Bariumperoxid (BaO2) struktur, egenskaber, nomenklatur og anvendelser

den bariumperoxid er en ionisk og uorganisk forbindelse, hvis kemiske formel er BaO₂. At være en ionforbindelse består den af ​​Ba ioner²⁺ og o₂^2-; sidstnævnte er det, der er kendt som peroxidanion, og på grund af det er BaO₂ erhverver sit navn Det er tilfældet, BaO₂ Det er et uorganisk peroxid.

Afgifterne for dets ioner viser, hvordan denne forbindelse er dannet af elementerne. Bariummetalet, fra gruppe 2, giver to elektroner til oxygenmolekylet, OR₂, hvis atomer ikke bruger dem til at blive reduceret til oxidanionerne, OR^2-, men at forblive forenet af et simpelt link, [O-O]^2-.

Bariumperoxid er et granulært faststof ved stuetemperatur, hvidt med svagt gråtoner (topbillede). Ligesom næsten alle peroxider skal det håndteres og opbevares med omhu, da det kan fremskynde oxidationen af ​​visse stoffer.

Af alle peroxider dannet af metallerne i gruppe 2 (Mr. Becambara), BaO₂ det er termodynamisk den mest stabile i lyset af dets termiske nedbrydning. Når den opvarmes, frigiver den ilt og producerer bariumoxid, BaO. BaO kan reagere med ilt fra miljøet ved højt tryk for at danne BaO igen₂.

indeks

• 1 struktur
  • 1.1 Krystal gitter energi
  • 1.2 hydraterer
• 2 Fremstilling eller syntese
• 3 Egenskaber
  • 3.1 Fysisk udseende
  • 3.2 Molekylmasse
  • 3.3 Tæthed
  • 3.4 Smeltepunkt
  • 3,5 kogepunkt
  • 3.6 Opløselighed i vand
  • 3.7 Termisk nedbrydning
• 4 nomenklaturen
• 5 anvendelser
  • 5.1 Oxygenproducent
  • 5.2 Producent af hydrogenperoxid
• 6 referencer

struktur

Den tetragonale enhedscelle af bariumperoxid er vist i det øverste billede. Ba kationer kan ses inde i den²⁺ (hvide kugler) og anionerne O₂^2- (røde kugler). Bemærk at de røde kugler er forbundet med en enkeltbinding, så de repræsenterer lineær geometri [O-O]^2-.

Fra denne enhedscelle kan BaO-krystallerne bygges₂. Hvis observeret, anionet O₂^2- det ses, at det er omgivet af seks Ba²⁺, opnåelse af en oktaedron, hvis hjørner er hvide.

På den anden side, endnu mere tydeligt, hver Ba²⁺ er omgivet af ti o₂^2- (hvid center sfære). Alle krystal består af denne konstante rækkefølge på kort og lang rækkevidde.

Krystal gitter energi

Hvis der desuden observeres de røde hvide kugler, bemærkes det, at de ikke adskiller sig for meget i deres størrelser eller ioniske radier. Dette skyldes, at Ba kationen²⁺ Det er meget voluminøst, og dets interaktioner med anionen O₂^2- bedre stabilisere krystallets retikulære energi i forhold til hvordan de for eksempel ville være kationer Ca²⁺ og Mg²⁺.

Dette forklarer også hvorfor BaO er de mest ustabile jordalkalimider: Ba-ionerne²⁺ og o^2- De adskiller sig væsentligt i størrelse, destabiliserer deres krystaller.

Da det er mere ustabilt, er BaO-tendensen mindre₂ at dekomponere for at danne BaO; i modsætning til SrO peroxiderne₂, CaO₂ og MgO₂, hvis oxider er mere stabile.

hydrater

BaO₂ kan findes i form af hydrater, hvoraf BaO₂∙ 8H₂Eller det er den mest stabile af alle; og faktisk er det den, der markedsføres, i stedet for det vandfrie bariumperoxid. For at opnå den vandfrie, skal BaO tørres ved 350 ° C₂∙ 8H₂Eller med det formål at fjerne vandet.

Dens krystallinske struktur er også tetragonal, men med otte H molekyler₂Eller interagerer med O₂^2- gennem hydrogenbindinger, og med Ba²⁺ gennem dipole-ion-interaktioner.

Andre hydrater, hvis strukturer ikke har meget information om det, er: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O og BaO₂∙ H₂O.

Fremstilling eller syntese

Den direkte fremstilling af bariumperoxid består i oxidationen af ​​dets oxid. Dette kan anvendes fra mineralbitumen, eller fra saltnitratbarium, Ba (NO₃)₂; begge undergår opvarmning i en atmosfære af luft eller beriget med ilt.

En anden metode er at reagere Ba (NO) i et koldt vandigt medium₃)₂ med natriumperoxid:

Ba (nr₃)₂ + na₂O₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Så hydrat BaO₂∙ xH₂Eller det udsættes for opvarmning, det filtreres, og det ender med at tørre ved hjælp af vakuum.

egenskaber

Fysisk udseende

Det er et hvidt fast stof, der kan blive gråagtigt, hvis det præsenterer urenheder (enten BaO, Ba (OH)₂, eller andre kemiske arter). Hvis den opvarmes til en meget høj temperatur, vil den afgive grønne flammer på grund af de elektroniske overgange af Ba kationerne.²⁺.

Molekylær masse

169,33 g / mol.

tæthed

5,68 g / ml.

Smeltepunkt

450 ° C.

Kogepunkt

800 ° C Denne værdi er i overensstemmelse med hvad der skal forventes af en ionisk forbindelse; og endnu mere af det mere stabile jordalkalimetalperoxid. BaO koger dog ikke rigtig godt₂, men gasformigt ilt frigives som følge af dets termiske nedbrydning.

Opløselighed i vand

Uløselige. Det kan dog langsomt gennemgå hydrolyse for at producere hydrogenperoxid, H₂O₂; og desuden øges dets opløselighed i vandigt medium, hvis en fortyndet syre tilsættes.

Termisk dekomponering

Den følgende kemiske ligning viser reaktionen af ​​termisk dekomponering bundet af BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reaktionen er kun envejs, hvis temperaturen er over 800 ° C. Hvis straks trykket stiger og temperaturen falder, vil hele BaO blive omdannet tilbage til BaO₂.

nomenklatur

En anden måde at nævne BaO₂ det er bariumperoxid ifølge den traditionelle nomenklatur; da barium kun kan have valens +2 i sine forbindelser.

Forkert bruges den systematiske nomenklatur til at referere til det som bariumdioxid (binoxid), idet det betragtes som et oxid og ikke et peroxid.

applikationer

Oxygenproducent

Anvendelse af mineralbitumen (BaO), den opvarmes med træk for at eliminere dets oxygenindhold ved en temperatur omkring 700 ° C.

Hvis det resulterende peroxid udsættes for en svag opvarmning under vakuum, regenererer oxygen hurtigere, og baritten kan genbruges på ubestemt tid til opbevaring og fremstilling af oxygen.

Denne proces blev udtænkt kommercielt af L. D. Brin, i dag forældet.

Producent af hydrogenperoxid

Bariumperoxid reagerer med svovlsyre for at producere hydrogenperoxid:

BaO₂ + H₂SW₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Det er derfor en kilde til H₂O₂, manipuleres frem for alt med sit BaO hydrat₂∙ 8H₂O.

Ifølge disse to nævnte anvendelser, BaO₂ tillader udviklingen af ​​O₂ og H₂O₂, begge oxidationsmidler, i organisk syntese og i hvidtningsprocesser i tekstil- og farvestofindustrien. Det er også et godt desinfektionsmiddel.

Derudover fra BaO₂ Andre peroxider kan syntetiseres, såsom natrium, Na₂O₂, og andre bariumsalte.

referencer

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Krystalstrukturen af ​​bariumperoxid. Laboratory for Insulation Research, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA..
2. Wikipedia. (2018). Bariumperoxid. Hentet fra: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Bariumperoxid. Hentet fra: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Undersøgelse af laboratorieskalaforberedelse og udvikling af en proces for bariumperoxid. Hentet fra: academia.edu
6. Pubchem. (2019). Bariumperoxid. Hentet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Fremstilling af bariumperoxid. Hentet fra: prepchem.com