Bariumchlorid

Bariumchlorid, unter Normalbedingungen ein weißes, kristallines Pulver, ist eine anorganische chemische Verbindung. Häufig kommt Bariumchlorid in Verbindung mit zwei Wasser molekülen vor. Obwohl Bariumchlorid giftig ist, wird es vielfach eingesetzt.

Inhaltsverzeichnis

1 Eigenschaften des Bariumchlorids
- 1.1 Toxizität
2 Synthese des Bariumchlorids
- 2.1 Großtechnische Synthese des Bariumchlorids
3 Reaktionen des Bariumchlorids
4 Verwendung des Bariumchlorids
5 Formen des Bariumchlorids
- 5.1 Eigenschaften des Bariumchloriddihydrates
6 Quellen

[Bearbeiten] Eigenschaften des Bariumchlorids

Bariumchlorid weist wie Barium und alle seine Salze eine grüne Flammenfärbung auf, ist gut in Wasser löslich und wie alle Bariumverbindungen giftig.

[Bearbeiten] Toxizität

Bariumchlorid ist schwach wassergefährdend. Ab 2-4 g kann Bariumchlorid tödlich wirken. Bariumchlorid ist giftig beim Einatmen und Verschlucken. Bei Unfall oder Unwohlsein aufgrund dieses Stoffes sofort Arzt zuziehen. Bariumchlorid ist unter Verschluss und für Kinder unzugänglich aufzubewahren.

[Bearbeiten] Synthese des Bariumchlorids

Bariumchlorid lässt sich wie alle Salzbildungsreaktionen darstellen:

$\mathrm{Ba + Cl_2 \longrightarrow BaCl_2}$

Barium reagiert mit Chlor zu Bariumchlorid.

$\mathrm{Ba(OH)_2 + 2 \ HCl \longrightarrow BaCl_2 + 2 \ H_2O}$

Bariumhydroxid reagiert mit Salzsäure zu Bariumchlorid und Wasser.

$\mathrm{BaO + 2 \ HCl \longrightarrow BaCl_2 + H_2O}$

Bariumoxid reagiert mit Salzsäure zu Bariumchlorid und Wasser.

[Bearbeiten] Großtechnische Synthese des Bariumchlorids

Kommerziell wird Bariumchlorid durch Reaktion von Bariumsulfid mit Salzsäure unter Bildung von Schwefelwasserstoffsäure synthetisiert:

$\mathrm{BaS + 2 \ HCl \longrightarrow BaCl_2 + H_2S}$

Auch durch Reaktion von Bariumcarbonat mit Salzsäure entsteht Bariumchlorid bei gleichzeitiger Bildung von Wasser und Kohlenstoffdioxid:

$\mathrm{BaCO_3 + 2 \ HCl \longrightarrow BaCl_2 + H_2O + CO_2}$

[Bearbeiten] Reaktionen des Bariumchlorids

Reaktion mit Sulfat-Ionen:

$\mathrm{MgSO_4 + BaCl_2 \longrightarrow BaSO_4 + MgCl_2}$

Magnesiumsulfat reagiert mit Bariumchlorid zu Bariumsulfat und Magnesiumchlorid.

Reaktion mit Kaliumchromat:

$\mathrm{BaCl_2 + K_2CrO_4 \longrightarrow BaCrO_4 + 2 \ KCl}$

Bariumchlorid reagiert mit Kaliumchromat zu Bariumchromat und Kaliumchlorid.

[Bearbeiten] Verwendung des Bariumchlorids

Bariumchlorid wird als Indikator für Sulfat-Ionen angewendet, da bei der Reaktion mit Sulfat-Ionen (siehe Reaktionen) Bariumsulfat als weißer Feststoff ausfällt.

Außerdem wird Bariumchlorid zum Härten von Stahl, in der Pyrotechnik aufgrund seiner grünen Flammenfärbung und zur Herstellung der Farbstoffe Bariumsulfat (siehe Reaktionen) und Bariumchromat (siehe Reaktionen) benutzt.

Die Rote Armee benutzte während des Zweiten Weltkriegs grünlich leuchtende Bariumchlorid-Leuchtspurgeschosse, um dem Schützen das Zielen zu erleichtern, während die Deutsche Wehrmacht gelblich leuchtende Phosphor-Geschosse verwendete. Diese Geschosse wurden in den LMGs und MGs der Panzer eingesetzt. Auch halfen diese Geschosse anderen Soldaten, da sie sahen, wohin der Schütze zielte.

[Bearbeiten] Formen des Bariumchlorids

Wasserfreies Bariumchlorid

Bariumchlorid kommt meist in Verbindung mit zwei Molekülen Kristallwasser, als Bariumchloriddihyrat vor. Wasserfreies Bariumchlorid erhält man, wenn man Bariumchloriddihydrat das Wasser durch Wärme entzieht (Dehydratation).

[Bearbeiten] Eigenschaften des Bariumchloriddihydrates

Auch Bariumchloriddihydrat ist ein weißes, kristallines Pulver. Unterschiede zum Bariumchlorid ergeben sie bei der Molmasse, Dichte, Löslichkeit, Schmelz- und Siedepunkt

Eigenschaften des Bariumchloriddihydrats
Molmasse	244,27 g/mol
Dichte	3,86 g/cm³
Löslichkeit	375 g/L (in H₂O)
Schmelzpunkt	Kristallwasserabgabe (wasserfrei 963°C)
Siedepunkt	1560°C (wasserfreie Substanz)
Summenformel	BaCl₂ · 2 H₂O