Bariumferrat(VI)

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Strukturformel
Struktur des Ba2+-Ions Struktur des Ferrations
Allgemeines
Name Bariumferrat(VI)
Summenformel BaFeO4
CAS-Nummer 13773-23-4
Kurzbeschreibung

rotvioletter Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 257,17 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Löslichkeit

unlöslich in Wasser[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3]
keine Einstufung verfügbar
H- und P-Sätze H: siehe oben
P: siehe oben
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Bariumferrat(VI) ist eine chemische Verbindung mit der Formel BaFeO4. Sie enthält Eisen in der höchstwertigen derzeit bekannten Oxidationsstufe +6. Bariumferrat ist isomorph mit Bariumsulfat (BaSO4) und enthält das Ferrat-Ion FeO42−, wobei das Eisen tetraedrisch von vier Sauerstoffatomen umgeben ist.[4]

Geschichte[Bearbeiten]

Bariumferrat wurde erstmals 1843 von Heinrich Rose hergestellt und untersucht,[5] weitere Forschungen wurden 1871 von J. de Mollins[6] und L. Moeser 1897 durchgeführt.[7]

Darstellung[Bearbeiten]

Bariumferrat

Ferrate werden allgemein durch Oxidation einer Eisen-Verbindung oder elementaren Eisens mittels eines starken Oxidationsmittels erhalten. So kann durch Glühen von Eisen mit Kaliumnitrat Kaliumferrat erhalten werden[8], welches nach dem Abkühlen durch Auslaugen in Eiswasser gelöst werden kann. Die Reaktion ist allerdings nicht quantitativ, es werden dabei auch Eisenoxide gebildet, die sich als unlöslicher Rückstand am Boden des Gefäßes absetzen. Aus dem kaliumferrathaltigem Filtrat dieser Lösung muss das Bariumferrat sofort mit Bariumchlorid gefällt werden, da sich sonst das gebildete Ferrat rasch zersetzt. Der Niederschlag wird zuerst mit Wasser, dann mit aldehydfreiem Ethanol gewaschen und anschließend im Vakuumexsikkator getrocknet.[1][9]

\mathrm{Fe + 2 \ KNO_3 \longrightarrow K_2FeO_4 + N_2 + O_2}
Darstellung von Kaliumferrat aus Eisen und Kaliumnitrat durch Glühen
\mathrm{K_2FeO_4 + BaCl_2 \longrightarrow BaFeO_4 \downarrow + 2KCl}
Fällen von Bariumferrat mittels Bariumchlorid

Eigenschaften[Bearbeiten]

Bariumferrat tritt als Monohydrat BaFeO4·H2O auf.[10]

Bariumferrat ist gleich allen Ferraten ein starkes Oxidationsmittel, welches beispielsweise die Permanganate in ihrer Oxidationskraft übertrifft. (Normalpotential für Fe3+/FeO42− bei pH 0: 2,2V; bei pH 14: 0,55V)[11]. Im sauren Bereich reagiert das Ferrat-Ion sofort mit Wasser unter Abscheidung von Eisen(III)oxid und Sauerstoff.[11]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b Jander Blasius, Anorganische Chemie 2, 16. Auflage, 2011. Seite 314. ISBN 978-3-7776-2133-3.
  2. Physical characteristics, electrochemical behaviour and stability of barium ferrate. doi:10.1016/j.electacta.2004.03.013.
  3. Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
  4. Longman A-level course in chemistry, 4th Edition, 2005. ISBN 9814105082.
  5. H. Rose: "Ueber die Zusammensetzung der Eisensäure" in Pogg. Ann, 1843, 59, S. 315–325. Volltext.
  6. J. de Mollins, in Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft, 1871, 4, S. 626–627. Volltext.
  7. L. Moeser: "Zur Kenntniss der eisensauren Salze" in Journal für Praktische Chemie, 1897, 56 (1), S. 425–437. doi:10.1002/prac.18970560133.
  8. G. W. Thompson, L. T. Ockerman, J. M. Schreyer: "Preparation and Purification of Potassium Ferrate. VI" in J. Am. Chem. Soc., 1951, 73 (3), S. 1379–1381. doi:10.1021/ja01147a536.
  9. J. R. Gump, W. F. Wagner, J. M. Schreyer: "Preparation and Analysis of Barium Ferrate(VI)" in Anal. Chem., 1954, 26 (12), S. 1957. doi:10.1021/ac60096a027.
  10. H. Firouzabadi, D. Mohajer, M. Entezari-moghaddam: "Barium Ferrate Monohydrate BaFeO4·H2O, A Versatile Reagent for the Oxidation of Organic Compounds under Aprotic Condition" in Synthetic Communications: An International Journal for Rapid Communication of Synthetic Organic Chemistry, 1986, 16 (6), S. 723–731. doi:10.1080/00397918608057745.
  11. a b  Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102., stark umgearb. u. verb. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1646 und 1665.