Le baryum est un métal alcalino-terreux occupant la position 56 dans le tableau périodique des éléments chimiques. Le nom de la substance traduit du grec ancien signifie « lourd ».
Caractéristiques du baryum
Le métal a une masse atomique de 137 g/mmol et une densité d'environ 3,7 g/cm 3 . Il est très léger et doux - sa dureté maximale sur l'échelle de Mohs est de 3 points. Dans le cas des impuretés mercurielles, la fragilité du baryum augmente considérablement.
Le métal a une couleur gris argenté clair. Cependant, le métal est également célèbre pour sa couleur verte, acquise à la suite d'une réaction chimique impliquant des sels de l'élément (par exemple, le sulfate de baryum). Si nous trempons une tige de verre dans du baryum et la portons à une flamme nue, nous verrons une flamme verte. Cette méthode permet de déterminer clairement même la teneur minimale en impuretés de métaux lourds.
Le réseau cristallin du baryum, observable même en dehors des conditions de laboratoire, a une forme cubique. Il convient de noter qu’il est également approprié de trouver du baryum pur dans la nature. Aujourd'hui, il existe deux modifications connues du métal, dont l'une résiste aux augmentations de température jusqu'à 365 0 C et l'autre est capable de résister à des températures comprises entre 375 et 710 0 C. Le point d'ébullition du baryum est de 1696 0 C.
Le baryum, ainsi que d’autres métaux alcalino-terreux, présente une activité chimique. Il occupe une position médiane dans le groupe, laissant derrière lui le strontium et le calcium, qui peuvent être stockés à l'air libre, mais on ne peut pas en dire autant du baryum. L’huile de paraffine, dans laquelle le baryum ou l’éther de pétrole est directement immergé, est un excellent moyen de stockage du métal.
Le baryum réagit avec l'oxygène, cependant, à la suite de la réaction, son éclat est perdu, après quoi le métal acquiert d'abord une teinte jaunâtre, puis devient brun et finit par acquérir une couleur grise. C'est l'aspect inhérent à l'oxyde de baryum. Lorsque l'atmosphère se réchauffe, le baryum devient explosif.
Le 56ème élément du tableau périodique de Mendeleïev interagit également avec l'eau, entraînant une réaction opposée à la réaction avec l'oxygène. Dans ce cas, le liquide est sujet à décomposition. Cette réaction est réalisée exclusivement avec du métal pur, après quoi il devient de l'hydroxyde de baryum. Si des sels métalliques entrent en contact avec le milieu aqueux, nous ne verrons aucune réaction, puisque rien ne se passera. Par exemple, son chlorure est insoluble dans l'eau et une réaction active ne peut être observée que lors d'une interaction avec un environnement acide.
Le métal réagit facilement avec l'hydrogène, mais pour cela il est nécessaire de créer certaines conditions, à savoir une augmentation de la température. Dans ce cas, le résultat est de l'hydrure de baryum. Dans des conditions de température croissante, l'élément 56 réagit également avec l'ammoniac, entraînant la formation de nitrure. Si la température augmente davantage, du cyanure peut être produit.
La solution de baryum a une couleur bleue caractéristique, obtenue à la suite d'une réaction avec l'ammoniac à l'état d'agrégat liquide. Si un catalyseur au platine est ajouté, de l'amidure de baryum se forme. Cependant, le champ d'application de cette substance est loin d'être large - elle est utilisée exclusivement comme réactif.
| Caractéristique | Signification |
|---|---|
| Propriétés de l'atome | |
| Nom, symbole, numéro | Baryum / Baryum (Ba), 56 |
| Masse atomique (masse molaire) | 137.327(7)a. e.m. (g/mol) |
| Configuration électronique | 6s2 |
| Rayon atomique | 222h |
| Propriétés chimiques | |
| Rayon covalent | 198h |
| Rayon ionique | (+2e) 134h |
| Électronégativité | 0,89 (échelle de Pauling) |
| Le potentiel de l'électrode | -2,906 |
| États d'oxydation | 2 |
| Énergie d'ionisation (premier électron) | 502,5 (5,21) kJ/mol (eV) |
| Propriétés thermodynamiques d'une substance simple | |
| Densité (dans des conditions normales) | 3,5 g/cm³ |
| Température de fusion | 1 002 Ko |
| Température d'ébullition | 1 910 K |
| Oud. température de fusion | 7,66 kJ/mole |
| Oud. chaleur de vaporisation | 142,0 kJ/mole |
| Capacité thermique molaire | 28,1 J/(Kmol) |
| Volume molaire | 39,0 cm³/mole |
| Réseau cristallin d'une substance simple | |
| La structure en treillis | corps cubique centré |
| Paramètres de réseau | 5.020 Å |
| Autres caractéristiques | |
| Conductivité thermique | (300 K) (18,4) W/(m·K) |
| Numero CAS | 7440-39-3 |
Obtention du baryum
Le métal a été obtenu pour la première fois dans la seconde moitié du XVIIIe siècle (en 1774) par les chimistes Karl Scheele et Johan Hahn. Ensuite, un oxyde métallique a été obtenu. Quelques années plus tard, Humphry Davy réussit à produire un amalgame métallique par électrolyse d'hydroxyde de baryum humide avec une cathode de mercure, qu'il soumet à la chaleur et évapore le mercure, obtenant ainsi du baryum métallique.
La production de baryum métallique dans des conditions de laboratoire modernes s'effectue de plusieurs manières liées à l'atmosphère. La séparation du baryum est effectuée sous vide en raison d'une réaction trop active qui se déclenche lorsque le baryum réagit avec l'oxygène.
L'oxyde et le chlorure de baryum sont obtenus par réduction métallothermique dans des conditions de température croissante jusqu'à 1200 0 C.
En outre, le métal pur peut être séparé de son hydrure et de son nitrure par décomposition thermique. Le potassium est obtenu de la même manière. Pour réaliser ce processus, des capsules spéciales avec une étanchéité complète sont nécessaires, ainsi que la présence de quartz ou de porcelaine. Il est également possible d'obtenir du baryum par électrolyse, grâce à laquelle l'élément peut être isolé du chlorure de baryum fondu avec une cathode à mercure.
Applications du baryum
Compte tenu de toutes les propriétés du 56ème élément du tableau périodique, le baryum est un métal assez populaire. Ainsi, il est utilisé :
- Dans la fabrication d'appareils électroniques sous vide. Dans ce cas, le baryum métallique, ou son alliage avec l'aluminium, est utilisé comme absorbeur de gaz. Et son oxyde entrant dans la composition d'une solution solide d'oxydes d'autres métaux alcalino-terreux est utilisé comme couche active des cathodes à canal indirect.
- En tant que matériau capable de résister à la corrosion. À cette fin, du métal ainsi que du zirconium sont ajoutés aux liquides de refroidissement métalliques, ce qui peut réduire considérablement l'effet agressif sur les pipelines. Cette utilisation du baryum a trouvé sa place dans l'industrie métallurgique.
- Le baryum peut agir comme ferroélectrique et piézoélectrique. Il convient d'utiliser du titanate de baryum, qui agit comme diélectrique lors de la fabrication de condensateurs céramiques, ainsi qu'un matériau utilisé dans les microphones piézoélectriques et les émetteurs piézocéramiques.
- Dans les instruments optiques. Le fluorure de baryum, qui se présente sous forme de monocristaux, est utilisé.
- En tant qu'élément intégral de la pyrotechnie. Le peroxyde métallique est utilisé comme agent oxydant. Le nitrate de baryum et le chlorate agissent comme des substances qui donnent à la flamme une certaine couleur (vert).
- Dans l’énergie nucléaire-hydrogène. Ici, le chromate de baryum est activement utilisé dans la production d'hydrogène et d'oxygène par la méthode thermochimique.
- Dans l'énergie nucléaire. L'oxyde métallique fait partie intégrante du processus de fabrication du verre d'une certaine qualité qui recouvre les barres d'uranium.
- En tant que source de courant chimique. Plusieurs composés du baryum peuvent être utilisés dans ce cas : le fluorure, l'oxyde et le sulfate. Le premier composé est utilisé dans les batteries au fluor à l’état solide comme composant de l’électrolyte fluoré. L'oxyde a trouvé sa place dans les batteries à oxyde de cuivre de haute puissance en tant que composant de la masse active. Et cette dernière substance est utilisée comme expanseur de la masse active de l'électrode négative lors de la production de batteries au plomb.
- En médecine. Le sulfate de baryum est une substance insoluble totalement non toxique. À cet égard, il est utilisé comme matériau radio-opaque lors des études du tractus gastro-intestinal.
| Champ d'application | Mode d'application |
|---|---|
| Appareils électroniques sous vide | Le baryum métallique, souvent en alliage avec l'aluminium, est utilisé comme absorbeur de gaz (getter) dans les appareils électroniques sous vide poussé, dans le cadre d'une solution solide d'oxydes d'autres métaux alcalino-terreux - calcium et strontium (CaO, SrO). ), est utilisée comme couche active des cathodes chauffées indirectement. |
| Matériau anticorrosion | Le baryum est ajouté avec le zirconium aux liquides de refroidissement des métaux (alliages de sodium, potassium, rubidium, lithium, césium) pour réduire l'agressivité de ces derniers envers les pipelines et en métallurgie. |
| Ferroélectrique et piézoélectrique | Le titanate de baryum est utilisé comme diélectrique dans la fabrication de condensateurs céramiques et comme matériau pour les microphones piézoélectriques et les émetteurs piézocéramiques. |
| Optique | Le fluorure de baryum est utilisé sous forme de monocristaux en optique (lentilles, prismes). |
| Pyrotechnie | Le peroxyde de baryum est utilisé pour la pyrotechnie et comme agent oxydant. Le nitrate de baryum et le chlorate de baryum sont utilisés en pyrotechnie pour colorer les flammes (feu vert). |
| Énergie nucléaire-hydrogène | Le chromate de baryum est utilisé dans la production d'hydrogène et d'oxygène par méthode thermochimique (cycle d'Oak Ridge, USA). |
| Supraconductivité à haute température | Le peroxyde de baryum, ainsi que les oxydes de cuivre et de métaux des terres rares, sont utilisés pour synthétiser des céramiques supraconductrices fonctionnant à des températures d'azote liquide et supérieures. |
| Énergie nucléaire | L'oxyde de baryum est utilisé pour faire fondre un type spécial de verre, utilisé pour recouvrir les barres d'uranium. L'un des types les plus répandus de ces verres a la composition suivante - (oxyde de phosphore - 61 %, BaO - 32 %, oxyde d'aluminium - 1,5 %, oxyde de sodium - 5,5 %). Le phosphate de baryum est également utilisé dans la fusion du verre pour l'industrie nucléaire. |
| Sources de courant chimiques | Le fluorure de baryum est utilisé dans les batteries au fluorion à l'état solide comme composant de l'électrolyte fluoré. L'oxyde de baryum est utilisé dans les batteries à l'oxyde de cuivre de haute puissance comme composant de masse active (l'oxyde de baryum-sulfate de cuivre est utilisé comme électrode négative). prolongateur de masse actif dans la production de batteries au plomb. |
| Application en médecine | Le sulfate de baryum, insoluble et non toxique, est utilisé comme agent de contraste radioactif lors des examens médicaux du tractus gastro-intestinal. |
BARIUM, Ba (latin Baryum, du grec barys - lourd * a. baryum ; n. Baryum ; f. baryum ; i. bario), - un élément chimique du sous-groupe principal du groupe 11 du système périodique d'éléments de Mendeleïev, numéro atomique 56, masse atomique 137,33. Le baryum naturel est constitué d'un mélange de sept isotopes stables ; Le 138 Va (71,66%) prédomine. Le baryum a été découvert en 1774 par le chimiste suédois K. Scheele sous forme de BaO. Le baryum métallique a été obtenu pour la première fois par le chimiste anglais H. Davy en 1808.
Obtention du baryum
Le baryum métallique est obtenu par réduction thermique sous vide à 1 100-1 200 °C de poudre d'oxyde de baryum. Le baryum est utilisé dans les alliages - avec le plomb (alliages d'impression et antifriction), l'aluminium et (absorbeurs de gaz dans les installations sous vide). Ses isotopes radioactifs artificiels sont largement utilisés.
Applications du baryum
Le baryum et ses composés sont ajoutés aux matériaux destinés à protéger contre les rayonnements radioactifs et X. Les composés du baryum sont largement utilisés : oxyde, peroxyde et hydroxyde (pour produire du peroxyde d'hydrogène), nitrure (en pyrotechnie), sulfate (comme agent de contraste en radiologie, recherche), chromate et manganate (dans la fabrication de peintures), titanate (un des ferroélectriques les plus importants), les sulfures (dans l'industrie du cuir), etc.
En 1808, Davy Humphrey obtient du baryum sous forme d'amalgame par électrolyse de ses composés.
Reçu:
Dans la nature, il forme les minéraux barytine BaSO 4 et withérite BaCO 3 . Préparé par aluminothermie ou décomposition de l'azoture :
3BaO+2Al=Al2O3 +3Ba
Ba(N 3) 2 =Ba+3N 2
Propriétés physiques:
Un métal blanc argenté avec un point de fusion et d’ébullition plus élevé et une plus grande densité que les métaux alcalins. Très doux. Fondre = 727°C.
Propriétés chimiques:
Le baryum est l'agent réducteur le plus puissant. Dans l'air, il se recouvre rapidement d'une pellicule d'oxyde, de peroxyde et de nitrure de baryum et s'enflamme lorsqu'il est chauffé ou simplement écrasé. Réagit vigoureusement avec les halogènes et, lorsqu'il est chauffé, avec l'hydrogène et le soufre.
Le baryum réagit vigoureusement avec l'eau et les acides. Ils sont stockés, comme les métaux alcalins, dans le kérosène.
Dans les composés, il présente un état d'oxydation de +2.
Les connexions les plus importantes :
Oxyde de baryum. Solide qui réagit vigoureusement avec l'eau pour former un hydroxyde. Absorbe le dioxyde de carbone et se transforme en carbonate. Lorsqu'il est chauffé à 500°C, il réagit avec l'oxygène pour former du peroxyde.
Peroxyde de baryum BaO 2, substance blanche, peu soluble, oxydant. Utilisé en pyrotechnie, pour produire du peroxyde d'hydrogène, de l'eau de Javel.
Hydroxyde de baryum Ba(OH) 2, Ba(OH) 2 octahydraté *8H 2 O, incolore. cristal, alcali. Utilisé pour la détection des ions sulfate et carbonate, pour la purification des graisses végétales et animales.
Sels de baryum cristaux incolores substances. Les sels solubles sont très toxiques.
Chlorure le baryum est obtenu en faisant réagir du sulfate de baryum avec du charbon et du chlorure de calcium entre 800°C et 1 100°C. Réactif pour l'ion sulfate. utilisé dans l'industrie du cuir.
Nitrate baryum, nitrate de baryum, composant vert des compositions pyrotechniques. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose pour former de l'oxyde de baryum.
Sulfate le baryum est pratiquement insoluble dans l'eau et les acides, il est donc peu toxique. utilisé pour blanchir le papier, pour la fluoroscopie, pour le béton de barytine (protection contre les rayonnements radioactifs).
Application:
Le baryum métallique est utilisé comme composant d’un certain nombre d’alliages et comme agent désoxydant dans la production de cuivre et de plomb. Les sels de baryum solubles sont toxiques, MPC 0,5 mg/m 3 . Voir également:
SI. Venetsky À propos de rare et dispersé. Des histoires sur les métaux.
BaSO 4 + 2CH 4 = BaS + 2C + 4H 2 O
BaCO 3 + C = BaO + 2CO
Le baryum métallique est obtenu en le réduisant avec de l'oxyde d'aluminium.
BaO + 2 Al = 3 Ba + Al 2 O 3Pour la première fois, ce processus
cc réalisée par le physicien-chimiste russe N.N. Beketov. C'est ainsi qu'il décrit ses expériences : « J'ai pris de l'oxyde de baryum anhydre et, en y ajoutant une certaine quantité de chlorure de baryum, comme fondant, j'ai mis ce mélange avec des morceaux d'argile (aluminium) dans un creuset en carbone et je l'ai chauffé pendant plusieurs heures. Après avoir refroidi le creuset, j'y ai trouvé un alliage métallique d'un type et de propriétés physiques complètement différents de ceux de l'argile. Cet alliage a une structure cristalline grossière, est très cassant, une nouvelle fracture a un léger éclat jaunâtre ; l'analyse a montré qu'à 100 heures il était constitué de 33,3 baryum et de 66,7 d'argile, ou, autrement, pour une partie de baryum, il contenait deux parties d'argile... » De nos jours, le processus de réduction avec l'aluminium s'effectue sous vide à des températures de 1100 à 1250° C , tandis que le baryum résultant s'évapore et se condense sur les parties les plus froides du réacteur.De plus, le baryum peut être obtenu par électrolyse d'un mélange fondu de chlorures de baryum et de calcium.
Substance simple. Le baryum est un métal malléable blanc argenté qui se brise lorsqu'il est frappé brusquement. Point de fusion 727° C, point d'ébullition 1637° C, densité 3,780 g/cm 3 . A pression normale, il existe sous deux modifications allotropiques : jusqu'à 375° C stable a - Ba à réseau cubique centré, stable au-dessus de 375° C b-Ba . À pression élevée, une modification hexagonale se forme. Le baryum métallique a une activité chimique élevée ; il s'oxyde intensément dans l'air, formant un film contenant BaO, BaO 2 et Ba 3 N 2, avec un léger échauffement ou impact, il s'enflamme.2Ba + O2 = 2BaO ; Ba + O 2 = BaO 2; 3Ba + N 2 = Ba 3 N 2,Le baryum est donc stocké sous une couche de kérosène ou de paraffine. Le baryum réagit vigoureusement avec l'eau et les solutions acides, formant de l'hydroxyde de baryum ou les sels correspondants :Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2Ba + 2HCl = BaCl 2 + H 2
Avec les halogènes, le baryum forme des halogénures, avec l'hydrogène et l'azote lorsqu'il est chauffé, respectivement de l'hydrure et du nitrure.Ba + Cl 2 = BaCl 2; Ba + H 2 = BaH 2Le baryum métallique se dissout dans l'ammoniac liquide pour former une solution bleu foncé, à partir de laquelle l'ammoniac peut être isolé Ba(NH 3) 6 cristaux à l'éclat doré, se décomposant facilement avec libération d'ammoniac. Dans ce composé, le baryum a un état d’oxydation nul.Application dans l'industrie et la science. L'utilisation du baryum métallique est très limitée en raison de sa grande réactivité chimique ; les composés du baryum sont utilisés beaucoup plus largement. Alliage de baryum avec alliage d'aluminium Alba contenant 56 % Ba la base des getters (absorbeurs de gaz résiduels dans la technologie du vide). Pour obtenir le getter lui-même, le baryum est évaporé de l'alliage en le chauffant dans un ballon sous vide de l'appareil, ce qui entraîne la formation d'un « miroir de baryum » sur les parties froides du ballon. En petites quantités, le baryum est utilisé en métallurgie pour purifier le cuivre fondu et le plomb des impuretés de soufre, d'oxygène et d'azote. Le baryum est ajouté aux alliages d'impression et antifriction ; un alliage de baryum et de nickel est utilisé pour fabriquer des pièces pour les tubes radio et les électrodes de bougies d'allumage dans les moteurs à carburateur. De plus, il existe des utilisations non standard du baryum. L'un d'eux est la création de comètes artificielles : la vapeur de baryum libérée par un vaisseau spatial est facilement ionisée par les rayons solaires et se transforme en un nuage de plasma brillant. La première comète artificielle a été créée en 1959 lors du vol de la station interplanétaire automatique soviétique Luna-1. Au début des années 1970, des physiciens allemands et américains, menant des recherches sur le champ électromagnétique terrestre, ont libéré 15 kilogrammes de minuscule poudre de baryum au-dessus de la Colombie. Le nuage de plasma résultant s’étendait le long des lignes du champ magnétique, permettant de clarifier leur position. En 1979, des jets de particules de baryum ont été utilisés pour étudier les aurores.Composés de baryum. Les composés divalents du baryum présentent le plus grand intérêt pratique.Oxyde de baryum(
BaO ) : produit intermédiaire dans la fabrication des réfractaires au baryum (point de fusion environ 2020° C ) poudre blanche, réagit avec l'eau pour former de l'hydroxyde de baryum, absorbe le dioxyde de carbone de l'air et se transforme en carbonate :BaO + H 2 O = Ba(OH) 2; BaO + CO 2 = BaCO 3Chauffé à l'air à une température de 500600° C , l'oxyde de baryum réagit avec l'oxygène pour former du peroxyde qui, après chauffage supplémentaire à 700° C retourne dans l'oxyde, éliminant l'oxygène :2BaO + O2 = 2BaO2 ; 2BaO2 = 2BaO + O2C'est ainsi que l'on obtenait l'oxygène jusqu'à la fin du XIXe siècle, jusqu'à ce qu'une méthode permettant de libérer de l'oxygène par distillation de l'air liquide soit mise au point.En laboratoire, l'oxyde de baryum peut être préparé par calcination du nitrate de baryum :
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2Aujourd'hui, l'oxyde de baryum est utilisé comme agent déshydratant, pour produire du peroxyde de baryum et pour fabriquer des aimants en céramique à partir de ferrate de baryum (pour cela, un mélange de poudres d'oxyde de baryum et de fer est fritté sous presse dans un champ magnétique puissant), mais le La principale utilisation de l'oxyde de baryum est la fabrication de cathodes thermoioniques. En 1903, le jeune scientifique allemand Wehnelt teste la loi de l'émission d'électrons par les solides, découverte peu auparavant par le physicien anglais Richardson. La première des expériences avec du fil de platine a complètement confirmé la loi, mais l'expérience de contrôle a échoué : le flux d'électrons a largement dépassé celui attendu. Puisque les propriétés du métal ne pouvaient pas changer, Wehnelt a supposé qu’il y avait une sorte d’impureté à la surface du platine. Après avoir testé d'éventuels contaminants de surface, il est devenu convaincu que les électrons supplémentaires étaient émis par l'oxyde de baryum, qui faisait partie du lubrifiant de la pompe à vide utilisée dans l'expérience. Cependant, le monde scientifique n’a pas immédiatement reconnu cette découverte, puisque son observation n’a pas pu être reproduite. Près d'un quart de siècle plus tard seulement, l'Anglais Kohler montra que pour présenter une émission thermoionique élevée, l'oxyde de baryum devait être chauffé à de très faibles pressions d'oxygène. Ce phénomène n'a pu être expliqué qu'en 1935. Le scientifique allemand Pohl a suggéré que les électrons sont émis par une petite impureté de baryum dans l'oxyde : à basse pression, une partie de l'oxygène s'évapore de l'oxyde, et le baryum restant est facilement ionisé pour former électrons libres, qui quittent le cristal lorsqu'il est chauffé :2BaO = 2Ba + O2 ; Ba = Ba 2+ + 2 e L'exactitude de cette hypothèse a finalement été établie à la fin des années 1950 par les chimistes soviétiques A. Bundel et P. Kovtun, qui ont mesuré la concentration d'impureté de baryum dans l'oxyde et l'ont comparée au flux d'émission d'électrons thermoioniques. Or, l'oxyde de baryum est la partie active de la plupart des cathodes thermoioniques. Par exemple, un faisceau d'électrons qui forme une image sur un écran de télévision ou un écran d'ordinateur est émis par l'oxyde de baryum.Hydroxyde de baryum, octahydraté(
Ba(OH)2 8 H2O ). Poudre blanche, très soluble dans l'eau chaude (plus de 50% à 80° C ), pire par temps froid (3,7% à 20° C ). Point de fusion de l'octahydrate 78° C , lorsqu'il est chauffé à 130° C ça devient anhydre Ba(OH ) 2 . L'hydroxyde de baryum est produit en dissolvant l'oxyde dans de l'eau chaude ou en chauffant du sulfure de baryum dans un courant de vapeur surchauffée. L'hydroxyde de baryum réagit facilement avec le dioxyde de carbone, c'est pourquoi sa solution aqueuse, appelée « eau de barytine », est utilisée en chimie analytique comme réactif pour CO 2. De plus, « l’eau de barytine » sert de réactif pour les ions sulfate et carbonate. L'hydroxyde de baryum est utilisé pour éliminer les ions sulfate des huiles végétales et animales et des solutions industrielles, pour obtenir des hydroxydes de rubidium et de césium, en tant que composant de lubrifiants.Carbonate de baryum(
BaCO 3). Dans la nature, le minéral est la withérite. Poudre blanche, insoluble dans l'eau, soluble dans les acides forts (sauf l'acide sulfurique). Lorsqu'il est chauffé à 1000°C, il se décompose et libère CO 2 : BaCO 3 = BaO + CO 2Le carbonate de baryum est ajouté au verre pour augmenter son indice de réfraction et est ajouté aux émaux et aux glaçures.
Sulfate de baryum(
BaSO 4). Dans la nature, la barytine (spath lourd ou persan) est le principal minéral de la poudre blanche de baryum (point de fusion environ 1680° C ), pratiquement insoluble dans l'eau (2,2 mg/l à 18° C ), se dissout lentement dans l'acide sulfurique concentré.La production de peintures a longtemps été associée au sulfate de baryum. Certes, son utilisation était au début de nature criminelle : la barytine broyée était mélangée à du blanc de plomb, ce qui réduisait considérablement le coût du produit final et, en même temps, détériorait la qualité de la peinture. Cependant, ces blancs modifiés étaient vendus au même prix que les blancs ordinaires, générant ainsi des bénéfices importants pour les propriétaires d'usines de teinture. En 1859, le Département de l'Industrie manufacturière et du Commerce intérieur a reçu des informations sur les machinations frauduleuses des propriétaires d'usines de Yaroslavl qui ont ajouté du spath lourd au blanc de plomb, ce qui « trompe les consommateurs sur la véritable qualité du produit, et une demande a également été reçue pour interdire la a déclaré les fabricants d'utiliser du spath dans la production de blanc de plomb. Mais ces plaintes n’ont abouti à rien. Qu'il suffise de dire qu'en 1882, une usine de longerons a été fondée à Yaroslavl, qui a produit en 1885 50 000 livres de longerons lourds broyés. Au début des années 1890, D.I. Mendeleïev écrivait : « ... La barytine est mélangée au mélange de blanc dans de nombreuses usines, car le blanc importé de l'étranger contient ce mélange pour en réduire le prix. »
Le sulfate de baryum fait partie de la lithopone, une peinture blanche non toxique à haut pouvoir couvrant, très demandée sur le marché. Pour fabriquer du lithopone, des solutions aqueuses de sulfure de baryum et de sulfate de zinc sont mélangées, au cours desquelles une réaction d'échange se produit et un mélange de sulfate de baryum finement cristallin et de sulfure de zinc précipite, et de l'eau pure reste dans la solution.
BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnS ЇDans la production de papiers de qualité coûteuse, le sulfate de baryum joue le rôle de charge et d'agent alourdissant, rendant le papier plus blanc et plus dense ; il est également utilisé comme charge pour le caoutchouc et la céramique.
Plus de 95 % de la barytine extraite dans le monde est utilisée pour préparer des solutions de travail pour le forage de puits profonds.
Le sulfate de baryum absorbe fortement les rayons X et gamma. Cette propriété est largement utilisée en médecine pour diagnostiquer les maladies gastro-intestinales. Pour ce faire, le patient reçoit une suspension de sulfate de baryum dans de l'eau ou un mélange de celui-ci avec de la semoule « bouillie de baryum » à avaler puis radiographié. Les parties du tube digestif à travers lesquelles passe la « bouillie de baryum » apparaissent sous forme de points sombres sur l’image. De cette façon, le médecin peut se faire une idée de la forme de l'estomac et des intestins et déterminer la localisation de la maladie. Le sulfate de baryum est également utilisé pour fabriquer du béton de barytine, utilisé dans la construction de centrales nucléaires et de centrales nucléaires pour se protéger contre les rayonnements pénétrants.
Sulfure de baryum(
BaS ). Produit intermédiaire dans la production du baryum et de ses composés. Le produit commercial est une poudre grise friable, peu soluble dans l'eau. Le sulfure de baryum est utilisé pour produire du lithopone, dans l'industrie du cuir pour épiler les peaux et pour produire du sulfure d'hydrogène pur. BaS un composant de nombreuses substances phosphorescentes qui brillent après avoir absorbé l'énergie lumineuse. C'est ce qu'obtenait Casciarolo en calcinant la barytine avec du charbon. En soi, le sulfure de baryum ne brille pas : il nécessite l'ajout de substances activatrices - sels de bismuth, plomb et autres métaux.Titanate de baryum(
BaTiO 3). L'un des composés réfractaires blancs de baryum les plus importants industriellement (point de fusion 1616° C ) une substance cristalline insoluble dans l'eau. Le titanate de baryum est obtenu en fusionnant du dioxyde de titane avec du carbonate de baryum à une température d'environ 1300° C : BaCO 3 + TiO 2 = BaTiO 3 + CO 2Le titanate de baryum est l'un des meilleurs ferroélectriques ( cm. Aussi FERROÉLECTRIQUE), des matériaux électriques très précieux. En 1944, le physicien soviétique B.M. Vul découvrit les extraordinaires capacités ferroélectriques (constante diélectrique très élevée) du titanate de baryum, qui les retenaient dans une large plage de températures - du zéro presque absolu à +125°.
C . Cette circonstance, ainsi que la grande résistance mécanique et résistance à l'humidité du titanate de baryum, ont contribué à en faire l'un des ferroélectriques les plus importants, utilisé, par exemple, dans la fabrication de condensateurs électriques. Le titanate de baryum, comme tous les ferroélectriques, possède également des propriétés piézoélectriques : il modifie ses caractéristiques électriques sous pression. Lorsqu'ils sont exposés à un champ électrique alternatif, des oscillations se produisent dans ses cristaux et sont donc utilisés dans les piézoéléments, les circuits radio et les systèmes automatiques. Le titanate de baryum a été utilisé pour tenter de détecter les ondes gravitationnelles.Autres composés de baryum. Nitrate et chlorate (Ba(ClO 3) 2) le baryum fait partie intégrante des feux d'artifice, l'ajout de ces composés donne à la flamme une couleur vert vif. Le peroxyde de baryum est un composant des mélanges d'allumage pour l'aluminothermie. Tétracyanoplatinate( II) baryum (Ba[Pt(CN ) 4 ]) brille sous l'influence des rayons X et des rayons gamma. En 1895, le physicien allemand Wilhelm Röntgen, observant la lueur de cette substance, il suggéra l'existence d'un nouveau rayonnement, appelé plus tard rayon X. Maintenant le tétracyanoplatinate ( II ) le baryum recouvre les écrans lumineux des appareils. Thiosulfate de baryum ( BaS2O 3) donne au vernis incolore une teinte nacrée, et en le mélangeant avec de la colle, on peut réaliser une imitation complète de nacre.Toxicologie des composés du baryum. Tous les sels de baryum solubles sont toxiques. Le sulfate de baryum utilisé en fluoroscopie est pratiquement non toxique. La dose mortelle de chlorure de baryum est de 0,80,9 g, celle de carbonate de baryum est de 24 g. En cas d'ingestion de composés toxiques du baryum, sensation de brûlure dans la bouche, douleur à l'estomac, salivation, nausées, vomissements, étourdissements, faiblesse musculaire, essoufflement. la respiration se produit, un ralentissement du rythme cardiaque et une baisse de la tension artérielle. La principale méthode de traitement de l'intoxication au baryum est le lavage gastrique et l'utilisation de laxatifs.Les principales sources de baryum pénétrant dans le corps humain sont les aliments (en particulier les fruits de mer) et l'eau potable. Selon la recommandation de l'Organisation mondiale de la santé, la teneur en baryum de l'eau potable ne doit pas dépasser 0,7 mg/l ; en Russie, il existe des normes beaucoup plus strictes de 0,1 mg/l.
Youri Krutiakov
LITTÉRATURE Figurovsky N.A. L'histoire de la découverte des éléments et l'origine de leurs noms. M., Nauka, 1970Venetski S.I. A propos de rare et dispersé. Contes de métaux. M.,neMétallurgie, 1980
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Information et examen analytique de l'état et des perspectives des marchés mondiaux et nationaux des métaux non ferreux, rares et précieux. Numéro 18. Barytine. M., 2002
Le groupe IIA ne contient que des métaux – Be (béryllium), Mg (magnésium), Ca (calcium), Sr (strontium), Ba (baryum) et Ra (radium). Les propriétés chimiques du premier représentant de ce groupe, le béryllium, diffèrent le plus fortement des propriétés chimiques des autres éléments de ce groupe. Ses propriétés chimiques sont, à bien des égards, encore plus similaires à celles de l’aluminium qu’à celles des autres métaux du groupe IIA (ce qu’on appelle la « similarité diagonale »). Le magnésium, dans ses propriétés chimiques, diffère également sensiblement de Ca, Sr, Ba et Ra, mais il possède néanmoins des propriétés chimiques beaucoup plus similaires qu'avec le béryllium. En raison de la similitude significative des propriétés chimiques du calcium, du strontium, du baryum et du radium, ils sont regroupés en une seule famille appelée Terre alcaline les métaux.
Tous les éléments du groupe IIA appartiennent à s-éléments, c'est-à-dire contiennent tous leurs électrons de valence sur s-sous-niveau Ainsi, la configuration électronique de la couche électronique externe de tous les éléments chimiques de ce groupe a la forme ns 2 , Où n– numéro de la période dans laquelle se situe l’élément.
En raison des particularités de la structure électronique des métaux du groupe IIA, ces éléments, en plus de zéro, ne peuvent avoir qu'un seul état d'oxydation égal à +2. Les substances simples formées par des éléments du groupe IIA, lorsqu'elles participent à des réactions chimiques, ne sont capables que d'oxydation, c'est-à-dire donner des électrons :
Moi 0 – 2e — → Moi +2
Le calcium, le strontium, le baryum et le radium ont une réactivité chimique extrêmement élevée. Les substances simples qu'ils forment sont des agents réducteurs très puissants. Le magnésium est également un puissant agent réducteur. L'activité de réduction des métaux obéit aux lois générales de la loi périodique de D.I. Mendeleev et augmente le sous-groupe.
Interaction avec des substances simples
avec de l'oxygène
Sans chauffage, le béryllium et le magnésium ne réagissent ni avec l'oxygène atmosphérique ni avec l'oxygène pur car ils sont recouverts de fines pellicules protectrices constituées respectivement d'oxydes de BeO et de MgO. Leur stockage ne nécessite aucune méthode particulière de protection contre l'air et l'humidité, contrairement aux métaux alcalino-terreux, qui sont stockés sous une couche de liquide inerte pour eux, le plus souvent du kérosène.
Be, Mg, Ca, Sr, lorsqu'ils sont brûlés dans l'oxygène, forment des oxydes de composition MeO et Ba - un mélange d'oxyde de baryum (BaO) et de peroxyde de baryum (BaO 2) :
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Il convient de noter que lorsque les métaux alcalino-terreux et le magnésium brûlent dans l'air, une réaction secondaire de ces métaux avec l'azote de l'air se produit également, à la suite de laquelle, en plus des composés de métaux avec l'oxygène, des nitrures de formule générale Me 3 N 2 sont également formés.
avec des halogènes
Le béryllium ne réagit avec les halogènes qu'à haute température, et le reste des métaux du groupe IIA - déjà à température ambiante :
Mg + I 2 = MgI 2 – Iodure de magnésium
Ca + Br 2 = CaBr 2 – bromure de calcium
Ba + Cl 2 = BaCl 2 – chlorure de baryum
avec des non-métaux des groupes IV-VI
Tous les métaux du groupe IIA réagissent lorsqu'ils sont chauffés avec tous les non-métaux des groupes IV à VI, mais en fonction de la position du métal dans le groupe, ainsi que de l'activité des non-métaux, différents degrés de chauffage sont nécessaires. Étant donné que le béryllium est le plus chimiquement inerte parmi tous les métaux du groupe IIA, lors de ses réactions avec des non-métaux, une utilisation importante est nécessaire. Ô température plus élevée.
Il est à noter que la réaction des métaux avec le carbone peut former des carbures de différentes natures. Il existe des carbures qui appartiennent aux méthanides et sont classiquement considérés comme des dérivés du méthane, dans lesquels tous les atomes d'hydrogène sont remplacés par du métal. Comme le méthane, ils contiennent du carbone à l'état d'oxydation -4, et lorsqu'ils sont hydrolysés ou interagissent avec des acides non oxydants, l'un des produits est le méthane. Il existe également un autre type de carbures - les acétyléniures, qui contiennent l'ion C 2 2-, qui est en fait un fragment de la molécule d'acétylène. Les carbures tels que les acétyléniures, lors de l'hydrolyse ou de l'interaction avec des acides non oxydants, forment de l'acétylène comme l'un des produits de réaction. Le type de carbure - méthanide ou acétyléniure - obtenu lorsqu'un métal particulier réagit avec le carbone dépend de la taille du cation métallique. Les ions métalliques de petit rayon forment généralement des métanides et les ions plus gros forment des acétyléniures. Dans le cas des métaux du deuxième groupe, le méthanide est obtenu par interaction du béryllium avec le carbone :
Les métaux restants du groupe II A forment des acétyléniures avec le carbone :
Avec le silicium, les métaux du groupe IIA forment des siliciures - composés du type Me 2 Si, avec de l'azote - des nitrures (Me 3 N 2), avec du phosphore - des phosphures (Me 3 P 2) :
avec de l'hydrogène
Tous les métaux alcalino-terreux réagissent avec l'hydrogène lorsqu'ils sont chauffés. Pour que le magnésium réagisse avec l'hydrogène, le chauffage seul, comme dans le cas des métaux alcalino-terreux, ne suffit pas ; en plus d'une température élevée, une pression accrue de l'hydrogène est également nécessaire ; Le béryllium ne réagit en aucun cas avec l'hydrogène.
Interaction avec des substances complexes
avec de l'eau
Tous les métaux alcalino-terreux réagissent activement avec l’eau pour former des alcalis (hydroxydes métalliques solubles) et de l’hydrogène. Le magnésium ne réagit avec l'eau que lorsqu'il est bouilli, car lorsqu'il est chauffé, le film d'oxyde protecteur MgO se dissout dans l'eau. Dans le cas du béryllium, le film protecteur d'oxyde est très résistant : l'eau ne réagit avec lui ni à l'ébullition ni même à des températures brûlantes :
avec des acides non oxydants
Tous les métaux du sous-groupe principal du groupe II réagissent avec les acides non oxydants, car ils se trouvent dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène. Dans ce cas, un sel de l'acide correspondant et de l'hydrogène se forme. Exemples de réactions :
Be + H 2 SO 4 (dilué) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
avec des acides oxydants
− acide nitrique dilué
Tous les métaux du groupe IIA réagissent avec l'acide nitrique dilué. Dans ce cas, les produits de réduction, au lieu de l'hydrogène (comme dans le cas des acides non oxydants), sont des oxydes d'azote, principalement de l'oxyde d'azote (I) (N 2 O), et dans le cas de l'acide nitrique très dilué, de l'ammonium nitrate (NH 4 NO 3) :
4Ca + 10HNO3 ( Razb .) = 4Ca(NON 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (très flou)= 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
− acide nitrique concentré
L'acide nitrique concentré à température ordinaire (ou basse) passive le béryllium, c'est-à-dire ne réagit pas avec. A l'ébullition, la réaction est possible et se déroule principalement selon l'équation :
Le magnésium et les métaux alcalino-terreux réagissent avec l’acide nitrique concentré pour former une large gamme de produits de réduction de l’azote différents.
− acide sulfurique concentré
Le béryllium est passivé avec de l'acide sulfurique concentré, c'est-à-dire ne réagit pas avec lui dans des conditions normales, mais la réaction se produit à l'ébullition et conduit à la formation de sulfate de béryllium, de dioxyde de soufre et d'eau :
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Le baryum est également passivé par l'acide sulfurique concentré en raison de la formation de sulfate de baryum insoluble, mais réagit avec lui lorsqu'il est chauffé et se dissout lorsqu'il est chauffé dans de l'acide sulfurique concentré en raison de sa conversion en hydrogénosulfate de baryum.
Les métaux restants du groupe principal IIA réagissent avec l'acide sulfurique concentré dans toutes les conditions, y compris à froid. La réduction du soufre peut se produire en SO 2, H 2 S et S en fonction de l'activité du métal, de la température de réaction et de la concentration d'acide :
Mg + H2SO4 ( conc. .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H2SO4 ( conc. .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H 2 SO 4 ( conc. .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O
avec des alcalis
Le magnésium et les métaux alcalino-terreux n'interagissent pas avec les alcalis et le béryllium réagit facilement à la fois avec les solutions alcalines et avec les alcalis anhydres lors de la fusion. De plus, lorsqu'une réaction est effectuée en solution aqueuse, l'eau participe également à la réaction, et les produits sont des tétrahydroxobéryllates de métaux alcalins ou alcalino-terreux et de l'hydrogène gazeux :
Être + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - Tétrahydroxobéryllate de potassium
Lors d'une réaction avec un alcali solide lors de la fusion, des béryllates de métaux alcalins ou alcalino-terreux et de l'hydrogène se forment
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - béryllate de potassium
avec des oxydes
Les métaux alcalino-terreux, ainsi que le magnésium, peuvent réduire les métaux moins actifs et certains non-métaux de leurs oxydes lorsqu'ils sont chauffés, par exemple :
La méthode de réduction des métaux de leurs oxydes avec du magnésium est appelée magnésium.
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