Bariumhydroksidi

Bariumhydroksidi (Ba(OH)2) on vahvasti emäksinen, barium- ja hydroksidi-ionien muodostama ioniyhdiste. Kaupallisena tuotteena se esiintyy tavallisesti valkoisena mono­hydraattina.

Bariumhydroksidi
Tunnisteet
CAS-numero 17194-00-2
Ominaisuudet
Molekyylikaava Ba(OH)2
Moolimassa 171,34 g/mol (vedettömänä)
189,39 g/mol (monohydraatti)
315,46 g/mol (oktahydraatti)
Ulkomuoto Valkoinen kiinteä aine
Sulamispiste 78 °C (591 K) (monohydraatti)
300 °C (573 K) (monohydraatti)
407 °C (680 K) (vedettömänä)
Kiehumispiste 780 °C (1053 K)
Tiheys 3,743 g/cm3 (monohydraatti)
2,18 g/cm3 (oktahydraatti, 16 °C)
Liukoisuus veteen 1,67 g/100 ml °C)
(3,89 g / 100 ml (20 °C)
20,94 g/100 ml (60 °C)
101,4 g/100 ml (100 °C)

Valmistus

Barium­hydroksidia voidaan valmistaa liuottamalla bariumoksidia (BaO) veteen, jolloin se reagoi seuraavasti:

BaO + 9 H2O → Ba(OH)2·8H2O

Bariumhydroksidi kiteytyy oktahydraattina, mutta ilmassa lämmitettynä se muuttuu mono­hydraatiksi. Tyhjiössä 100 °C:n lämpö­tilassa monohydraatti muuttuu jälleen barium­oksidiksi.[1]

Käyttö

Bariumhydroksidia käytetään analyyttisessa kemiassa heikkojen happojen, varsinkin orgaanisten happojen titraukseen. Sen kirkas vesiliuos ei voi sisältää karbonaattia, toisin kuin natrium- tai kaliumhydroksidi, koska bariumkarbonaatti ei liukene veteen. Tämän vuoksi sellaisia indikaattoreja kuten fenoliftaleiinia tai tymoliftaleiinia, joiden väri muuttuu emäksisessä liuoksessa, voidaan käyttää ilman, että titrauksessa syntyy virheitä liuoksessa olevien karbonaatti-ionien vuoksi, jotka ovat paljon vähemmän emäksisiä.[2]

Bariumhydroksidia käytetään orgaanisissa synteeseissä vahvana emäksenä, esimerkiksi esterien [3] ja nitriilien hydrolyysissa.[4].



Sen avulla on myös voitu valmistaa synteettisesti esimerkiksi syklopentanonia, [5] diasetonialkoholia [6] ja guloni-γ-laktonia.[7]


Diasetonin valmistusreaktio


Bariumhydroksidin avulla voidaan demonstroida, mikä on endoterminen reaktio, sillä jos siihen sekoitetaan jotakin ammoniumsuolaa, seos kylmenee, sillä se absorboi lämpöä ympäristöstään.

Bariumhydroksidin avulla voidaan myös neutraloida roiskuneet happopisarat.

Reaktiot

Kuumennettaessa 800 °C:n lämpötilaan barium­hydroksidi hajoaa bariumoksidiksi. Reagoidessaan hiilidioksidin kanssa se muodostaa bariumkarbonaattia. Barium­hydroksidin vesi­liuos, joka on vahvasti emäksinen, reagoi happojen kanssa neutraloiden ne. Esimerkiksi rikki­hapon kanssa se muodostaa bariumsulfaattia, fosfori­hapon kanssa bariumfosfaattia. Rikki­vedyn kanssa se muodostaa bariumsulfidia. Sekoitettuna monien metallien suolaliuosten kanssa se saattaa muodostaa niukka­liukoisia tai liukenemattomia saostumia.[8]

Vaarat

Bariumhydroksidi on vaarallista samasta syystä kuin muutkin vahvat emäkset ja vesi­liukoiset barium­yhdisteet. Se on myrkyllistä ja syövyttävää.

Lähteet
  1. Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie (8. Aufl.), s. 289. Weinheim: Verlag Chemie, 1960.
  2. J. Mendham, R. C. Denney, J. D. Barnes, M. J. K Thomas: Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6th ed.). New York: Prentice Hall, 2000.
  3. Organic Syntheses: Napthoresercinol K. Meyer, H. S. Bloch. Viitattu 4.3.2013.
  4. Organic Syntheses: Methylsuccinic acid C. G. Brown. Viitattu 4.3.2013.
  5. Organic Syntheses: Cyclopentanone J. F. Thorpe, G. A. R Kon. Viitattu 4.3.2013.
  6. Organic Syntheses: Diacetone alcohol J. B. Conant, Niel Tuttle. Viitattu 4.3.2013.
  7. D-Gulonic γ-lactone Organic Syntheses: Gulonic γ-lactone J. V. Karabinos. Viitattu 4.3.2013.
  8. Pradyot Patnaic: Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002. ISBN 0-07-049439-8.

    Aiheesta muualla
    This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.