Bariumperoxid

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Kristallstruktur
Kristallstruktur von Bariumperoxid
__ Ba2+      __ O
Kristallsystem

tetragonal

Raumgruppe

I4/mmm

Allgemeines
Name Bariumperoxid
Andere Namen

Bariumsuperoxid

Verhältnisformel BaO2
CAS-Nummer
  • 1304-29-6
  • 12230-86-3 (Oktahydrat)
Kurzbeschreibung

farbloser Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 169,34 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte
  • 4,96 g·cm−3[2]
  • 2,29 g·cm−3[3]
Schmelzpunkt

450 °C[2]

Siedepunkt

Zersetzung bei 800 °C[2]

Löslichkeit
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [4]
03 – Brandfördernd 07 – Achtung

Gefahr

H- und P-Sätze H: 272​‐​332​‐​302
P: 220 [5]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [6] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [4]
Brandfördernd Gesundheitsschädlich
Brand-
fördernd
Gesundheits-
schädlich
(O) (Xn)
R- und S-Sätze R: 8​‐​20/22
S: (2)​‐​13​‐​27
MAK

0,5 g·m−3 (Barium)[7]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Bariumperoxid ist eine chemische Verbindung der Elemente Barium und Sauerstoff mit der Summenformel BaO2. Beim Erhitzen über 700 °C gibt BaO2 Sauerstoff ab. Bariumperoxid kann aufgrund seiner Verwandtschaft zum H2O2 als Oxidations- wie auch als Reduktionsmittel wirken.

Geschichte[Bearbeiten]

Bariumperoxid ist die erste durch Alexander von Humboldt (1799) bekannt gewordene Peroxo-Verbindung.[8]

Herstellung[Bearbeiten]

Hergestellt wird Bariumperoxid, indem Bariumoxid unter erhöhtem Druck mit Luft auf etwa 500 °C erhitzt wird.
Im Labor kann es auch aus Bariumchloridlösung und Wasserstoffperoxid im Basischen gewonnen werden. Dabei entsteht zunächst das Oktahydrat, das anschließend durch Erhitzen in Bariumperoxid umgewandelt werden kann.

Bariumperoxid

Eigenschaften[Bearbeiten]

Bariumperoxid ist ein sehr reaktionsfähiger brandfördernder weißer bis grauer Feststoff, welcher sich in Wasser zersetzt. Er zersetzt sich ab einer Temperatur von 700 °C, wobei Sauerstoff und Bariumoxid entsteht.[9] Bariumperoxid besitzt eine tetragonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe I4/mmm, während das Oktahydrat ebenfalls eine tetragonale Kristallstruktur jedoch mit der Raumgruppe P4/mcc besitzt.[3]

Verwendung[Bearbeiten]

Bariumperoxid wird hauptsächlich in der Pyrotechnik als Sauerstofflieferant und zur Erzeugung von grünen Flammenfärbungen verwendet. Mit Magnesiumpulver findet es in Zündkirschen Anwendung. Auch dient es zum Entfärben von Bleigläsern und zum Bleichen von Stroh und Seide.

Früher spielte Bariumperoxid zur großtechnischen Herstellung von Wasserstoffperoxid (so genanntes Brinsches Peroxid-Verfahren) eine große Rolle:

\mathrm{1) \ BaSO_4 + C \longrightarrow \ BaO + CO + SO_2}
\mathrm{2) \ 2 \ BaO + O_2 \longrightarrow \ 2 \ BaO_2}
\mathrm{3) \ BaO_2 + H_2SO_4 \longrightarrow \ BaSO_4 + H_2O_2}

Erläuterung:

  1. Umwandlung des Sulfats in das Oxid, das SO2 wird zur Herstellung der im dritten Schritt benötigten Schwefelsäure eingesetzt.
  2. Synthese des Bariumperoxids
  3. Gewinnung des Wasserstoffperoxids; das BaSO4 wird als Rohstoff in den Kreislauf zurückgegeben

Heutzutage ist dieses Vorgehen praktisch vollständig vom energetisch weniger aufwändigen Anthrachinon-Verfahren verdrängt.

Ein weiteres historisches Verfahren, in dem Bariumperoxid als Zwischenprodukt genutzt wurde, war das Brinsche Sauerstoff-Verfahren zur technischen Darstellung von Sauerstoff. Im ersten Schritt wurde aus Bariumoxid BaO durch Erhitzen mit Luft, die von CO2 befreit worden war, Bariumperoxid hergestellt, wobei dieser Schritt der gleiche ist wie der zweite des obigen Peroxid-Verfahrens:

\mathrm{1) \ 2 \ BaO + O_2 \longrightarrow \ 2 \ BaO_2}

Nachdem der Luftstickstoff entfernt worden war, wurde dann das erhaltene Bariumperoxid entweder weiter erhitzt, bis es bei 800 °C den Sauerstoff wieder abgab, oder der Sauerstoff wurde bei 700 °C mit einer Vakuumpumpe abgezogen:

\mathrm{2) \ 2 \ BaO_2 \longrightarrow \ 2 \ BaO + \ O_2}

Der auf diese Weise gewonnene Sauerstoff war ca. 96 %ig [10] Wie alle chemischen Verfahren, die ausschließliche zur Gewinnung von Sauerstoff dienen, hat es keine Bedeutung mehr, seit sich das Linde-Verfahren durchgesetzt hat.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Beim Mischen von Bariumperoxid mit brennbaren Stoffen besteht Explosionsgefahr.[9]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b Bariumperoxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.
  2. a b c d Barium Peroxide - Substance Summary. In: PubChem Substance Webseite. Abgerufen am 25. März 2013.
  3. a b Jean D'Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. 3. Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale, Band 3. 4. Auflage, Springer, 1997, ISBN 978-3-5406-0035-0, S. 328 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  4. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 1304-29-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  5. Datenblatt Bariumperoxid bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 9. März 2011 (PDF).
  6. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  7. Datenblatt Bariumperoxid bei AlfaAesar, abgerufen am 9. Februar 2010 (JavaScript erforderlich).
  8. Winnacker Küchler, Chemische Technologie Band 1, 3. Auflage 1970, Seite 514
  9. a b Eintrag zu CAS-Nr. 1304-29-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 22. Mai 2011 (JavaScript erforderlich).
  10.  A. Smith, J. D'Ans: Einführung in die allgemeine und anorganische Chemie auf elementarer Grundlage. XII. Auflage. G. Braun, Karlsruhe 1948, S. 31-32.

Literatur[Bearbeiten]

  • Römpp Chemie-Lexikon, 9. Auflage. Thieme-Verlag.