Ossido di bario

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Ossido di bario
NaCl polyhedra.png
Barium oxide.JPG
Nome IUPAC
Ossido di bario
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareBaO
Massa molecolare (u)153,3264 g/mol
Aspettosolido bianco-giallastro
Numero CAS1304-28-5
Numero EINECS215-127-9
PubChem62392
SMILES
[Ba]=O
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)5,72 g/cm3
Indice di rifrazione1,98
Solubilità in acqua3,48 g/100 mL (20 °C)
90,8 g/100 mL (100 °C)
Temperatura di fusione1923 °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
LD50 (mg/kg)146 mg/Kg topo, intraperitoneale
Indicazioni di sicurezza
Punto di fiammanon infiammabile
Simboli di rischio chimico
tossico a lungo termine corrosivo tossicità acuta
Frasi H301 - 302 - 314 - 315 - 318 - 332 - 412
Consigli P210 - 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]

  1. ^ a b (EN) Zumdahl, Steven S., Chemical Principles, 6ª ed., Houghton Mifflin Company, 2009, ISBN 978-0-618-94690-7.
  2. ^ (EN) Barium oxide, anhydrous (PDF), su reagents.com (archiviato dall'url originale il 20 dicembre 2010).
  3. ^ (EN) Barium oxide, su inchem.org, International Programme on Chemical Safety, Inchem.
  4. ^ a b (EN) Barium oxide, su merriam-webster.com, Dizionario online Merriam-Webster.
  5. ^ a b Bario, su treccani.it, Enciclopedia Treccani online.
  6. ^ Bario, su sapere.it, Enciclopedia Sapere.it.
  7. ^ (EN) Optics, Dispersion, su britannica.com, Enciclopedia Britannica website.
  8. ^ (EN) Gerald Nield, Paul Washecheck e Kang Yang, United States Patent 4210764, su freepatentsonline.com, 1º luglio 1980. URL consultato il 20 febbraio 2007.
  9. ^ (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.
  10. ^ (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.

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