Bariumperoksidin (BaO2) rakenne, ominaisuudet, nimikkeistö ja käyttö
bariumperoksidi on ioninen ja epäorgaaninen yhdiste, jonka kemiallinen kaava on BaO2. Ioninen yhdiste on Ba-ioneja2+ ja O22-; 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, OR2-, 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 O22- (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 O22- nähdään, että sitä ympäröi kuusi Ba2+, saada oktaedri, jonka pisteet ovat valkoisia.
Toisaalta, vielä selvemmin, jokainen Ba2+ ympäröi kymmenen O22- (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 kanssa22- 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 O2- 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 kanssa22- 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
- S.c. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Bariumperoksidin kiderakenne. Eristystutkimuslaboratorio, Massachusettsin teknillinen instituutti, Cambridge, Massachusetts, USA..
- Wikipedia. (2018). Bariumperoksidi. Haettu osoitteesta: en.wikipedia.org
- Shiver & Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
- Atomistry. (2012). Bariumperoksidi. Haettu osoitteesta: barium.atomistry.com
- Khokhar et ai. (2011). Laboratorion mittakaavan valmistelun tutkiminen ja prosessin kehittäminen bariumperoksidille. Haettu osoitteesta academia.edu
- Pubchem. (2019). Bariumperoksidi. Haettu osoitteesta pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- PrebChem. (2016). Bariumperoksidin valmistus. Haettu osoitteesta prepchem.com