Bārija peroksīda (BaO2) struktūra, īpašības, nomenklatūra un lietošanas veidi

The bārija peroksīds ir jonu un neorganisks savienojums, kura ķīmiskā formula ir BaO₂. Tā ir jonu savienojums, kas sastāv no Ba joniem²⁺ un O₂^2-; pēdējais ir tas, kas ir pazīstams kā peroksīda anjons, un tāpēc BaO₂ iegūst savu vārdu. Šādā gadījumā BaO₂ Tas ir neorganisks peroksīds.

Tās jonu lādiņi parāda, kā šis savienojums veidojas no elementiem. 2. grupas bārija metāls dod divus elektronus skābekļa molekulai OR₂, kuru atomi tos neizmanto, lai tos samazinātu līdz oksīda anjoniem, OR^2-, bet palikt vienotai ar vienkāršu saiti, [O-O]^2-.

Bārija peroksīds ir granulēta cieta viela istabas temperatūrā, balta ar nelieliem pelēcīgiem toņiem (augšējais attēls). Tāpat kā gandrīz visi peroksīdi, tas ir jārīkojas un jāuzglabā uzmanīgi, jo tas var paātrināt noteiktu vielu oksidēšanos.

No visiem peroksīdiem, ko veido 2. grupas (Mr Becambara) metāli, BaO₂ tas ir termodinamiski visstabilākais, ņemot vērā tā termisko sadalīšanos. Karsējot, tas izplūst skābekli un rada bārija oksīdu, BaO. BaO var reaģēt ar skābekli no apkārtējās vides augstā spiedienā, lai izveidotu BaO₂.

Indekss

• 1 Struktūra
  • 1.1. Kristāla režģa enerģija
  • 1.2. Hidratē
• 2 Sagatavošana vai sintēze
• 3 Rekvizīti
  • 3.1. Fiziskais izskats
  • 3.2. Molekulārā masa
  • 3.3. Blīvums
  • 3.4 Kušanas punkts
  • 3.5 Viršanas punkts
  • 3.6 Šķīdība ūdenī
  • 3.7 Termiskā sadalīšanās
• 4 Nomenklatūra
• 5 Lietojumi
  • 5.1 Skābekļa ražotājs
  • 5.2. Ūdeņraža peroksīda ražotājs
• 6 Atsauces

Struktūra

Augšējā attēlā ir parādīta bārija peroksīda tetragonal vienības šūna. Tā iekšpusē ir redzami katjoni²⁺ (baltas sfēras) un anjoni O₂^2- (sarkanas sfēras). Ņemiet vērā, ka sarkanās sfēras ir savienotas ar vienu saiti, tāpēc tās attēlo lineāru ģeometriju [O-O]^2-.

No šīs vienības šūnas var būvēt BaO kristālus₂. Ja novēro, anjonu O₂^2- ir redzams, ka to ieskauj seši Ba²⁺, iegūt oktaedru, kura virsotnes ir baltas.

No otras puses, vēl acīmredzamāk, katrs Ba²⁺ to ieskauj desmit O₂^2- (baltā centra sfēra). Visi kristāli sastāv no šīs pastāvīgās kārtības īsā un garā diapazonā.

Kristāla režģa enerģija

Ja papildus tiek novērotas sarkanās baltās sfēras, tiks atzīmēts, ka tās lielā mērā neatšķiras no izmēriem vai jonu rādiusiem. Tas ir tāpēc, ka Ba cation²⁺ Tas ir ļoti apjomīgs, un tā mijiedarbība ar anjonu O₂^2- labāk stabilizēt kristāla retikulāro enerģiju, salīdzinot ar to, kā tie, piemēram, būtu katjoni Ca²⁺ un Mg²⁺.

Tas arī izskaidro, kāpēc BaO ir nestabilākie sārmzemju oksīdi: Ba joni²⁺ un O^2- Tie ievērojami atšķiras, destabilizējot to kristālus.

Tā kā tas ir nestabilāks, BaO tendence ir mazāka₂ sadalīties, veidojot BaO; atšķirībā no SrO peroksīdiem₂, CaO₂ un MgO₂, kuru oksīdi ir stabilāki.

Hidratē

BaO₂ var atrast hidrātu veidā, no kuriem BaO₂∙ 8H₂Vai tas ir visstabilākais no visiem; un patiesībā tas ir tas, ko tirgo bezūdens bārija peroksīda vietā. Lai iegūtu bezūdens vielu, BaO ir jāžāvē 350 ° C temperatūrā₂∙ 8H₂Vai arī ar mērķi novērst ūdeni.

Tās kristāliskā struktūra ir arī tetragonāla, bet ar astoņām H molekulām₂Vai mijiedarbojas ar O₂^2- caur ūdeņraža saites, un ar Ba²⁺ ar dipola jonu mijiedarbību.

Citi hidrāti, kuru konstrukcijas nav daudz informācijas par to, ir: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O un BaO₂∙ H₂O.

Sagatavošana vai sintēze

Bārija peroksīda tiešā sagatavošana sastāv no oksīda oksīda. To var izmantot no minerālbarīta vai no sāls nitrāta bārija, Ba (NO₃)₂; abi tiek apsildīti gaisa atmosfērā vai bagātināti ar skābekli.

Vēl viena metode ir Ba (NO) reaģēšana aukstā ūdens vidē₃)₂ ar nātrija peroksīdu:

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

Tad hidratējiet BaO₂∙ xH₂Vai tas tiek pakļauts sildīšanai, filtrē un beidzas ar žāvēšanu, izmantojot vakuumu.

Rekvizīti

Fiziskais izskats

Tā ir balta cieta viela, kas var kļūt pelēcīga, ja tajā ir piemaisījumi (BaO, Ba (OH)).₂, vai citas ķīmiskas sugas). Ja tas tiek sasildīts līdz ļoti augstai temperatūrai, tas izraisīs zaļganas liesmas, pateicoties Ba elektronikas pārejām.²⁺.

Molekulārā masa

169,33 g / mol.

Blīvums

5,68 g / ml.

Kušanas punkts

450 ° C.

Viršanas punkts

800 ° C Šī vērtība atbilst tam, ko vajadzētu sagaidīt no jonu savienojuma; un vēl vairāk, no stabilāka sārmu zemes peroksīda. Tomēr BaO nav īsti vārīties₂, bet gāzveida skābeklis izdalās tā termiskās sadalīšanās rezultātā.

Šķīdība ūdenī

Nešķīstošs Tomēr tas var lēnām hidrolizēties, lai iegūtu ūdeņraža peroksīdu, H₂O₂; turklāt tā šķīdība ūdens vidē palielinās, ja pievieno atšķaidītu skābi.

Termiskā sadalīšanās

Sekojošais ķīmiskais vienādojums parāda termiskās sadalīšanās reakciju, ko cieta BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reakcija ir vienvirziena tikai tad, ja temperatūra ir virs 800 ° C. Ja nekavējoties palielinās spiediens un temperatūra pazeminās, viss BaO tiks pārveidots atpakaļ BaO₂.

Nomenklatūra

Vēl viens veids, kā nosaukt BaO₂ tas ir bārija peroksīds saskaņā ar tradicionālo nomenklatūru; jo bārija var būt tikai valents +2 tā savienojumos.

Nepareizi, sistemātisko nomenklatūru izmanto, lai to apzīmētu kā bārija dioksīdu (binooksīdu), uzskatot to par oksīdu, nevis peroksīdu..

Lietojumi

Skābekļa ražotājs

Izmantojot minerālbarītu (BaO), to silda ar caurvējiem, lai novērstu tā skābekļa saturu temperatūrā ap 700 ° C..

Ja iegūtais peroksīds tiek vājināts ar vakuumu, skābeklis atjaunojas ātrāk, un barītu var atkārtoti izmantot bezgalīgi, lai uzglabātu un ražotu skābekli..

Šo procesu komerciāli izstrādāja L. D. Brins, kas mūsdienās ir novecojis.

Ūdeņraža peroksīda ražotājs

Bārija peroksīds reaģē ar sērskābi, lai iegūtu ūdeņraža peroksīdu:

BaO₂ + H₂SO₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Tāpēc tas ir H avots₂O₂, galvenokārt manipulējot ar BaO hidrātu₂∙ 8H₂O.

Saskaņā ar šiem diviem minētajiem lietojumiem BaO₂ ļauj attīstīt O₂ un H₂O₂, gan oksidētāji, gan organiskā sintēze, gan balināšanas procesi tekstilrūpniecībā un krāsvielu rūpniecībā. Tas ir arī labs dezinfekcijas līdzeklis.

Turklāt no BaO₂ Var sintezēt citus peroksīdus, piemēram, nātriju, Na₂O₂, un citi bārija sāļi.

Atsauces

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Bārija peroksīda kristāla struktūra. Izolācijas pētījumu laboratorija, Masačūsetsas Tehnoloģiju institūts, Kembridža, Masačūsetsa, ASV..
2. Vikipēdija. (2018). Bārija peroksīds. Saturs iegūts no: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija (Ceturtais izdevums). Mc Graw kalns.
4. Atomistika (2012). Bārija peroksīds. Saturs iegūts no: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Laboratorijas mēroga sagatavošana un bārija peroksīda procesa izstrāde. Saturs iegūts no: academia.edu
6. PubChem. (2019). Bārija peroksīds. Saturs iegūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Bārija peroksīda sagatavošana. Saturs iegūts no: prepchem.com