- Структура
- Кристална енергија решетке
- Хидрати
- Припрема или синтеза
- Својства
- Физичка присутност
- Молекуларна маса
- Густина
- Тачка топљења
- Тачка кључања
- Растворљивост у води
- Термичко разлагање
- Номенклатура
- Апликације
- Произвођач кисеоника
- Произвођач водоник пероксида
- Референце
Баријум пероксид је јонски и неорганско једињење чија хемијска формула је БаО 2 . Бити јонски једињење, састоји се од Ба 2+ и О 2 2- јона ; Потоњи је оно што је познато као пероксидни анион, и због тога БаО 2 добија своје име. Стога, БаО 2 је неорганска пероксид.
Набоји његових јона откривају како се ово једињење ствара из елемената. Баријум метал, групе 2, даје два електрона у молекулу кисеоника, О 2 , чији атоми их не користе да се смањи на оксида ањона, О 2- , али да остану уједињени простом везом, 2- .
БаО2 чврста супстанца. Извор: Ондреј Мангл, из Викимедиа Цоммонс
Баријев пероксид је зрнаста чврста супстанца на собној температури, беле је боје са благим сивкастим тоновима (горња слика). Као и са скоро свим пероксидима, с њима се мора пажљиво поступати и складиштити, јер може убрзати оксидацију одређених супстанци.
Свих пероксиде формираних помоћу метала из групе 2 (Мр. Бецамбара), БаО 2 је термодинамички најстабилнији против његове термичког разлагања. Када се загрева, ослобађа се кисеоник и ствара се баријев оксид, БаО. БаО може да реагује са кисеоником у околини, под високим притисцима, да поново формира БаО 2 .
Структура
Кристална структура БаО2. Извор: Орци, путем Викимедиа Цоммонса
Горња слика приказује тетрагонску ћелију баријевог пероксида. У њој можете видети Ба 2+ катјона (бела сфера) и О 2 2- ањона (црвене Спхерес). Приметите да су црвене сфере спојене једном везом, тако да представљају линеарну геометрију 2- .
Из ове јединичне ћелије могу се направити кристали БаО 2 . Ако се посматра, ањон О 2 2- се види да је окружен шест Ба 2+ , добијање Октаедар чији темена су бели.
С друге стране, још очигледно, свака Ба 2+ окружен тен О 2 2- (бели сфери у центру). Сав кристал састоји се од овог сталног реда кратког и дугог распона.
Кристална енергија решетке
Ако се примете и црвене беле сфере, приметиће се да се оне не разликују превише у величинама или јонским полумјерима. То је зато што Ба 2+ катјон веома гломазан, и његове интеракције са О 2 2- ањон стабилизовати решетке енергију кристала на бољи степен поређењу са колико, на пример, Ца 2+ и Мг катјони би. 2+ .
Ово такође објашњава зашто је БаО нестабилнији од земноалкалијских оксида: Ба 2+ и О 2- јони се знатно разликују по величини, дестабилишујући своје кристале.
Као што је више нестабилна, то је мања тенденција Бао 2 за разлагање да се формира Бао; За разлику од пероксиди СрО 2 , ЦаО 2 и МгО 2 , чији оксиди су стабилније.
Хидрати
БаО 2 могу се наћи у облику хидрата, од којих БаО 2 ∙ 8Х 2 О је најстабилнији од свих; и у ствари, ово је оно које се продаје, уместо безводног баријум пероксида. Да бисте добили анхидровани један је БаО 2 ∙ 8Х 2 О морају осушен на 350 ° Ц , како би се елиминисала воду.
Његова кристална структура је такође четвороугаони, али са осам Х 2 О молекула интеракцији са О 2 2- до водоничне везе, и са Ба 2+ кроз дипол-јонске интеракције.
Остали хидрати, о чијој структури нема много података у вези с тим, су: БаО 2 ∙ 10Х 2 О, БаО 2 ∙ 7Х 2 О и БаО 2 ∙ Х 2 О.
Припрема или синтеза
Директна припрема баријевог пероксида састоји се од оксидације његовог оксида. Ово се може користити из минерала барита или из соли баријум нитрата, Ба (НО 3 ) 2 ; обоје се загревају у атмосфери обогаћено ваздухом или кисеоником.
Друга метода се састоји од реакције Ба (НО 3 ) 2 са натријум пероксидом у хладном воденом медијуму :
Ба (НО 3 ) 2 + На 2 О 2 + кХ 2 О => БаО 2 ∙ кХ 2 О + 2НаНО 3
Онда је БаО 2 * кХ 2 О хидрат се греје, филтрује и осуши применом вакуума.
Својства
Физичка присутност
То је бела чврста супстанца која може постати сивкаст ако садржи нечистоће (било БаО, Ба (ОХ) 2 , или друге хемијске врсте). Ако се загрева на веома високу температуру, одаваће зеленкаст пламен због електронских прелаза Ба 2+ катиона .
Молекуларна маса
169,33 г / мол.
Густина
5.68 г / мЛ.
Тачка топљења
450 ° Ц.
Тачка кључања
800 ° Ц. Ова вредност је у складу са оним што се очекује од јонског једињења; и још више, најстабилнији алкални земни пероксид. Међутим, БаО 2 заправо не кључа , али се гаси кисеоник као последица термичког разлагања.
Растворљивост у води
Нерастворљиво. Међутим, полако може проћи хидролизу за производњу водоник пероксида, Х 2 О 2 ; и даље, растворљивост у воденом медијуму се повећава ако се дода разблажена киселина.
Термичко разлагање
Следећа хемијска једначина показује реакцију топлотног разградње која је подвргнута БаО 2 :
2БаО 2 <=> 2БаО + О 2
Реакција је једносмерна ако је температура изнад 800 ° Ц. Ако притисак одмах повећава и температура опада, све БаО бити трансформисан у бао 2 .
Номенклатура
Други начин да наведемо Бао 2 је баријум пероксид, према традиционалном номенклатури; будући да баријев може имати само валентност +2 у својим једињењима.
Погрешно, систематска номенклатура се користи да би се то назвало баријевим диоксидом (биноксидом), сматрајући га оксидом, а не пероксидом.
Апликације
Произвођач кисеоника
Користећи минерал барит (БаО), загрева се струјама ваздуха да би се елиминисао његов садржај кисеоника, на температури од око 700 ° Ц.
Ако се резултирајући пероксид лагано загрева под вакумом, кисеоник се брже регенерише и барит се може поново користити у недоглед да се складишти и производи кисеоник.
Овај процес је комерцијално осмислила компанија ЛД Брин, која је сада застарела.
Произвођач водоник пероксида
Баријев пероксид реагује са сумпорном киселином да би се створио водоник пероксид:
БаО 2 + Х 2 СО 4 => Х 2 О 2 + БаСО 4
Стога је извор Х 2 О 2 , изманипулисани пре свега хидрат БаО 2 ∙ 8Х 2 О.
Према ова два употребе, БаО 2 омогућава развој О 2 и Х 2 О 2 , оба оксиданти, у органској синтези и бељење процеса у текстилној и дие индустрије. Такође је добро средство за дезинфекцију.
Поред тога, други пероксиди могу бити синтетисани из бао 2. , попут натријума, На 2 О 2 и других бариум соли.
Референце
- СЦ Абрахамс, Ј Калнајс. (1954). Кристална структура баријевог пероксида. Лабораторија за изолациона истраживања, Массацхусеттс Институте оф Тецхнологи, Цамбридге, Массацхусеттс, УСА
- Википедиа. (2018). Баријев пероксид. Опоравак од: ен.википедиа.орг
- Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија. (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
- Атомистри. (2012). Баријев пероксид. Опоравак од: бариум.атомистри.цом
- Кхокхар ет ал. (2011). Студија припреме лабораторијске ваге и развој процеса за баријев пероксид. Опоравак од: ацадемиа.еду
- ПубЦхем. (2019). Баријев пероксид. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
- ПребЦхем. (2016). Припрема баријевог пероксида. Опоравак од: препцхем.цом