Bariumperoksid (BaO2) struktur, egenskaper, nomenklatur og bruk



den bariumperoksid er en ionisk og uorganisk forbindelse hvis kjemiske formel er BaO2. Å være en ionisk forbindelse består den av Ba ioner2+ og O22-; sistnevnte er det som er kjent som peroksidanion, og på grunn av det er BaO2 kjøper navnet hans Det er tilfellet, BaO2 Det er et uorganisk peroksid.

Avgiftene av dets ioner viser hvordan denne forbindelsen er dannet fra elementene. Bariummetallet, fra gruppe 2, gir to elektroner til oksygenmolekylet, OR2, hvis atomer ikke bruker dem til å bli redusert til oksydanioner, OR2-, men å bli forent av en enkel link, [O-O]2-.

Bariumperoksid er et granulært fast stoff ved romtemperatur, hvitt med svakt gråtoner (toppbilde). Som nesten alle peroksyder, må det håndteres og lagres med forsiktighet, da det kan akselerere oksydasjonen av visse stoffer.

Av alle peroksider dannet av metallene i gruppe 2 (Mr. Becambara), BaO2 det er termodynamisk det mest stabile i lyset av dets termiske nedbrytning. Ved oppvarming frigjør det oksygen og produserer bariumoksid, BaO. BaO kan reagere med oksygen fra miljøet, ved høyt trykk, for å danne BaO igjen2.

index

  • 1 struktur
    • 1.1 Krystall gitter energi
    • 1.2 hydrerer
  • 2 Fremstilling eller syntese
  • 3 Egenskaper
    • 3.1 Fysisk utseende
    • 3.2 Molekylær masse
    • 3,3 tetthet
    • 3.4 Smeltepunkt
    • 3,5 kokepunkt
    • 3.6 Løselighet i vann
    • 3.7 Termisk nedbrytning
  • 4 Nomenklatur
  • 5 bruksområder
    • 5.1 oksygenprodusent
    • 5.2 Produsent av hydrogenperoksid
  • 6 Referanser

struktur

Den tetragonale enhetscellen av bariumperoksid er vist i det øvre bildet. Ba kationer kan ses i den2+ (hvite kuler) og anionene O22- (røde kuler). Legg merke til at de røde kulene er forbundet med et enkeltbinding, slik at de representerer lineær geometri [O-O]2-.

Fra denne enhetscellen kan BaO-krystallene bygges2. Hvis observert, anionet O22- det er sett at det er omgitt av seks Ba2+, å skaffe en oktaedron hvis vinkler er hvite.

På den annen side, enda mer tydelig, hver Ba2+ er omgitt av ti o22- (hvit senter). Alt krystall består av denne konstante rekkefølgen på kort og lang rekkevidde.

Krystall gitter energi

Dersom i tillegg de røde hvite sfærene blir observert, vil det bli lagt merke til at de ikke varierer for mye i størrelser eller ioniske radier. Dette er fordi Ba kation2+ Det er veldig voluminøst, og dets samspill med anionen O22- bedre stabilisere den retikale energien til krystallet i forhold til hvordan de ville for eksempel kationer Ca2+ og Mg2+.

Dette forklarer også hvorfor BaO er de mest ustabile jordalkalimetallene: Ba-ionene2+ og O2- De varierer betydelig i størrelse, destabiliserer deres krystaller.

Siden det er mer ustabil, er BaO-trenden mindre2 å dekomponere for å danne BaO; i motsetning til SrO peroksydene2, CaO2 og MgO2, hvis oksider er mer stabile.

hydrater

BaO2 kan finnes i form av hydrater, hvorav BaO2∙ 8H2Eller det er den mest stabile av alle; og faktisk er dette den som markedsføres, i stedet for det vannfrie bariumperoksidet. For å oppnå det vannfrie, må BaO tørkes ved 350 ° C2∙ 8H2Eller, med det formål å eliminere vannet.

Den krystallinske strukturen er også tetragonal, men med åtte H molekyler2Eller samhandle med O22- gjennom hydrogenbindinger, og med Ba2+ gjennom dipole-ion-interaksjoner.

Andre hydrater, hvis strukturer ikke er mye informasjon om det, er: BaO2∙ 10H2O, BaO2∙ 7H2O og BaO2∙ H2O.

Fremstilling eller syntese

Den direkte fremstilling av bariumperoksyd består i oksydasjon av oksydet. Dette kan brukes fra mineralbiten, eller fra saltnitratbarium, Ba (NO3)2; begge gjennomgår oppvarming i en atmosfære av luft eller anriket med oksygen.

En annen metode er å reagere Ba (NO) i et kaldt vandig medium3)2 med natriumperoksid:

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

Så hydratet BaO2∙ xH2Eller det blir oppvarmet, det filtreres og det ender opp med å tørke med vakuum.

egenskaper

Fysisk utseende

Det er et hvitt fast stoff som kan bli gråaktig hvis det presenterer urenheter (enten BaO, Ba (OH)2, eller andre kjemiske arter). Hvis den er oppvarmet til meget høy temperatur, vil den avgi grønne flammer på grunn av de elektroniske overgangene til Ba kationene.2+.

Molekylær masse

169,33 g / mol.

tetthet

5,68 g / ml.

Smeltepunkt

450 ° C.

Kokepunkt

800 ° C Denne verdien er i samsvar med hva som forventes av en ionisk forbindelse; og enda mer, av den mer stabile jordalkalimetoksidet. Imidlertid kokker ikke BaO virkelig2, men gassformig oksygen frigjøres som følge av termisk dekomponering.

Løselighet i vann

Uløselige. Det kan imidlertid sakte gjennomgå hydrolyse for å produsere hydrogenperoksid, H2O2; og dessuten øker dets oppløselighet i vandig medium hvis en fortynnet syre tilsettes.

Termisk dekomponering

Følgende kjemiske ligning viser reaksjonen av termisk dekomponering ledet av BaO2:

2BaO2 <=> 2BaO + O2

Reaksjonen er bare enveis hvis temperaturen er over 800 ° C. Hvis umiddelbart øker trykket og temperaturen senker, vil hele BaO transformeres tilbake til BaO2.

nomenklatur

En annen måte å nevne BaO på2 det er bariumperoksid, i henhold til den tradisjonelle nomenklaturen; siden barium kun kan ha valens +2 i sine forbindelser.

Feil, den systematiske nomenklaturen brukes til å referere til den som bariumdioxid (binoxid), betraktende det et oksyd og ikke et peroksid.

søknader

Oksygenprodusent

Bruk av mineralbiten (BaO), den oppvarmes med utkast for å eliminere oksygeninnholdet ved en temperatur rundt 700 ° C.

Hvis det resulterende peroksidet underkastes en svak oppvarming under vakuum, regenererer oksygen raskere og baritten kan gjenbrukes på ubestemt tid for å lagre og produsere oksygen.

Denne prosessen ble utarbeidet kommersielt av L. D. Brin, i dag utelatt.

Produsent av hydrogenperoksid

Bariumperoksid reagerer med svovelsyre for å produsere hydrogenperoksid:

BaO2 + H2SW4 => H2O2 + BaSO4

Det er derfor en kilde til H2O2, manipulert fremfor alt med BaO hydrat2∙ 8H2O.

Ifølge disse to nevnte bruksområder, BaO2 tillater utvikling av O2 og H2O2, begge oksidasjonsmidler, i organisk syntese og i blekingprosesser i tekstil- og fargestoffindustrien. Det er også et godt desinfeksjonsmiddel.

I tillegg fra BaO2 Andre peroksider kan syntetiseres, slik som natrium, Na2O2, og andre bariumsalter.

referanser

  1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Krystallstrukturen av bariumperoksid. Laboratoriet for isolasjonsforskning, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA..
  2. Wikipedia. (2018). Bariumperoksid. Hentet fra: en.wikipedia.org
  3. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
  4. Atomistry. (2012). Bariumperoksid. Hentet fra: barium.atomistry.com
  5. Khokhar et al. (2011). Studie av laboratorieskalaforberedelse og utvikling av en prosess for bariumperoksid. Hentet fra: academia.edu
  6. Pubchem. (2019). Bariumperoksid. Hentet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  7. PrebChem. (2016). Fremstilling av bariumperoksid. Hentet fra: prepchem.com