Структура, својства, номенклатура и употреба баријевог пероксида (БаО2)

Тхе баријум пероксид је јонско и неорганско једињење чија је хемијска формула БаО₂. Као јонско једињење, састоји се од Ба иона²⁺ и О₂^2-; ово друго је оно што је познато као пероксид анион, и због тога БаО₂ добија његово име. У том случају, БаО₂ То је неоргански пероксид.

Набоји његових јона показују како се ово једињење формира од елемената. Метал бариј, из групе 2, даје два електрона молекулу кисеоника, ОР₂, чији се атоми не користе за редуковање до оксидних аниона, ОР^2-, али да останемо уједињени једноставном везом, [О-О]^2-.

Баријев пероксид је гранулирана чврста супстанца на собној температури, бела са благим сивкастим тоновима (горња слика). Као и скоро сви пероксиди, са њима се мора руковати и чувати пажљиво, јер може убрзати оксидацију одређених супстанци.

Од свих пероксида формираних од метала групе 2 (г. Бецамбара), БаО₂ термодинамички је најстабилнији у односу на термалну разградњу. Када се загреје, ослобађа кисеоник и производи баријум оксид, БаО. БаО може реаговати са кисеоником из околине, при високим притисцима, да поново формира БаО₂.

Индек

• 1 Струцтуре
  • 1.1 Енергија кристалне решетке
  • 1.2 Хидрати
• 2 Припрема или синтеза
• 3 Својства
  • 3.1 Физички изглед
  • 3.2 Молекулска маса
  • 3.3 Густина
  • 3.4 Тачка топљења
  • 3.5 Тачка кључања
  • 3.6 Растворљивост у води
  • 3.7 Термичко распадање
• 4 Номенклатура
• 5 Усес
  • 5.1 Произвођач кисеоника
  • 5.2 Произвођач водоник пероксида
• 6 Референце

Структура

Тетрагонална јединица ћелије баријум пероксида је приказана на горњој слици. У њему се могу видети катиони²⁺ (беле сфере), и аниони О₂^2- (црвене сфере). Треба приметити да су црвене сфере повезане једноструком везом, тако да представљају линеарну геометрију [О-О]^2-.

Из ове јединствене ћелије можете изградити БаО кристале₂. Ако се посматра, анион О₂^2- види се да је окружен са шест Ба²⁺, добијање октаедра чији су врхови бели.

С друге стране, још очигледније, свака Ба²⁺ је окружен са десет О₂^2- (бијела средишња сфера). Сав кристал се састоји од овог сталног реда у кратком и дугом опсегу.

Енергија кристалне решетке

Ако се поред тога посматрају и црвене беле сфере, уочићемо да се оне не разликују превише по својим величинама или ионским радијусима. То је зато што је катион²⁺ Веома је обиман, а његове интеракције са анионом О₂^2- боље стабилизује ретикуларну енергију кристала у односу на то како би, на пример, катиони Ца²⁺ и Мг²⁺.

Ово такође објашњава зашто је БаО најнестабилнији земно-алкални оксид: Ба иони²⁺ и О^2- Оне се знатно разликују по величини, дестабилизујући своје кристале.

Пошто је више нестабилан, БаО тренд је мањи₂ да се разгради и формира БаО; за разлику од СрО пероксида₂, ЦаО₂ и МгО₂, чији су оксиди стабилнији.

Хидрати

БаО₂ може се наћи у облику хидрата, од којих је БаО₂∙ 8Х₂Или је најстабилнија од свих; у ствари, ово је онај који се продаје, уместо анхидрованог баријум пероксида. Да би се добио безводни, БаО мора бити осушен на 350 ° Ц₂∙ 8Х₂Или, у сврху елиминације воде.

Његова кристална структура је такође тетрагонална, али са осам Х молекула₂Или у интеракцији са О₂^2- преко водоничних веза, и са Ба²⁺ преко дипол-јонских интеракција.

Остали хидрати, чије структуре немају много информација о томе, су: БаО₂∙ 10Х₂О, БаО₂Х 7Х₂О и БаО₂. Х₂О.

Припрема или синтеза

Директна припрема баријум пероксида се састоји у оксидацији његовог оксида. Може се користити од минералног барита, или из баријума соли нитрата, Ба (НО₃)₂; оба се загревају у атмосфери ваздуха или обогаћују кисеоником.

Други поступак је реакција Ба (НО) у хладној воденој средини₃)₂ са натријум пероксидом:

Ба (НО₃)₂ + На₂О₂ + кХ₂О => БаО₂Х кХ₂О + 2НаНО₃

Затим хидрат БаО₂Х кХ₂Или је подвргнут загревању, филтрира се и завршава сушењем помоћу вакуума.

Пропертиес

Физички изглед

То је бела чврста супстанца која може постати сивкаста ако представља нечистоће (или БаО, Ба (ОХ)).₂, или друге хемијске врсте). Ако се загреје на веома високу температуру, она ће дати зелени пламен, због електронских прелаза Ба катиона.²⁺.

Молецулар масс

169,33 г / мол.

Густина

5.68 г / мЛ.

Тачка топљења

450 ° Ц.

Тачка кључања

800 ° Ц. Ова вредност се слаже са оним што се може очекивати од јонског једињења; и још више, од стабилнијег алкалног пероксида. Међутим, БаО заправо не куха₂, али се гасни кисеоник ослобађа као резултат његове термичке разградње.

Растворљивост у води

Инсолубле Међутим, може се полако подвргнути хидролизи да би се добио водоник пероксид, Х₂О₂; и поред тога, његова растворљивост у воденој средини се повећава ако се дода разблажена киселина.

Тхермал децомпоситион

Следећа хемијска једначина показује реакцију термичке разградње коју трпи БаО₂:

2БаО₂ <=> 2БаО + О₂

Реакција је једносмерна само ако је температура изнад 800 ° Ц. Ако се притисак одмах повећа и температура се смањи, цео БаО ће се трансформисати назад у БаО₂.

Номенклатура

Други начин да се именује БаО₂ то је баријев пероксид, према традиционалној номенклатури; будући да баријум може имати само валентност +2 у својим једињењима.

Погрешно, систематска номенклатура се користи да би се означила као баријум диоксид (биноксид), с обзиром да је то оксид, а не пероксид.

Усес

Произвођач кисеоника

Користећи минерални барит (БаО), загрева се пропухима да би се елиминисао садржај кисеоника, на температури око 700 ° Ц.

Ако се добијени пероксид подвргне слабом загревању под вакуумом, кисеоник се брже регенерише и барит се може поново користити неограничено за складиштење и производњу кисеоника..

Овај процес је комерцијално осмислио Л. Д. Брин, који је данас застарио.

Произвођач водоник пероксида

Баријев пероксид реагује са сумпорном киселином да би произвео водоник пероксид:

БаО₂ + Х₂СО₄ => Х₂О₂ + БаСО₄

Стога је извор Х₂О₂, манипулисао пре свега својим БаО хидратом₂∙ 8Х₂О.

Према ове две поменуте употребе, БаО₂ омогућава развој О₂ и Х₂О₂, и оксидациона средства, органску синтезу и процесе избељивања у индустрији текстила и боја. То је такође добро средство за дезинфекцију.

Поред тога, из БаО₂ Други пероксиди се могу синтетизовати, као што је натријум, На₂О₂, и друге соли баријума.

Референце

1. С.Ц. Абрахамс, Ј Калнајс. (1954). Кристална структура баријум пероксида. Лабораторија за истраживање изолације, Институт за технологију у Масачусетсу, Кембриџ, Масачусетс, САД..
2. Википедиа. (2018). Баријум пероксид. Преузето са: ен.википедиа.орг
3. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
4. Атомистри (2012). Баријум пероксид. Преузето са: бариум.атомистри.цом
5. Кхокхар ет ал. (2011). Проучавање припреме лабораторијске скале и развој процеса за баријев пероксид. Преузето са: ацадемиа.еду
6. ПубЦхем. (2019). Баријум пероксид. Преузето са: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
7. ПребЦхем. (2016). Припрема баријум пероксида. Преузето са: препцхем.цом