Bariumferraat(VI)

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).
Portaal    Scheikunde

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 ${\displaystyle {\ce {BaSO4}}}$ met een tetraëdrisch ${\displaystyle {\ce {FeO4-}}}$-ion.^[3]

Synthese

Bariumferraat 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):

${\displaystyle {\ce {Fe + 2KNO3 -> K2FeO4 + N2 + O2}}}$

Kaliumferraat wordt neergeslagen met bariumchloride:^[4]

${\displaystyle {\ce {K2FeO4 + BaCl2 -> BaFeO4 (v) + 2KCl}}}$

Reacties

Bariumferraat(VI) is de meest stabiele ferraat(VI)-verbinding. Het wordt ontleed door alle water-oplosbare zuren, inclusief koolzuur. Als door een suspensie van gehydrateerd ${\displaystyle {\ce {BaFeO4}}}$ koolstofdioxide geleid wordt, ontleed de verbinding compleet in bariumcarbonaat, ijzer(III)hydroxide en zuurstof:

${\displaystyle {\ce {4BaFeO4 \ + \ 4CO2 \ + \ 6H2O \ -> \ 4BaCO3 \ + \ 4Fe(OH)3 \ + \ 3O2}}}$

Toepassingen

Bariumferraat 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]

Bronnen, noten en/of referenties

1. J. G. R. Briggs. (2005). GEEN TITEL OPGEGEVEN Longman A-level course in chemistry (4th ed.) pag.: 536 – Pearson Education (South Asia) ISBN 978-981-4105-08-8
2. Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Holleman. (2001). GEEN TITEL OPGEGEVEN Inorganic chemistry pag.: 1457–1458 – Academic Press ISBN 978-0-12-352651-9
3. A.F. Wells. (1986). GEEN TITEL OPGEGEVEN Structural inorganic chemistry (5th ed.) – Clarendon Press (Oxford, Oxfordshire) ISBN 978-0-19-855370-0
4. (en) J. R. Gump, W. F. Wagner & J. M. Scheyer - Preparation and Analysis of Barium Ferrate(VI), Analytical chemistry, 1954
5. 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
6. https://web.archive.org/web/20110105163958/http://www.reade.com/Products/Other_Compounds/ferrate.html