Bárium-peroxid (BaO2) szerkezete, tulajdonságai, nómenklatúrája és felhasználása

az bárium-peroxid egy ionos és szervetlen vegyület, amelynek kémiai képlete BaO₂. Egy ionos vegyületként Ba ionokat tartalmaz²⁺ és O₂^2-; az utóbbi a peroxid-anion, és ennek köszönhetően a BaO₂ megszerzi a nevét. Ez a helyzet, a BaO₂ Ez egy szervetlen peroxid.

Az ionok töltése megmutatja, hogy ez a vegyület hogyan képződik az elemekből. A 2. csoportba tartozó bárium fém két elektront hoz létre az oxigén molekulához, OR₂, amelyek atomjai nem használják őket az oxid anionokká redukálására, OR^2-, de az egyszerű kapcsolat fenntartásához [O-O]^2-.

A bárium-peroxid szemcsés szilárd anyag szobahőmérsékleten, fehér, enyhén szürkés színekkel (felső kép). Szinte minden peroxidhoz hasonlóan óvatosan kell kezelni és tárolni, mivel felgyorsíthatja bizonyos anyagok oxidációját.

A 2. csoport (Becambara) fémei által képzett összes peroxidból a BaO₂ termodinamikailag a legstabilabb a termikus bomlásával szemben. Fűtéskor oxigént szabadít fel és bárium-oxidot (BaO) termel. A BaO nagy nyomáson képes reagálni a környezet oxigénjével, hogy újra képezze a BaO-t₂.

index

• 1 Szerkezet
  • 1.1 Kristályrács energia
  • 1.2 Hidratál
• 2 Előkészítés vagy szintézis
• 3 Tulajdonságok
  • 3.1 Fizikai megjelenés
  • 3.2 Molekulatömeg
  • 3.3 Sűrűség
  • 3.4 Olvadáspont
  • 3.5 Forráspont
  • 3.6 Oldhatóság vízben
  • 3.7 Hőbomlás
• 4 Nómenklatúra
• 5 Felhasználások
  • 5.1 Oxigéngyártó
  • 5.2 A hidrogén-peroxid gyártója
• 6 Referenciák

struktúra

A bárium-peroxid tetragonális egységcelláját a felső képen mutatjuk be. A benne lévő kationok láthatóak²⁺ (fehér gömbök) és az O anionok₂^2- (piros gömbök). Ne feledje, hogy a piros gömbök egyetlen kötéssel vannak összekötve, így lineáris geometriát képviselnek [O-O]^2-.

Ebből az egységcellából a BaO kristályok építhetők₂. Ha megfigyeljük, az anion O₂^2- látták, hogy hat Ba vesz körül²⁺, egy oktaéder, amelynek csúcsai fehérek.

Másrészt, még nyilvánvalóbb, minden Ba²⁺ tíz O körül veszik körül₂^2- (fehér középső gömb). Az összes kristály a rövid és hosszú hatótávolságból áll.

Kristályrács energia

Ha ezen túlmenően a vörös fehér gömböket is megfigyelik, meg kell jegyezni, hogy ezek nem különböznek túlságosan a méretükben vagy ionos sugárukban. Ez azért van, mert a Ba kation²⁺ Nagyon terjedelmes, és az O-anionokkal való kölcsönhatása₂^2- jobban stabilizálják a kristály retikuláris energiáját, mint amilyenek például a Ca-kationok²⁺ és Mg²⁺.

Ez azt is magyarázza, hogy a BaO a legstabilabb alkáliföldfém-oxidok: a Ba ionok²⁺ és O^2- Ezek nagymértékben különböznek egymástól, destabilizálják kristályaikat.

Mivel ez instabilabb, a BaO trend kisebb₂ bomlik, hogy a BaO képződjön; a SrO peroxidokkal ellentétben₂, CaO₂ és MgO₂, amelyek oxidjai stabilabbak.

hidrátok

A BaO₂ hidrátok formájában, amelyekből BaO₂H 8H₂Vagy ez a legstabilabb; és valójában ez az, amit a vízmentes bárium-peroxid helyett értékesítenek. A vízmentes oldathoz a BaO-t 350 ° C-on kell szárítani₂H 8H₂Vagy azzal a céllal, hogy megszüntesse a vizet.

Kristályos szerkezete szintén tetragonális, de nyolc H molekulával rendelkezik₂Vagy kölcsönhatásban áll az O-val₂^2- hidrogénkötéseken keresztül és a Ba-val²⁺ a dipol-ion kölcsönhatásokon keresztül.

Más hidrátok, amelyek szerkezetei nem sok információt tartalmaznak, a következők: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂H 7H₂O és BaO₂∙ H₂O.

Előkészítés vagy szintézis

A bárium-peroxid közvetlen előállítása az oxid oxidációját jelenti. Ezt az ásványi baritból vagy a só-nitrát-báriumból, Ba (NO₃)₂; mindkettő levegőn vagy oxigénnel dúsított levegőn melegszik.

Egy másik módszer szerint Ba (NO) -ot hideg vizes közegben reagáltatunk₃)₂ nátrium-peroxiddal:

Ba (NO₃)₂ + na₂O₂ + xh₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Ezután a hidratáló BaO₂∙ xH₂Vagy melegítésnek vetjük alá, szűrjük, és vákuum segítségével szárítjuk.

tulajdonságok

Fizikai megjelenés

Ez egy fehér szilárd anyag, amely szürkére válhat, ha szennyeződéseket okoz (BaO, Ba (OH))₂, vagy más vegyi anyag). Ha nagyon magas hőmérsékletre melegítjük, a zöldfényű lángokat a Ba kationok elektronikus átmenetei miatt adja ki.²⁺.

Molekulatömeg

169,33 g / mol.

sűrűség

5,68 g / ml.

Olvadáspont

450 ° C.

Forráspont

800 ° C Ez az érték egyetért azzal, amit egy ionos vegyületből elvárunk; még ennél is stabilabb alkáliföldfém-peroxid. A BaO azonban nem igazán forral₂, de a gázhalmazállapotú oxigén a termikus bomlás következtében szabadul fel.

Oldhatóság vízben

Megoldhatatlan. Azonban lassan hidrolizálhat, így hidrogén-peroxidot kapunk₂O₂; és ezenkívül a vizes közegben való oldhatósága hígított sav hozzáadásával nő.

Hőbomlás

A következő kémiai egyenlet mutatja a BaO termikus bomlását₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

A reakció csak egyirányú, ha a hőmérséklet 800 ° C felett van. Ha azonnal megnöveli a nyomást, és a hőmérséklet csökken, az egész BaO-t vissza kell állítani BaO-ba₂.

nómenklatúra

Egy másik módja a BaO megnevezésének₂ a bárium-peroxid a hagyományos nómenklatúra szerint; mivel a bárium vegyületeiben csak 2-es valencia lehet.

Helytelenül a szisztematikus nómenklatúrát arra használják, hogy bárium-dioxid (binoxid) legyen, tekintve, hogy ez egy oxid, és nem egy peroxid..

alkalmazások

Oxigéngyártó

Az ásványi baritot (BaO) használva hevítéssel hevítjük az oxigéntartalmat 700 ° C körüli hőmérsékleten..

Ha a kapott peroxidot vákuum alatt gyenge melegítésnek vetik alá, az oxigén gyorsabban regenerálódik, és a barit újra felhasználható az oxigén tárolásához és előállításához..

Ezt a folyamatot L. D. Brin kereskedelmileg kidolgozta, manapság elavult.

A hidrogén-peroxid gyártója

A bárium-peroxid kénsavval reagál a hidrogén-peroxid előállítására:

BaO₂ + H₂SW₄ => H₂O₂ + bárium-szulfát₄

Ezért H forrása₂O₂, elsősorban BaO-hidrátjával manipulálták₂H 8H₂O.

E két említett alkalmazás szerint a BaO₂ lehetővé teszi az O₂ és H₂O₂, mind az oxidálószereket, mind a szerves szintézist, mind a fehérítő folyamatokat a textil- és festékiparban. Ez is jó fertőtlenítőszer.

Ezenkívül a BaO-tól₂ Más peroxidok szintetizálhatók, például nátrium, Na₂O₂, és más báriumsók.

referenciák

1. S. Abrahams J Kalnajs. (1954). A bárium-peroxid kristályszerkezete. Szigetelési kutató laboratórium, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, U.S.A..
2. Wikipedia. (2018). Bárium-peroxid. Lap forrása: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Szervetlen kémia (Negyedik kiadás). Mc Graw-hegy.
4. Atomistry. (2012). Bárium-peroxid. A lap eredeti címe: barium.atomistry.com
5. Khokhar és mtsai. (2011). A bárium-peroxid laboratóriumi mérleg előkészítésének és folyamatának vizsgálata. A lap eredeti címe: academia.edu
6. Pubchem. (2019). Bárium-peroxid. Lap forrása: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Bárium-peroxid előállítása. A lap eredeti címe: prepchem.com