BARIUMPEROXID (BAO2): STRUKTUR, EGENSKAPER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2025

Den bariumperoxid är en jonisk och oorganisk förening vars kemiska formel är BaO ₂ . Vara en jonisk förening, består av Ba ²⁺ och O ₂ ^2- joner ; Det senare är det som kallas peroxidanjonen, och på grund av det får BaO ₂ sitt namn. Sålunda, BaO ₂ är en oorganisk peroxid.

Laddningarna av dess joner avslöjar hur denna förening bildas av elementen. Bariummetallen, i grupp 2, ger två elektroner till syre-molekylen, O ₂ , vars atomer inte använder dem för att reducera sig till oxidanjoner, O ^2- , men för att förbli enade med en enkel bindning, ^2- .

BaO2 fast. Källa: Ondřej Mangl, från Wikimedia Commons

Bariumperoxid är ett granulärt fast ämne vid rumstemperatur, vit i färg med lätt gråtoner (övre bild). Liksom nästan alla peroxider måste det hanteras och förvaras med försiktighet, eftersom det kan påskynda oxidationen av vissa ämnen.

Av alla peroxider som bildas av metallerna i grupp 2 (Mr. Becambara) är BaO ₂ termodynamiskt den mest stabila mot dess termiska sönderdelning. Vid uppvärmning frigörs syre och bariumoxid, BaO, produceras. BaO kan reagera med syre i miljön, vid högt tryck, för att bilda BaO ₂ igen .

Strukturera

Kristallstruktur av BaO2. Källa: Orci, via Wikimedia Commons

Den övre bilden visar den tetragonala enhetscellen av bariumperoxid. Inuti den kan du se Ba 2 ⁺ -katjonerna (vita sfärer) och O ₂ ^2- anjonerna (röda sfärer). Lägg märke till att de röda sfärerna förenas av en enda bindning, så de representerar linjär geometri ^2- .

Från denna enhetscell kan BaO _2- kristaller byggas . Om det observeras, anjonen O ₂ ^{2- det} framgår att den är omgiven av sex Ba ²⁺ , erhålla en oktaeder vars hörn är vita.

Å andra sidan, ännu tydligare, är varje Ba ²⁺ omgiven av tio O ₂ ^2- (vit sfär i mitten). All kristall består av denna konstant korta och långa räckvidd.

Kristallgitter energi

Om de röda vita sfärerna också observeras, noteras att de inte skiljer sig för mycket i sina storlekar eller joniska radier. Detta beror på att Ba ²⁺ katjon är mycket skrymmande, och dess interaktioner med O ₂ ^2- anjon stabilisera gitterenergi av kristallen till en bättre grad jämfört med hur, till exempel, Ca ^{2 +} och Mg- katjoner skulle. ²⁺ .

Detta förklarar också varför BaO är den mest instabila av de jordalkaliska oxiderna: Ba ²⁺ och O ^2- jonerna skiljer sig avsevärt i storlek och destabiliserar deras kristaller.

Eftersom det är mer instabilt, desto lägre är tendensen för BaO ₂ att sönderdelas för att bilda BaO; Till skillnad från peroxiderna SrO ₂ , CaO ₂ och MgO ₂ , vars oxider är mer stabila.

hydrater

BaO ₂ kan återfinnas i form av hydrater, av vilka BaO ₂ ∙ 8H ₂ O är den mest stabila av alla; och i själva verket är detta den som marknadsförs i stället för vattenfri bariumperoxid. För att erhålla det vattenfria en, BaO ₂ ∙ 8H ₂ O måste torkas vid 350 ° C , för att eliminera vattnet.

Dess kristallina struktur är också tetragonal, men med åtta H ₂ O molekyler som interagerar med O ₂ ^2- via vätebindningar, och med Ba ²⁺ genom dipol-jon-interaktioner.

Andra hydrater, vars strukturer det inte finns mycket information i detta avseende, är: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O och BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Beredning eller syntes

Den direkta beredningen av bariumperoxid består av oxidationen av dess oxid. Detta kan användas från mineralbariten eller från bariumnitratsaltet Ba (NO ₃ ) ₂ ; båda värms upp i en luft- eller syreanrikad atmosfär.

En annan metod består av att reagera Ba (NO ₃ ) ₂ med natriumperoxid i ett kallt vattenhaltigt medium :

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

Sedan BaO _{2 *} xH ₂ O hydrat upphettas, filtreras och torkas med användning av vakuum.

Egenskaper

Fysiskt utseende

Det är ett vitt fast ämne som kan bli gråaktigt om det innehåller föroreningar (antingen BaO, Ba (OH) ₂ eller andra kemiska arter). Om den värms upp till en mycket hög temperatur, avger den grönaktiga lågor på grund av de elektroniska övergångarna från Ba 2 ⁺ -katjonerna .

Molekylär massa

169,33 g / mol.

Densitet

5,68 g / ml.

Smältpunkt

450 ° C

Kokpunkt

800 ° C Detta värde överensstämmer med vad som bör förväntas av en jonisk förening; och ännu mer, den mest stabila alkaliska jordperoxiden. Men kokar BaO ₂ faktiskt inte , men gasformigt syre frigörs till följd av dess termiska sönderdelning.

Vattenlöslighet

Olöslig. Emellertid kan den långsamt undergå hydrolys för att producera väteperoxid, H ₂ O ₂ ; och dessutom ökar dess löslighet i vattenhaltigt medium om en utspädd syra tillsätts.

Termisk sönderdelning

Följande kemiska ekvation visar den termiska sönderdelningsreaktionen som BaO ₂ genomgår :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Reaktionen är enkelriktad om temperaturen är över 800 ° C. Om trycket omedelbart höjs och temperaturen sjunker omvandlas all BaO tillbaka till BaO ₂ .

Nomenklatur

Ett annat sätt att namnge BaO ₂ är bariumperoxid, enligt den traditionella nomenklaturen; eftersom barium endast kan ha valensen +2 i sina föreningar.

Felaktigt används den systematiska nomenklaturen för att referera till den som bariumdioxid (binoxid), med tanke på att det är en oxid och inte en peroxid.

tillämpningar

Syreproducent

Med mineralbariten (BaO) värms den upp med luftströmmar för att eliminera dess syreinnehåll, vid en temperatur av cirka 700 ° C.

Om den resulterande peroxiden försiktigt upphettas under vakuum, regenereras syret snabbare och bariten kan återanvändas på obestämd tid för att lagra och producera syre.

Denna process utvecklades kommersiellt av LD Brin, nu föråldrad.

Väteperoxidproducent

Bariumperoxid reagerar med svavelsyra för att producera väteperoxid:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BASO ₄

Det är därför en källa för H ₂ O ₂ , behandlat framför allt med dess hydrat BaO ₂ ∙ 8H ₂ O.

Enligt dessa två användningsområden, BaO ₂ tillåter utvecklingen av O ₂ och H ₂ O ₂ , båda oxidationsmedel, vid organisk syntes och vid blekning processer inom textil- och färgämnesindustrin. Det är också ett bra desinficeringsmedel.

Dessutom kan andra peroxider syntetiseras från BaO ₂ , såsom natrium, Na ₂ O ₂ , och andra bariumsalter.

referenser

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kristallstrukturen av bariumperoxid. Laboratory for Insulation Research, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA
2. Wikipedia. (2018). Bariumperoxid. Återställd från: en.wikipedia.org
3. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi. (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Bariumperoxid. Återställd från: barium.atomistry.com
5. Khokhar et al. (2011). Studie av beredning av laboratorieskala och utveckling av en process för bariumperoxid. Återställd från: akademia.edu
6. PubChem. (2019). Bariumperoxid. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Beredning av bariumperoxid. Återställs från: prepchem.com