- Structuur
- Kristalrooster-energie
- Hydrateert
- Bereiding of synthese
- Eigendommen
- Fysiek uiterlijk
- Moleculaire massa
- Dichtheid
- Smeltpunt
- Kookpunt
- Oplosbaarheid in water
- Thermische ontleding
- Nomenclatuur
- Toepassingen
- Zuurstofproducent
- Producent van waterstofperoxide
- Referenties
Het bariumperoxide is een ionische en anorganische verbinding waarvan de chemische formule BaO 2 is . Omdat het een ionische verbinding is, bestaat het uit Ba 2+ en O 2 2- ionen ; Dit laatste is wat bekend staat als het peroxide-anion, en daarom krijgt BaO 2 zijn naam. Aldus BaO 2 een anorganisch peroxide.
De ladingen van zijn ionen laten zien hoe deze verbinding uit de elementen wordt gevormd. Het bariummetaal, van groep 2, geeft twee elektronen aan het zuurstofmolecuul, O 2 , waarvan de atomen ze niet gebruiken om zichzelf te reduceren tot de oxide-anionen, O 2 , maar om verenigd te blijven door een eenvoudige binding, 2- .
BaO2 vast. Bron: Ondřej Mangl, van Wikimedia Commons
Bariumperoxide is een korrelige vaste stof bij kamertemperatuur, wit van kleur met lichte grijsachtige tinten (bovenste afbeelding). Zoals bijna alle peroxiden, moet het met zorg worden gehanteerd en opgeslagen, omdat het de oxidatie van bepaalde stoffen kan versnellen.
Van alle peroxiden gevormd door de metalen van groep 2 (Mr. Becambara), is BaO 2 thermodynamisch het meest stabiel tegen zijn thermische ontleding. Bij verhitting komt zuurstof vrij en wordt bariumoxide, BaO, geproduceerd. BaO kan onder hoge druk reageren met zuurstof in de omgeving om weer BaO 2 te vormen .
Structuur
Kristalstructuur van BaO2. Bron: Orci, via Wikimedia Commons
De bovenste afbeelding toont de tetragonale eenheidscel van bariumperoxide. Binnenin zie je de Ba 2+ kationen (witte bollen) en de O 2 2- anionen (rode bollen). Merk op dat de rode bollen zijn verbonden door een enkele binding, dus vertegenwoordigen ze lineaire geometrie 2- .
Vanuit deze eenheidscel kunnen BaO 2- kristallen worden opgebouwd . Als het wordt waargenomen, het anion O 2 2, wordt gezien dat het wordt omgeven door zes Ba 2+ , waardoor een octaëder wordt verkregen waarvan de hoekpunten wit zijn.
Aan de andere kant, nog duidelijker, is elke Ba 2+ omgeven door tien O 2 2- (witte bol in het midden). Alle kristallen bestaan uit deze constante korte en lange afstandsorde.
Kristalrooster-energie
Als ook de rood-witte bollen worden waargenomen, zal worden opgemerkt dat ze niet te veel verschillen in hun grootte of ionenstralen. Dit komt omdat het Ba 2+ -kation erg omvangrijk is en de interacties met het O 2 2- anion de rooster-energie van het kristal in een betere mate stabiliseren dan bijvoorbeeld Ca 2+ en Mg- kationen. 2+ .
Dit verklaart ook waarom BaO het meest onstabiele van de aardalkalimetaaloxiden is: de Ba 2+ en O 2 -ionen verschillen aanzienlijk in grootte, waardoor hun kristallen destabiliseren.
Omdat het instabieler is, hoe kleiner de neiging van BaO 2 om te ontbinden tot BaO; In tegenstelling tot de peroxiden SrO 2 , CaO 2 en MgO 2 , waarvan de oxiden stabieler zijn.
Hydrateert
BaO 2 komt voor in de vorm van hydraten, waarvan BaO 2 ∙ 8H 2 O de meest stabiele van allemaal is; en in feite is dit degene die op de markt wordt gebracht, in plaats van het watervrije bariumperoxide. Om de watervrije te verkrijgen, moet de BaO 2 ∙ 8H 2 O worden gedroogd bij 350 ° C om het water te verwijderen.
De kristallijne structuur is ook tetragonaal, maar met acht H 2 O- moleculen die een interactie aangaan met O 2 2- tot waterstofbindingen en met Ba 2+ via dipool-ion-interacties.
Andere hydraten, waarvan de structuur hierover niet veel is, zijn: BaO 2 ∙ 10H 2 O, BaO 2 ∙ 7H 2 O en BaO 2 ∙ H 2 O.
Bereiding of synthese
De directe bereiding van bariumperoxide bestaat uit de oxidatie van zijn oxide. Dit kan worden gebruikt uit het mineraal bariet, of uit het bariumnitraatzout, Ba (NO 3 ) 2 ; beide worden verwarmd in een met lucht of zuurstof verrijkte atmosfeer.
Een andere methode bestaat uit het laten reageren van Ba (NO 3 ) 2 met natriumperoxide in een koud waterig medium :
Ba (NO 3 ) 2 + Na 2 O 2 + xH 2 O => BaO 2 ∙ xH 2 O + 2NaNO 3
Vervolgens wordt het BaO 2 * xH 2 O- hydraat verwarmd, gefilterd en onder vacuüm gedroogd.
Eigendommen
Fysiek uiterlijk
Het is een witte vaste stof die grijsachtig kan worden als deze onzuiverheden bevat (ofwel BaO, Ba (OH) 2 of andere chemische soorten). Als het tot een zeer hoge temperatuur wordt verhit, geeft het groenachtige vlammen af door de elektronische overgangen van de Ba 2+ kationen .
Moleculaire massa
169,33 g / mol.
Dichtheid
5,68 g / ml.
Smeltpunt
450 ° C.
Kookpunt
800 ° C. Deze waarde is consistent met wat verwacht mag worden van een ionische verbinding; en zelfs meer, het meest stabiele aardalkalimetaalperoxide. BaO 2 kookt echter niet echt , maar door de thermische ontleding komt gasvormige zuurstof vrij.
Oplosbaarheid in water
Onoplosbaar. Het kan echter langzaam hydrolyse ondergaan om waterstofperoxide, H 2 O 2 , te produceren ; en verder neemt de oplosbaarheid ervan in waterig medium toe als een verdund zuur wordt toegevoegd.
Thermische ontleding
De volgende chemische vergelijking toont de thermische ontledingsreactie die BaO 2 ondergaat :
2BaO 2 <=> 2BaO + O 2
De reactie is eenrichtingsverkeer als de temperatuur hoger is dan 800 ° C. Als de druk onmiddellijk wordt verhoogd en de temperatuur daalt, wordt al het BaO weer omgezet in BaO 2 .
Nomenclatuur
Een andere manier om BaO 2 te noemen is bariumperoxide, volgens de traditionele nomenclatuur; aangezien barium alleen de valentie +2 kan hebben in zijn verbindingen.
Ten onrechte wordt de systematische nomenclatuur gebruikt om ernaar te verwijzen als bariumdioxide (binoxide), aangezien het een oxide is en geen peroxide.
Toepassingen
Zuurstofproducent
Met behulp van het mineraal bariet (BaO) wordt het verwarmd met luchtstromen om het zuurstofgehalte te elimineren, bij een temperatuur van ongeveer 700 ° C.
Als het resulterende peroxide voorzichtig onder vacuüm wordt verwarmd, wordt de zuurstof sneller geregenereerd en kan het bariet voor onbepaalde tijd worden hergebruikt om zuurstof op te slaan en te produceren.
Dit proces is commercieel bedacht door LD Brin, nu achterhaald.
Producent van waterstofperoxide
Bariumperoxide reageert met zwavelzuur om waterstofperoxide te produceren:
BaO 2 + H 2 SO 4 => H 2 O 2 + BaSO 4
Het is daarom een bron van H 2 O 2 , vooral gemanipuleerd met zijn hydraat BaO 2 ∙ 8H 2 O.
Volgens deze twee toepassingen maakt BaO 2 de ontwikkeling mogelijk van O 2 en H 2 O 2 , beide oxidatiemiddelen, bij organische synthese en bij bleekprocessen in de textiel- en kleurstofindustrie. Het is ook een goed ontsmettingsmiddel.
Bovendien kunnen uit BaO 2 andere peroxiden worden gesynthetiseerd, zoals natrium, Na 2 O 2 en andere bariumzouten.
Referenties
- SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). De kristalstructuur van bariumperoxide. Laboratorium voor isolatieonderzoek, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, VS.
- Wikipedia. (2018). Bariumperoxide. Hersteld van: en.wikipedia.org
- Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
- Atomistry. (2012). Bariumperoxide. Hersteld van: barium.atomistry.com
- Khokhar et al. (2011). Studie van de voorbereiding en ontwikkeling van een proces voor bariumperoxide op laboratoriumschaal. Hersteld van: academia.edu
- PubChem. (2019). Bariumperoxide. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- PrebChem. (2016). Bereiding van bariumperoxide. Hersteld van: prepchem.com