Permanganate de baryum
| Permanganate de baryum | |
| Identification | |
|---|---|
| No CAS | |
| No ECHA | 100.029.191 |
| No CE | 232-110-1 |
| PubChem | |
| SMILES | |
| InChI | |
| Apparence | cristaux violet foncé à brun |
| Propriétés chimiques | |
| Formule | Ba(MnO4)2[1] |
| Masse molaire[2] | 375,198 ± 0,009 g/mol Ba 36,6 %, Mn 29,28 %, O 34,11 %, |
| Propriétés physiques | |
| T° fusion | 200°C (se décompose) |
| Solubilité | 62,5 g/100 mL (eau à 29 °C) se décompose dans l'alcool |
| Masse volumique | 3,77 g/cm3 |
| Cristallographie | |
| Système cristallin | Orthorhombique |
| Précautions | |
| NFPA 704 | |
| Composés apparentés | |
| Autres cations | Permanganate de magnésium permanganate de strontium |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
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Le permanganate de baryum est un composé chimique, de formule Ba(MnO4)2[3]. Il forme des cristaux violets à bruns assez peu solubles dans l'eau.
Préparation
[modifier | modifier le code]Le permanganate de baryum peut être préparé par dismutation du manganate de baryum dans une solution faiblement acide[4], dont des solutions de dioxyde de carbone ou d'acide sulfurique[5] :
- 3 BaMnO4 + 2 CO2 → Ba(MnO4)2 + 2 BaCO3 + MnO2
- 3 BaMnO4 + 2 H2SO4 → Ba(MnO4)2 + 2 BaSO4 + MnO2 + 2 H2O
Il peut également être préparé par oxydation du manganate de baryum avec des oxydants forts. Les préparations s'appuyant sur les réactions aqueuses du manganate de baryum sont extrêmement lentes à cause de la faible solubilité du manganate[4].
Une autre façon de synthétiser le permanganate de baryum est via la réaction entre le permanganate d'argent et le chlorure de baryum. Des échantillons de haute pureté peuvent être obtenus à partir de la réaction similaire entre le permanganate de potassium et le sulfate d'aluminium pour former du permanganate d'aluminium, qui est ensuite mis en contact avec une quantité stœchiométrique d'hydroxyde de baryum[6].
Réactions
[modifier | modifier le code]Le permanganate de baryum est un oxydant puissant. Il est stable thermiquement jusqu'à 180 °C, au-dessus de laquelle il se décompose en deux phases entre 180–350 et 500–700 °C[6] :
- 2 Ba(MnO4)2 → 2 BaMnO3 + 2 MnO2 + 3 O2
- 4 BaMnO3 → 4 BaO + 2 Mn2O3 + O2
Il a été montré que la décomposition a lieu lentement en dessus 160 °C, et que l'irradiation avec des UV ou des rayons X abaisse cette température[7]. Les défauts cristallins et les impuretés jouent un rôle dans le mécanisme.
L'acide permanganique peut être préparé par la réaction de l'acide sulfurique dilué avec une solution de permanganate de baryum, le sous-produit sulfate de baryum étant éliminé par filtrage[4] :
- Ba(MnO4)2 + H2SO4 → 2 HMnO4 + BaSO4
L'acide sulfurique utilisé doit être dilué ; les réactions des permanganates avec l'acide sulfurique concentré donnent l'anhydride, l'heptoxyde de dimanganèse.
Références
[modifier | modifier le code]- (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton (Floride), CRC Press, , 90e éd. (ISBN 978-1-4200-9084-0), p. 4-50
- Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- PubChem
- (en) J. C. Olsen, Permanganic Acid by Electrolysys, Easton, PA, The Chemical Publishing Company, (lire en ligne)
- Georg Brauer, Handbuch der präparativen anorganischen Chemie. Band III., Stuttgart, 3rd, (ISBN 3-432-87823-0, OCLC 310719495)
- (en) Laszlo Kotai, Istvan Gacs, Istvan E. Sajo, Pradeep K. Sharma et Kalyan K. Banerji, « ChemInform Abstract: Beliefs and Facts in Permanganate Chemistry - An Overview on the Synthesis and the Reactivity of Simple and Complex Permanganates », ChemInform, vol. 42, no 13, , no (DOI 10.1002/chin.201113233, lire en ligne)
- (en) E. G. Prout et P. J. Herley, « The Thermal Decomposition of Barium Permanganate », The Journal of Physical Chemistry, vol. 65, no 2, , p. 208–212 (ISSN 0022-3654, DOI 10.1021/j100820a005, lire en ligne)
