Struktura, svojstva, nomenklatura i namjene barijevog peroksida (BaO2)

barijev peroksid je ionski i anorganski spoj čija je kemijska formula BaO₂. Budući da je ionski spoj, sastoji se od Ba iona²⁺ i O₂^2-; potonji je ono što je poznato kao peroksidni anion i zbog njega BaO₂ dobiva svoje ime. Tako je BaO₂ To je anorganski peroksid.

Naboji njegovih iona pokazuju kako se taj spoj oblikuje od elemenata. Metoda barija iz skupine 2 daje molekuli kisika dva elektrona, OR₂, čiji se atomi ne koriste za redukciju do oksidnih aniona, OR^2-, ali ostati ujedinjen jednostavnom vezom, [O-O]^2-.

Barijev peroksid je granulirana krutina na sobnoj temperaturi, bijela s blagim sivkastim tonovima (gornja slika). Kao i gotovo svi peroksidi, s njim se mora rukovati i čuvati oprezno, jer može ubrzati oksidaciju određenih tvari.

Od svih peroksida formiranih od metala skupine 2 (g. Becambara), BaO₂ ona je termodinamički najstabilnija s obzirom na njezinu toplinsku razgradnju. Kada se zagrije, oslobađa kisik i proizvodi barijev oksid, BaO. BaO može reagirati s kisikom iz okoline, pri visokim tlakovima, da ponovo formira BaO₂.

indeks

• 1 Struktura
  • 1.1 Energija kristalne rešetke
  • 1.2 Hidrati
• Priprema ili sinteza
• 3 Svojstva
  • 3.1 Fizički izgled
  • 3.2 Molekulska masa
  • 3.3 Gustoća
  • 3.4 Točka taljenja
  • 3.5 Vrelište
  • 3.6 Topljivost u vodi
  • 3.7 Toplinska razgradnja
• 4 Nomenklatura
• 5 Upotreba
  • 5.1 Proizvođač kisika
  • 5.2 Proizvođač vodikovog peroksida
• 6 Reference

struktura

Tetragonska jedinica ćelije barijevog peroksida prikazana je na gornjoj slici. U njemu se mogu vidjeti kationi²⁺ (bijele kuglice) i anioni O₂^2- (crvene kugle). Treba imati na umu da su crvene kugle povezane jednostrukom vezom, tako da predstavljaju linearnu geometriju [O-O]^2-.

Iz ove jedinične ćelije mogu se graditi BaO kristali₂. Ako se opazi, anion O₂^2- vidi se da je okružen sa šest Ba²⁺, dobivanje oktaedra čiji su vrhovi bijeli.

S druge strane, još očitije, svaka Ba²⁺ je okružen s deset O₂^2- (bijela središnja sfera). Svi kristali se sastoje od tog stalnog reda u kratkom i dugom rasponu.

Energija kristalne rešetke

Ako se osim toga promatraju crvene bijele kuglice, uočit će se da se ne razlikuju previše po svojim veličinama ili ionskim radijusima. To je zato što je kation²⁺ Vrlo je voluminozan, a njegove interakcije s anionom O₂^2- bolje stabilizirati retikularnu energiju kristala u usporedbi s onim kako bi, na primjer, kationi Ca²⁺ i Mg²⁺.

Također, to objašnjava zašto je BaO najnestabilniji zemnoalkalni oksid: Ba ioni²⁺ i O^2- One se znatno razlikuju po veličini, destabilizirajući svoje kristale.

Budući da je nestabilniji, BaO trend je manji₂ razgraditi se da bi formirao BaO; za razliku od SrO peroksida₂, CaO₂ i MgO₂, čiji su oksidi stabilniji.

hidratima

BaO₂ može se naći u obliku hidrata, od kojih je BaO₂8H₂Ili je najstabilnija od svih; u stvari, ovo je onaj koji se prodaje, umjesto bezvodnog barijevog peroksida. Za dobivanje bezvodnog, BaO se mora sušiti na 350 ° C₂8H₂Ili, u svrhu uklanjanja vode.

Njegova kristalna struktura također je tetragonalna, ali s osam H molekula₂Ili u interakciji s O₂^2- preko vodikovih veza, i sa Ba²⁺ preko dipol-ionskih interakcija.

Ostali hidrati, čije strukture nemaju mnogo informacija o tome, su: BaO₂10H₂O, BaO₂7H₂O i BaO₂H₂O.

Priprema ili sinteza

Izravna priprema barijevog peroksida sastoji se u oksidaciji njegovog oksida. Može se upotrijebiti iz mineralnih barita, ili iz barija soli nitrata, Ba (NO₃)₂; oba se podvrgavaju zagrijavanju u atmosferi zraka ili obogaćuju kisikom.

Drugi postupak je reakcija Ba (NO) u hladnom vodenom mediju₃)₂ s natrijevim peroksidom:

Ba (NO₃)₂ + na₂O₂ + xH₂O => BaO₂X xH₂O + 2NaNO₃

Zatim hidrat BaO₂X xH₂Ili se podvrgne zagrijavanju, filtrira se i završi sušenjem vakuumom.

nekretnine

Fizički izgled

To je bijela krutina koja može postati sivkasta ako predstavlja nečistoće (bilo BaO, Ba (OH)₂, ili druge kemijske vrste). Ako se zagrije na vrlo visoku temperaturu, on će dati zelenkaste plamene, zbog elektroničkih prijelaza Ba kationa.²⁺.

Molekulska masa

169,33 g / mol.

gustoća

5,68 g / ml.

Točka taljenja

450 ° C.

Točka vrenja

800 ° C. Ta se vrijednost slaže s onim što se može očekivati ​​od ionskog spoja; i još više, od stabilnijeg alkalnog peroksida. Međutim, BaO zapravo ne kuha₂, ali se plinoviti kisik oslobađa kao rezultat njegove termičke razgradnje.

Topljivost u vodi

Nerješiv. Međutim, može se polako podvrgnuti hidrolizi da se dobije vodikov peroksid, H₂O₂; i osim toga, povećava se njegova topivost u vodenom mediju ako se doda razrijeđena kiselina.

Toplinska razgradnja

Sljedeća kemijska jednadžba pokazuje reakciju termičke razgradnje koju je pretrpio BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reakcija je jednosmjerna samo ako je temperatura iznad 800 ° C. Ako se tlak odmah poveća i temperatura se smanji, cijeli BaO će se pretvoriti natrag u BaO₂.

nomenklatura

Drugi način da se imenuje BaO₂ to je barijev peroksid prema tradicionalnoj nomenklaturi; budući da barij u svojim spojevima može imati samo valentnost +2.

Pogrešno se sustavna nomenklatura koristi da bi se označila kao barijev dioksid (binoxide), s obzirom da je to oksid, a ne peroksid.

aplikacije

Proizvođač kisika

Korištenjem mineralnog barita (BaO) zagrijava se propuhom kako bi se uklonio sadržaj kisika, na temperaturi oko 700 ° C.

Ako se dobiveni peroksid podvrgne slabom zagrijavanju pod vakuumom, kisik se brže regenerira i barit se može ponovno koristiti neograničeno za pohranu i proizvodnju kisika..

Taj je proces komercijalno osmislio L. D. Brin, koji je danas zastario.

Proizvođač vodikovog peroksida

Barijev peroksid reagira sa sumpornom kiselinom kako bi proizveo vodikov peroksid:

BaO₂ + H₂SW₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Stoga je izvor H₂O₂, ponajprije s BaO hidratom₂8H₂O.

Prema tim dvjema spomenutim uporabama, BaO₂ omogućuje razvoj O₂ i H₂O₂, i oksidirajuća sredstva, organska sinteza i procesi izbjeljivanja u industriji tekstila i boje. Također je dobro sredstvo za dezinfekciju.

Osim toga, iz BaO₂ Mogu se sintetizirati i drugi peroksidi, kao što je natrij, Na₂O₂, i druge barijeve soli.

reference

1. S. C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kristalna struktura barijevog peroksida. Laboratorij za istraživanje izolacije, Tehnološki institut u Massachusettsu, Cambridge, Massachusetts, U.S.A..
2. Wikipedia. (2018.). Barijev peroksid. Preuzeto s: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija (Četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Barijev peroksid. Preuzeto s: barium.atomistry.com
5. Khokhar i sur. (2011). Proučavanje pripreme laboratorijske skale i razvoj procesa za barijev peroksid. Preuzeto s: academia.edu
6. Pubchem. (2019). Barijev peroksid. Preuzeto s: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Priprema barijevog peroksida. Preuzeto s: prepchem.com