BARIUMPEROKSID (BAO2): STRUKTUR, EGENSKAPER OG BRUKSOMRÅDER - KJEMI - 2026

Den bariumperoksid er en ionisk og uorganisk forbindelse hvis kjemiske formel er BaO ₂ . Å være en ionisk forbindelse, består den av Ba ²⁺ og O ₂ ^2- ioner ; Det siste er det som kalles peroksidanion, og på grunn av det skaffer BaO ₂ seg navnet. BaO ₂ er således et uorganisk peroksyd.

Ladningene til dens ioner avslører hvordan denne forbindelsen er dannet av elementene. Bariummetallet, fra gruppe 2, gir to elektroner til oksygenmolekylet, O ₂ , hvis atomer ikke bruker dem for å redusere seg til oksidanionene, O ^2- , men for å forbli forent med en enkel binding, ^2- .

BaO2 solid. Kilde: Ondřej Mangl, fra Wikimedia Commons

Bariumperoksid er et kornet fast stoff ved romtemperatur, hvitt i fargen med svake gråtoner (øvre bilde). Som nesten alle peroksider, må det håndteres og lagres med omhu, da det kan akselerere oksidasjonen av visse stoffer.

Av alle peroksider dannet av metallene i gruppe 2 (Mr. Becambara), er BaO ₂ termodynamisk den mest stabile mot dens termiske spaltning. Ved oppvarming frigjør det oksygen og bariumoksyd, BaO. BaO kan reagere med oksygen i miljøet, ved høyt trykk, for å danne BaO ₂ igjen .

Struktur

Krystallstruktur av BaO2. Kilde: Orci, via Wikimedia Commons

Det øvre bildet viser den tetragonale enhetscellen til bariumperoksyd. Inni i den kan du se Ba ²⁺ -kationene (hvite kuler), og O ₂ ^2- anionene (røde kuler). Legg merke til at de røde kulene er forbundet med en enkeltbinding, slik at de representerer lineær geometri ^2- .

Fra denne enhetscellen kan BaO _2- krystaller bygges . Hvis det er observert, anionet O ₂ ^{2 det} sees at det er omgitt av seks Ba ²⁺ , hvorved det oppnås et oktaeder hvis topp-punkt er hvite.

På den annen side, enda tydeligere, er hver Ba ²⁺ omgitt av ti O ₂ ^2- (hvit sfære i sentrum). All krystall består av denne konstante rekkefølgen på kort og lang rekkevidde.

Krystallgitter energi

Hvis de rødhvite kulene også blir observert, vil det bemerkes at de ikke skiller seg for mye i størrelsen eller ioniske radier. Dette er fordi Ba ²⁺ -kationen er veldig voluminøs, og dens interaksjoner med O ₂ ^2- anionen stabiliserer gitterenergien i krystallene i bedre grad sammenlignet med hvordan for eksempel Ca ²⁺ og Mg- kationer ville gjort. ²⁺ .

Dette forklarer også hvorfor BaO er de mest ustabile av jordalkaloksidene: Ba ²⁺ og O ^2- ioner er forskjellige i størrelse og destabiliserer krystallene deres.

Ettersom det er mer ustabilt, desto lavere er tendensen for BaO ₂ til å dekomponere for å danne BaO; I motsetning til peroksidene SrO ₂ , CaO ₂ og MgO ₂ , hvis oksider er mer stabile.

hydrater

BaO ₂ kan finnes i form av hydrater, av hvilke BaO ₂ ∙ 8 H ₂ O er den mest stabile av alle; og faktisk er dette den som markedsføres, i stedet for vannfri bariumperoksyd. For å oppnå den vannfrie en, BaO ₂ ∙ 8 H ₂ O må tørkes ved 350 ° C , for å eliminere vannet.

Sin krystallinske struktur er også tetragonal, men med åtte H ₂ O molekyler samvirkende med O ₂ ^2- gjennom hydrogenbindinger, og med Ba ²⁺ via dipol-ion-interaksjoner.

Andre hydrater, hvis strukturer det ikke er mye informasjon i denne forbindelse, er: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O og BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Forberedelse eller syntese

Den direkte tilberedningen av bariumperoksyd består av oksidasjon av oksydet. Dette kan brukes fra mineralbariten, eller fra bariumnitratsaltet, Ba (NO ₃ ) ₂ ; begge blir oppvarmet i en luft- eller oksygenanriket atmosfære.

En annen metode består i å reagere Ba (NO ₃ ) ₂ med natriumperoksyd i et kaldt vandig medium :

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

Deretter BaO _{2 *} xH ₂ O -hydrat oppvarmes, filtreres og tørkes ved hjelp av vakuum.

Egenskaper

Fysisk utseende

Det er et hvitt fast stoff som kan bli gråaktig hvis det inneholder urenheter (enten BaO, Ba (OH) ₂ eller andre kjemiske arter). Hvis den varmes opp til veldig høy temperatur, vil den avgi grønnaktig flamme på grunn av de elektroniske overgangene fra Ba ²⁺ -kationene .

Molekylmasse

169,33 g / mol.

tetthet

5,68 g / ml.

Smeltepunkt

450 ° C.

Kokepunkt

800 ° C Denne verdien er i samsvar med hva som kan forventes av en ionisk forbindelse; og enda mer, det mest stabile jordalkaliumperoksyd. Imidlertid koker ikke BaO ₂ faktisk , men gassformig oksygen frigjøres som et resultat av dens termiske spaltning.

Vannløselighet

Uløselig. Imidlertid kan det sakte undergå hydrolyse for å produsere hydrogenperoksyd, H ₂ O ₂ ; og dessuten øker dets løselighet i vandig medium hvis en fortynnet syre tilsettes.

Termisk spaltning

Følgende kjemiske ligning viser den termiske nedbrytningsreaksjonen som BaO ₂ gjennomgår :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Reaksjonen er enveis hvis temperaturen er over 800 ° C. Hvis trykket øyeblikkelig økes og temperaturen synker, vil all BaO bli transformert tilbake til BaO ₂ .

nomenklatur

En annen måte å navngi BaO ₂ er bariumperoksid, i henhold til den tradisjonelle nomenklaturen; siden barium bare kan ha valensen +2 i sine forbindelser.

Feilaktig brukes den systematiske nomenklaturen for å referere til den som bariumdioksid (binoxide), med tanke på det som et oksid og ikke et peroksid.

applikasjoner

Oksygenprodusent

Ved bruk av mineralbaritten (BaO) varmes den opp med luftstrømmer for å eliminere oksygeninnholdet ved en temperatur på rundt 700 ° C.

Hvis det resulterende peroksyd forsiktig oppvarmes under vakuum, regenereres oksygenet raskere og baritten kan gjenbrukes på ubestemt tid for å lagre og produsere oksygen.

Denne prosessen ble kommersielt utviklet av LD Brin, nå foreldet.

Hydrogenperoksidprodusent

Bariumperoksyd reagerer med svovelsyre for å produsere hydrogenperoksyd:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Det er derfor en kilde for H ₂ O ₂ , manipuleres fremfor alt med dets hydrat BaO ₂ ∙ 8H ₂ O.

I henhold til disse to anvendelser som er nevnt, BaO ₂ tillater utvikling av O- ₂ og H ₂ O ₂ , begge oksidasjonsmidler, i organiske synteser og i blekeprosesser i tekstil- og fargestoff industri. Det er også et godt desinfiseringsmiddel.

I tillegg kan andre peroksyder syntetiseres fra BaO ₂ , slik som natrium, Na ₂ O ₂ , og andre bariumsalter.

referanser

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Krystallstrukturen av bariumperoksyd. Laboratory for Insulation Research, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA
2. Wikipedia. (2018). Bariumperoksid. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Bariumperoksid. Gjenopprettet fra: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Studie av laboratorieskala-forberedelse og utvikling av en prosess for bariumperoksid. Gjenopprettet fra: akademia.edu
6. Pubchem. (2019). Bariumperoksid. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Fremstilling av bariumperoksyd. Gjenopprettet fra: prepchem.com