PEROXID BARNATÝ (BAO2): STRUKTURA, VLASTNOSTI A POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Peroxid barnatý je iontová a anorganické sloučeniny, jehož chemický vzorec je BaO ₂. Jako iontová sloučenina se skládá z Ba ²⁺ a O ₂ ^2- ionty; Posledně jmenované je to, co se nazývá peroxidový anion, a proto BaO ₂ získává své jméno. Tak, BaO ₂ je anorganický peroxid.

Náboje jeho iontů ukazují, jak je tato složka tvořena z prvků. Kov barya, skupiny 2, dává dva atomy kyslíku kyslíku, O ₂, jehož atomy je nepoužívají, aby se redukovaly na oxidové anionty, O ², ale aby zůstaly spojené jednoduchou vazbou, ².

Pevný BaO2. Zdroj: Ondřej Mangl, z Wikimedia Commons

Peroxid barnatý je granulovaná pevná látka při pokojové teplotě, bílá barva s mírně šedavými tóny (horní obrázek). Stejně jako téměř všechny peroxidy musí být s ním zacházeno opatrně a skladováno s ním, protože může urychlit oxidaci určitých látek.

Ze všech peroxidů vytvářených kovy skupiny 2 (Mr. Becambara) je BaO ₂ termodynamicky nejstabilnější proti jeho tepelnému rozkladu. Při zahřátí uvolňuje kyslík a produkuje se oxid barnatý, BaO. BaO může reagovat s kyslíkem v prostředí při vysokých tlacích a znovu vytvářet BaO ₂.

Struktura

Krystalová struktura BaO2. Zdroj: Orci, přes Wikimedia Commons

Horní obrázek ukazuje tetragonální jednotkovou buňku peroxidu barnatého. Uvnitř je vidět kationty Ba ²⁺ (bílé koule) a O ₂ ^2- anionty (červené koule). Všimněte si, že červené koule jsou spojeny jednoduchou vazbou, takže představují lineární geometrii ^2-.

Z této jednotkové buňky mohou být vytvořeny krystaly BaO ₂. Jestliže to je pozorováno, anion O ₂ ^{2- to} je viděno, že to je obklopené šesti Ba2 ⁺, získávat octahedron jehož vrcholy jsou bílé.

Na druhé straně je ještě více zřejmé, že každý Ba2 ⁺ je obklopen deseti O ₂ ^2- (bílá koule ve středu). Všechny krystaly se skládají z tohoto stálého krátkého a dlouhého doletu.

Krystalová mřížková energie

Pokud jsou také pozorovány červené bílé koule, je třeba poznamenat, že se příliš neliší velikostí ani iontovými poloměry. To je proto, že Ba ²⁺ kation je velmi objemný, a jeho interakce s O ₂ ^2- anion stabilizovat mřížky energie krystalu k lepšímu stupni ve srovnání s tím, jak se například Ca ²⁺ a Mg by kationty. ²⁺.

To také vysvětluje, proč je BaO nejstabilnější z oxidů alkalických zemin: ionty Ba ²⁺ a O ² se výrazně liší velikostí a destabilizují své krystaly.

Protože je nestabilnější, tím nižší je tendence BaO ₂ rozkládat se na BaO; Na rozdíl od peroxidů SrO ₂, CaO ₂ a MgO ₂, jejichž oxidy jsou stabilnější.

Hydráty

BaO ₂ lze nalézt ve formě hydrátů, z nichž BaO ₂ ∙ 8 H ₂ O je nejstabilnější ze všech; a ve skutečnosti je to ten, který se prodává, místo bezvodého peroxidu barnatého. Pro získání bezvodé jeden je BaO ₂ ∙ 8H ₂ O musí být sušen při teplotě 350 ° C, aby se odstranila voda.

Jeho krystalická struktura je také čtyřúhelníkový, ale s osmi H ₂ O molekuly interagující s O ₂ ^2- prostřednictvím vodíkových vazeb, a s Ba ²⁺ přes dipól-iontových interakcí.

Jiné hydráty, jejichž struktury v tomto ohledu není mnoho informací, jsou: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O a BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Příprava nebo syntéza

Přímá příprava peroxidu barnatého spočívá v oxidaci jeho oxidu. To lze použít z minerálního barytu nebo z dusičnanové soli barnatého Ba (NO ₃) ₂; oba jsou zahřívány ve vzduchu nebo kyslíkem obohacené atmosféře.

Další metoda spočívá v reakci Ba (NO ₃) ₂ s peroxidem sodným v chladném vodném prostředí:

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

Pak BaO _{2 *} xH ₂ O hydrát se zahřeje, filtruje se a suší se za použití vakua.

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Jde o bílou pevnou látku, která se může stát šedavou, pokud obsahuje nečistoty (buď BaO, Ba (OH) ₂, nebo jiné chemické látky). Pokud se zahřeje na velmi vysokou teplotu, uvolní nazelenalé plameny v důsledku elektronických přechodů kationtů Ba ²⁺.

Molekulová hmotnost

169,33 g / mol.

Hustota

5,68 g / ml.

Bod tání

450 ° C

Bod varu

800 ° C Tato hodnota je v souladu s tím, co by se mělo očekávat od iontové sloučeniny; a ještě více nejstabilnější peroxid alkalické zeminy. BaO ₂ se však nevaří, ale plynný kyslík se uvolňuje v důsledku jeho tepelného rozkladu.

Rozpustnost ve vodě

Nerozpustný. Nicméně, to může pomalu hydrolýze za vzniku peroxidu vodíku, H ₂ O ₂; a kromě toho se jeho rozpustnost ve vodném prostředí zvyšuje, když se přidá zředěná kyselina.

Tepelný rozklad

Následující chemická rovnice ukazuje reakci tepelného rozkladu, kterou BaO ₂ podléhá:

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Reakce je jednosměrná, pokud je teplota nad 800 ° C. Pokud je tlak okamžitě zvýšen a teplota klesne, veškerý BaO bude přeměněn zpět na BaO ₂.

Nomenklatura

Dalším způsobem, jak název BaO ₂ je baryum peroxid, podle tradičního nomenklatury; protože baryum může mít ve svých sloučeninách pouze valenci +2.

Nesprávně se systematická nomenklatura označuje jako oxid barnatý (binoxid), považuje se za oxid a ne za peroxid.

Aplikace

Výrobce kyslíku

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

Pokud se výsledný peroxid mírně zahřeje ve vakuu, kyslík se regeneruje rychleji a baryt může být opakovaně použit pro skladování a produkci kyslíku.

Tento proces komerčně vymyslel LD Brin, nyní zastaralý.

Výrobce peroxidu vodíku

Peroxid barnatý reaguje s kyselinou sírovou za vzniku peroxidu vodíku:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Je proto zdrojem H ₂ O ₂, manipulovaného především s jeho hydrátem BaO ₂ ∙ 8 H ₂ O.

Podle těchto dvou uvedených použití umožňuje BaO ₂ vývoj O ₂ a H ₂ O ₂, jak oxidačních činidel, v organických syntézách, tak i při bělicích procesech v textilním a barvivovém průmyslu. Je také dobrým dezinfekčním prostředkem.

Kromě toho, další peroxidy mohou být syntetizovány z BaO ₂, jako je sodný, Na ₂ O ₂, a další soli barya.

Reference

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