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Baryum

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Baryum
Image illustrative de l’article Baryum
Échantillon de baryum.
CésiumBaryumLanthane
Sr
  Structure cristalline cubique centrée
 
56
Ba
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
                                           
Ba
Ra
Tableau completTableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole Ba
Nom Baryum
Numéro atomique 56
Groupe 2 (IIA)
Période 6e période
Bloc Bloc s
Configuration électronique [Xe] 6s2
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 18, 18, 8, 2
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique 137,327 ± 0,007 u
Rayon atomique (calc) 215 pm (253 pm)
Rayon de covalence 215 ± 11 pm[1]
État d’oxydation 2
Électronégativité (Pauling) 0,89
Oxyde Base forte
Énergies d’ionisation[2]
1re : 5,211 664 eV 2e : 10,003 83 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
130Ba0,106 %(0,5-2,7)×1021 a2,620130Xe
132Ba0,101 %stable avec 76 neutrons
133Ba{syn.}10,53 aε0,517133Cs
134Ba2,417 %stable avec 78 neutrons
135Ba6,592 %stable avec 79 neutrons
136Ba7,854 %stable avec 80 neutrons
137Ba11,23 %stable avec 81 neutrons
138Ba71,7 %stable avec 82 neutrons
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire Solide (paramagnétique)
Masse volumique 3,62 g·cm-3 (20 °C)[3]
Système cristallin Cubique centré
Dureté (Mohs) 1,25
Couleur Blanc-argenté
Point de fusion 727 °C[3]
Point d’ébullition 1 897 °C[3]

1 637 °C[4]

Énergie de fusion 7,75 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 140 kJ·mol-1 (1 atm, 1 897 °C)[3]
Volume molaire 38,16×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 0,001 3 mbar (547 °C)[4]
Vitesse du son 1 620 m·s-1 à 20 °C
Chaleur massique 204 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique 10×106 S·m-1
Conductivité thermique 18,4 W·m-1·K-1
Divers
No CAS 7440-39-3[5]
No ECHA 100.028.317
No CE 231-149-1
Précautions
SGH[6]
SGH02 : InflammableSGH07 : Toxique, irritant, sensibilisant, narcotique
Danger
H261, H315, H319, H335, P231, P232, P261, P305, P338, P351 et P422
SIMDUT[7]
B6 : Matière réactive inflammableD2B : Matière toxique ayant d'autres effets toxiques
B6, D2B,
Transport[4]
   1400   

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le baryum est l'élément chimique de numéro atomique 56, de symbole Ba. Le mot baryum — en anglais : barium — a été forgé à partir du grec βαρύς (« lourd »).

L'oxyde de baryum avait été découvert en 1774 dans des minerais de dioxyde de manganèse par Carl Wilhelm Scheele, qui reconnut que cette poudre avait des propriétés analogues à celles de la chaux, notamment une affinité pour l'eau. L'Anglais Sir Humphry Davy a le premier isolé le baryum métallique par électrolyse (1808) : ayant confectionné une capsule de carbonate de baryum par déshydratation, il y ficha une électrode en platine et la remplit de mercure pour former l'anode. Sous l'action d'une pile électrique, il se forma un amalgame qui, par entraînement au naphtalène, laissa au fond du tube un dépôt métallique de baryum.

Robert Hare (1841) et Robert Bunsen ont obtenu le baryum métallique en plus grande quantité que Davy par électrolyse du chlorure de baryum : Hare à basse température[8], avec une pile galvanique de forte puissance (qu'il appelait « déflagrateur ») ; Bunsen avec une solution saturée de chlorure de baryum maintenue à 100 °C dans laquelle plongeait une cathode de platine amalgamée.

Antoine Guntz (1901) a purifié les amalgames de baryum obtenus jusque-là en les chauffant dans l'hydrogène et en éliminant l'hydrogène grâce à une pompe à vide[9].

Le baryum possède 40 isotopes connus de nombre de masse variant entre 114 et 153, et 10 isomères nucléaires. Parmi eux, six isotopes sont stables, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba et 138Ba. Un septième isotope, 130Ba, est théoriquement instable mais si peu radioactif que moins d'un noyau sur cent milliards a disparu depuis leur synthèse dans les supernovas (c'est donc un radioisotope primordial de très très longue[évasif] demi-vie). L'instabilité du baryum 130 a été découverte en 2009 par des méthodes géochimiques, en détectant la présence dans les roches de son isotope-fils, le xénon 130[10] ; il se désintègre par double capture électronique (absorbant deux électrons et émettant deux neutrinos), avec une demi-vie comprise entre 0,5 et 2,7 × 1021 années (environ 100 milliards de fois l'âge de l'univers).

Ces sept isotopes représentent la totalité du baryum naturel, le plus abondant étant 138Ba (71,70 %), suivi de 137Ba (11,23 %), 136Ba (7,85 %), 135Ba (6,59 %) et 134Ba (2,42 %), 132Ba et 130Ba représentant chacun 0,1 %. La masse atomique standard attribuée au baryum est donc de 137,327(7) u.

Caractéristiques

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C'est un métal alcalino-terreux mou argenté qui fond à 850 °C. Il se trouve dans la nature sous forme de barytine BaSO4, de benstonite (Ba,Sr)6(Ca,Mg,Mn)7(CO3)13, de norséthite BaMg(CO3)2, de sanbornite BaSi2O5 et de withérite BaCO3. On ne trouve pas le baryum sous la forme d'élément natif en raison de sa très grande réactivité avec l'oxygène.

Son protoxyde BaO est appelé baryta ou baryte anhydre.

Utilisations

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Le baryum métallique, de par sa grande oxydabilité, n'est utilisable que sous film protecteur et, comme réactif, il est inférieur au sodium dont la préparation est plus facile. Il est utilisé pur pour le piégeage des gaz résiduels dans les tubes cathodiques ou comme révélateur de présence d'air dans les capteurs solaires thermiques à tube sous vide.

  • De faibles quantités de sels de cet élément (acétate, carbonate, chlorate, chlorure, hydroxyde, nitrate, oxyde, perchlorate, peroxyde, polysulfure, sulfate ou sulfure) sont utilisées dans de nombreuses fabrications, notamment :
    • du papier photographique,
    • de lubrifiant résistant à haute température ;
  • dans les verres, céramiques, émaux et porcelaines et leurs vernis et glaçures, des silicates de baryum sont produits en ajoutant des composés de baryum, exemples :
BaSO4 + SiO2 → BaSiO3 + SO3 (très haute température)
BaCO3 + SiO2 → BaSiO3 + CO2
Ba(NO3)2 + SiO2 → BaSiO3 + N2O5
BaO + SiO2 → BaSiO3,

Dangerosité

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Le baryum métallique s'enflamme facilement par friction, et l'eau ne l'éteindra pas : au contraire, le dihydrogène produit peut s'enflammer ou exploser.

Ba + 2 H2O → H2 + Ba(OH)2

Le baryum réagit violemment avec l'eau en donnant l'hydroxyde de baryum Ba(OH)2, ou baryta hydraté, qui est très toxique et dont les réactions avec les acides sont violentes. Le baryum réagit violemment avec les oxydants et certains solvants, particulièrement ceux qui sont oxydants (ex. : trioxyde de soufre, tétraoxyde de diazote, peroxyde d'hydrogène) ceux qui ont un atome d'halogène (ex. : tétrachlorométhane, hexafluorure de soufre), ou des liaisons oxygène-azote (ex. : isoxazolidine), ou encore ceux qui sont un peu acides comme ceux avec un atome d'hydrogène sur un azote (ex. : ammoniaque, amines, amides), un soufre (ex. : thiols), un oxygène (ex. : alcool, phénol, acide carboxylique), ou un halogène (ex. : bromure d'hydrogène), ou même seulement un hydrogène sur un atome lié à un groupe carbonyle (ex. : acétone, acétaldéhyde, acétate), nitrile (acétonitrile), nitro (nitrométhane), nitroso, nitroneetc.

Les composés insolubles comme le sulfate et les silicates ne sont généralement pas dangereux. Mais le baryum (Ba+2, rayon ionique 149 pm)[11] en solution bloque les canaux potassiques (K+1, 152 pm)[11] nécessaires aux cellules vivantes.

En cas de doute, consulter la fiche toxicologique de l'INRS[12].

Écotoxicité

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On retrouve le baryum sous plusieurs formes, entre autres sous forme de sel. Lorsque les sels de baryum sont absorbés, ils se dégradent et le baryum s’incruste dans divers tissus, en particulier les os. Comme la plupart des sels de baryum sont solubles dans l’eau, les animaux peuvent en ingérer via l’eau qu’ils boivent. L’étude réalisée par l’INRS sur les rats, les souris et les lapins démontre qu’une exposition régulière au baryum provoque une augmentation de la taille du foie et une augmentation du nombre de décès. La NOAEL (dose sans effet toxique observable) varie en fonction du type de chronicité[12]. L'IRSN a produit une fiche pédagogique sur le 133Ba (radioisotope synthétique) et l'environnement[13].

Toxicité chez l'humain

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L’intoxication aiguë au baryum chez l’homme se manifeste par plusieurs signes et symptômes tels que des douleurs abdominales intenses, des diarrhées sanglantes, des troubles cardio-vasculaires. L’intoxication aiguë peut aussi se solder par la mort, soit à cause d’une insuffisance respiratoire, soit en provoquant un problème cardiaque[12].

Sources alimentaires

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La noix du Brésil est relativement riche en baryum.

La quantité de baryum dans différents milieux est quantifiable par différentes méthodes analytiques. Pour dissocier le baryum de la matrice de son milieu, il faut, la plupart du temps, effectuer une digestion à l’aide d’un acide (en général l’acide nitrique et/ou l’acide chlorhydrique). Le centre d’expertise en analyse environnementale du Québec utilise des techniques couplées : l’ICP-MS pour les analyses dans la chair de poissons et des petits invertébrés ; l’ICP-OES pour les analyses dans l’eau[14] qui doit préalablement être acidifiée.

Le tartre qui se forme avec les oxydes de baryum (sulfate de baryum) est l'un des plus difficiles à dissoudre. Il se forme notamment dans les conduits des forages pétroliers et gaziers profonds ou les pipelines qui les alimentent. Il peut boucher ces tuyaux ou se former dans certaines vannes qu'il peut endommager, ce qui est particulièrement problématique dans le cas de vannes de sécurité. On cherche donc à prévenir sa formation par l'adjonction d'additifs (polyacrylates par exemple) organiques ou inorganiques[15], dits « inhibiteurs de tartre » (scale inhibitors pour les anglophones).

La recherche (chimie verte) vise notamment à produire des inhibiteurs d'entartrage qui ne favorisent pas la corrosion des métaux, et qui soient biodégradables (polyaspartates par exemple), également efficaces pour les tartres à base de carbonate de calcium, sulfate de calcium et sulfate de baryum, sulfure de zinc ou de plomb qu'on peut aussi trouver dans certains forages profonds[15].

Références

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  1. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ , p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j).
  2. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC, , 89e éd., p. 10-203.
  3. a b c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (ISBN 978-1-420-09084-0).
  4. a b et c Entrée « Barium » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 13 février 2010 (JavaScript nécessaire).
  5. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le (résultats de la recherche).
  6. (en) SIGMA-ALDRICH.
  7. « Baryum » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009.
  8. Robert Hare, « On the Extrication of the Alkalifiable Metals, Barium, Strontium, and Calcium », Transactions of the American Philosophical Society, vol. 7,‎ , p. 31-41.
  9. Marcel Guntz, « Antoine Nicolas Guntz (1859-1935) », Journal de la Société Chimique de France, no 307,‎ (lire en ligne)
  10. (en) « Xenon in Archean barite: Weak decay of Ba-130, mass-dependent isotopic fractionation and implication for barite formation | INSTITUT DE PHYSIQUE DU GLOBE DE PARIS », sur www.ipgp.fr (consulté le ).
  11. a et b (en) R. D. Shannon, « Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides », Acta Crystallogr., vol. A32,‎ , p. 751–767 (DOI 10.1107/S0567739476001551, Bibcode 1976AcCrA..32..751S).
  12. a b et c INRS, Baryum et composés, Fiche no 125, 2012.
  13. IRSN, Fiche radionucléide - Baryum 133 et environnement[PDF], .
  14. Centre d'expertise en analyse environnementale du Québec, Détermination des métaux dans l’eau : méthode par spectrométrie d’émission au plasma d’argon[PDF], MA. 203 - Mét. 3.2, .
  15. a et b (en) Robert J. Ross, Kim Low et James E. Shannon, « Polyaspartate Scale Inhibitors-Biodegradable Alternatives to Polyacrylates} », Materials Performance, vol. 36, no 4,‎ (lire en ligne). (article présenté à la conférence CORROSION 96, Denver, Colorado, mars 1996)

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Liens externes

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