Bariumperoxid

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.

Kristallstruktur
_ Ba2+ 0 _–_ [O–O]2−
Kristallsystem	tetragonal
Raumgruppe	I4/mmm (Nr. 139)Vorlage:Raumgruppe/139
Allgemeines
Name	Bariumperoxid
Andere Namen	Bariumsuperoxid
Verhältnisformel	BaO2
Kurzbeschreibung	farbloser Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 1304-29-6 12230-86-3 (Octahydrat) EG-Nummer 215-128-4 ECHA-InfoCard 100.013.754 PubChem 14773 Wikidata Q411394
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	gering in Wasser (Zersetzung)[2] nahezu unlöslich in Ethanol und Diethylether[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[4] ggf. erweitert[2] Gefahr H- und P-Sätze H: 272​‐​302+332 P: 210​‐​301+312+330​‐​304+340+312[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 (0 °C, 1000 hPa).

Geschichte

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

Herstellung

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 molaren Reaktionsenthalpie von −143 kJ·mol⁻¹ exotherm.^[7]

${\displaystyle \mathrm {2\,BaO+O_{2}\rightleftharpoons 2\,BaO_{2}} }$

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.^[2] 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.^[3]

Verwendung

Bariumperoxid wird hauptsächlich in der Pyrotechnik als Sauerstofflieferant und zur Erzeugung grüner 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 (Brinsches Peroxid-Verfahren) eine große Rolle:

${\displaystyle \mathrm {1)\ BaSO_{4}+C\longrightarrow \ BaO+CO+SO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2)\ 2\ BaO+O_{2}\longrightarrow \ 2\ BaO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {3)\ BaO_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ BaSO_{4}+H_{2}O_{2}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {1)\ 2\ BaO+O_{2}\longrightarrow \ 2\ BaO_{2}} }$

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:

${\displaystyle \mathrm {2)\ 2\ BaO_{2}\longrightarrow \ 2\ BaO+\ O_{2}} }$

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

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

Einzelnachweise

1. Eintrag zu Bariumperoxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.
2. Eintrag zu Bariumperoxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 30. Oktober 2021. (JavaScript erforderlich)
3. 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 Alfa Aesar, abgerufen am 9. Februar 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).
6. Winnacker Küchler, Chemische Technologie Band 1, 3. Auflage 1970, Seite 514
7. 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.

Erdalkalimetallperoxide

Berylliumperoxid | Magnesiumperoxid | Calciumperoxid | Strontiumperoxid | Bariumperoxid | Radiumperoxid