Baariumperoksiidi (BaO2) struktuur, omadused, nomenklatuur ja kasutusalad

The baariumperoksiid on ioonne ja anorgaaniline ühend, mille keemiline valem on BaO₂. Olles ioonne ühend, koosneb see Ba-ioonidest²⁺ ja O₂^2-; viimane on see, mida tuntakse peroksiidi anioonina ja sellepärast BaO₂ omandab oma nime. See on nii, BaO₂ See on anorgaaniline peroksiid.

Selle ioonide laengud näitavad, kuidas see ühend elementidest moodustub. Rühma 2 baariummetall, annab hapniku molekulile kaks elektroni, OR₂, kelle aatomid neid ei kasuta oksüdioonioonidena, OR^2-, kuid jääda ühtseks lihtsa lingiga, [O-O]^2-.

Baariumperoksiid on toatemperatuuril granuleeritud tahke aine, valge, kergelt hallikas toonidega (ülemine pilt). Nagu peaaegu kõik peroksiidid, tuleb seda hoolikalt käsitseda ja ladustada, sest see võib kiirendada teatud ainete oksüdeerumist.

Kõigist 2. rühma metallide (hr Becambara) moodustatud peroksiididest BaO₂ see on termodünaamiliselt kõige stabiilsem selle termilise lagunemise ees. Kuumutamisel vabastab ta hapniku ja toodab baariumoksiidi, BaO. BaO võib reageerida keskkonna hapnikuga kõrgel rõhul, et moodustada uuesti BaO₂.

Indeks

• 1 Struktuur
  • 1.1 Kristallvõre energia
  • 1.2 Hüdraadid
• 2 Valmistamine või süntees
• 3 Atribuudid
  • 3.1 Füüsiline välimus
  • 3.2 Molekulmass
  • 3.3 Tihedus
  • 3.4 Sulamistemperatuur
  • 3.5 Keemispunkt
  • 3.6 Vees lahustuv
  • 3.7 Termiline lagunemine
• 4 Nomenklatuur
• 5 Kasutamine
  • 5.1 Hapniku tootja
  • 5.2 Vesinikperoksiidi tootja
• 6 Viited

Struktuur

Baariumperoksiidi tetragonaalne ühikrakk on näidatud ülemises pildis. Selle sees on näha katioone²⁺ (valged kerad) ja anioonid O₂^2- (punased sfäärid). Pange tähele, et punased sfäärid on seotud ühe sidemega, nii et need esindavad lineaarset geomeetriat [O-O]^2-.

Sellest seadmest saab ehitada BaO kristalle₂. Kui see on täheldatud, siis anioon O₂^2- on näha, et seda ümbritseb kuus ba²⁺, oktaeedri saamine, mille tipud on valged.

Teisest küljest, veelgi ilmsem, iga Ba²⁺ ümbritseb kümmet O₂^2- (valge keskel). Kõik kristallid koosnevad sellest konstantsest järjekorrast lühikeses ja pikemas vahemikus.

Kristallvõre energia

Kui lisaks täheldatakse punaseid valgeid sfääre, tuleb märkida, et need ei erine liiga suurel määral oma mõõtmetes või ioonkiirtes. Selle põhjuseks on see, et Ba cation²⁺ See on väga mahukas ja selle koostoime aniooniga O₂^2- paremini stabiliseerida kristallide võrkkesta energiat võrreldes sellega, kuidas nad oleksid näiteks katioonid Ca²⁺ ja Mg²⁺.

Samuti selgitab see, miks BaO on kõige ebastabiilsed leelismuldmetallioksiidid: Baioonid²⁺ ja O^2- Nad erinevad suuresti, destabiliseerides nende kristalle.

Kuna see on ebastabiilsem, on BaO suundumus väiksem₂ lagunema, moodustades BaO; erinevalt SrO peroksiididest₂, CaO₂ ja MgO₂, mille oksiidid on stabiilsemad.

Hüdraadid

BaO₂ võib leida hüdraatide kujul, millest BaO₂∙ 8H₂Või on see kõige stabiilsem; ja tegelikult on see see, mida turustatakse veevaba baariumperoksiidi asemel. Veevaba aine saamiseks tuleb BaO-d kuivatada temperatuuril 350 ° C₂∙ 8H₂Või vee eemaldamise eesmärgil.

Selle kristalne struktuur on samuti tetragonaalne, kuid kaheksa H-molekuliga₂Või O-ga suhtlemine₂^2- läbi vesiniksidemete ja Ba-ga²⁺ dipool-ioonide interaktsioonide kaudu.

Teised hüdraadid, mille struktuur ei ole selle kohta palju teavet, on: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O ja BaO₂∙ H₂O.

Valmistamine või süntees

Baariumperoksiidi otsene valmistamine seisneb selle oksiidi oksüdatsioonis. Seda võib kasutada mineraalbariidist või soola nitraadi baariumist, Ba (NO₃)₂; mõlemad kuumutatakse õhu atmosfääris või rikastatakse hapnikuga.

Teine meetod on Ba (NO) reageerimine külmas vesikeskkonnas₃)₂ naatriumperoksiidiga:

Ba (NO₃)₂ + Na₂O₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Siis hüdraat BaO₂∙ xH₂Või kuumutatakse, see filtreeritakse ja kuivatatakse vaakumis.

Omadused

Füüsiline välimus

See on valge tahke aine, mis võib muutuda halliks, kui see sisaldab lisandeid (kas BaO, Ba (OH)₂, või muud keemilised liigid). Kui see kuumutatakse väga kõrgele temperatuurile, siis annab see Ba ​​katioonide elektrooniliste üleminekute tõttu rohelisest leekist.²⁺.

Molekulmass

169,33 g / mol.

Tihedus

5,68 g / ml.

Sulamistemperatuur

450 ° C.

Keemistemperatuur

800 ° C. See väärtus vastab ioonse ühendi eeldatavale väärtusele; ja veel rohkem stabiilsema leelismuldmetallide peroksiidist. BaO aga ei keeta₂, kuid gaasiline hapnik vabaneb selle termilise lagunemise tulemusena.

Lahustuvus vees

Lahustumatu Siiski võib see aeglaselt hüdrolüüsuda, saades vesinikperoksiidi, H₂O₂; lisaks sellele suureneb lahjendatud happe lisamisel selle lahustuvus vesikeskkonnas.

Termiline lagunemine

Järgmine keemiline võrrand näitab termilise lagunemise reaktsiooni, mida BaO kannatas₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reaktsioon on ühesuunaline ainult siis, kui temperatuur on üle 800 ° C. Kui rõhk kohe suureneb ja temperatuur langeb, muudetakse kogu BaO BaO-ks₂.

Nomenklatuur

Teine võimalus BaO nimetamiseks₂ see on traditsiooniline nomenklatuur vastavalt baariumperoksiidile; kuna baariumi valensid võivad olla ühendites ainult 2.

Valesti on süstemaatilist nomenklatuuri kasutatud selleks, et viidata sellele bariumdioksiidiks (binoksiidiks), arvestades seda, et see on oksiid ja mitte peroksiid..

Kasutamine

Hapniku tootja

Mineraalbaari (BaO) kasutades kuumutatakse seda hapnikusisalduse kõrvaldamiseks veega umbes 700 ° C juures..

Kui saadud peroksiidi kuumutatakse vaakumis nõrgalt, regenereerub hapnik kiiremini ja bariit saab uuesti kasutada määramata ajaks hapniku säilitamiseks ja tootmiseks..

Seda protsessi kujundas kaubanduslikult L. D. Brin, kes on tänapäeval vananenud.

Vesinikperoksiidi tootja

Baariumperoksiid reageerib väävelhappega vesinikperoksiidi saamiseks:

BaO₂ + H₂SO₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Seetõttu on see H allikaks₂O₂, manipuleeritakse eelkõige BaO hüdraadiga₂∙ 8H₂O.

Nende kahe nimetatud kasutusviisi kohaselt on BaO₂ võimaldab arendada O₂ ja H₂O₂, nii oksüdeerivaid aineid, orgaanilist sünteesi kui ka valgendamisprotsesse tekstiili- ja värvitööstuses. Samuti on see hea desinfektsioonivahend.

Lisaks BaO-lt₂ Sünteesida võib ka teisi peroksiide, nagu naatrium, Na₂O₂, ja muud baariumsoolad.

Viited

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Baariumperoksiidi kristallstruktuur. Isolatsiooniuuringute labor, Massachusettsi Tehnoloogiainstituut, Cambridge, Massachusetts, USA..
2. Wikipedia. (2018). Baariumperoksiid. Välja otsitud andmebaasist: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia (Neljas väljaanne). Mc Grawi mägi.
4. Atomistry (2012). Baariumperoksiid. Välja otsitud andmebaasist: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Baariumperoksiidi laboratoorse skaala ettevalmistamise ja protsessi uurimine. Välja otsitud andmebaasist: academia.edu
6. PubChem. (2019). Baariumperoksiid. Välja otsitud andmebaasist: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Baariumperoksiidi valmistamine. Välja otsitud: prepchem.com