ПЕРЕКИС БАРІЮ (BAO2): СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ ТА ВИКОРИСТАННЯ - ХІМІЯ - 2025

Пероксид барію являє собою іонну і неорганічне з'єднання , хімічна формула якого ВаО ₂ . Будучи іонною сполукою, вона складається з іонів Ba ²⁺ та O ₂ ^2- ; Останнє - це те, що відомо як аніон пероксиду, і завдяки цьому BaO ₂ набуває свою назву. Таким чином, BaO ₂ - це неорганічна перекис.

Заряди його іонів виявляють, як ця сполука утворюється з елементів. Метал барію, група 2, дає молекулі кисню O ₂ два електрони , атоми яких не використовують їх для відновлення до оксидних аніонів O ^2- , а залишаються об'єднаними простим зв’язком ^2- .

BaO2 твердий. Джерело: Ondřej Mangl, з Wikimedia Commons

Перекис барію - це зернисте тверда речовина при кімнатній температурі, білого кольору з легкими сіруватими тонами (верхнє зображення). Як і майже з усіма пероксидами, з ним слід обережно поводитися і зберігати, оскільки він може прискорити окислення певних речовин.

З усіх пероксидів, утворених металами 2 групи (Містер Бекамбара), BaO ₂ є термодинамічно найбільш стійким проти термічного розкладання. При нагріванні він виділяє кисень та оксид барію, BaO. BaO може реагувати з киснем у навколишньому середовищі, під високим тиском, знову утворювати BaO ₂ .

Будова

Кристалічна структура BaO2. Джерело: Orci, через Wikimedia Commons

На верхньому зображенні зображена тетрагональна одинична клітина перекису барію. Всередині нього можна побачити катіони Ba ²⁺ (білі сфери) та аніони O ₂ ^2- (червоні сфери). Зауважте, що червоні сфери з'єднані єдиним зв’язком, тому вони представляють лінійну геометрію ^2- .

З цієї одиничної комірки можуть бути побудовані кристали BaO ₂ . Якщо його спостерігають, аніон O ₂ ^2- видно, що він оточений шістьма Ba ²⁺ , отримуючи октаедр, вершини якого білі.

З іншого боку, ще очевидніше, що кожен Ba ²⁺ оточений десятьма O ₂ ^2- (біла сфера в центрі). Весь кристал складається з цього постійного порядку короткого і довгого діапазону.

Енергія кристалічної решітки

Якщо також спостерігаються кулі червоного білого кольору, то слід зазначити, що вони не сильно відрізняються за розмірами або іонними радіусами. Це тому, що катіон Ba ²⁺ дуже об'ємний, і його взаємодія з аніоном O ₂ ^2- стабілізує енергію решітки кристала в більшій мірі порівняно з тим, як, наприклад, катіони Ca ²⁺ і Mg . ²⁺ .

Це також пояснює, чому BaO є найбільш нестійким з лужноземельних оксидів: іони Ba ²⁺ та O ^2- значно відрізняються за розміром, дестабілізуючи свої кристали.

Чим вона нестабільніша, тим нижча тенденція розкладання BaO ₂ до утворення BaO; На відміну від пероксидів SrO ₂ , СаО ₂ і MgO ₂ , оксиди яких більш стійкі.

Гідрати

BaO ₂ можна знайти у вигляді гідратів, з яких BaO ₂ ∙ 8H ₂ O є найбільш стійким з усіх; і насправді це продається замість безводного перекису барію. Для отримання безводного BaO ₂ ∙ 8H ₂ O необхідно висушити при температурі 350 ° C , щоб вивести воду.

Його кристалічна структура також є тетрагональною, але з вісьмома молекулами H ₂ O , що взаємодіють з O ₂ ^2- через водневі зв’язки, і з Ba ^{2+ за} допомогою дипольно-іонних взаємодій.

Іншими гідратами, про структури яких в цьому плані мало інформації, є: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O і BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Приготування або синтез

Безпосереднє приготування перекису барію складається з окислення його оксиду. Це можна використовувати з мінералу бариту або з солі нітрату барію, Ba (NO ₃ ) ₂ ; обидва нагріваються в атмосфері, збагаченій повітрям або киснем.

Інший спосіб полягає у взаємодії Ba (NO ₃ ) ₂ з перекисом натрію в холодному водному середовищі :

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

Потім гідрат BaO _{2 *} xH ₂ O нагрівають, фільтрують і сушать за допомогою вакууму.

Властивості

Зовнішність

Це біла тверда речовина, яка може стати сивою, якщо в ній домішки (або BaO, Ba (OH) ₂ , або інші хімічні види). Якщо його нагріти до дуже високої температури, він видаватиме зеленуватий вогонь, завдяки електронним переходам катіонів Ba ²⁺ .

Молекулярна маса

169,33 г / моль.

Щільність

5,68 г / мл

Точка плавлення

450 ° С.

Точка кипіння

800 ° С. Це значення відповідає тому, що слід очікувати від іонної сполуки; і навіть більше, найстійкіший лужноземельний перекис. Однак BaO ₂ насправді не кипить , але в результаті його термічного розпаду виділяється газоподібний кисень.

Розчинність у воді

Нерозчинний. Однак він може повільно піддаватися гідролізу з утворенням перекису водню, H ₂ O ₂ ; і, крім того, його розчинність у водному середовищі збільшується, якщо додається розведена кислота.

Термічне розкладання

Наступне хімічне рівняння показує реакцію термічного розкладання, яку зазнає BaO ₂ :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Реакція одностороння, якщо температура вище 800 ° C. Якщо тиск негайно підвищиться і температура знизиться, весь BaO буде перетворений назад в BaO ₂ .

Номенклатура

Інший спосіб назвати BaO ₂ - це перекис барію, згідно з традиційною номенклатурою; оскільки барій може мати лише валентність +2 у своїх сполуках.

Неправильно, систематизована номенклатура використовується для позначення її як діоксид барію (біноксид), вважаючи його оксидом, а не перекисом.

Програми

Виробник кисню

Використовуючи мінерал барит (BaO), він нагрівається струмами повітря для усунення його вмісту кисню при температурі близько 700 ° C.

Якщо отриманий перекис акуратно нагрівається під вакуумом, кисень регенерується швидше і барит може бути використаний на невизначений термін для зберігання та отримання кисню.

Цей процес комерційно розробив Л.Д. Брін, тепер застарілий.

Виробник перекису водню

Перекис барію реагує з сірчаною кислотою з утворенням перекису водню:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Отже, це джерело H ₂ O ₂ , яке маніпулюється насамперед його гідратом BaO ₂ ∙ 8H ₂ O.

Згідно з цими двома згаданими напрямками використання BaO ₂ дозволяє розробляти O ₂ і H ₂ O ₂ , як окислювачі, в органічних синтезах, так і в процесах відбілювання в текстильній і барвній промисловості. Це також хороший дезінфікуючий засіб.

Крім того, з BaO ₂ можуть бути синтезовані інші пероксиди, такі як натрій, Na ₂ O ₂ та інші солі барію.

Список літератури

1. SC Абрахамс, J Kalnajs. (1954). Кристалічна структура перекису барію. Лабораторія досліджень ізоляції, Массачусетський технологічний інститут, Кембридж, Массачусетс, США
2. Вікіпедія. (2018). Перекис барію. Відновлено з: en.wikipedia.org
3. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання). Mc Graw Hill.
4. Атомістика. (2012 р.). Перекис барію. Відновлено з: barium.atomistry.com
5. Хохар та ін. (2011 р.). Вивчення підготовки лабораторної шкали та розробка процесу перекису барію. Відновлено з: academia.edu
6. PubChem. (2019). Перекис барію. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Приготування перекису барію. Відновлено з: prepchem.com