Bariumchlorat

Strukturformel
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) EG-Nummer 236-760-7 ECHA-InfoCard 100.033.404 PubChem 26059 ChemSpider 24273 Wikidata Q412492
Eigenschaften
Molare Masse	304,24 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[1]
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] Gefahr H- und P-Sätze H: 271​‐​302+332​‐​411 P: 280​‐​264​‐​210​‐​221​‐​371+380+375​‐​301+330+331​‐​312​‐​304+340 [1]
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

Im Labor lässt es sich durch Elektrolyse einer Bariumchloridlösung herstellen. Dabei kristallisiert ein Teil des Produkts aufgrund geringerer Löslichkeit aus.^[3]

Es kann auch durch Reaktion von Calciumchlorat oder Natriumchlorat mit Bariumchlorid gewonnen werden.^[4][5]

${\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+2\ NaClO_{3}\longrightarrow Ba(ClO_{3})_{2}+2\ NaCl} }$

Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Ammoniumchlorat mit Bariumcarbonat^[4]

${\displaystyle \mathrm {2\ NH_{4}ClO_{3}+BaCO_{3}\longrightarrow Ba(ClO_{3})_{2}+2\ NH_{3}+H_{2}O+CO_{2}} }$

oder durch einen Liebig-Prozess durch Reaktion von Bariumhydroxid mit Chlorgas.^[4]

${\displaystyle \mathrm {6\ Ba(OH)_{2}+6\ Cl_{2}\longrightarrow 5\ BaCl_{2}+Ba(ClO_{3})_{2}+6\ H_{2}O} }$

Aus Lösungen bildet sich das Monohydrat.^[4]

Eigenschaften

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

${\displaystyle \mathrm {Ba(ClO_{3})_{2}\longrightarrow BaCl_{2}+3\ O_{2}} }$

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.^[5]

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.^[5]

Verwendung

In der Pyrotechnik wird Bariumchlorat nur noch selten eingesetzt.^[6] Für eine grüne Flammenfärbung verwendet man heutzutage Bariumnitrat, da Zubereitungen mit Bariumchlorat auf Stoß, Schlag und Reibung heftig reagieren können.^[7]

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^[8] und wird auch teilweise beim Schwarzdruck eingesetzt.^[9]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h} Eintrag zu Bariumchlorat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2022. (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. ↑ F. Haber: Grundriss Der Technischen Elektrochemie Auf Theoretischer Grundlage. 2016, ISBN 978-4-88695-269-1, S. 441 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
4. ↑ ^{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). 
5. ↑ ^{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). 
6. ↑ 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). 
7. ↑ 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). 
8. ↑ 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). 
9. ↑ Rudolf Nietzki: Chemie der Organischen Farbstoffe. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-36672-1, S. 170 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).