Bariumchlorat

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Strukturformel
Bariumion  2  Chloration
Allgemeines
Name Bariumchlorat
Andere Namen
  • Chlorsaures Barium
  • Chlorsaurer Baryt
Summenformel Ba(ClO3)2
Kurzbeschreibung

farblose, geruchlose Kristalle oder Pulver[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer
  • 13477-00-4 (wasserfrei)
  • 10294-38-9 (Monohydrat)
Wikidata Q412492
Eigenschaften
Molare Masse 304,24 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

3,18 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

Zersetzung ab 250 °C[1]

Löslichkeit

gut in Wasser (256 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[2] ggf. erweitert[1]
03 – Brandfördernd 07 – Achtung 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 271​‐​332​‐​302​‐​411
P: 210​‐​220​‐​221​‐​261​‐​264​‐​270​‐​271​‐​273​‐​280​‐​283​‐​301+312​‐​304+340​‐​306+360​‐​312​‐​330​‐​370+378​‐​371+380+375​‐​391​‐​501 [3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Bariumchlorat ist ein Bariumsalz der Chlorsäure. Es besitzt die Formel Ba(ClO3)2 und gehört zur Stoffgruppe der Chlorate.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Im Labor lässt es sich durch Elektrolyse einer Bariumchloridlösung herstellen. Dabei kristallisiert ein Teil des Produkts aufgrund geringerer Löslichkeit aus.[4]

Es kann auch durch Reaktion von Calciumchlorat oder Natriumchlorat mit Bariumchlorid gewonnen werden.[5][6]

Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Ammoniumchlorat mit Bariumcarbonat[5]

oder durch einen Liebig-Prozess durch Reaktion von Bariumhydroxid mit Chlorgas.[5]

Aus Lösungen bildet sich das Monohydrat.[5]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bariumchlorat ist ein farbloses Pulver, das sich ab 250 °C zersetzt.

Es ist ein starkes Oxidationsmittel. Wie alle Chlorate muss auch diese Verbindung vorsichtig gehandhabt werden. Das Monohydrat gibt bei 120 °C sein Kristallwasser ab[1], wobei die Abgabe schon bei 85 °C beginnt.[6]

Das Monohydrat besitzt eine monokline Kristallstruktur mit der Raumgruppe C2/c (Raumgruppen-Nr. 15)Vorlage:Raumgruppe/15. Das Anhydrat eine orthorhombische Kristallstruktur die wahrscheinlich zur Raumgruppe Fd2d (Nr. 43, Stellung 3)Vorlage:Raumgruppe/43.3 gehört.[6]

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In der Pyrotechnik wird Bariumchlorat nur noch selten eingesetzt.[7] Für eine grüne Flammenfärbung verwendet man heutzutage Bariumnitrat, da Zubereitungen mit Bariumchlorat auf Stoß, Schlag und Reibung heftig reagieren können.[8]

Bariumchlorat wird heute relativ selten verwendet und im Vergleich zu Kaliumchlorat und Natriumchlorat nur noch in geringeren Mengen hergestellt.

Es wird im Labormaßstab auch zur Herstellung von Chlorsäure verwendet[9] und wird auch teilweise beim Schwarzdruck eingesetzt[10].

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f Eintrag zu Bariumchlorat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 21. Februar 2017 (JavaScript erforderlich).
  2. Eintrag zu Barium chlorate im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  3. European regulations regarding Barium chlorate@1@2Vorlage:Toter Link/www.springermaterials.com (Seite nicht mehr abrufbar, Suche in Webarchiveni Info: Der Link wurde automatisch als defekt markiert. Bitte prüfe den Link gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.
  4. F. Haber: Grundriss Der Technischen Elektrochemie Auf Theoretischer Grundlage. 2016, ISBN 978-4-88695-269-1, S. 441 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  5. a b c d Heinrich Böttger, R. J. Meyer: Chlor. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-11321-9, S. 337 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  6. a b c Richard C. Ropp: Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. Newnes, 2012, ISBN 978-0-444-59553-9, S. 81 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  7. Michael S. Russell: The Chemistry of Fireworks. Royal Society of Chemistry, 2009, ISBN 978-0-85404-127-5, S. 110 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  8. Takeo Shimizu: Selected Pyrotechnic Publications of Dr. Takeo Shimizu Part 3 Studies on Fireworks Colored Flame Compositions. Journal of Pyrotechnics, 1997, ISBN 1-889526-11-8, S. 78 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  9. Egon Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie Mit einem Anhang: Chemiegeschichte. Walter de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-023832-7, S. 124 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  10. Rudolf Nietzki: Chemie der Organischen Farbstoffe. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-36672-1, S. 170 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).