Bariumperoksidin (BaO2) rakenne, ominaisuudet, nimikkeistö ja käyttö

bariumperoksidi on ioninen ja epäorgaaninen yhdiste, jonka kemiallinen kaava on BaO₂. Ioninen yhdiste on Ba-ioneja²⁺ ja O₂^2-; jälkimmäinen on peroksidianioni, ja sen vuoksi BaO₂ hankkii nimensä. Näin on, BaO₂ Se on epäorgaaninen peroksidi.

Sen ionien lataukset osoittavat, kuinka tämä yhdiste muodostuu elementeistä. Ryhmän 2 bariummetalli tuottaa kaksi elektronia happimolekyylille OR₂, joiden atomit eivät käytä niitä pelkistettäviksi oksidianioneiksi, OR^2-, mutta pysyä yhtenäisenä yksinkertaisella linkillä, [O-O]^2-.

Bariumperoksidi on rakeinen kiinteä aine huoneenlämpötilassa, valkoinen ja hieman harmahtavia sävyjä (yläkuva). Kuten lähes kaikki peroksidit, se on käsiteltävä ja varastoitava huolellisesti, koska se voi nopeuttaa tiettyjen aineiden hapettumista.

Kaikista peroksideista, jotka muodostuvat ryhmän 2 metallien (Mr. Becambara), BaO₂ se on termodynaamisesti kaikkein stabiilein sen termisen hajoamisen edessä. Kuumennettaessa se vapauttaa happea ja tuottaa bariumoksidia, BaO. BaO voi reagoida ympäristön hapen kanssa suurissa paineissa BaO: n muodostamiseksi uudelleen₂.

indeksi

• 1 Rakenne
  • 1.1 Kristallihilaenergia
  • 1.2 Hydraatit
• 2 Valmistelu tai synteesi
• 3 Ominaisuudet
  • 3.1 Fyysinen ulkonäkö
  • 3.2 Molekyylipaino
  • 3.3 Tiheys
  • 3.4 Sulamispiste
  • 3.5 Kiehumispiste
  • 3.6 Liukoisuus veteen
  • 3.7 Terminen hajoaminen
• 4 Nimikkeistö
• 5 Käyttö
  • 5.1 Hapen valmistaja
  • 5.2 Vetyperoksidin tuottaja
• 6 Viitteet

rakenne

Bariumperoksidin tetragonaalinen yksikkösolu on esitetty ylemmässä kuvassa. Ba-kationit näkyvät sen sisällä²⁺ (valkoiset pallot) ja anionit O₂^2- (punaiset pallot). Huomaa, että punaiset pallot on yhdistetty yhdellä sidoksella, joten ne edustavat lineaarista geometriaa [O-O]^2-.

Tästä yhtenäisestä solusta voit rakentaa BaO-kiteitä₂. Jos havaitaan, anioni O₂^2- nähdään, että sitä ympäröi kuusi Ba²⁺, saada oktaedri, jonka pisteet ovat valkoisia.

Toisaalta, vielä selvemmin, jokainen Ba²⁺ ympäröi kymmenen O₂^2- (valkoinen keskikenttä). Kaikki kristalli koostuu tästä vakiojärjestyksestä lyhyellä ja pitkällä alueella.

Kristallihila

Jos lisäksi havaitaan punaisia ​​valkoisia palloja, on huomattava, että ne eivät eroa liikaa niiden koosta tai ionisäteestä. Tämä johtuu siitä, että Ba cation²⁺ Se on hyvin laaja ja sen vuorovaikutus anionin O kanssa₂^2- parempi stabiloida kristallin retikulaarista energiaa verrattuna siihen, miten ne olisivat esimerkiksi kationeja Ca²⁺ ja Mg²⁺.

Tämä selittää myös, miksi BaO on epästabiilin maa-alkalioksidi: Ba-ionit²⁺ ja O^2- Ne eroavat huomattavasti kooltaan ja destabilisoivat niiden kiteitä.

Koska se on epävakaampi, BaO-trendi on pienempi₂ hajoaa, jolloin muodostuu BaO; toisin kuin SrO-peroksidit₂, CaO₂ ja MgO₂, joiden oksidit ovat vakaampia.

kosteuttaa

BaO₂ löytyy hydraattien muodossa, joista BaO₂∙ 8H₂Tai se on kaikkein vakaampi; ja itse asiassa tämä on se, jota markkinoidaan vedettömän bariumperoksidin sijasta. Vedettömän aineen saamiseksi BaO on kuivatettava 350 ° C: ssa₂∙ 8H₂Tai tarkoituksena on poistaa vesi.

Sen kiteinen rakenne on myös tetragonaalinen, mutta kahdeksalla H-molekyylillä₂Tai vuorovaikutuksessa O: n kanssa₂^2- vetysidosten kautta ja Ba: n kanssa²⁺ dipoli-ionien vuorovaikutusten kautta.

Muut hydraatit, joiden rakenteet eivät ole paljon tietoa siitä, ovat: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O ja BaO₂∙ H₂O.

Valmistelu tai synteesi

Bariumperoksidin suora valmistus koostuu sen oksidin hapettumisesta. Tätä voidaan käyttää mineraalibaritista tai suolanitraattibaariumista, Ba (NO₃)₂; molemmat kuumennetaan ilmakehässä tai rikastetaan hapella.

Toinen menetelmä on Ba: n (NO) reagointi kylmässä vesipitoisessa väliaineessa₃)₂ natriumperoksidilla:

Ba (NO₃)₂ + na₂O₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Sitten hydraatti BaO₂∙ xH₂Tai se kuumennetaan, se suodatetaan ja se kuivuu tyhjiössä.

ominaisuudet

Fyysinen ulkonäkö

Se on valkoinen kiinteä aine, joka voi muuttua harmaaksi, jos siinä on epäpuhtauksia (joko BaO, Ba (OH)₂, tai muita kemiallisia lajeja). Jos se kuumennetaan hyvin korkealle lämpötilalle, se antaa vihreät liekit Ba-kationien elektronisten siirtymien vuoksi.²⁺.

Molekyylipaino

169,33 g / mol.

tiheys

5,68 g / ml.

Sulamispiste

450 ° C.

Kiehumispiste

800 ° C. Tämä arvo vastaa sitä, mitä odotetaan ionisesta yhdisteestä; ja vielä enemmän, stabiilim- masta maa-alkalimetallioksidista. BaO ei kuitenkaan keksi₂, mutta kaasumainen happi vapautuu sen termisen hajoamisen seurauksena.

Liukoisuus veteen

Ratkaisemattomia. Se voi kuitenkin hidastua hitaasti vetyperoksidin tuottamiseksi, H₂O₂; ja lisäksi sen liukoisuus vesipitoiseen väliaineeseen kasvaa, jos lisätään laimennettua happoa.

Terminen hajoaminen

Seuraava kemiallinen yhtälö esittää BaO: n kärsimän termisen hajoamisen reaktion₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reaktio on yksisuuntainen vain, jos lämpötila on yli 800 ° C. Jos paine kohoaa välittömästi ja lämpötila laskee, koko BaO muuttuu takaisin BaO: ksi₂.

nimistö

Toinen tapa nimetä BaO₂ se on perinteisen nimikkeistön mukaan bariumperoksidi; koska bariumilla voi olla valenssi +2 sen yhdisteissä.

Järjestelmällistä nimikkeistöä käytetään virheellisesti viittaamaan siihen bariumdioksidiksi (binoxidiksi), koska se on oksidi eikä peroksidi.

sovellukset

Hapen valmistaja

Käyttämällä mineraalipariteettia (BaO) sitä kuumennetaan vedellä hapen pitoisuuden poistamiseksi noin 700 ° C: n lämpötilassa..

Jos tuloksena oleva peroksidi altistetaan heikolle lämmitykselle alipaineessa, happi regeneroituu nopeammin ja bariitti voidaan käyttää uudelleen loputtomasti hapen säilyttämiseksi ja tuottamiseksi.

Tämä prosessi suunniteltiin kaupallisesti L. D. Brin, nykyään vanhentunut.

Vetyperoksidin tuottaja

Bariumperoksidi reagoi rikkihapon kanssa tuottamaan vetyperoksidia:

BaO₂ + H₂SW₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Siksi se on H: n lähde₂O₂, manipuloidaan ennen kaikkea sen BaO-hydraatilla₂∙ 8H₂O.

Näiden kahden mainitun käytön mukaan BaO₂ mahdollistaa O: n kehittymisen₂ ja H₂O₂, sekä hapettavia aineita, orgaanista synteesiä että valkaisuprosesseja tekstiili- ja väriteollisuudessa. Se on myös hyvä desinfiointiaine.

Lisäksi BaO: lta₂ Muita peroksideja voidaan syntetisoida, kuten natrium, Na₂O₂, ja muut bariumisuolat.

viittaukset

1. S.c. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Bariumperoksidin kiderakenne. Eristystutkimuslaboratorio, Massachusettsin teknillinen instituutti, Cambridge, Massachusetts, USA..
2. Wikipedia. (2018). Bariumperoksidi. Haettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Bariumperoksidi. Haettu osoitteesta: barium.atomistry.com
5. Khokhar et ai. (2011). Laboratorion mittakaavan valmistelun tutkiminen ja prosessin kehittäminen bariumperoksidille. Haettu osoitteesta academia.edu
6. Pubchem. (2019). Bariumperoksidi. Haettu osoitteesta pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Bariumperoksidin valmistus. Haettu osoitteesta prepchem.com