Bariumferraat(VI)
Bariumferraat | ||||
---|---|---|---|---|
Structuurformule en molecuulmodel | ||||
![]() | ||||
Structuurformule van bariumferraat
| ||||
Bariumferraatpoeder
| ||||
Algemeen | ||||
Molecuulformule | BaFeO4 | |||
IUPAC-naam | bariumferraat(VI) | |||
Molmassa | 257,1846 g/mol | |||
CAS-nummer | 13773-23-4 | |||
Wikidata | Q413900 | |||
Beschrijving | Bruine vaste stof | |||
Vergelijkbaar met | kaliumferraat(VI) | |||
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen | ||||
EG-Index-nummer | 056-002-00-7 | |||
Fysische eigenschappen | ||||
Aggregatietoestand | vast | |||
Kleur | bruin | |||
Onoplosbaar in | water | |||
Geometrie en kristalstructuur | ||||
Kristalstructuur | tetragonaal | |||
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar). | ||||
|
Bariumferraat is een anorganische verbinding van barium en ijzer, met als brutoformule BaFeO4. De stof komt voor als een kastanjebruine vaste stof, die onoplosbaar is in water. Bariumferraat is een sterke oxidator door de aanwezigheid van het oxiderende zeswaardig ijzer.[1] De aanwezigheid van twee ongepaarde elektronen in het ferraat(VI)ion maakt de stof paramagnetisch.[2] De stof is isostructureel met met een tetraëdrisch -ion.[3]
Synthese
[bewerken | brontekst bewerken]Bariumferraat kan worden bereid uit een reactie van kaliumferraat(VI) en bariumchloride (dihydraat). Hierbij wordt een 86,5% zuivere bariumferraat verkregen.
Een alternatieve methode is de oxidatie van ijzer met kaliumnitraat tot oplosbaar kaliumferraat(VI):
Kaliumferraat wordt neergeslagen met bariumchloride:[4]
Reacties
[bewerken | brontekst bewerken]Bariumferraat(VI) is de meest stabiele ferraat(VI)-verbinding. Het wordt ontleed door alle water-oplosbare zuren, inclusief koolzuur. Als door een suspensie van gehydrateerd koolstofdioxide geleid wordt, ontleed de verbinding compleet in bariumcarbonaat, ijzer(III)hydroxide en zuurstof:
Toepassingen
[bewerken | brontekst bewerken]Bariumferraat vindt toepassing in de organische synthese als oxidator (het is sterker oxiderend dan kaliumpermanganaat).[5] Het vindt ook toepassing als kathode in de super-ijzerbatterij.[6]
- ↑ J. G. R. Briggs. (2005). GEEN TITEL OPGEGEVEN Longman A-level course in chemistry (4th ed.) pag.: 536 – Pearson Education (South Asia) ISBN 978-981-4105-08-8
- ↑ Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Holleman. (2001). GEEN TITEL OPGEGEVEN Inorganic chemistry pag.: 1457–1458 – Academic Press ISBN 978-0-12-352651-9
- ↑ A.F. Wells. (1986). GEEN TITEL OPGEGEVEN Structural inorganic chemistry (5th ed.) – Clarendon Press (Oxford, Oxfordshire) ISBN 978-0-19-855370-0
- ↑ (en) J. R. Gump, W. F. Wagner & J. M. Scheyer - Preparation and Analysis of Barium Ferrate(VI), Analytical chemistry, 1954
- ↑ Firouzabadi, H., Mohajer, D. & Entezari-moghaddam, M. (1986). Barium Ferrate Monohydrate BaFeO4, H2O, A Versatile Reagent for the Oxidation of Organic Compounds under Aprotic Condiiton. Synthetic Communications: An International Journal for Rapid Communication of Synthetic Organic Chemistry, 16(6), 723-731. doi:10.1080/00397918608057745
- ↑ https://web.archive.org/web/20110105163958/http://www.reade.com/Products/Other_Compounds/ferrate.html