Bariumchlorid

Kristallstruktur
_ Ba2+ 0 _ Cl−
Allgemeines
Name	Bariumchlorid
Andere Namen	Chlorbarium (veraltet)
Verhältnisformel	BaCl2
Kurzbeschreibung	farblose, kubische oder monokline Kristalle[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 10361-37-2 22322-71-0 (Monohydrat) 10326-27-9 (Dihydrat) EG-Nummer 233-788-1 ECHA-InfoCard 100.030.704 PubChem 25204 ChemSpider 23540 Wikidata Q407270
Eigenschaften
Molare Masse	208,23 g·mol−1 (wasserfrei) 226,23 g·mol−1 (Monohydrat) 244,27 g·mol−1 (Dihydrat)
Aggregatzustand	fest
Dichte	3,86 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	963 °C[2]
Siedepunkt	1560 °C[2]
Löslichkeit	gut in Wasser (357 g·l−1[2])
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[4] ggf. erweitert[3] Gefahr H- und P-Sätze H: 301​‐​332​‐​319 P: 261​‐​264​‐​270​‐​301+310​‐​304+340+312​‐​305+351+338[3]
MAK	0,5 mg·m−3 (Ba)[2]
Toxikologische Daten	118 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[2]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−859,8 kJ·mol−1[5]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Bariumchlorid ist eine farblose, kristalline chemische Verbindung und ein Chlorid des Bariums. Häufig liegt Bariumchlorid als Dihydrat (BaCl₂ · 2 H₂O) vor.

Bariumchlorid lässt sich nach allen Salzbildungsreaktionen darstellen:

${\displaystyle \mathrm {Ba+Cl_{2}\longrightarrow BaCl_{2}} }$

Barium reagiert mit Chlor zu Bariumchlorid.

${\displaystyle \mathrm {Ba(OH)_{2}+2\ HCl\longrightarrow BaCl_{2}+2\ H_{2}O} }$

Bariumhydroxid reagiert mit Salzsäure zu Bariumchlorid und Wasser.

${\displaystyle \mathrm {BaO+2\ HCl\longrightarrow BaCl_{2}+H_{2}O} }$

Bariumoxid reagiert mit Salzsäure zu Bariumchlorid und Wasser.

Kommerziell wird Bariumchlorid durch Reaktion von Bariumsulfid mit Salzsäure unter Bildung von Schwefelwasserstoff synthetisiert:^[1]

${\displaystyle \mathrm {BaS+2\ HCl\longrightarrow BaCl_{2}+H_{2}S\uparrow } }$

Auch durch Reaktion von Bariumcarbonat mit Salzsäure entsteht Bariumchlorid bei gleichzeitiger Bildung von Wasser und Kohlenstoffdioxid:^[1]

${\displaystyle \mathrm {BaCO_{3}+2\ HCl\longrightarrow BaCl_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } }$

Bariumchlorid ist ein farbloses, kristallines Pulver mit einem Schmelzpunkt von 963 °C. Die Schmelze siedet bei 1560 °C. Bariumchlorid weist wie Barium und alle seine Salze eine grüne Flammenfärbung auf, es ist gut in Wasser löslich und wie alle löslichen Bariumverbindungen giftig.

Bariumchlorid kommt meist in Verbindung mit zwei Molekülen Kristallwasser als Bariumchlorid-dihydrat vor. Wasserfreies Bariumchlorid erhält man, wenn man Bariumchloriddihydrat das Wasser durch Wärme entzieht (Dehydratation). Auch Bariumchloriddihydrat ist ein weißes, kristallines Pulver.

Wasserfreies Bariumchlorid kristallisiert orthorhombisch, Raumgruppe Pnma (Raumgruppen-Nr. 62)Vorlage:Raumgruppe/62, mit den Gitterparametern a = 7,865 Å, b = 4,731 Å und c = 9,421.^[6] Das Dihydrat kristallisiert monoklin, Raumgruppe P2₁/n (Nr. 14, Stellung 2)Vorlage:Raumgruppe/14.2, mit den Gitterparametern a = 6,722 Å, b = 10,91 Å, c = 7,132 Å und β = 91,10°.^[7]

Reaktion mit Sulfat-Ionen:

${\displaystyle \mathrm {MgSO_{4}+BaCl_{2}\longrightarrow BaSO_{4}\downarrow +MgCl_{2}} }$

Magnesiumsulfat reagiert mit Bariumchlorid zu Bariumsulfat und Magnesiumchlorid.

Reaktion mit Kaliumchromat:

${\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+K_{2}CrO_{4}\longrightarrow BaCrO_{4}\downarrow +2\ KCl} }$

Bariumchlorid reagiert mit Kaliumchromat zu Bariumchromat und Kaliumchlorid.

Bariumchlorid wird als Indikator für Sulfat-Ionen angewandt, da bei der Reaktion mit Sulfat-Ionen (siehe Reaktionen) Bariumsulfat als weißer Feststoff ausfällt. Diese Fällungsreaktion kann auch zur Reinigung von Natriumchlorid von Sulfaten eingesetzt werden.

Außerdem wird Bariumchlorid zum Härten von Stahl, in der Pyrotechnik aufgrund seiner grünen Flammenfärbung und zur Herstellung der Farbstoffe Bariumsulfat (siehe Reaktionen) und Bariumchromat (siehe Reaktionen) benutzt.

Die Rote Armee benutzte während des Zweiten Weltkriegs grünlich leuchtende Bariumchlorid-Leuchtspurgeschosse, um dem Schützen das Zielen zu erleichtern, während die Wehrmacht gelblich leuchtende Phosphor-Geschosse verwendete. Diese Geschosse wurden in den LMGs und MGs der Panzer eingesetzt. Auch halfen diese Geschosse anderen Soldaten, da sie sahen, wohin der Schütze zielte.

Bariumchlorid ist schwach wassergefährdend. Bariumchlorid ist giftig beim Einatmen und Verschlucken. Bei Unfall oder Unwohlsein auf Grund dieses Stoffes ist sofort ein Arzt hinzuzuziehen. Bariumchlorid ist unter Verschluss und für Kinder unzugänglich aufzubewahren. Früher wurde Bariumchlorid als Rattengift eingesetzt.^[8]

Barium inaktiviert die passiven Kaliumkanäle in der Membran der Muskelzellen. Kalium kann so die Muskelzellen nicht mehr verlassen. Da die Natrium-Kalium-ATPase unvermindert Kalium in die Zellen pumpt, kommt es zum Abfall der Kalium-Spiegel im Blut. Die Symptome sind Hypermotilität des Magen-Darm-Traktes, Ausfall der Muskelreflexe (Areflexie), schlaffe Muskellähmung und Atemlähmung. Bei der Blutuntersuchung findet sich eine schwere Hypokaliämie.^[9]

Als Erste-Hilfe-Maßnahme ist die Einnahme von Natrium- bzw. Kaliumsulfatlösung zu empfehlen, da Sulfationen die Bariumionen ausfällen und dabei unlösliches und somit ungiftiges Bariumsulfat bilden. Im Krankenhaus kann Barium durch Dialyse entfernt werden.

1. ↑ ^{a b c d} Eintrag zu Bariumchlorid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.
2. ↑ ^{a b c d e} Datenblatt Bariumchlorid bei Merck, abgerufen am 19. Januar 2011.
3. ↑ ^{a b} Eintrag zu Bariumchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2022. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ Eintrag zu Barium chloride im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
5. ↑ PAETEC Formelsammlung Ausgabe 2003, Seite 116
6. ↑ E.B. Brackett, T.E. Brackett, R.L. Sass: The crystal structures of barium chloride, barium bromide and barium iodide. In: Journal of Physical Chemistry, 67, 1963, S. 2132–2135, doi:10.1021/j100804a038.
7. ↑ V.M. Padmanabhan, W.R. Busing, H.A. Levy: Barium chloride dihydrate by neutron diffraction. In: Acta Crystallographica, B34, 1978, S. 2290–2292, doi:10.1107/S056774087800792X.
8. ↑ C. Schmuck, B. Engels, T. Schirmeister, R. Fink: Chemie für Mediziner. Pearson Studium, Hallbergmoos 2008, ISBN 978-3-8273-7286-4.
9. ↑ Yu-Jen Su, et al.: An Industrial Worker Hospitalized With Paralysis After an Aerosolized Chemical Exposure. In: American Journal of Kidney Diseases. 56. Jahrgang, Nr. 3, 2010, S. A38-A41, doi:10.1053/j.ajkd.2010.02.004 (ajkd.org [abgerufen am 22. September 2010]).