BARIJEV PEROKSID (BAO2): ZGRADBA, LASTNOSTI IN UPORABE - KEMIJA - 2025

Barijev peroksid je ionski in anorganska spojina, katerega kemijska formula je BaO ₂ . Biti ionske spojine, da obstoji iz Ba ²⁺ in O ₂ ^2- ionov ; Slednje je tisto, kar je znano kot peroksidni anion, in zaradi tega BaO ₂ pridobi svoje ime. Tako je BaO ₂ anorganski peroksid.

Naboji njegovih ionov razkrivajo, kako se ta sestavina tvori iz elementov. Barijeva kovina iz skupine 2 daje dva elektrona molekuli kisika, O ₂ , katerih atomi jih ne uporabljata, da bi se reducirali na oksidne anione, O ^2- , ampak da ostaneta združeni s preprosto vezjo, ^2- .

BaO2 trdno. Vir: Ondřej Mangl, z Wikimedia Commons

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

Od vseh peroksidov, ki jih tvorijo kovine skupine 2 (g. Becambara), je BaO ₂ termodinamično najbolj stabilen proti termičnemu razpadu. Pri segrevanju sprošča kisik in barijev oksid, BaO. BaO lahko pri velikem tlaku reagira s kisikom v okolju in ponovno tvori BaO ₂ .

Struktura

Kristalna struktura BaO2. Vir: Orci, prek Wikimedia Commons

Zgornja slika prikazuje tetragonalno enotno celico barijevega peroksida. V njem si lahko ogledate na Ba ²⁺ kationi (bele krogle) in O ₂ ² anione (rdeče krogle). Opazite, da se rdeče krogle povezujejo z eno samo vezjo, zato predstavljajo linearno geometrijo ^2- .

Iz te enotne celice je mogoče izdelati kristale BaO ₂ . Če ga opazimo, se v anionu O ₂ ^2- vidi, da je obdan s šestimi Ba ²⁺ , pri čemer dobimo oktaeder, katerega vrhovi so beli.

Po drugi strani pa je še bolj očitno, da je vsak Ba ²⁺ obdan z desetimi O ₂ ^2- (bela krogla v sredini). Ves kristal je sestavljen iz tega stalnega reda kratkega in dolgega dosega.

Energija kristalne rešetke

Če opazujemo tudi rdeče bele kroglice, bomo ugotovili, da se ne razlikujejo preveč v velikosti ali ionskem polmeru. To je zato, ker Ba ²⁺ kation je zelo debeli, in njene interakcije z O ₂ ^2- anionsko stabilizacijo mrežni energijo kristala k boljšemu stopnje v primerjavi s tem, na primer Ca ²⁺ in Mg bi kationi. ²⁺ .

To tudi pojasnjuje, zakaj je BaO najbolj nestabilen od zemeljsko-zemeljskih oksidov: ioni Ba ²⁺ in O ^{2- se} med seboj veliko razlikujejo, destabilizirajo njihove kristale.

Kolikor je bolj nestabilen, tem nižja je težnja, da se BaO ₂ razpade in tvori BaO; Za razliko od peroksidov SrO ₂ , CaO ₂ in MgO ₂ , katerih oksidi so bolj stabilni.

Hidrati

BaO ₂ lahko najdemo v obliki hidratov, od katerih je BaO ₂ ∙ 8H ₂ O najbolj stabilen od vseh; in v resnici je to tisto, ki se trži, namesto brezvodnega barijevega peroksida. Za pridobitev brezvodne snovi je treba BaO ₂ ∙ 8H ₂ O sušiti pri 350 ° C , da se voda izloči.

Njegova kristalna struktura je tudi tetragonalno, vendar z osmimi H ₂ O molekule reagirajo z O ₂ ^2- preko vodikovih vezi, in z Ba ²⁺ prek dipol-ionskih interakcij.

Drugi hidrati, o strukturi katerih v zvezi s tem ni veliko informacij, so: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O in BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Priprava ali sinteza

Neposredna priprava barijevega peroksida je sestavljena iz oksidacije njegovega oksida. To lahko uporabimo iz minerala barita ali iz soli barijevega nitrata, Ba (NO ₃ ) ₂ ; oboje se segreva v atmosferi, obogateni z zrakom ali kisikom.

Druga metoda je sestavljena iz reakcije Ba (NO ₃ ) ₂ z natrijevim peroksidom v hladnem vodnem mediju :

Ba (NO ₃ ) ₂ + Na ₂ O ₂ + xH ₂ O => BaO ₂ ∙ xH ₂ O + 2NaNO ₃

Potem BaO _{2 *} xH ₂ O hidrata segrejemo, filtriramo in sušimo z uporabo vakuuma.

Lastnosti

Fizični videz

Je bela trdna snov, ki lahko postane sivkasta, če vsebuje nečistoče (bodisi BaO, Ba (OH) ₂ , bodisi druge kemične vrste). Če se segreje na zelo visoko temperaturo, bo zaradi elektronskih prehodov Ba ²⁺ kationov sprožil zelenkast plamen .

Molekularna masa

169,33 g / mol.

Gostota

5,68 g / ml

Tališče

450 ° C.

Vrelišče

800 ° C. Ta vrednost je skladna s pričakovanji ionske spojine; in še več, najbolj stabilen alkalni zemeljski peroksid. Vendar BaO ₂ dejansko ne zavre , vendar se plinski kisik sprosti kot posledica njegovega toplotnega razpada.

Topnost v vodi

Nerešljiv. Vendar se lahko počasi podvrže hidrolizi, da nastane vodikov peroksid, H ₂ O ₂ ; poleg tega se njegova topnost v vodnem mediju poveča, če dodamo razredčeno kislino.

Toplotna razgradnja

Naslednja kemijska enačba prikazuje reakcijo toplotnega razkroja, ki jo je izvedel BaO ₂ :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Reakcija je enosmerna, če je temperatura nad 800 ° C. Če se tlak takoj poveča in temperatura pade, se ves BaO pretvori nazaj v BaO ₂ .

Nomenklatura

Drugi način imenovanja BaO ₂ je barijev peroksid po tradicionalni nomenklaturi; saj ima barij v svojih spojinah lahko le valenco +2.

Napačno se sistematična nomenklatura uporablja za to, da jo označujejo kot barijev dioksid (binoksid), saj je oksid in ne peroksid.

Prijave

Proizvajalec kisika

Z mineralnim baritom (BaO) ga segrevamo s tokovi zraka, da odpravimo njegovo vsebnost kisika, pri temperaturi okoli 700 ° C.

Če nastali peroksid rahlo segrevamo pod vakuumom, se kisik hitreje regenerira in barit se lahko v nedogled uporabi za shranjevanje in proizvodnjo kisika.

Ta postopek je komercialno zasnoval LD ​​Brin, ki je zdaj zastarel.

Proizvajalec vodikovega peroksida

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

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Torej je vir H ₂ O ₂ , ki ga obdelujejo predvsem s svojim hidratom BaO ₂ manipu 8H ₂ O.

Po teh dveh uporab, BaO ₂ omogoča razvoj O ₂ in H ₂ O ₂ , obe oksidanti, v organski sintezi in beljenjem postopkov v tekstilne in barvanje industrije. Je tudi dobro razkuževalno sredstvo.

Poleg tega lahko druge peroksidi sintetiziramo iz BaO ₂ , kot so natrij, Na ₂ O ₂ , in drugih barij soli.

Reference

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kristalna struktura barijevega peroksida. Laboratorij za izolacijske raziskave, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, ZDA
2. Wikipedija. (2018). Barijev peroksid. Pridobljeno: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija. (Četrta izdaja). Mc Graw Hill.
4. Atomistika. (2012). Barijev peroksid. Pridobljeno: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Študija priprave laboratorijske lestvice in razvoj postopka za barijev peroksid. Pridobljeno: akademia.edu
6. PubChem. (2019). Barijev peroksid. Pridobljeno: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Priprava barijevega peroksida. Pridobljeno od: prepchem.com