Ossido di bario
| Ossido di bario | |
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| Nome IUPAC | |
| Ossido di bario | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | BaO |
| Massa molecolare (u) | 153,3264 g/mol |
| Aspetto | solido bianco-giallastro |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 215-127-9 |
| PubChem | 62392 |
| SMILES | [Ba]=O |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 5,72 g/cm3 |
| Indice di rifrazione | 1,98 |
| Solubilità in acqua | 3,48 g/100 mL (20 °C) 90,8 g/100 mL (100 °C) |
| Temperatura di fusione | 1923 °C |
| Temperatura di ebollizione | ~2000 °C |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −582[1] |
| S0m(J·K−1mol−1) | 70 [1] |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 47,7 |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 146 mg/Kg topo, intraperitoneale |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Punto di fiamma | non infiammabile |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| Frasi H | 301 - 302 - 314 - 315 - 318 - 332 - 412 |
| Consigli P | 210 - 220 - 221 - 260 - 261 - 264 - 270 - 271 - 273 - 280 - 283 - 301+310 - 301+312 - 301+330+331 |
L'ossido di bario è un composto inorganico a base di bario con formula BaO. Appare come un solido di colore bianco-giallastro, igroscopico e con tendenza ad assorbire l'anidride carbonica presente nell'aria[2]. Reagisce violentemente a contatto con l'acqua con liberazione di grandi quantità di calore, tanto da poter provocare esplosioni[3]:
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di bario è ottenuto per calcinazione del carbonato di bario o del solfato di bario in presenza di un composto carbonico[4][5]:
Può anche essere ottenuto per reazione diretta tra il bario e l'ossigeno[6]:
Utilizzi
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di bario viene principalmente utilizzato come agente di rivestimento nella fabbricazione dei catodi ad esempio quelli nei tubi a raggi catodici. Ha sostituito l'ossido di piombo(II) nella produzione di alcuni tipi di vetro come il vetro a corona ottica, mentre nelle sintesi chimiche è usato per la produzione di perossido di bario e di idrossido di bario[4]. Ebbe anche un impiego storico, a partire dal 1884, nella produzione di lenti ottiche, delle quali incrementa l'indice di rifrazione senza diminuirne la dispersione[7]. Viene ancora utilizzato per produrre alcuni tipi di vetro[5]
L'ossido di bario trova impiego anche come catalizzatore di etossilazione nella reazione dell'ossido di etilene e degli alcoli, che avviene tra 150 e 200 °C[8].
È anche una fonte di ossigeno puro attraverso la fluttuazione del calore. Si ossida facilmente a perossido di bario (BaO2) per formazione di uno ione perossido. La completa perossidazione di ossido di bario in perossido di bario avviene a temperature moderate, ma l'aumentata entropia della molecola di ossigeno (O2) ad alte temperature significa che il perossido di bario si decompone in ossigeno molecolare e ossido di bario a 1175 K[9].
La reazione è stata utilizzata come metodo su larga scala per produrre ossigeno prima che la separazione dell'aria diventasse il metodo dominante all'inizio del XX secolo. Il metodo è stato chiamato processo Brin, dal nome dei suoi inventori[10]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b (EN) Zumdahl, Steven S., Chemical Principles, 6ª ed., Houghton Mifflin Company, 2009, ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ (EN) Barium oxide, anhydrous (PDF), su reagents.com (archiviato dall'url originale il 20 dicembre 2010).
- ^ (EN) Barium oxide, su inchem.org, International Programme on Chemical Safety, Inchem.
- ^ a b (EN) Barium oxide, su merriam-webster.com, Dizionario online Merriam-Webster.
- ^ a b Bario, su treccani.it, Enciclopedia Treccani online.
- ^ Bario, su sapere.it, Enciclopedia Sapere.it.
- ^ (EN) Optics, Dispersion, su britannica.com, Enciclopedia Britannica website.
- ^ (EN) Gerald Nield, Paul Washecheck e Kang Yang, United States Patent 4210764, su freepatentsonline.com, 1º luglio 1980. URL consultato il 20 febbraio 2007.
- ^ (EN) S.C. Middleburgh, K.P.D. Lagerlof e R.W. Grimes, Accommodation of Excess Oxygen in Group II Oxides, in Journal of the American Ceramic Society, vol. 96, n. 1, 29 settembre 2012, pp. 308-311. URL consultato il 27 marzo 2022.
- ^ (EN) William B. Jensen, The Origin of the Brin Process for the Manufacture of Oxygen, in Journal of Chemical Education, vol. 86, n. 11, 2009, p. 1266, DOI:10.1021/ed086p1266.
Altri progetti
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Collegamenti esterni
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) barium oxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
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