Bariumferraat(VI)
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]
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). | ||||
|
Synthese
bewerkenBariumferraat 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
bewerkenBariumferraat(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
bewerkenBariumferraat 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). 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). Inorganic chemistry pag.: 1457–1458 – Academic Press ISBN 978-0-12-352651-9
- ↑ A.F. Wells. (1986). 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