Struktura, vlastnosti, názvosloví a použití barium peroxidu (BaO2)

peroxidu barnatého je iontová a anorganická sloučenina, jejíž chemický vzorec je BaO₂. Jako iontová sloučenina se skládá z iontů Ba²⁺ a O₂^2-; latter je co je znáno jak peroxidový anion, a protože to BaO₂ získává své jméno. To je případ BaO₂ Je to anorganický peroxid.

Náplně jeho iontů ukazují, jak je tato sloučenina tvořena z prvků. Kov barya ze skupiny 2 poskytuje molekulu kyslíku dva elektrony, OR₂, jejichž atomy je nepoužívají k redukci na oxidové anionty, OR^2-, ale zůstat sjednocený jednoduchým odkazem, [O-O]^2-.

Peroxid barnatý je granulovaná pevná látka při pokojové teplotě, bílá s mírně šedivými tóny (horní obrázek). Stejně jako téměř všechny peroxidy je třeba s ním zacházet opatrně a opatrně, protože může urychlit oxidaci určitých látek.

Ze všech peroxidů tvořených kovy skupiny 2 (pan Becambara), BaO₂ je termodynamicky nejstabilnější z hlediska tepelného rozkladu. Při zahřívání uvolňuje kyslík a produkuje oxid barnatý BaO. BaO může reagovat s kyslíkem z prostředí při vysokých tlacích, aby znovu vytvořil BaO₂.

Index

• 1 Struktura
  • 1.1 Energie krystalové mřížky
  • 1.2 Hydráty
• 2 Příprava nebo syntéza
• 3 Vlastnosti
  • 3.1 Fyzický vzhled
  • 3.2 Molekulová hmotnost
  • 3.3 Hustota
  • 3.4 Bod tání
  • 3.5 Bod varu
  • 3.6 Rozpustnost ve vodě
  • 3.7 Tepelný rozklad
• 4 Nomenklatura
• 5 Použití
  • 5.1 Výrobce kyslíku
  • 5.2 Výrobce peroxidu vodíku
• 6 Odkazy

Struktura

Na horním obrázku je zobrazena tetragonální jednotka buněk peroxidu barya. Ba kationty lze vidět uvnitř²⁺ (bílé kuličky) a anionty O₂^2- (červené koule). Všimněte si, že červené koule jsou spojeny jednoduchou vazbou, takže představují lineární geometrii [O-O]^2-.

Z této buňky mohou být vytvořeny krystaly BaO₂. Pokud je pozorován, anion O₂^2- je vidět, že je obklopen šesti Ba²⁺, získání oktaedron, jehož vrcholy jsou bílé.

Na druhé straně, ještě více evidentní, každá Ba²⁺ je obklopen deseti O₂^2- (bílá středová koule). Všechny krystaly se skládají z tohoto stálého řádu v krátkém a dlouhém dosahu.

Energie krystalové mřížky

Pokud jsou navíc pozorovány červené bílé kuličky, je třeba poznamenat, že se příliš neliší v jejich velikostech nebo iontových poloměrech. Je to proto, že kationt Ba²⁺ Je velmi objemný a jeho interakce s aniontem O₂^2- lépe stabilizovat retikulární energii krystalu ve srovnání s tím, jak by to byly například kationty Ca²⁺ a Mg²⁺.

To také vysvětluje, proč je BaO nejstabilnější oxidy alkalických zemin: ionty Ba²⁺ a O^2- Jejich velikost se značně liší a destabilizuje jejich krystaly.

Vzhledem k nestabilitě je trend BaO menší₂ rozložit za vzniku BaO; na rozdíl od peroxidů SrO₂, CaO₂ a MgO₂, jejichž oxidy jsou stabilnější.

Hydráty

BaO₂ lze nalézt ve formě hydrátů, z nichž BaO₂∙ 8H₂Nebo je nejstabilnější ze všech; a ve skutečnosti, toto je ten to je prodáván, místo bezvodého peroxidu barya. Pro získání bezvodého musí být BaO sušen při 350 ° C₂∙ 8H₂Nebo za účelem odstranění vody.

Jeho krystalická struktura je také tetragonální, ale s osmi molekulami H₂Nebo interakce s O₂^2- prostřednictvím vodíkových vazeb a Ba²⁺ prostřednictvím interakcí dipól-ion.

Ostatní hydráty, jejichž struktury o tom nejsou moc, jsou: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O a BaO₂∙ H₂O.

Příprava nebo syntéza

Přímá příprava peroxidu barnatého spočívá v oxidaci jeho oxidu. To může být použito z minerálního barytu, nebo z barytu dusičnanu sodného Ba (NO₃)₂; obě se zahřívají v atmosféře vzduchu nebo obohacené kyslíkem.

Další metodou je reakce Ba (NO) ve studeném vodném médiu₃)₂ s peroxidem sodíku:

Ba (NO₃)₂ + Na₂O₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Poté se přidá hydrát BaO₂∙ xH₂Nebo je vystaven ohřevu, filtruje se a končí sušením ve vakuu.

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Jedná se o bílou pevnou látku, která se může zbarvit do šedě, pokud představuje nečistoty (buď BaO, Ba (OH)₂, nebo jiné chemické druhy). Pokud se zahřeje na velmi vysokou teplotu, bude vydávat nazelenalé plameny kvůli elektronickým přechodům iontů Ba.²⁺.

Molekulová hmotnost

169,33 g / mol.

Hustota

5,68 g / ml.

Teplota tání

450 ° C.

Bod varu

800 ° C. Tato hodnota souhlasí s tím, co by se mělo od iontové sloučeniny očekávat; a ještě více stabilnějšího peroxidu alkalických zemin. BaO však ve skutečnosti nevaří₂, v důsledku jeho tepelného rozkladu se uvolňuje plynný kyslík.

Rozpustnost ve vodě

Nerozpustný Nicméně, to může pomalu podstoupit hydrolýzu produkovat peroxid vodíku, H₂O₂; a jeho rozpustnost ve vodném médiu se zvyšuje, pokud se přidá zředěná kyselina.

Tepelný rozklad

Následující chemická rovnice ukazuje reakci tepelného rozkladu způsobeného BaO₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reakce je jednosměrná pouze při teplotě nad 800 ° C. Pokud se tlak okamžitě zvýší a teplota se sníží, celý BaO se přemění zpět na BaO₂.

Nomenklatura

Další způsob, jak pojmenovat BaO₂ je to peroxid barya podle tradiční nomenklatury; protože barium může mít ve svých sloučeninách pouze valenci +2.

Nesprávně, systematické názvosloví je používáno odkazovat se na to jako oxid barnatý (binoxide), zvažovat to oxid a ne peroxid \ t.

Použití

Výrobce kyslíku

Při použití minerálního barytu (BaO) se zahřívá s průvanem, aby se odstranil obsah kyslíku při teplotě kolem 700 ° C.

Pokud je výsledný peroxid vystaven slabému zahřívání ve vakuu, kyslík se rychleji regeneruje a barit se může opakovaně používat k uskladnění a výrobě kyslíku..

Tento proces byl komerčně navržen L. D. Brinem, dnes zastaralý.

Výrobce peroxidu vodíku

Peroxid barnatý reaguje s kyselinou sírovou za vzniku peroxidu vodíku:

BaO₂ + H₂SO₄ => H₂O₂ + BaSO₄

Je tedy zdrojem H₂O₂, manipulovali především s jeho hydrátem BaO₂∙ 8H₂O.

Podle těchto dvou zmíněných použití, BaO₂ umožňuje vývoj O₂ a H₂O₂, jak oxidační činidla, organická syntéza, tak bělicí procesy v textilním a barvivovém průmyslu. Je to také dobrý dezinfekční prostředek.

Navíc, od BaO₂ Lze syntetizovat další peroxidy, jako je sodík, Na₂O₂, a další barnaté soli.

Odkazy

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). Krystalová struktura peroxidu barya. Laboratoř pro výzkum izolace, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, USA..
2. Wikipedia. (2018). Peroxid barnatý. Zdroj: en.wikipedia.org
3. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chemie (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
4. Atomistry (2012). Peroxid barnatý. Zdroj: barium.atomistry.com
5. Khokhar a kol. (2011). Studium přípravy laboratorního měřítka a vývoj procesu peroxidu barnatého. Zdroj: academia.edu
6. PubChem. (2019). Peroxid barnatý. Zdroj: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Příprava peroxidu barnatého. Zdroj: prepchem.com