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Présentation de l’élément

Le baryum est un élément chimique de numéro 56 dans la classification périodique, et porte le symbole Ba. Il appartient à la famille des métaux alcalino-terreux, et présente des propriétés chimiques et physiques intéressantes, ainsi qu’une toxicité non négligeable.

Où se trouve le baryum dans le tableau périodique des éléments ?
Position du baryum dans le tableau périodique.
Informations générales
SymboleBa
Numéro atomique56
Famille
Groupe2
Période6
Blocs
Masse volumique3,62 g.cm-3
Dureté1,25
CouleurBlanc argenté
Propriétés atomiques
Masse atomique137,327 u
Rayon atomique215 pm
Configuration électronique[Xe] 6s2
Électrons par niveau d'énergie2 | 8 | 18 | 18 | 8 | 2
OxydeBase forte
Propriétés physiques
État ordinaireSolide
Point de fusion727 °C
Point d'ébullition1897 °C

Définitions essentielles

  • Numéro atomique : le nombre de protons contenus dans le noyau.
  • Famille : ensemble d’éléments chimiques ayant des propriétés similaires selon leur colonne dans le tableau périodique.
  • Groupe : colonne du tableau périodique indiquant des propriétés chimiques voisines.
  • Période : ligne du tableau indiquant le nombre de couches électroniques.
  • Bloc : classification selon le type d’orbitales électroniques (s, p, d, f).
  • Dureté, point de fusion, point d’ébullition : grandeurs caractérisant la résistance, la transition solide-liquide, liquide-gaz.

Un peu d’histoire

Le mot baryum vient du grec barys, qui signifie « lourd ».
L’oxyde de baryum fut découvert en 1774 par Carl Wilhelm Scheele dans des minerais contenant du dioxyde de manganèse. Mais c’est en 1808 que Sir Humphry Davy isola pour la première fois le baryum métallique.
Le chimiste Antoine Lavoisier contribua à la nomenclature moderne de l’élément, en reprenant le terme « baryta » utilisé à l’époque.

Portrait d'Antoine Lavoisier
Antoine Lavoisier fut l’un des chimistes ayant contribué à la nomenclature des éléments.

Au XVIIIᵉ siècle, le baryum fascinait déjà les savants : certains de ses composés, comme la barytine chauffée, présentaient des effets lumineux intrigants, ce qui lui valut le surnom de « pierre lumineuse de Bologne ».

Occurrence naturelle

On ne trouve pas le baryum sous forme métallique dans la nature, car il est trop réactif, notamment avec l'eau et l'air.
Il est cependant présent dans divers minéraux, notamment :

  • La barytine (BaSO₄), un sulfate de baryum très stable.
  • La withérite (BaCO₃), un carbonate de baryum.
  • La benstonite et la norséthite, plus rares.

Le baryum est souvent associé à d’autres métaux comme le manganèse ou le magnésium dans les gisements minéraux.

Propriétés physiques et chimiques

Le baryum est un métal argenté, relativement mou, qui fond à environ 850 °C. Il réagit violemment avec l’eau, produisant du dihydrogène inflammable. À l’air, il s’oxyde facilement pour former de l’oxyde de baryum (BaO). Comme métal alcalino-terreux, il possède une valence électriquement positive dans ses composés (Ba²⁺).

Les nombres de masse de ses isotopes s'étendent de 235Bk à 254Bk. Le baryum est un métal alcalino-terreux. De couleur argentée, il est mou et fond à 850°C. Le sel le plus insoluble connu est le , de formule BaSO4. C'est un sel qui cristallise dans le système orthorhombique, il est de plus capable de former des cristaux plats tabulaires qui peuvent parfois, à l'état naturel, être regroupée sous forme de rosettes de barytine. Lorsqu'il est pur, il est de couleur blanche. Puisqu'il est très réactif avec l'oxygène, il est très difficile de trouver le baryum sous sa forme d'élément natif. Mais, du fait de cette caractéristique, il est très utilisé pour piéger des gaz dans des dispositifs sous vide comme les capteurs thermiques à tube ou les tubes cathodiques.

Théorie VSEPR et géométrie moléculaire

La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) permet de prévoir la géométrie des molécules en se basant sur la répulsion des doublets électroniques de valence. Bien que les composés de baryum soient souvent ioniques, cette théorie aide à visualiser la disposition des ligands autour de l’ion Ba²⁺ dans certains complexes.

  • Notion de doublet liant (X) et doublet non liant (E).
  • Notation standard : AXnEm pour les molécules simples.
  • Les doublets non liants occupent plus de volume que les doublets liants.
  • Les liaisons multiples prennent plus de place qu’une liaison simple.

Composés dérivés du baryum et leurs usages

Le baryum forme de nombreux composés ayant des usages variés dans l’industrie, la chimie, la pyrotechnie, la médecine et bien d’autres domaines. En voici quelques-uns :

ComposéFormuleUsage principal / remarques
Sulfate de baryumBaSO4Opacifiant en radiologie, boues de forage, pigment blanc
Carbonate de baryumBaCO3Céramiques, briques, contrôles chimiques
Chlorure de baryumBaCl2Pyrotechnie (flammes vertes), chimie analytique
Nitrate de baryumBa(NO3)2Feux d’artifice, colorant vert
Oxyde de baryumBaOSéchage des gaz, verres spéciaux
Peroxyde de baryumBaO2Blanchiment textile, pyrotechnie, agent oxydant
Titanate de baryumBaTiO3Capteurs, composants ferroélectriques
Hydroxyde de baryumBa(OH)2Réactif en chimie analytique, basique fort

👉 Ces composés sont utilisés dans des secteurs variés :

  • chimie industrielle,
  • construction,
  • verrerie,
  • pyrotechnie,
  • radiologie,
  • électronique.

Le chlorite de baryum

Le chlorite de baryum est un composé du baryum inorganique et ionique.

On peut produire de la chlorite de baryum en suivant cette formule :

2 ClO2 + Ba(OH). 8H2O + H2O2 → Ba(ClO2)2 + O2 + 10 H2O

Ce composé du baryum sert en chimie afin de produire certains types d'acides.

Attention, si ce dernier est chauffé, il peut exploser violemment.

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À savoir

La chimie inorganique est l’étude des composés inorganiques. Il s’agit des composés minéraux, en général de tout ce qui est dépourvu de carbone. On y retrouve par exemple les composés métalliques. Il s’agit d’un domaine de recherches important dans l’industrie

Le chlorure de baryum

Le chlorure de baryum est un composé de sel de chlore et de baryum. Cette poudre d'apparence blanche est de formule BaCl2.

Pour le produire, on utilise du carbonate de baryum extrait de la Withérite ou encore à partir de la barite.

Il s'agit d'une substance hautement toxique qui est de plus dangereuse pour l'environnement de par sa solubilité dans l'eau. 1 seul gramme peut suffire à tuer un homme.

On le retrouve dans la plupart des laboratoires. Il y vient en aide pour reconnaître les ions sulfate ou pour fabriquer des sels insolubles.
En métallurgie, le chlorure de baryum est aussi utilisé pour augmenter la dureté du fer.

L'hydroxyde de baryum

Il s'agit d'un composé du baryum minéral. Il se compose de cation de baryum et d'anions d'hydroxydes. Sa formule est Ba(OH)2.

Il a pour propriété d'être soluble dans l'eau, encore plus quand la température augmente. Il peut aussi réagir avec du dioxyde de carbone pour former du carbonate de baryum. Voici l'équation de la réaction en question : BaS + 2H2O → Ba(OH)2 + H2S

L'hydroxyde de baryum est utilisé dans la chimie analytique pour titrer les acides faibles et les acides organiques.

La toxicité du baryum étant déjà connue comme néfaste pour l'homme, la basicité de l'hydroxyde de baryum en fait un produit très corrosif. Il est donc à manipuler avec précaution.

Lithopone

Le lithopone, également appelé blanc de Comines est un autre des dérivés du baruym. Il est produit à partir de sulfure de zinc et de sulfate de baryum.

Il a été découvert par l’industrie chimique à la fin des années 1800. On se sert de ce pigment pour colorer différentes compositions, allant de la peinture aux colorants en passant par les plastiques.

Nitrate de baryum

Le nitrate de baryum, correspondant au sel de baryum de l'acide nitrique, est un composé du baryum ayant pour formule Ba(NO3)2. Il est possible de le rencontrer dans la nature sous sa forme de minéral rare appelé nitrobarite.

Pour ce qui est de ses propriétés, le nitrate de baryum est à l'état solide lorsqu'il se trouve à température ambiante. Il est également, comme les autres sels de baryum solubles dans l'eau, très toxique. Grâce à sa jolie couleur verte, il est régulièrement utilisé en pyrotechnie afin de réaliser des effets liés à cette couleur.

Pour synthétiser du nitrate de baryum, il y a deux procédures :

  • La première procédure consiste en la dissolution de granulés de carbonate de baryum, de formule BaCO3, dans de l'acide nitrique. Ainsi, on permet aux impuretés telles que le fer de précipiter. Il suffit ensuite de filtrer, évaporer et cristalliser ;
  • La deuxième procédure consiste en la combinaison du chlorure de baryum avec une solution de nitrate de sodium préalablement chauffée. Cette mise en contact permet ainsi de séparer les cristaux de Ba(NO3)2 du reste du mélange.

Sulfate de baryum

Le sulfate de baryum est un composé du baryum ayant pour formule BaSO4. Il se compose d'anions sulfates et de cations baryum.

On peut trouver de la barytine à l'état naturel, sous la forme de minéral.

Il a pour caractéristiques de fondre à 1345 °C et d'avoir une densité de 4,48.

On utilise communément le sulfate de baryum pour alourdir les boues de forage dans les exploitations pétrolières.
On le retrouve également dans la radiologie médicale en tant que contraste pour les rayons X.

Applications industrielles et usages

Parmi les usages courants :

  • Le sulfate de baryum (BaSO₄) est le plus utilisé : sa forte densité sert dans les boues de forage pétrolier.
  • En radiologie, il est employé comme produit de contraste car il est opaque aux rayons X mais non toxique s’il est insoluble.
  • Dans la pyrotechnie, les composés de baryum colorent les flammes en vert vif.
  • Le baryum intervient aussi dans la fabrication du verre, des tubes cathodiques et des peintures blanches
Baryum en pyrotechnie
Le baryum sert à produire la couleur verte dans les feux d’artifice.

Danger et toxicité

Le baryum métallique est hautement inflammable et explosif au contact de l’eau.
Certains de ses sels solubles sont très toxiques pour les êtres vivants : ils perturbent le fonctionnement des muscles et du cœur, provoquent des troubles digestifs et peuvent entraîner la mort.

Les effets observés incluent :

  • Augmentation de la taille du foie,
  • Lésions osseuses (le baryum s’y accumule),
  • Problèmes cardiaques et respiratoires,
  • Intoxication chronique par ingestion ou inhalation.
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Attention danger !

Un seul gramme de certains sels de baryum peut être mortel.
Ces substances doivent être manipulées avec la plus grande prudence.

Toxicité du baryum
Le baryum et ses dérivés sont très nocifs pour l’environnement et la santé.

Les symptômes d’expositions peuvent inclure des douleurs abdominales, des diarrhées, des troubles cardiaques. Sans traitement rapide, l’empoisonnement peut être fatal.

Impact environnemental

Les sels de baryum solubles sont écotoxiques : ils peuvent contaminer les nappes phréatiques et s’accumuler dans les chaînes alimentaires.
Les usines manipulant le baryum doivent donc mettre en place des systèmes de confinement et de recyclage pour limiter les rejets.

L'article en quelques mots

Le baryum est un métal alcalino-terreux dense, réactif et fascinant par ses propriétés physiques et chimiques.
Utilisé aussi bien en industrie qu’en médecine, il reste toutefois dangereux et toxique sous de nombreuses formes.
Sa maîtrise nécessite une vigilance constante, que ce soit dans la recherche, la fabrication ou l’utilisation de ses dérivés.

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Yann

Fondateur de Superprof et ingénieur, nous essayons de rendre disponible la plus grande base de savoir. Passionné par la physique-chimie et passé par la filière scientifique au lycée, je partage mes cours (après les avoir mis à jour selon le programme de l’Éducation Nationale).