Bariumnitraatti

Kohteesta Wikipedia
Siirry navigaatioon Siirry hakuun
Bariumnitraatti
Dusičnan barnatý.JPG
Barium nitrate.png
Tunnisteet
CAS-numero 10022-31-8
Ominaisuudet
Molekyylikaava Ba(NO3)2
Moolimassa 261,35
Ulkomuoto Väritön kiteinen aine[1]
Sulamispiste 592 °C[1]
Tiheys 3,24 g/cm3[1]
Liukoisuus veteen 87 g/l (20 °C)[1]

Bariumnitraatti (Ba(NO3)2) on barium- ja nitraatti-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Sitä esiintyy luonnossa pieniä määriä nitrobariittimineraalina. Yhdistettä voidaan käyttää pyrotekniikassa vihreän valon tuottamiseen ja muiden bariumyhdisteiden valmistamiseen.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Huoneenlämpötilassa bariumnitraatti on värittömiä tai valkoisia kiteitä. Sen alkeiskoppi on kuutiollinen. Yhdiste liukenee kohtalaisen hyvin veteen ja liukoisuus kasvaa lämpötilan kasvaessa. Bariumnitraatti liukenee myös hieman metanoliin ja etanoliin. Kuumennettaessa bariumnitraattia yli sulamispisteensä se hajoaa muodostaen ensin bariumnitriittiä ja edelleen bariumoksidia, bariumperoksidia ja typen oksideja. Muiden nitraattien tavoin bariumnitraatti on hyvin vahva hapetin ja voi sytyttää helposti hapettuvat aineet palamaan. Monien muiden bariumyhdisteiden tavoin bariumnitraatti on myrkyllistä ja ärsyttää silmiä, ihoa ja hengitysteitä.[1][2][3][4][5][6]

Valmistus ja käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Bariumnitraattia voidaan valmistaa liuottamalla metallista bariumia, bariumhydroksidia, -karbonaattia tai -oksidia typpihappoon. Teollisuudessa tavanomaisin tapa on bariumkarbonaatin liuottaminen. Tuote puhdistetaan kiteyttämällä ja haihduttamalla vesi pois. Toinen tapa on bariumkloridin ja natriumnitraatin välinen reaktio ja bariumnitraatti erotetaan liuoksesta kiteyttämällä.[1][2][3][4][5]

BaCO3 + 2 HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O + CO2
BaCl2 + 2 NaNO3 → Ba(NO3)2 + 2 NaCl

Bariumnitraattia käytetään tuottamaan vihreää väriä muun muassa ilotulitteisiin ja merkkipanoksiin. Se toimii myös usein näiden ammusten polttoaineseoksissa hapettimena joko yksinään tai yhdessä klaiumkloraatin tai -perkloraatin kanssa. Muita käyttökohteita ovat bariumoksidin valmistus, optisen lasin valmistus sekä kaasujen poistaminen tyhjiöputkista.[1][2][3][4][5][7]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d e f g E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 335. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3.
  2. a b c Patrick M. Dibello, James L. Manganaro, Elizabeth R. Aguinaldo, Tariq Mahmood & Charles B. Lindahl: Barium Compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2003. Viitattu 28.6.2016
  3. a b c Robert Kresse, Ulrich Baudis, Paul Jäger, H. Hermann Riechers, Heinz Wagner, Jochen Winkler & Hans Uwe Wolf: Barium and Barium Compounds, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2007. Viitattu 28.6.2016
  4. a b c Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 116. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515. (englanniksi)
  5. a b c Richard C. Ropp: Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds, s. 221-223. Newnes, 2012. ISBN 9780444595539. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 28.6.2016). (englanniksi)
  6. Bariumnitraatin kansainvälinen kemikaalikortti Viitattu 28.6.2016.
  7. John A. Conkling,Chris Mocella: Chemistry of Pyrotechnics, s. 73. CRC Press, 2010. ISBN 9781420018097. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 28.6.2016). (englanniksi)