Struktura, lastnosti, nomenklatura in uporabe barijevega peroksida (BaO2)

The barijev peroksid je ionska in anorganska spojina, katere kemijska formula je BaO₂. Kot ionska spojina je sestavljena iz Ba ionov²⁺ in O₂^2-; slednji je tisto, kar imenujemo peroksidni anion, in zaradi njega BaO₂ pridobi njegovo ime. Tako je BaO₂ Je anorganski peroksid.

Naboji njenih ionov kažejo, kako se ta spojina tvori iz elementov. Kovinska barij iz skupine 2 daje molekuli kisika dva elektrona, OR₂, katerih atomi jih ne uporabljajo za reduciranje v oksidne anione, OR^2-, ampak, da ostanemo združeni s preprosto povezavo, [O-O]^2-.

Barijev peroksid je zrnata trdna snov pri sobni temperaturi, bela z rahlo sivkastimi toni (zgornja slika). Kot skoraj vsi peroksidi, je treba z njimi ravnati in jih hraniti skrbno, saj lahko pospeši oksidacijo nekaterih snovi.

Od vseh peroksidov, ki jih tvorijo kovine skupine 2 (g. Becambara), BaO₂ termodinamično je najbolj stabilen ob toplotni razgradnji. Ko se segreje, sprosti kisik in proizvaja barijev oksid, BaO. BaO lahko reagira s kisikom iz okolja, pri visokih tlakih, da ponovno oblikuje BaO₂.

Indeks

• 1 Struktura
  • 1.1 Energija kristalne rešetke
  • 1.2 Hidrati
• 2 Priprava ali sinteza
• 3 Lastnosti
  • 3.1 Fizični izgled
  • 3.2 Molekularna masa
  • 3.3 Gostota
  • 3.4 Tališče
  • 3.5 Vrelišče
  • 3.6 Topnost v vodi
  • 3.7 Termična razgradnja
• 4 Nomenklatura
• 5 Uporabe
  • 5.1 Proizvajalec kisika
  • 5.2 Proizvajalec vodikovega peroksida
• 6 Reference

Struktura

Tetragonska enota celice barijevega peroksida je prikazana na zgornji sliki. V njem so vidni kationi²⁺ (bele sfere) in anioni O₂^2- (rdeče krogle). Upoštevajte, da so rdeče krogle povezane z enojno vezjo, tako da predstavljajo linearno geometrijo [O-O]^2-.

Iz te enotne celice lahko zgradite kristale BaO₂. Če opazimo anion O₂^2- vidimo, da ga obdaja šest Ba²⁺, pridobitev oktaedra, katerega tocke so bele.

Po drugi strani pa še bolj očitno, vsak Ba²⁺ je obkrožen z desetimi O₂^2- (bela sredinska krogla). Vsi kristali so sestavljeni iz tega stalnega reda v kratkem in daljšem območju.

Energija kristalne rešetke

Če opazimo tudi rdeče bele krogle, bomo ugotovili, da se ne razlikujejo preveč glede na velikost ali ionski polmer. To je zato, ker je Baation²⁺ Je zelo voluminozen in njegove interakcije z anionom O₂^2- bolje stabiliziramo mrežasto energijo kristala v primerjavi s tem, kako bi, na primer, kationi Ca²⁺ in Mg²⁺.

Tudi to pojasnjuje, zakaj je BaO najbolj nestabilen zemeljski zemeljski oksid: Ba ioni²⁺ in O^2- Zelo se razlikujejo po velikosti in destabilizirajo svoje kristale.

Ker je bolj nestabilen, je trend BaO manjši₂ razgraditi in oblikovati BaO; za razliko od SrO peroksidov₂, CaO₂ in MgO₂, katerih oksidi so bolj stabilni.

Hidrati

BaO₂ najdemo v obliki hidratov, od katerih je BaO₂8H₂Ali pa je najbolj stabilna; in dejansko je to tista, ki se trži, namesto brezvodnega barijevega peroksida. Za pridobitev brezvodnega se BaO posuši pri 350 ° C₂8H₂Ali z namenom odstranitve vode.

Njegova kristalna struktura je tudi tetragonalna, vendar z osmimi molekulami H₂Ali v stiku z O₂^2- s pomočjo vodikovih vezi in Ba²⁺ s pomočjo dipol-ionskih interakcij.

Drugi hidrati, katerih strukture nimajo veliko informacij o tem, so: BaO₂10 H₂O, BaO₂7H₂O in BaO₂. H₂O.

Priprava ali sinteza

Neposredna priprava barijevega peroksida je v oksidaciji njegovega oksida. Lahko se uporablja iz mineralnega barita ali iz barijevega nitrata soli, Ba (NO₃)₂; oba se ogrevata v zraku oz. obogatena s kisikom.

Druga metoda je reagirati Ba (NO) v hladnem vodnem mediju₃)₂ z natrijevim peroksidom:

Ba (NO₃)₂ + Na₂O₂ + xH₂O => BaO₂H xH₂O + 2NaNO₃

Potem hidrat BaO₂H xH₂Ali pa se segreje, filtrira in na koncu se posuši z vakuumom.

Lastnosti

Fizični izgled

Je bela trdna snov, ki lahko postane sivkasta, če predstavlja nečistoče (bodisi BaO, Ba (OH)).₂, ali drugih kemičnih vrst). Če se segreje na zelo visoko temperaturo, bo zaradi elektronskih prehodov ba kacij oddaja zelenkaste plamene.²⁺.

Molekularna masa

169,33 g / mol.

Gostota

5,68 g / ml.

Tališče

450 ° C.

Vrelišče

800 ° C. Ta vrednost se ujema s pričakovanji ionske spojine; in še več, bolj stabilnega alkalijskega peroksida. Vendar pa BaO res ne zavre₂, vendar se zaradi toplotne razgradnje sprosti plinasti kisik.

Topnost v vodi

Netopen Lahko pa se počasi podvrže hidrolizi, da nastane vodikov peroksid, H₂O₂; poleg tega se njegova topnost v vodnem mediju poveča, če se doda razredčena kislina.

Toplotna razgradnja

Naslednja kemijska enačba kaže reakcijo toplotne razgradnje, ki jo je utrpela BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reakcija je enosmerna samo, če je temperatura nad 800 ° C. Če se tlak takoj poveča in se temperatura zniža, se celoten BaO pretvori nazaj v BaO₂.

Nomenklatura

Drug način, da poimenujete BaO₂ je barijev peroksid v skladu s tradicionalno nomenklaturo; ker lahko barij v svojih spojinah ima samo valenco +2.

Napačno se uporablja sistematična nomenklatura, ki se nanaša na barijev dioksid (binoksid), če upoštevamo, da je to oksid in ne peroksid..

Uporabe

Proizvajalec kisika

Z uporabo mineralnega barita (BaO) se segreva z prepihom, da se izloči vsebnost kisika pri temperaturi okoli 700 ° C..

Če se nastali peroksid izpostavi šibkemu segrevanju pod vakuumom, se kisik hitreje regenerira in barit lahko ponovno uporabimo za neomejeno shranjevanje in proizvodnjo kisika..

Ta proces je komercialno razvil L. D. Brin, ki je danes zastarel.

Proizvajalec vodikovega peroksida

Barijev peroksid reagira z žveplovo kislino, da nastane vodikov peroksid:

BaO₂ + H₂SO₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Zato je vir H₂O₂, manipulirati predvsem z BaO hidratom₂8H₂O.

Po teh dveh omenjenih uporabah je BaO₂ omogoča razvoj O₂ in H₂O₂, tako oksidacijska sredstva, organska sinteza in beljenje v tekstilni industriji in industriji barvil. Prav tako je dobro dezinfekcijsko sredstvo.

Poleg tega iz BaO₂ Lahko se sintetizirajo drugi peroksidi, kot je natrij, Na₂O₂, in druge barijeve soli.

Reference

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kristalna struktura barijevega peroksida. Laboratorij za raziskave izolacije, Tehnološki inštitut Massachusetts, Cambridge, Massachusetts, U.S.A..
2. Wikipedija. (2018). Barijev peroksid. Vzpostavljeno iz: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija (Četrta izdaja). Mc Graw Hill.
4. Atomistry (2012). Barijev peroksid. Vzpostavljeno iz: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Študija priprave laboratorijskih meril in razvoj procesa za barijev peroksid. Vzpostavljeno iz: academia.edu
6. PubChem. (2019). Barijev peroksid. Vzpostavljeno iz: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Priprava barijevega peroksida. Vzpostavljeno iz: prepchem.com