Bariumperoxid (BaO2) struktur, egenskaper, nomenklatur och användningsområden



den bariumperoxid är en jonisk och oorganisk förening vars kemiska formel är BaO2. Att vara en jonisk förening består av Bajoner2+ och O22-; den senare är det som är känt som peroxidanjon, och på grund av det är BaO2 förvärvar sitt namn Så är BaO2 Det är en oorganisk peroxid.

Avgifterna för dess joner visar hur denna förening bildas av elementen. Bariummetallen, från grupp 2, ger två elektroner till syremolekylen, OR2, vars atomer inte använder dem för att reduceras till oxidanjoner, OR2-, men att förbli förenad med en enkel länk, [O-O]2-.

Bariumperoxid är ett granulärt fastämne vid rumstemperatur, vit med svagt gråtoner (toppbild). Liksom nästan alla peroxider måste det hanteras och förvaras med försiktighet, eftersom det kan påskynda oxidationen av vissa ämnen.

Av alla peroxider som bildas av metallerna i grupp 2 (Mr Becambara), BaO2 det är termodynamiskt det mest stabila i motsats till dess termiska sönderdelning. Vid uppvärmning frigörs syre och producerar bariumoxid, BaO. BaO kan reagera med syre från miljön vid höga tryck för att bilda BaO igen2.

index

  • 1 struktur
    • 1.1 Crystal gitter energi
    • 1,2 hydrerar
  • 2 Framställning eller syntes
  • 3 egenskaper
    • 3.1 Fysisk utseende
    • 3,2 molekylmassa
    • 3.3 Densitet
    • 3.4 Smältpunkt
    • 3,5 kokpunkt
    • 3.6 Löslighet i vatten
    • 3.7 Termisk sönderdelning
  • 4 nomenklaturen
  • 5 användningar
    • 5,1 syreproducent
    • 5.2 Producent av väteperoxid
  • 6 referenser

struktur

Den tetragonala enhetscellen av bariumperoxid visas i den övre bilden. Ba kationer kan ses inuti den2+ (vita sfärer) och anjonerna O22- (röda sfärer). Observera att de röda kulorna är kopplade till ett enkelbindning, så de representerar linjär geometri [O-O]2-.

Från denna enhetliga cell kan du bygga BaO-kristallerna2. Om observerat, anjonen O22- det ses att det omges av sex Ba2+, få en oktaedron vars vinklar är vita.

Å andra sidan, ännu mer uppenbart, varje Ba2+ är omgiven av tio O22- (vit centrum sfär). Alla kristaller består av denna konstanta ordning på kort och lång sikt.

Crystal gitter energi

Om dessutom de vita vita kulorna observeras kommer det att noteras att de inte skiljer sig för mycket i deras storlekar eller joniska rader. Detta beror på att Ba kationen2+ Det är mycket voluminöst och dess interaktioner med anjonen O22- bättre stabilisera kristallens retikala energi jämfört med hur de skulle till exempel katjoner Ca2+ och Mg2+.

Detta förklarar också varför BaO är de mest instabila jordalkalimoxiderna: Ba-jonerna2+ och O2- De skiljer sig avsevärt i storlek, destabiliserar deras kristaller.

Eftersom det är mer instabilt är BaO-trenden mindre2 att sönderdelas för att bilda BaO; till skillnad från SrO peroxiderna2, CaO2 och MgO2, vars oxider är stabila.

hydrater

BaO2 kan hittas i form av hydrater, varav BaO2∙ 8H2Eller det är den mest stabila av alla; och i själva verket är detta det som marknadsförs i stället för den vattenfria bariumperoxiden. För att erhålla vattenfri, måste BaO torkas vid 350 ° C2∙ 8H2Eller, med syftet att eliminera vattnet.

Dess kristallina struktur är också tetragonal, men med åtta H-molekyler2Eller interagera med O22- genom vätebindningar och med Ba2+ genom dipolejon-interaktioner.

Andra hydrater, vars strukturer inte är mycket information om det, är: BaO2∙ 10H2O, BaO2∙ 7H2O och BaO2∙ H2O.

Framställning eller syntes

Den direkta beredningen av bariumperoxid består i oxidationen av dess oxid. Detta kan användas från mineralbiten eller från saltnitratbarium, Ba (NO3)2; båda genomgår värme i en atmosfär av luft eller berikad med syre.

En annan metod är att reagera Ba (NO) i ett kallt vattenhaltigt medium3)2 med natriumperoxid:

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

Då hydratet BaO2∙ xH2Eller det utsätts för uppvärmning, det filtreras och det slutar torka med vakuum.

egenskaper

Fysiskt utseende

Det är ett vitt fast ämne som kan bli gråaktigt om det presenterar orenheter (antingen BaO, Ba (OH)2, eller andra kemiska arter). Om den värms till en mycket hög temperatur, kommer den att ge bort gröna flammor på grund av de elektroniska övergångarna av Ba kationerna.2+.

Molekylmassa

169,33 g / mol.

densitet

5,68 g / ml.

Smältpunkt

450 ° C.

Kokpunkt

800 ° C Detta värde är förenligt med vad som bör förväntas av en jonisk förening; och ännu mer av den mer stabila jordalkalimetoxiden. BaO kokar emellertid inte riktigt2, men gasformigt syre frigörs som ett resultat av dess termiska sönderdelning.

Löslighet i vatten

Olösligt. Det kan emellertid långsamt genomgå hydrolys för att producera väteperoxid, H2O2; och dessutom ökar dess löslighet i vattenhaltigt medium om en utspädd syra tillsätts.

Termisk sönderdelning

Följande kemiska ekvation visar reaktionen av termisk sönderdelning som BaO lider2:

2BaO2 <=> 2BaO + O2

Reaktionen är envägs endast om temperaturen är över 800 ° C. Om omedelbart trycket ökar och temperaturen minskar, kommer hela BaO att transformeras tillbaka till BaO2.

nomenklatur

Ett annat sätt att namnge BaO2 det är bariumperoxid, enligt den traditionella nomenklaturen; eftersom barium endast kan ha valens +2 i dess föreningar.

Felaktigt används den systematiska nomenklaturen som bariumdioxid (binoxid), med tanke på den en oxid och inte en peroxid.

tillämpningar

Syreproducent

Användning av mineralbiten (BaO), den upphettas med utdrag för att eliminera dess syrehalt vid en temperatur kring 700 ° C.

Om den resulterande peroxiden utsätts för en svag upphettning under vakuum, regenererar syre snabbare och bariten kan återanvändas obestämt för att lagra och producera syre.

Denna process framställdes kommersiellt av L. D. Brin, idag föråldrad.

Producent av väteperoxid

Bariumperoxid reagerar med svavelsyra för att producera väteperoxid:

BaO2 + H2SW4 => H2O2 + Baso4

Det är därför en källa till H2O2, manipuleras framför allt med sitt BaO-hydrat2∙ 8H2O.

Enligt dessa två nämnda användningar, BaO2 möjliggör utvecklingen av O2 och H2O2, båda oxidationsmedel, i organisk syntes och i vitare processer i textil- och färgämnesindustrin. Det är också ett bra desinfektionsmedel.

Dessutom från BaO2 Andra peroxider kan syntetiseras, såsom natrium, Na2O2, och andra bariumsalter.

referenser

  1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kristallstrukturen av bariumperoxid. Laboratory for Insulation Research, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA.
  2. Wikipedia. (2018). Bariumperoxid. Hämtad från: en.wikipedia.org
  3. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
  4. Atomistry. (2012). Bariumperoxid. Hämtad från: barium.atomistry.com
  5. Khokhar et al. (2011). Studie av laboratorieskalberedning och utveckling av en process för bariumperoxid. Hämtad från: academia.edu
  6. PubChem. (2019). Bariumperoxid. Hämtad från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  7. PrebChem. (2016). Framställning av bariumperoxid. Hämtad från: prepchem.com