que forma un cristalohidrato, BaH 2 O 2 ,8H 2 O, a partir de sus soluciones. Debido a su solubilidad, la barita se emplea frecuentemente en las industrias y en la química práctica como un álcali que posee la importantísima propiedad de poder ser eliminado siempre por completo de la solución mediante la adición de ácido sulfúrico, el cual la separa en su totalidad como sulfato de bario insoluble, BaSO 4 . También puede eliminarse mientras permanece en estado alcalino (por ejemplo, el exceso que pueda quedar cuando se utiliza para saturar ácidos) por medio de anhídrido carbónico, el cual también precipita por completo la barita en forma de un carbonato pulverulento, incoloro y escasamente soluble. Ambas reacciones muestran que la barita posee propiedades tales que ampliarían en gran medida su uso si sus compuestos estuvieran tan extendidos como los de sodio y calcio, y si sus compuestos solubles no fueran venenosos. El nitrato de bario se descompone directamente por la acción del calor, dejando como residuo óxido de bario. Lo mismo ocurre con el carbonato de bario, especialmente con la forma de este precipitado a partir de soluciones, y cuando se mezcla con carbón vegetal o se calcina en una atmósfera de vapor. El óxido de bario se combina con el agua con desprendimiento de una gran cantidad de calor, y el hidróxido resultante es muy estable en la retención del agua, aunque se desprende de ella al ser calcinado fuertemente. Con el oxígeno, el óxido anhidro da, como ya se ha mencionado en los capítulos III y IV, un peróxido , BaO 2 . Ni el óxido de calcio ni el de estroncio son capaces de dar un peróxido de este tipo directamente, sino que forman peróxidos bajo la acción del peróxido de hidrógeno.
El óxido de bario se descompone al calentarlo con potasio; el cloruro de bario fundido se descompone, como demostró Davy, por la acción de una corriente galvánica, formando bario metálico; y Crookes (1862) obtuvo una amalgama de bario —de la cual el mercurio podía eliminarse fácilmente— calentando amalgama de sodio en una solución saturada de cloruro de bario.
El estroncio se obtiene mediante los mismos procesos.
Ambos metales son solubles en mercurio y parecen ser no volátiles o muy ligeramente volátiles. Ambos son más pesados que el agua; la gravedad específica del bario es 3,6, y la del estroncio, 2,5. Ambos descomponen el agua a temperatura ordinaria, al igual que los metales alcalinos.
El bario y el estroncio como elementos térreos se caracterizan por sus potentes propiedades básicas, de modo que forman sales ácidas con dificultad y apenas forman sales básicas. Al compararlos entre sí y con el calcio, es evidente que las propiedades alcalinas de este grupo (al igual que en el grupo del potasio, rubidio y cesio) aumentan con el peso atómico, y esta sucesión se manifiesta claramente en muchos de sus compuestos correspondientes.
Así, por ejemplo, la solubilidad de los hidróxidos RH2O2 y el peso específico61 aumentan al pasar del calcio al estroncio y al bario, mientras que la solubilidad de los sulfatos disminuye;62 por consiguiente, en el caso del magnesio y el berilio, como metales cuyos pesos atómicos son aún menores, deberíamos esperar que la solubilidad de los sulfatos fuera mayor, y este es en realidad el caso.
Así como en la serie de los metales alcalinos vimos que el potasio, el rubidio y el cesio se aproximaban mutuamente en sus propiedades, y emparentados con ellos dos metales con pesos de combinación menores —a saber, el sodio y el más ligero de todos, el litio, los cuales exhibían ciertas propiedades características peculiares—, así también en el caso de los metales de las tierras alcalinas encontramos, además del calcio, el bario y el estroncio, el metal magnesio y también el berilio o glucinio. Respecto a la magnitud de su peso atómico, este último ocupa en la serie de los metales de las tierras alcalinas la misma posición que el litio en la serie de los metales alcalinos, pues el peso de combinación del berilio, Be o Gl