Bariumperoxide (BaO2) -structuur, eigenschappen, nomenclatuur en toepassingen

de bariumperoxide is een ionische en anorganische verbinding waarvan de chemische formule BaO is₂. Omdat het een ionische verbinding is, bestaat het uit Ba-ionen²⁺ en O₂^2-; de laatste is wat bekend staat als peroxide-anion, en vanwege het BaO₂ verwerft zijn naam. Dat is het geval, de BaO₂ Het is een anorganisch peroxide.

De ladingen van zijn ionen laten zien hoe deze verbinding wordt gevormd uit de elementen. Het bariummetaal van groep 2 levert twee elektronen op voor het zuurstofmolecuul, OF₂, waarvan de atomen ze niet gebruiken om te worden gereduceerd tot de oxide-anionen, OF^2-, maar om verenigd te blijven door een eenvoudige link, [O-O]^2-.

Bariumperoxide is een korrelige vaste stof bij kamertemperatuur, wit met lichte grijsachtige tonen (bovenste afbeelding). Zoals bijna alle peroxiden, moet voorzichtig worden omgegaan en opgeslagen, omdat het de oxidatie van bepaalde stoffen kan versnellen.

Van alle peroxides gevormd door de metalen van groep 2 (Mr. Becambara), de BaO₂ het is thermodynamisch het meest stabiel in aanwezigheid van zijn thermische ontbinding. Bij verhitting laat het zuurstof vrij en produceert het bariumoxide, BaO. BaO kan reageren met zuurstof uit de omgeving, bij hoge drukken, om de BaO opnieuw te vormen₂.

index

• 1 structuur
  • 1.1 Kristalroosterenergie
  • 1.2 Hydraten
• 2 Voorbereiding of synthese
• 3 Eigenschappen
  • 3.1 Fysiek uiterlijk
  • 3.2 Molecuulmassa
  • 3.3 Dichtheid
  • 3.4 Smeltpunt
  • 3.5 Kookpunt
  • 3.6 Oplosbaarheid in water
  • 3.7 Thermische ontbinding
• 4 nomenclatuur
• 5 Gebruik
  • 5.1 Zuurstofproducent
  • 5.2 Producent van waterstofperoxide
• 6 Referenties

structuur

De tetragonale eenheidscel van bariumperoxide wordt weergegeven in de bovenste afbeelding. Er zijn ba katies te zien²⁺ (witte bollen) en de anionen O₂^2- (rode bollen). Merk op dat de rode bollen zijn verbonden door een enkele binding, dus ze vertegenwoordigen lineaire geometrie [O-O]^2-.

Uit deze eenheidscel kunnen de BaO-kristallen worden opgebouwd₂. Indien waargenomen, het anion O₂^2- het wordt gezien dat het omringd is door zes Ba²⁺, het verkrijgen van een octaëder waarvan de hoekpunten wit zijn.

Aan de andere kant, nog duidelijker, elke Ba²⁺ is omringd door tien O₂^2- (witte middenbol). Alle kristallen bestaan ​​uit deze constante volgorde op korte en lange afstand.

Kristalroosterenergie

Als bovendien de rood-witte bollen worden waargenomen, moet worden opgemerkt dat ze niet te veel verschillen in hun afmetingen of ionische stralen. Dit komt omdat de Ba kation²⁺ Het is erg omvangrijk en de interacties met de anion O₂^2- beter stabiliseren de reticulaire energie van het kristal in vergelijking met hoe ze zouden bijvoorbeeld kationen Ca²⁺ en Mg²⁺.

Dit verklaart ook waarom de BaO de meest onstabiele aardalkalioxiden is: de Ba-ionen²⁺ en O^2- Ze verschillen aanzienlijk in grootte en destabiliseren hun kristallen.

Omdat het meer onstabiel is, is de BaO-trend kleiner₂ ontbinden om de BaO te vormen; in tegenstelling tot de SrO-peroxiden₂, CaO₂ en MgO₂, waarvan de oxiden stabieler zijn.

hydrateert

De BaO₂ kan worden gevonden in de vorm van hydraten, waarvan BaO₂∙ 8H₂Of het is de meest stabiele van allemaal; en in feite is dit degene die op de markt wordt gebracht in plaats van het watervrije bariumperoxide. Om watervrij te verkrijgen, moet BaO worden gedroogd bij 350 ° C₂∙ 8H₂Of, met het doel het water te elimineren.

Zijn kristallijne structuur is ook tetragonaal, maar met acht H-moleculen₂Of interactie met de O₂^2- door waterstofbruggen en met de Ba²⁺ door middel van dipool-ion-interacties.

Andere hydraten, waarvan de structuren er niet veel informatie over zijn, zijn: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O en BaO₂∙ H₂O.

Voorbereiding of synthese

De directe bereiding van bariumperoxide bestaat uit de oxidatie van zijn oxide. Dit kan worden gebruikt van de minerale bariet, of van het zoutnitraat barium, Ba (NO₃)₂; beide ondergaan verwarming in een atmosfeer van lucht of verrijkt met zuurstof.

Een andere methode is om Ba (NO) in een koud waterig medium te laten reageren₃)₂ met natriumperoxide:

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

Vervolgens het hydraat BaO₂∙ xH₂Of het wordt onderworpen aan verhitting, het wordt gefilterd en het eindigt drogen met behulp van vacuüm.

eigenschappen

Uiterlijke verschijning

Het is een witte vaste stof die grijsachtig kan worden als deze onzuiverheden bevat (ofwel BaO, Ba (OH)₂, of andere chemische soorten). Als het wordt verwarmd tot een zeer hoge temperatuur, zal het, door de elektronische overgangen van de Ba-kationen, groenige vlammen afgeven.²⁺.

Moleculaire massa

169,33 g / mol.

dichtheid

5,68 g / ml.

Smeltpunt

450 ° C.

Kookpunt

800 ° C. Deze waarde komt overeen met wat verwacht mag worden van een ionische verbinding; en zelfs meer van het meer stabiele aardalkaliperoxide. BaO kookt echter niet echt₂, maar gasvormige zuurstof wordt vrijgegeven als gevolg van zijn thermische ontleding.

Oplosbaarheid in water

Unsolvable. Het kan echter langzaam hydrolyse ondergaan om waterstofperoxide te produceren, H₂O₂; en bovendien neemt de oplosbaarheid ervan in waterig medium toe als een verdund zuur wordt toegevoegd.

Thermische ontbinding

De volgende chemische vergelijking toont de reactie van thermische ontbinding door BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

De reactie is slechts eenrichtingsverkeer als de temperatuur hoger is dan 800 ° C. Als de druk onmiddellijk wordt verhoogd en de temperatuur daalt, wordt de volledige BaO weer omgezet in BaO₂.

nomenclatuur

Een andere manier om de BaO te noemen₂ het is bariumperoxide, volgens de traditionele nomenclatuur; aangezien barium alleen valentie +2 in zijn verbindingen kan hebben.

Ten onrechte wordt de systematische nomenclatuur gebruikt om dit te noemen als bariumdioxide (binoxide), aangezien het een oxide is en geen peroxide.

toepassingen

Zuurstofproducent

Door gebruik te maken van de minerale bariet (BaO) wordt het verwarmd met tocht om het zuurstofgehalte te elimineren, bij een temperatuur rond 700 ° C.

Als het resulterende peroxide wordt onderworpen aan een zwakke verwarming onder vacuüm, regenereert zuurstof sneller en kan de bariet voor onbepaalde tijd worden hergebruikt om zuurstof op te slaan en te produceren.

Dit proces werd commercieel bedacht door L. D. Brin, tegenwoordig verouderd.

Producent van waterstofperoxide

Bariumperoxide reageert met zwavelzuur om waterstofperoxide te produceren:

BaO₂ + H₂SW₄ => H₂O₂ + BaSo₄

Het is daarom een ​​bron van H₂O₂, vooral gemanipuleerd met zijn BaO-hydraat₂∙ 8H₂O.

Volgens deze twee genoemde toepassingen, de BaO₂ maakt de ontwikkeling van O mogelijk₂ en H₂O₂, beide oxidatiemiddelen, in organische synthese en in bleekprocessen in de textiel- en kleurstoffenindustrie. Het is ook een goed desinfecterend middel.

Bovendien, van BaO₂ Andere peroxiden kunnen worden gesynthetiseerd, zoals natrium, Na₂O₂, en andere bariumzouten.

referenties

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). De kristalstructuur van bariumperoxide. Laboratorium voor Isolatieonderzoek, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, V.S..
2. Wikipedia. (2018). Bariumperoxide. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie (Vierde editie). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Bariumperoxide. Teruggeplaatst van: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Studie van laboratoriumschaalbereiding en ontwikkeling van een proces voor bariumperoxide. Teruggeplaatst van: academia.edu
6. PubChem. (2019). Bariumperoxide. Teruggeplaatst van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Bereiding van bariumperoxide. Teruggeplaatst van: prepchem.com