Bariumperoxid

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Kristallstruktur
Struktur des Ba2+-Kations Struktur des Peroxid-Anions
Kristallsystem

tetragonal

Raumgruppe

I4/mmm (Nr. 139)Vorlage:Raumgruppe/139

Allgemeines
Name Bariumperoxid
Andere Namen

Bariumsuperoxid

Verhältnisformel BaO2
CAS-Nummer
  • 1304-29-6
  • 12230-86-3 (Oktahydrat)
PubChem 50540223
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 >700 °C[2]

Löslichkeit
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP)[4], ggf. erweitert[2]
03 – Brandfördernd 07 – Achtung

Gefahr

H- und P-Sätze H: 272​‐​332​‐​302
P: 220 [2]
MAK

0,5 g·m−3 (Barium)[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

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 mit dem H2O2 als Oxidations- wie auch als Reduktionsmittel wirken.

Geschichte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bariumperoxid ist die erste durch Alexander von Humboldt (1799) bekannt gewordene Peroxo-Verbindung.[6]

Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bariumperoxid wird durch Umsetzung von Bariumoxid mit Luft bei einem Druck von 2 bar und Temperaturen zwischen 500 °C und 600 °C hergestellt.[7] Die Umsetzung verläuft mit einer Reaktionswärme von −143 kJ·mol−1 exotherm.[7]

Im Labor kann es auch aus Bariumchloridlösung und Wasserstoffperoxid im Basischen gewonnen werden. Dabei entsteht zunächst das Octahydrat, das anschließend durch Erhitzen in Bariumperoxid umgewandelt werden kann.

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Kristallstruktur von Bariumperoxid
           __ Ba2+    __ O

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.[2] Bariumperoxid besitzt eine tetragonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe I4/mmm (Raumgruppen-Nr. 139)Vorlage:Raumgruppe/139, während das Oktahydrat ebenfalls eine tetragonale Kristallstruktur jedoch mit der Raumgruppe P4/mcc (Nr. 124)Vorlage:Raumgruppe/124 besitzt.[3]

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bariumperoxid wird hauptsächlich in der Pyrotechnik als Sauerstofflieferant und zur Erzeugung von grünen Flammenfärbungen verwendet.[7] 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:

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:

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:

Der auf diese Weise gewonnene Sauerstoff war ca. 96%ig.[8] Wie alle chemischen Verfahren, die ausschließlich zur Gewinnung von Sauerstoff dienen, hat es keine Bedeutung mehr, seit sich das Linde-Verfahren durchgesetzt hat.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Beim Mischen von Bariumperoxid mit brennbaren Stoffen besteht Explosionsgefahr.[2]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b Eintrag zu Bariumperoxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.
  2. a b c d e f g h Eintrag zu Bariumperoxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Februar 2017 (JavaScript erforderlich).
  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 978-3-540-60035-0, S. 328 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  4. Eintrag zu Barium peroxide im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  5. Datenblatt Bariumperoxid bei AlfaAesar, abgerufen am 9. Februar 2010 (JavaScript erforderlich).
  6. Winnacker Küchler, Chemische Technologie Band 1, 3. Auflage 1970, Seite 514
  7. a b c Wiberg, E.; Wiberg, N.; Holleman, A.F.: Anorganische Chemie, 103. Auflage, 2017 Walter de Gruyter GmbH & Co. KG, Berlin/Boston, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 603, (abgerufen über De Gruyter Online).
  8. A. Smith, J. D'Ans: Einführung in die allgemeine und anorganische Chemie auf elementarer Grundlage. XII. Auflage. G. Braun, Karlsruhe 1948, S. 31–32.