- štruktúra
- Kryštálová energia mriežky
- hydráty
- Príprava alebo syntéza
- vlastnosti
- Fyzický vzhľad
- Molekulová hmotnosť
- Hustota
- Bod topenia
- Bod varu
- Rozpustnosť vo vode
- Tepelný rozklad
- názvoslovie
- aplikácia
- Výrobca kyslíka
- Výrobca peroxidu vodíka
- Referencie
Peroxid bárnatý je iónová a anorganické zlúčeniny, ktorého chemický vzorec je BaO 2 . Ako iónovou zlúčeninu, sa skladá z Ba 2+ a O 2 2- ióny ; Posledne menovaný je tzv. Peroxidový anión, a preto BaO 2 získava svoje meno. Tak, BaO 2 je anorganický peroxid.
Nálože jeho iónov ukazujú, ako sa táto zložka tvorí z prvkov. Kovový bárium, zo skupiny 2, dáva dva elektróny na molekuly kyslíka, O 2 , ktorých atómy nepoužívajú k zníženiu seba k anióny oxidu, ó 2- , ale zostať spojený jednoduchou väzbou, 2- .
Pevná látka Ba02. Zdroj: Ondřej Mangl, z Wikimedia Commons
Peroxid bárnatý je granulovaná pevná látka pri izbovej teplote, biela farba s jemnými sivými odtieňmi (horný obrázok). S takmer všetkými peroxidmi sa musí zaobchádzať opatrne a skladovať, pretože to môže urýchliť oxidáciu určitých látok.
Zo všetkých peroxidov tvorených kovmi skupiny 2 (pán Becambara) je BaO 2 termodynamicky najstabilnejší proti svojmu tepelnému rozkladu. Pri zahrievaní uvoľňuje kyslík a vzniká oxid bárnatý, BaO. BaO môže reagovať s kyslíkom v prostredí, pri vysokých tlakoch, za vzniku BaO 2 znova .
štruktúra
Kryštalická štruktúra Ba02. Zdroj: Orci, prostredníctvom Wikimedia Commons
Horný obrázok ukazuje tetragonálnu jednotkovú bunku peroxidu bárnatého. Vo vnútri sú katióny Ba 2+ (biele gule) a O 2 2- anióny (červené gule). Všimnite si, že červené gule sú spojené jednoduchou väzbou, takže predstavujú lineárnu geometriu 2- .
Z tejto bunke, BaO 2 kryštály môžu byť postavená . Ak je zrejmé, anión O 2 2-, že je vidieť, že je obklopený šiestimi Ba 2+ , získanie osemsten, ktorého vrcholy sú biele.
Na druhej strane, ešte zreteľnejší, každý Ba 2+ je obklopený desať O 2 2- (biela guľa v strede). Všetky kryštály pozostávajú z tohto neustáleho krátkeho a dlhého doletu.
Kryštálová energia mriežky
Ak sú tiež pozorované červené biele gule, je potrebné poznamenať, že sa príliš nelíšia svojou veľkosťou alebo iónovým polomerom. To je preto, že Ba 2+ katión je veľmi objemný, a jeho interakcie s O 2 2- anión stabilizovať mriežky energie kryštálu k lepšiemu stupňu v porovnaní s tým, ako sa napríklad Ca 2+ a Mg katióny by. 2+ .
To tiež vysvetľuje, prečo BaO je najmenej stabilná z oxidov kovov alkalických zemín: Ba 2+ a O 2- ióny sa značne líšia čo do veľkosti a destabilizuje ich kryštály.
Pretože je viac nestabilné, tým nižšia je tendencia BaO 2 rozkladať sa na BaO; Na rozdiel od peroxidy SRo 2 , CaO 2 a MgO 2 , ktorej oxidy sú stabilnejšie.
hydráty
BaO 2 možno nájsť vo forme hydrátov, ktoré BaO 2 ∙ 8H 2 O je najstabilnejší zo všetkých; a v skutočnosti je to ten, ktorý sa predáva namiesto bezvodého peroxidu bárnatého. Pre získanie bezvodej jeden je BaO 2 ∙ 8H 2 O musia byť sušený pri teplote 350 ° C , aby sa odstránila voda.
Jeho kryštalická štruktúra je tiež štvoruholníkový, ale s ôsmimi H 2 O molekuly interagujúce s O 2 2- prostredníctvom vodíkových väzieb, a s Ba 2+ cez dipól-iónových interakcií.
Ďalšie hydráty, ktorých štruktúra nie je v tomto ohľade príliš veľa, sú: BaO 2 ∙ 10H 2 O, BaO 2 ∙ 7H 2 O a BaO 2 ∙ H 2 O.
Príprava alebo syntéza
Priama príprava peroxidu bárnatého spočíva v oxidácii jeho oxidu. Toto môže byť použité z minerálnej barytu, alebo z dusičnanu bárnatého soli, Ba (NO 3 ) 2 ; oboje sa zahrieva vo vzduchu alebo kyslíkom obohatenej atmosfére.
Ďalšia metóda spočíva v reakcii Ba (NO 3 ) 2 s peroxidom sodným v studenom vodnom prostredí :
Ba (NO 3 ) 2 + Na 2 O 2 + xH 2 O => BaO 2 ∙ xH 2 O + 2NaNO 3
Potom BaO 2 * xH 2 O hydrát sa zahreje, filtruje sa a suší sa za použitia vákua.
vlastnosti
Fyzický vzhľad
Je to biela tuhá látka, ktorá sa môže sivastie, ak obsahuje nečistoty (buď BaO, Ba (OH) 2 alebo iné chemické látky). Ak sa zahreje na veľmi vysokú teplotu, uvoľní nazelenalé plamene v dôsledku elektronických prechodov katiónov Ba 2+ .
Molekulová hmotnosť
169,33 g / mol.
Hustota
5,68 g / ml.
Bod topenia
450 ° C
Bod varu
800 ° C Táto hodnota je v súlade s tým, čo by sa malo očakávať od iónovej zlúčeniny; a ešte viac, najstabilnejší peroxid alkalickej zeminy. BaO 2 sa však v skutočnosti nevarí , ale plynný kyslík sa uvoľňuje v dôsledku jeho tepelného rozkladu.
Rozpustnosť vo vode
Nerozpustná. Avšak, to môže pomaly hydrolýze za vzniku peroxidu vodíka, H 2 O 2 ; a okrem toho sa jeho rozpustnosť vo vodnom prostredí zvyšuje, keď sa pridá zriedená kyselina.
Tepelný rozklad
Nasledujúca chemická rovnica ukazuje reakciu tepelného rozkladu, ktorú BaO 2 podlieha :
2BaO 2 <=> 2BaO + O 2
Reakcia je jednosmerná, ak je teplota vyššia ako 800 ° C. Ak sa tlak okamžite zvýši a teplota klesne, všetok BaO sa zmení späť na BaO 2 .
názvoslovie
Ďalším spôsobom, ako názov BaO 2 je bárium peroxid, podľa tradičného nomenklatúry; pretože bárium môže mať vo svojich zlúčeninách iba valenciu +2.
Nesprávne sa používa systematická nomenklatúra, ktorá sa nazýva oxidom barnatým (binoxid), pretože sa považuje za oxid a nie za peroxid.
aplikácia
Výrobca kyslíka
Použitím minerálneho barytu (BaO) sa zahrieva prúdmi vzduchu, aby sa eliminoval obsah kyslíka pri teplote okolo 700 ° C.
Ak sa výsledný peroxid jemne zahrieva vo vákuu, kyslík sa regeneruje rýchlejšie a baryt sa môže opakovane používať na neurčito na uloženie a produkciu kyslíka.
Tento proces bol komerčne navrhnutý spoločnosťou LD Brin, teraz zastaraný.
Výrobca peroxidu vodíka
Peroxid bárnatý reaguje s kyselinou sírovou za vzniku peroxidu vodíka:
BaO 2 + H 2 SO 4 => H 2 O 2 + BaSO 4
Jedná sa teda o zdroj H 2 O 2 , manipulovať predovšetkým s hydrátom BaO 2 ∙ 8H 2 O.
V súlade s týmito dvoma účely, BaO 2 umožňuje vývoj O 2 a H 2 O 2 , oboch oxidačných činidiel, v organickej syntéze a bielenie v textilnom a farbivá priemyslu. Je tiež dobrým dezinfekčným prostriedkom.
Okrem toho, ďalšie peroxidy môžu byť syntetizované z BaO 2 , ako je sodný, Na 2 O 2 , a ďalšie soli bária.
Referencie
- SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Kryštalická štruktúra peroxidu bárnatého. Laboratórium pre výskum izolácie, Massachusettsov technologický inštitút, Cambridge, Massachusetts, USA
- Wikipedia. (2018). Peroxid bárnatý. Obnovené z: en.wikipedia.org
- Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
- Atomistry. (2012). Peroxid bárnatý. Obnovené z: barium.atomistry.com
- Khokhar a kol. (2011). Štúdium prípravy laboratórneho meradla a vývoj procesu pre peroxid bárnatý. Získané z: academia.edu
- PubChem. (2019). Peroxid bárnatý. Získané z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- PrebChem. (2016). Príprava peroxidu bárnatého. Získané z: prepchem.com