Bariumchlorat

Im Labor lässt es sich durch Elektrolyse einer Bariumchloridlösung herstellen. Dabei kristallisiert ein Teil des Produkts aufgrund geringerer Löslichkeit aus.^[3]

Es kann auch durch Reaktion von Calciumchlorat oder Natriumchlorat mit Bariumchlorid gewonnen werden.^[4][5]

${\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+2\ NaClO_{3}\longrightarrow Ba(ClO_{3})_{2}+2\ NaCl} }$

Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Ammoniumchlorat mit Bariumcarbonat^[4]

${\displaystyle \mathrm {2\ NH_{4}ClO_{3}+BaCO_{3}\longrightarrow Ba(ClO_{3})_{2}+2\ NH_{3}+H_{2}O+CO_{2}} }$

oder durch einen Liebig-Prozess durch Reaktion von Bariumhydroxid mit Chlorgas.^[4]

${\displaystyle \mathrm {6\ Ba(OH)_{2}+6\ Cl_{2}\longrightarrow 5\ BaCl_{2}+Ba(ClO_{3})_{2}+6\ H_{2}O} }$

Aus Lösungen bildet sich das Monohydrat.^[4]

Bariumchlorat ist ein farbloses Pulver, das sich ab 250 °C zersetzt.

${\displaystyle \mathrm {Ba(ClO_{3})_{2}\longrightarrow BaCl_{2}+3\ O_{2}} }$

Es ist ein starkes Oxidationsmittel. Wie alle Chlorate muss auch diese Verbindung vorsichtig gehandhabt werden. Das Monohydrat gibt bei 120 °C sein Kristallwasser ab^[1], wobei die Abgabe schon bei 85 °C beginnt.^[5]

Das Monohydrat besitzt eine monokline Kristallstruktur mit der Raumgruppe C2/c (Raumgruppen-Nr. 15)Vorlage:Raumgruppe/15. Das Anhydrat eine orthorhombische Kristallstruktur die wahrscheinlich zur Raumgruppe Fd2d (Nr. 43, Stellung 3)Vorlage:Raumgruppe/43.3 gehört.^[5]

In der Pyrotechnik wird Bariumchlorat nur noch selten eingesetzt.^[6] Für eine grüne Flammenfärbung verwendet man heutzutage Bariumnitrat, da Zubereitungen mit Bariumchlorat auf Stoß, Schlag und Reibung heftig reagieren können.^[7]

Bariumchlorat wird heute relativ selten verwendet und im Vergleich zu Kaliumchlorat und Natriumchlorat nur noch in geringeren Mengen hergestellt.

Es wird im Labormaßstab auch zur Herstellung von Chlorsäure verwendet^[8] und wird auch teilweise beim Schwarzdruck eingesetzt.^[9]