and Chemical Reference Data, 24(2), 1023-1036. https://doi.org/10.1063/1.555973
[7] Smith, D. W. (1977). Ionic hydration enthalpies. Journal of Chemical Education, 54(9), 540. https://doi.org/10.1021/ed054p540
[8] Marcus, Y. (1991). Thermodynamics of solvation of ions. Part 5. - Gibbs free energy of hydration at 298.15 K. Journal of the Chemical Society, Faraday Transactions, 87(18), 2995-2999. https://doi.org/10.1039/FT9918702995