Hydroxyde de baryum — Wikipédia

Hydroxyde de baryum
Image illustrative de l’article Hydroxyde de baryum
Identification
No CAS 17194-00-2 (anhydre)

22326-55-2 (·H2O)
12230-71-6 (·8H2O)

No ECHA 100.037.470
No CE 241-234-5
Apparence solide blanc
Propriétés chimiques
Formule H2BaO2Ba(OH)2
monohydrate Ba(OH)2.H2O
octahydrate Ba(OH)2.8H2O
Masse molaire[1] 171,342 ± 0,008 g/mol
H 1,18 %, Ba 80,15 %, O 18,68 %,
pKa 14
Propriétés physiques
T° fusion Ba(OH)2 octohydraté 351,15 K (78 °C)
T° ébullition Ba(OH)2 octohydraté 351,15 K (78 °C)
Solubilité dans l'eau, pour Ba(OH)2· 8 H2O, 34,8 g·L-1 à (20 °C)
Masse volumique 2,20×10³ kg/m³
(anhydre)
3,74×10³ kg/m³
(monohydrate)
Thermochimie
S0solide ~100 J/mol·K
ΔfH0solide -945,5 kJ/mol
Précautions
SIMDUT[2]
D1B : Matière toxique ayant des effets immédiats graves
D1B, D2B,
Directive 67/548/EEC
Corrosif
C
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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L'hydroxyde de baryum est un corps minéral ionique, composé de cations baryum et du double d'anions hydroxydes de formule chimique Ba(OH)2. C'est un solide blanc poudreux, anhydre, hygroscopique et alcalin.

Dans la pratique, il existe deux corps chimiques hydroxydes de baryum hydratés, le monohydrate Ba(OH)2· H2O (sa forme commerciale) et l'octahydrate Ba(OH)2· 8 H2O.

Propriétés physico-chimiques[modifier | modifier le code]

Solubilité aqueuse

La solubilité dans l'eau de l'hydroxyde de baryum dépend fortement de la température. Elle augmente avec la température depuis 34 g·L-1 à 20 °C jusqu'à 910 g·L-1 à 80 °C. L'hydroxyde de baryum est donc presque totalement dissocié dans l'eau, et se comporte donc comme une base forte.

En présence de dioxyde de carbone, l'hydroxyde de baryum réagit pour former du carbonate de baryum, insoluble dans l'eau :

Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3solide + H2O

Préparation[modifier | modifier le code]

L'hydroxyde de baryum est un composé qui n'existe pas dans la nature. Il peut être préparé par dissolution dans l'eau de l'oxyde de baryum (BaO). Au cours de cette dissolution, un précipité apparaît, constitué d'hydroxyde de baryum octahydratée. ce dernier peut être converti en hydroxyde de baryum monohydraté par chauffage à l'air, ou en hydroxyde de baryum anhydre par chauffage dans le vide[3].

Il peut également être préparé à partir de sulfure de baryum par réaction avec l'eau :

BaS + 2H2O → Ba(OH)2 + H2S

Utilisation[modifier | modifier le code]

L'hydroxyde de baryum est utilisé en chimie analytique pour le titrage d'acides faibles, notamment d'acides organiques. En effet, l'utilisation d'une solution d'hydroxyde de baryum permet d'éviter complètement la présence d'ions carbonates, contrairement aux solutions d'hydroxyde de sodium ou d'hydroxyde de potassium, le carbonate de baryum étant insoluble dans l'eau. Cette propriété permet d'effectuer le titrage avec une meilleure précision du fait de l'absence d'ions carbonates faiblement basiques[4].

L'hydroxyde de baryum est également utilisé comme base forte en synthèse organique, par exemple pour l'hydrolyse des esters [5] ou des nitriles[6].

Hydrolyse d'une fonction nitrile

Dans l'industrie, il est notamment utilisé pour la fabrication de verres et de céramiques.

Sécurité et toxicité[modifier | modifier le code]

L'hydroxyde de baryum est une base forte. Il est donc fortement corrosif. De plus, il est toxique, comme la plupart des composés du baryum.

Phrases de risque et conseils de prudence[modifier | modifier le code]

  • R: 20/21/22 (Nocif par inhalation, par contact avec la peau et par ingestion)
  • R: 34 (Provoque des brûlures)
  • S: 26 (En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement consulter un ophtalmologiste)
  • S: 36/37/39 (Porter un vêtement de protection approprié, des gants et un appareil de protection des yeux/du visage)
  • S: 45 (En cas d’accident ou de malaise consulter immédiatement un médecin et lui montrer l’emballage ou l’étiquette)

Références[modifier | modifier le code]

  1. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  2. ↑ « Hydroxyde de 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 23 avril 2009
  3. ↑ Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie (8. Aufl.), Weinheim:Verlag Chemie, 1960, p. 289.
  4. ↑ Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6th Edn.) New York:Prentice Hall.
  5. ↑ Meyer, Karl; Bloch, Henry S. (1945). "Naphthoresorcinol". Org. Synth. 25:73; Coll. Vol. 3:637.
  6. ↑ Brown, George Bosworth (1946). "Methylsuccinic acid". Org. Synth. 26:54; Coll. Vol. 3:615.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]

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