Štruktúra, vlastnosti, názvoslovie a použitie bárnatého peroxidu (BaO2)

peroxidu bárnatého "Látka" je iónová a anorganická zlúčenina, ktorej chemický vzorec je BaO₂. Ako iónová zlúčenina pozostáva z iónov Ba²⁺ a O₂^2-; posledne menovaný je známy ako peroxidový anión a kvôli tomu BaO₂ získava jeho meno. To je prípad BaO₂ Je to anorganický peroxid.

Náplne jeho iónov ukazujú, ako sa táto zlúčenina tvorí z prvkov. Kov bária, skupiny 2, poskytuje dva elektróny molekule kyslíka, OR₂, ktorých atómy ich nepoužívajú na redukciu na oxidové anióny, OR^2-, ale zostať zjednotení jednoduchým odkazom, [O-O]^2-.

Peroxid bárnatý je granulovaná tuhá látka pri izbovej teplote, biela s mierne sivastými tónmi (vrchný obrázok). Rovnako ako takmer všetky peroxidy, musí sa s ním manipulovať a skladovať opatrne, pretože môže urýchliť oxidáciu určitých látok.

Zo všetkých peroxidov tvorených kovmi skupiny 2 (pán Becambara), BaO₂ je termodynamicky najstabilnejší vzhľadom na jeho tepelný rozklad. Pri zahrievaní uvoľňuje kyslík a produkuje oxid bárnatý BaO. BaO môže reagovať s kyslíkom z prostredia, pri vysokých tlakoch, aby opäť vytvoril BaO₂.

index

• 1 Štruktúra
  • 1.1 Energia kryštálovej mriežky
  • 1.2 Hydráty
• 2 Príprava alebo syntéza
• 3 Vlastnosti
  • 3.1 Fyzický vzhľad
  • 3.2 Molekulová hmotnosť
  • 3.3 Hustota
  • 3.4 Teplota topenia
  • 3.5 Teplota varu
  • 3.6 Rozpustnosť vo vode
  • 3.7 Tepelný rozklad
• 4 Nomenklatúra
• 5 Použitie
  • 5.1 Výrobca kyslíka
  • 5.2 Výrobca peroxidu vodíka
• 6 Referencie

štruktúra

Na hornom obrázku je znázornená tetragonálna bunková jednotka peroxidu bária. Ba katióny je možné vidieť vo vnútri²⁺ (biele guličky) a anióny O₂^2- (červené guličky). Všimnite si, že červené guľôčky sú spojené jednoduchou väzbou, takže predstavujú lineárnu geometriu [O-O]^2-.

Z tejto bunkovej jednotky môžu byť postavené kryštály BaO₂. Ak je pozorovaný, anión O₂^2- je vidieť, že je obklopený šiestimi Ba²⁺, získanie oktaedronu, ktorého vrcholy sú biele.

Na druhej strane, ešte výraznejšie, každý Ba²⁺ je obklopený desiatimi O₂^2- (biela stredová guľa). Všetky kryštály sa skladajú z tohto konštantného poriadku v krátkom a dlhom rade.

Energia kryštálovej mriežky

Ak sú okrem toho pozorované červené biele guľôčky, je potrebné poznamenať, že sa príliš nelíšia vo svojich veľkostiach alebo polomeroch iónov. Je to preto, že katión Ba²⁺ Je veľmi objemný a jeho interakcie s aniónom O₂^2- lepšiu stabilizáciu retikulárnej energie kryštálu v porovnaní s tým, ako by to boli napríklad katióny Ca²⁺ a Mg²⁺.

To tiež vysvetľuje, prečo je BaO najstabilnejšie oxidy alkalických zemín: ióny Ba²⁺ a O^2- Ich veľkosť sa značne líši a destabilizuje ich kryštály.

Keďže je nestabilnejší, trend BaO je menší₂ rozkladať sa za vzniku BaO; na rozdiel od peroxidov SrO₂, CaO₂ a MgO₂, ktorých oxidy sú stabilnejšie.

hydráty

BaO₂ možno nájsť vo forme hydrátov, z ktorých BaO₂∙ 8H₂Alebo je to najstabilnejšie zo všetkých; a v skutočnosti je to ten, ktorý sa predáva namiesto bezvodého peroxidu bárnatého. Na získanie bezvodého sa musí BaO sušiť pri 350 ° C₂∙ 8H₂Alebo s cieľom odstrániť vodu.

Jeho kryštalická štruktúra je tiež tetragonálna, ale s ôsmimi molekulami H₂Alebo interakciu s O₂^2- prostredníctvom vodíkových väzieb a Ba²⁺ prostredníctvom interakcií dipólov a iónov.

Ostatné hydráty, ktorých štruktúry nie sú o ňom veľa informácií, sú: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O a BaO₂∙ H₂O.

Príprava alebo syntéza

Priama príprava peroxidu bárnatého spočíva v oxidácii jeho oxidu. Môže sa použiť z minerálneho barytu alebo bária bóru soli (NO₃)₂; obe sa zahrejú v atmosfére vzduchu alebo obohatené kyslíkom.

Inou metódou je reakcia Ba (NO) v chladnom vodnom médiu₃)₂ s peroxidom sodným:

Ba (NO₃)₂ + na₂O₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Potom sa pridá hydrát BaO₂∙ xH₂Alebo je vystavený ohrevu, filtruje sa a končí sušením vo vákuu.

vlastnosti

Fyzický vzhľad

Je to biela pevná látka, ktorá sa môže zmeniť na sivastúcu, ak predstavuje nečistoty (buď BaO, Ba (OH)₂, alebo iné chemické druhy). Ak sa zohreje na veľmi vysokú teplotu, vydáva zeleno-plamene kvôli elektronickým prechodom katiónov Ba.²⁺.

Molekulová hmotnosť

169,33 g / mol.

hustota

5,68 g / ml.

Teplota topenia

450 ° C.

Teplota varu

800 ° C. Táto hodnota súhlasí s tým, čo by sa malo očakávať od iónovej zlúčeniny; a ešte viac stabilnejšieho peroxidu alkalických zemín. BaO však nie je v podstate varu₂, v dôsledku jeho tepelného rozkladu sa uvoľňuje plynný kyslík.

Rozpustnosť vo vode

Neriešiteľný. Môže sa však pomaly podrobiť hydrolýze za vzniku peroxidu vodíka₂O₂; a okrem toho sa zvyšuje jeho rozpustnosť vo vodnom médiu, ak sa pridá zriedená kyselina.

Tepelný rozklad

Nasledujúca chemická rovnica ukazuje reakciu tepelného rozkladu spôsobeného BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reakcia je jednosmerná, iba ak je teplota nad 800 ° C. Ak sa okamžite zvýši tlak a teplota sa zníži, celý BaO sa zmení späť na BaO₂.

názvoslovie

Ďalší spôsob, ako pomenovať BaO₂ je to peroxid bárnatý podľa tradičnej nomenklatúry; pretože barium môže mať vo svojich zlúčeninách len valenciu +2.

Nesprávne sa systematická nomenklatúra používa na označenie ako oxid bárnatý (binoxid), berúc do úvahy oxid a nie peroxid..

aplikácie

Výrobca kyslíka

Pri použití minerálneho barytu (BaO) sa zohrieva s prievanom, aby sa odstránil obsah kyslíka pri teplote okolo 700 ° C.

Ak je výsledný peroxid vystavený slabému zahrievaniu vo vákuu, kyslík sa rýchlejšie regeneruje a barit sa môže opakovane používať na uskladnenie a výrobu kyslíka..

Tento proces bol komerčne navrhnutý L. D. Brinom, v súčasnosti zastaraný.

Výrobca peroxidu vodíka

Peroxid bárnatý reaguje s kyselinou sírovou za vzniku peroxidu vodíka:

BaO₂ + H₂SW₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Je teda zdrojom H₂O₂, manipulovali predovšetkým s jeho hydrátom BaO₂∙ 8H₂O.

Podľa týchto dvoch spomínaných použití, BaO₂ umožňuje vývoj O₂ a H₂O₂, ako oxidačné činidlá, tak v organickej syntéze, ako aj v procese bielenia v textilnom a farbiarskom priemysle. Je to tiež dobrý dezinfekčný prostriedok.

Okrem toho, od BaO₂ Môžu byť syntetizované ďalšie peroxidy, ako je sodík, Na₂O₂, a iné soli bária.

referencie

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kryštálová štruktúra peroxidu bária. Laboratórium pre výskum izolácie, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA..
2. Wikipedia. (2018). Peroxid bárnatý. Zdroj: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chémia (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Peroxid bárnatý. Zdroj: barium.atomistry.com
5. Khokhar a kol. (2011). Štúdia prípravy laboratórneho rozsahu a vývoj procesu peroxidu bária. Zdroj: academia.edu
6. PubChem. (2019). Peroxid bárnatý. Zdroj: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Príprava peroxidu bária. Zdroj: prepchem.com