- Uzbūve
- Kristāla režģa enerģija
- Hidrāti
- Sagatavošana vai sintēze
- Īpašības
- Ārējais izskats
- Molekulārā masa
- Blīvums
- Kušanas punkts
- Vārīšanās punkts
- Šķīdība ūdenī
- Termiskā sadalīšanās
- Nomenklatūra
- Lietojumprogrammas
- Skābekļa ražotājs
- Ūdeņraža peroksīda ražotājs
- Atsauces
Bārija peroksīds ir jonu un neorganisks savienojums, kura ķīmiskā formula ir BaO 2 . Būdams jonu savienojums, tas sastāv no Ba 2+ un O 2 2 joniem ; Pēdējais ir tas, ko sauc par peroksīda anjonu, un tā dēļ BaO 2 iegūst savu nosaukumu. Tādējādi BaO 2 ir neorganisks peroksīds.
Tā jonu lādiņi atklāj, kā šis savienojums veidojas no elementiem. Otrās grupas bārija metāls skābekļa molekulai O 2 piešķir divus elektronus , kuru atomi tos neizmanto, lai reducētu līdz oksīda anjoniem O 2- , bet lai tos paliktu apvienoti ar vienkāršu saiti, 2- .
BaO2 ciets. Avots: Ondřej Mangl, no Wikimedia Commons
Bārija peroksīds ir granulēta cieta viela istabas temperatūrā, baltā krāsā ar viegli pelēcīgiem toņiem (augšējais attēls). Tāpat kā gandrīz visi peroksīdi, ar to jārīkojas un jāuzglabā uzmanīgi, jo tas var paātrināt noteiktu vielu oksidāciju.
No visiem peroksīdiem, ko veido 2. grupas metāli (Becambara kungs), BaO 2 ir termodinamiski visstabilākais pret tā termisko sadalīšanos. Sildot, tas izdala skābekli un rodas bārija oksīds BaO. BaO var reaģēt ar skābekli vidē ar augstu spiedienu, lai atkal izveidotu BaO 2 .
Uzbūve
BaO2 kristāla struktūra. Avots: Orci, izmantojot Wikimedia Commons
Augšējā attēlā ir bārija peroksīda tetragonālā vienības šūna. Tās iekšpusē var redzēt Ba 2+ katjonus (baltas sfēras) un O 2 2 anjonus (sarkanas sfēras). Ievērojiet, ka sarkanās sfēras ir savienotas ar vienu saiti, tāpēc tās apzīmē lineāro ģeometriju 2 .
No šīs vienības šūnas var veidot BaO 2 kristālus . Ja tas tiek novērots, redzams, ka anjonu O 2 2- ieskauj seši Ba 2+ , iegūstot oktaedru, kura virsotnes ir baltas.
No otras puses, vēl acīmredzamāk, katru Ba 2+ ieskauj desmit O 2 2- (balta lode centrā). Viss kristāls sastāv no šīs pastāvīgās mazā un lielā diapazona secības.
Kristāla režģa enerģija
Ja tiek novērotas arī sarkanbaltas sfēras, tiks atzīmēts, ka tās pārāk daudz neatšķiras pēc to lieluma vai jonu rādiusa. Tas notiek tāpēc, ka Ba 2+ katjons ir ļoti apjomīgs, un tā mijiedarbība ar O 2 2- anjonu stabilizē kristāla režģa enerģiju labāk, salīdzinot, piemēram, ar to, piemēram, Ca 2+ un Mg katjoni. 2+ .
Tas izskaidro arī to, kāpēc BaO ir visstabilākais no sārmzemju oksīdiem: Ba 2+ un O 2 joni ievērojami atšķiras pēc lieluma, destabilizējot to kristālus.
Jo tas ir nestabilāks, jo mazāka ir BaO 2 sadalīšanās tendence, veidojot BaO; Atšķirībā no peroksīdiem SrO 2 , CaO 2 un MgO 2 , kuru oksīdi ir stabilāki.
Hidrāti
BaO 2 var atrast hidrātu veidā, no kuriem BaO 2 ∙ 8H 2 O ir visstabilākais no visiem; un faktiski tas tiek pārdots bezūdens bārija peroksīda vietā. Lai iegūtu bezūdens, BaO 2 ∙ 8H 2 O jāizžāvē 350 ° C temperatūrā , lai attīrītu ūdeni.
Tā kristāliskā struktūra ir arī tetragonāla, bet ar astoņām H 2 O molekulām mijiedarbojas ar O 2 2- caur ūdeņraža saitēm un ar Ba 2+ caur dipola-jonu mijiedarbību.
Citi hidrāti, par kuru struktūru šajā sakarā nav daudz informācijas, ir: BaO 2 ∙ 10H 2 O, BaO 2 ∙ 7H 2 O un BaO 2 ∙ H 2 O.
Sagatavošana vai sintēze
Bārija peroksīda tiešā sagatavošana sastāv no tā oksīda oksidēšanas. To var izmantot no minerālā barīta vai no bārija nitrāta sāls Ba (NO 3 ) 2 ; abus silda atmosfērā, kas bagātināta ar gaisu vai skābekli.
Cita metode ir Ba (NO 3 ) 2 reaģēšana ar nātrija peroksīdu aukstā ūdens vidē :
Ba (NO 3 ) 2 + Na 2 O 2 + xH 2 O => BaO 2 ∙ xH 2 O + 2NaNO 3
Pēc tam BaO 2 * xH 2 O hidrātu karsē, filtrē un žāvē, izmantojot vakuumu.
Īpašības
Ārējais izskats
Tā ir balta cieta viela, kas var kļūt pelēcīga, ja tajā ir piemaisījumi (vai nu BaO, Ba (OH) 2 , vai citas ķīmiskas vielas). Ja tas tiek uzkarsēts līdz ļoti augstai temperatūrai, tas izdalīs zaļganas liesmas Ba 2+ katjonu elektronisko pāreju dēļ .
Molekulārā masa
169,33 g / mol.
Blīvums
5,68 g / ml.
Kušanas punkts
450 ° C.
Vārīšanās punkts
800 ° C. Šī vērtība atbilst tam, kas sagaidāms no jonu savienojuma; un vēl jo vairāk - stabilākais sārmzemju peroksīds. Tomēr BaO 2 faktiski nevārās , bet tā termiskās sadalīšanās rezultātā izdalās gāzveida skābeklis.
Šķīdība ūdenī
Nešķīst. Tomēr tas var lēnām hidrolizēties, iegūstot ūdeņraža peroksīdu, H 2 O 2 ; un turklāt tā šķīdība ūdens vidē palielinās, ja tam pievieno atšķaidītu skābi.
Termiskā sadalīšanās
Šis ķīmiskais vienādojums parāda termiskās sadalīšanās reakciju, kurā notiek BaO 2 :
2BaO 2 <=> 2BaO + O 2
Reakcija ir vienvirziena, ja temperatūra ir virs 800 ° C. Ja spiediens tiek nekavējoties palielināts un temperatūra pazeminās, viss BaO tiks pārveidots atpakaļ BaO 2 .
Nomenklatūra
Vēl viens veids, kā nosaukt BaO 2, ir bārija peroksīds saskaņā ar tradicionālo nomenklatūru; jo bārija savienojumos var būt tikai valence +2.
Nepareizi, sistemātiskā nomenklatūra tiek izmantota, lai apzīmētu to kā bārija dioksīdu (binoksīdu), uzskatot to par oksīdu, nevis par peroksīdu.
Lietojumprogrammas
Skābekļa ražotājs
Izmantojot minerālbarītu (BaO), to karsē ar gaisa straumēm, lai novērstu skābekļa saturu, aptuveni 700 ° C temperatūrā.
Ja iegūto peroksīdu viegli karsē vakuumā, skābeklis tiek reģenerēts ātrāk, un barītu var izmantot atkārtoti uz nenoteiktu laiku, lai uzglabātu un ražotu skābekli.
Šo procesu komerciāli izstrādāja LD Brins, kas tagad ir novecojis.
Ūdeņraža peroksīda ražotājs
Bārija peroksīds reaģē ar sērskābi, veidojot ūdeņraža peroksīdu:
BaO 2 + H 2 SO 4 => H 2 O 2 + BaSO 4
Tāpēc tas ir H 2 O 2 avots , ar kuru galvenokārt manipulē ar savu hidrātu BaO 2 ∙ 8H 2 O.
Saskaņā ar šiem diviem lietojumiem BaO 2 ļauj attīstīt O 2 un H 2 O 2 , gan oksidētājus, gan organiskajā sintēzē, gan balināšanas procesos tekstilizstrādājumu un krāsu rūpniecībā. Tas ir arī labs dezinficējošs līdzeklis.
Turklāt no BaO 2 var sintezēt arī citus peroksīdus, piemēram, nātriju, Na 2 O 2 un citus bārija sāļus.
Atsauces
- SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Bārija peroksīda kristāla struktūra. Izolācijas pētījumu laboratorija, Masačūsetsas Tehnoloģiju institūts, Kembridža, Masačūsetsa, ASV
- Wikipedia. (2018). Bārija peroksīds. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
- Atomija. (2012). Bārija peroksīds. Atgūts no: barium.atomistry.com
- Khokhar et al. (2011). Bārija peroksīda laboratorijas mēroga sagatavošanas un procesa izpēte. Atgūts no: academia.edu
- PubChem. (2019. gads). Bārija peroksīds. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- PrebChem. (2016). Bārija peroksīda sagatavošana. Atgūts no: prepchem.com