Bariumperoxid

Kristallstruktur
	Kristallstruktur von Bariumperoxid
	Vorlage:Farbe Ba2+ 0 Vorlage:Farbe–Vorlage:Farbe [O–O]2−
Kristallsystem	tetragonal
Raumgruppe	I4/mmm (Nr. 139)
Allgemeines
Name	Bariumperoxid
Andere Namen	Bariumsuperoxid
Verhältnisformel	BaO2
Kurzbeschreibung	farbloser Feststoff<ref name="roempp">Eintrag zu Bariumperoxid. In: Römpp Online. Georg Thieme VerlagVorlage:Abrufdatum</ref>
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	215-128-4
ECHA-InfoCard	100.013.754
PubChem	14773
DrugBank	Lua-Fehler in Modul:Wikidata, Zeile 1686: attempt to index field 'wikibase' (a nil value) Lua-Fehler in Modul:Wikidata, Zeile 1686: attempt to index field 'wikibase' (a nil value)
Wikidata	[[:d:Lua-Fehler in Modul:Wikidata, Zeile 1464: attempt to index field 'wikibase' (a nil value)\|Lua-Fehler in Modul:Wikidata, Zeile 1464: attempt to index field 'wikibase' (a nil value)]]
Eigenschaften
Molare Masse	169,34 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	4,96 g·cm−3<ref name="GESTIS" />; 2,29 g·cm−3<ref name="Lax">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-BuchsucheSkriptfehler: Ein solches Modul „Vorlage:GoogleBook“ ist nicht vorhanden.).</ref>;
Schmelzpunkt	450 °C<ref name="GESTIS" />
Siedepunkt	Zersetzung bei >700 °C<ref name="GESTIS" />
Löslichkeit	gering in Wasser (Zersetzung)<ref name="GESTIS" />; nahezu unlöslich in Ethanol und Diethylether<ref name="roempp" />;
Sicherheitshinweise
H- und P-Sätze	H: 272‐302+332‐314‐412
	P: 210‐260‐273‐280‐303+361+353‐305+351+338<ref name="GESTIS" />
MAK	0,5 g·m−3 (Barium)<ref name="GESTIS" />
	Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

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

Bariumperoxid ist die erste durch Alexander von Humboldt (1799) bekannt gewordene Peroxo-Verbindung.<ref name="WiKü">Winnacker Küchler, Chemische Technologie Band 1, 3. Auflage 1970, Seite 514</ref>

Herstellung

Bariumperoxid wird durch Umsetzung von Bariumoxid mit Luft bei einem Druck von 2 bar und Temperaturen zwischen 500 °C und 600 °C hergestellt.<ref name="Holleman-Wiberg2017">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).</ref> Die Umsetzung verläuft mit einer molaren Reaktionsenthalpie von −143 kJ·mol⁻¹ exotherm.<ref name = "Holleman-Wiberg2017"/>

<math>\mathrm{2\,BaO + O_2 \rightleftharpoons 2\,BaO_2}</math>

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

Bariumperoxid ist ein sehr reaktionsfähiger brandfördernder weißer bis grauer Feststoff, der sich in Wasser zersetzt. Thermisch zersetzt sich Bariumperoxid oberhalb von 700 °C, wobei Sauerstoff und Bariumoxid entstehen.<ref name="GESTIS" /> Bariumperoxid besitzt eine tetragonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe I4/mmm (Raumgruppen-Nr. 139)Vorlage:Raumgruppe/139. Das Oktahydrat kristallisiert ebenfalls tetragonal, jedoch in der Raumgruppe P4/mcc (Nr. 124)Vorlage:Raumgruppe/124.<ref name="Lax" />

Verwendung

Bariumperoxid wird hauptsächlich in der Pyrotechnik als Sauerstofflieferant und zur Erzeugung grüner Flammenfärbungen verwendet.<ref name = "Holleman-Wiberg2017"/> 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 (Brinsches Peroxid-Verfahren) eine große Rolle:

<math>\mathrm{1) \ BaSO_4 + C \longrightarrow \ BaO + CO + SO_2}</math>

<math>\mathrm{2) \ 2 \ BaO + O_2 \longrightarrow \ 2 \ BaO_2}</math>

<math>\mathrm{3) \ BaO_2 + H_2SO_4 \longrightarrow \ BaSO_4 + H_2O_2}</math>

Erläuterung:

Umwandlung des Sulfats in das Oxid, das SO₂ wird zur Herstellung der im dritten Schritt benötigten Schwefelsäure eingesetzt.
Synthese des Bariumperoxids
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:

<math>\mathrm{1) \ 2 \ BaO + O_2 \longrightarrow \ 2 \ BaO_2}</math>

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:

<math>\mathrm{2) \ 2 \ BaO_2 \longrightarrow \ 2 \ BaO + \ O_2}</math>

Der auf diese Weise gewonnene Sauerstoff war ca. 96%ig.<ref>A. Smith, J. D'Ans: Einführung in die allgemeine und anorganische Chemie auf elementarer Grundlage. XII. Auflage. G. Braun, Karlsruhe 1948, S. 31–32. </ref> Wie alle chemischen Verfahren, die ausschließlich zur Gewinnung von Sauerstoff dienen, hat es keine Bedeutung mehr, seit sich das Linde-Verfahren durchgesetzt hat.

Sicherheitshinweise

Beim Mischen von Bariumperoxid mit brennbaren Stoffen besteht Explosionsgefahr.<ref name="GESTIS" />

Einzelnachweise