BARIUMPEROKSIDI (BAO2): RAKENNE, OMINAISUUDET JA KÄYTÖT - KEMIA - 2026

Bariumperoksidi on ioninen ja epäorgaaninen yhdiste, jonka kemiallinen kaava on BaO ₂. Koska se on ioniyhdiste, se koostuu Ba2 ⁺ ja O ₂ ^2- ioneista; Viimeksi mainittua kutsutaan peroksidianioniksi, ja sen vuoksi BaO ₂ saa nimen. Siten, BaO ₂ on epäorgaaninen peroksidi.

Sen ionien varaukset paljastavat kuinka tämä yhdiste muodostetaan elementeistä. Bariumia metalli, ryhmän 2, antaa kaksi elektroneja happiatomin, O ₂, jonka atomia älä käytä niitä vähentää itse oksidi anionit, O ², mutta pysyy yhtenäisenä yksinkertaisella sidos, ^2-.

BaO2-kiinteä aine. Lähde: Ondřej Mangl, Wikimedia Commonsista

Bariumperoksidi on rakeinen kiinteä aine huoneenlämpötilassa, väriltään valkoinen ja vaalean harmahtaiset sävyt (ylempi kuva). Kuten melkein kaikkia peroksideja, sitä on käsiteltävä ja varastoitava huolellisesti, koska se voi nopeuttaa tiettyjen aineiden hapettumista.

Kaikista ryhmän 2 metallien (herra Becambara) muodostamista peroksideista BaO ₂ on termodynaamisesti stabiilin termisen hajoamisensa suhteen. Kuumennettaessa se vapauttaa happea ja muodostuu bariumoksidia, BaO. BaO voi reagoida ympäristön hapen kanssa korkeissa paineissa muodostaen jälleen BaO _{2: n}.

Rakenne

BaO2: n kiderakenne. Lähde: Orci, Wikimedia Commonsin kautta

Yläkuva näyttää bariumperoksidin tetragonaalisen yksikkökennon. Sen sisällä näet Ba ²⁺ -kationit (valkoiset pallot) ja O ₂ ² -anionit (punaiset pallot). Huomaa, että punaiset pallot on kytketty yhdellä sidoksella, joten ne edustavat lineaarista geometriaa ^2-.

Tästä yksikkösolusta voidaan rakentaa BaO ₂ -kiteitä. Jos havaitaan, anionin O ₂ ² havaitaan, että sitä ympäröi kuusi Ba ^{2+: ta}, jolloin saadaan oktaedri, jonka kärjet ovat valkoisia.

Toisaalta, mikä on vieläkin ilmeisempää, kutakin Ba ^2+: ta ympäröi kymmenen O ₂ ^{2: ta} (valkoinen pallo keskellä). Kaikki kristallit koostuvat tästä jatkuvasta lyhyen ja pitkän kantaman järjestyksestä.

Kidehilan energia

Jos havaitaan myös punaisia ​​valkoisia palloja, huomataan, että ne eivät eroa kovinkaan suurella tai ionisäteellä. Tämä johtuu siitä, että Ba ²⁺ kationi on hyvin tilaa vievä, ja sen vuorovaikutus O ₂ ^2- anioni vakauttaa hilaenergia kiteen parempi aste verrattuna siihen, miten esimerkiksi Ca ²⁺ ja Mg kationeja olisi. ²⁺.

Tämä selittää myös sen, miksi BaO on epävakain maa-alkalioksideista: Ba ^2+- ja O ^2- ionit eroavat toisistaan ​​huomattavasti, destabiloiden niiden kiteitä.

Koska se on epävakaa, alentaa taipumusta BaO ₂ hajota muodostaen BaO; Toisin kuin peroksidit SrO ₂, CaO ₂ ja MgO ₂, joiden oksidit ovat vakaampia.

hydraattien

BaO ₂ löytyy hydraattien muodossa, joista BaO ₂ ∙ 8H ₂ O on vakain kaikki; ja itse asiassa tätä markkinoidaan vedettömän bariumperoksidin sijasta. Saada vedetön yksi, BaO ₂ ∙ 8H ₂ O on kuivattu 350 ° C: ssa, jotta voidaan poistaa vettä.

Sen kiteinen rakenne on myös tetragonaalinen, mutta kahdeksan H ₂ O- molekyylin kanssa, jotka ovat vuorovaikutuksessa O ₂ ^{2: n} kanssa vety sidosten kautta ja Ba ^{2+: n} kanssa dipoli-ionien vuorovaikutusten kautta.

Muita hydraatteja, joiden rakenteista ei ole paljon tietoa tältä osin, ovat: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O ja BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Valmistus tai synteesi

Bariumperoksidin suora valmistus koostuu sen oksidin hapetuksesta. Tätä voidaan käyttää mineraalibaritista tai bariumnitraattisuolasta, Ba (NO ₃) ₂; molemmat lämmitetään ilma- tai happea sisältävässä ilmakehässä.

Toinen menetelmä koostuu reagoimaan Ba (NO ₃) ₂ natrium- peroksidia kylmässä vesipitoisessa väliaineessa:

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

Sitten BaO _{2 *} xH ₂ O hydraatti kuumennetaan, suodatetaan ja kuivataan vakuumissa.

ominaisuudet

Fyysinen ulkonäkö

Se on valkoinen kiinteä aine, joka voi muuttua harmahtavaksi, jos se sisältää epäpuhtauksia (joko BaO, Ba (OH) ₂ tai muita kemiallisia aineita). Jos se lämmitetään erittäin korkeaan lämpötilaan, se vapauttaa vihertäviä liekkejä Ba ²⁺ -kationien elektronisten siirtymien takia.

Molekyylimassa

169,33 g / mol.

Tiheys

5,68 g / ml.

Sulamispiste

450 ° C.

Kiehumispiste

800 ° C. Tämä arvo on yhdenmukainen sen kanssa, mitä tulisi odottaa ioniyhdisteeltä; ja vielä enemmän, vakain maa-alkaliperoksidi. BaO ₂ ei tosiasiassa kuitenkaan kiehu, vaan kaasumainen happi vapautuu sen lämpöhajoamisen seurauksena.

Vesiliukoisuus

Liukenematon. Kuitenkin, se voi hitaasti läpikäydä hydrolyysi tuottaa vetyperoksidia, H ₂ O ₂; ja lisäksi sen liukoisuus vesipitoiseen väliaineeseen kasvaa, jos laimennettua happoa lisätään.

Lämpöhajoamisen

Seuraava kemiallinen yhtälö osoittaa lämpöhajoamisreaktion, jonka BaO ₂ läpikäy:

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Reaktio on yksisuuntainen, jos lämpötila on yli 800 ° C. Jos paine nousee välittömästi ja lämpötila laskee, kaikki BaO muuttuu takaisin BaO _{2: ksi}.

nimistö

Toinen tapa nimetä BaO ₂ on bariumperoksidi perinteisen nimikkeistön mukaan; koska bariumilla voi olla vain yhdisteiden valenssi +2.

Väärässä järjestelmällisessä nimikkeistössä viitataan siihen bariumdioksidiksi (binoksidiksi) pitäen sitä oksidina eikä peroksidina.

Sovellukset

Hapen tuottaja

Mineraalibariittia (BaO) käyttämällä se lämmitetään ilmavirroilla sen happipitoisuuden poistamiseksi noin 700 ° C lämpötilassa.

Jos syntynyttä peroksidia lämmitetään varovasti tyhjiössä, happi regeneroituu nopeammin ja bariitti voidaan käyttää uudelleen määräämättömästi happea varastoimaan ja tuottamaan.

Tämän prosessin suunnitteli kaupallisesti LD Brin, joka on nyt vanhentunut.

Vetyperoksidien tuottaja

Bariumperoksidi reagoi rikkihapon kanssa vetyperoksidin tuottamiseksi:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Siksi se on H ₂ O _2: n lähde, jota manipuloidaan ennen kaikkea sen hydraatilla BaO ₂ ∙ 8H ₂ O.

Mukaan nämä kaksi mainittujen käyttö, BaO ₂ mahdollistaa kehittämisen O ₂ ja H ₂ O ₂, sekä hapettimet, orgaanisissa synteeseissä ja valkaisussa prosesseissa tekstiili- ja väriaine aloilla. Se on myös hyvä desinfiointiaine.

Lisäksi, muut peroksidit voidaan syntetisoida alkaen BaO ₂, kuten natrium, Na ₂ O ₂, ja muut bariumsuolat.

Viitteet

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Bariumperoksidin kiderakenne. Eristystutkimuksen laboratorio, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA
2. Wikipedia. (2018). Bariumperoksidi. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Bariumperoksidi. Palautettu osoitteesta: barium.atomistry.com
5. Khokhar et ai. (2011). Tutkimus laboratorioasteikon valmistuksesta ja prosessin kehittämisestä bariumperoksidille. Palautettu osoitteesta: Academia.edu
6. Pubchem. (2019). Bariumperoksidi. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Bariumperoksidin valmistus. Palautettu osoitteesta: prepchem.com