Bário

História

No início dos anos 1600, Vincenzo Casciarolo, de Bolonha, Itália, encontrou alguns seixos incomuns. Se estes foram aquecidos a vermelhidão durante o dia, que iria brilhar durante a noite. Esta foi a barita (sulfato de bário, BaSO4).

Quando Bologna pedra, como ficou conhecido, foi investigada por Carl Scheele em 1760 ele percebeu que era o sulfato de um elemento desconhecido.

Enquanto isso, um mineralogista, Dr William Withering, tinha encontrado um outro mineral curiosamente pesado em uma mina de chumbo em Cumberland que claramente não era um minério de chumbo. Ele a chamou de Witherite; foi mais tarde demonstrado ser carbonato de bário, BaCO3.

Nem o sulfato nem o carbonato rendeu o próprio metal usando o processo convencional de fundição com carbono.

No entanto, Humphry Davy no Royal Institution em Londres produziu pela eletrólise de hidróxido de bário em 1808.

Símbolo – Ba

Elemento reativo branco prateado pertencente ao grupo dos metais alcalinos terrosos da Tabela Periódica.

Número atômico: 56;
Configuração eletrônica: [Xe]6s2;
MA = 137,34;
d = 3,51g.cm-3;
PF = 725°C,
PE = 1640°C.
Número de prótons / Elétrons: 56
Número de nêutrons: 81
Classificação: Alcalinoterrosos
Densidade @ 293 K: 3,51 g /cm³
Cor: Prata
Data da descoberta: 1808
Descoberta: Humphrey Davy Sir
Nome de Origem: A partir dos barys palavra grega (pesado)
Usos: As aplicações médicas, dentre outros
Obtido a partir de: barytine, whiterite

Ocorre na natureza nos minerais barita (BaSO4) e witherita (BaCO3).

A extração é por redução a alta temperatura do óxido de bário com alumínio ou silício a vácuo ou por eletrólise do cloreto de bário fundido.

Por ser altamente reativo, o metal é usado em sistemas de vácuo para se combinar quimicamente com gases residuais e aumentar o vácuo.

Ele se oxida rapidamente no ar e reage com etanol e água.

Compostos solúveis de bário são extremamente venenosos.

Ele foi identificado em 1774 por Karl Scheele e extraído por Humphry Davy em 1808.

Amostra de barita, BaSO4. Encontrado no Brasil

América do Norte e Europa.

Pedras facetadas de barita

BaSO4. Nos planos de clivagem, seu brilho é semelhante ao da madrepérola.

Pedras facetadas de witherita, BaCO3. O pós de witherita é venenoso

Estrutura atômica

Número de níveis de energia: 6

Primeiro Nível de energia: 2
Segundo Nível de Energia: 8
Terceiro Nível de Energia: 18
Quarto Nível de Energia: 18
Quinto Nível de Energia: 8
Sexta Nível de energia: 2

Usos

O bário é um elemento não utilizada extensivamente. A maior parte é usada em fluidos de perfuração de poços de petróleo e de gás. Também é utilizado em pintura e na indústria vidreira.

Todos os compostos de bário são tóxicos.

No entanto, o sulfato de bário é insolúvel e assim pode ser engolido de forma segura. Uma suspensão de sulfato de bário é, por vezes, dado a pacientes que sofrem de distúrbios digestivos. O bário é um elemento pesado e dispersa raios-X, de modo que à medida que passa através do corpo do estômago e intestinos podem ser distinguidas com um raio-X.

Carbonato de bário foi usado no passado como um veneno de rato.

O nitrato de bário dá fogos de artifício uma cor verde.

Propriedades físicas

Bário puro é um amarelo, um pouco brilhante, metal maleável pouco pálido.

Meios maleáveis, capazes de ser batido em folhas finas.

Tem um ponto de cerca de 700 ° C (1300 ° F) e um ponto de cerca de 1.500 ° C (2.700 ° F), ponto de ebulição de fusão.

A sua densidade é de 3,6 gramas por centímetro cúbico.

Quando aquecido, compostos de bário emitem uma chama verde-amarelo pálido. Esta propriedade é usada como um teste para o bário.

Propriedades quimicas

O bário é um metal ativa.

Ele combina facilmente com o oxigênio, os halogênios, e outros não-metais.

Os halogéneos são Grupo 17 (VIIA) da tabela periódica e inclui flúor, cloro, bromo, iodo e astatina. Bário também reage com a água e com a maioria dos ácidos.

É tão reativo que ele deve ser armazenado sob querosene, petróleo, ou algum outro líquido oleoso para evitar de reagir com o oxigénio e de humidade no ar.

Da família alcalina, única rádio é mais reativo.

Fonte: www.rsc.org/www.cdcc.sc.usp.br/www.chemicalelements.com/www.chemistryexplained.com