BARYUM PEROKSIT (BAO2): YAPISI, ÖZELLIKLERI VE KULLANIMLARI - KIMYA - 2025

Baryum peroksit , kimyasal formül BaO bir iyonik ve inorganik bileşik ₂ . İyonik bir bileşik olarak Ba ²⁺ ve O ₂ ^2- iyonlarından oluşur ; İkincisi, peroksit anyonu olarak bilinen şeydir ve bu nedenle BaO ₂ adını alır. Dolayısıyla BaO ₂ , inorganik bir peroksittir.

İyonlarının yükü, bu bileşiğin elementlerden nasıl oluştuğunu ortaya koymaktadır. Grup 2'nin baryum metali oksijen molekülü O _2'ye iki elektron verir ; atomları kendilerini oksit anyonlarına indirgemek için kullanmazlar, O ^2- , ancak basit bir bağ ile birleşmiş halde kalırlar, ^2- .

BaO2 katı. Kaynak: Ondřej Mangl, Wikimedia Commons'tan

Baryum peroksit, oda sıcaklığında, hafif grimsi tonlarda beyaz renkli granüler bir katıdır (üstteki resim). Neredeyse tüm peroksitler gibi, belirli maddelerin oksidasyonunu hızlandırabileceği için dikkatle kullanılmalı ve depolanmalıdır.

Grup 2'nin metalleri (Bay Becambara) tarafından oluşturulan tüm peroksitler arasında BaO ₂ , termal ayrışmasına karşı termodinamik olarak en kararlı olanıdır. Isıtıldığında oksijen salgılar ve baryum oksit, BaO üretilir. BaO, ortamdaki oksijenle yüksek basınçlarda reaksiyona girerek yeniden BaO ₂ oluşturabilir .

yapı

BaO2'nin kristal yapısı. Kaynak: Orci, Wikimedia Commons aracılığıyla

Üstteki resim, baryum peroksitin tetragonal birim hücresini göstermektedir. İçinde Ba ²⁺ katyonlarını (beyaz küreler) ve O ₂ ^2- anyonlarını (kırmızı küreler) görebilirsiniz. Kırmızı kürelerin tek bir bağla birleştiğine dikkat edin, bu nedenle doğrusal geometri ^2'yi temsil ediyorlar .

Bu birim hücreden BaO ₂ kristalleri oluşturulabilir . Gözlenirse O ₂ ^2- anyonunun altı Ba ²⁺ ile çevrili olduğu ve köşeleri beyaz olan bir oktahedron elde edildiği görülür .

Öte yandan, daha da belirgin olan her bir Ba ²⁺ , on O ₂ ^2- (ortada beyaz küre) ile çevrilidir . Tüm kristal bu sabit kısa ve uzun menzilli düzenden oluşur.

Kristal kafes enerjisi

Kırmızı beyaz küreler de gözlenirse, boyutlarında veya iyonik yarıçaplarında çok fazla farklılık göstermedikleri not edilecektir. Bunun nedeni, Ba ²⁺ katyonunun çok hacimli olması ve O ₂ ^2- anyonu ile etkileşimlerinin , kristalin örgü enerjisini, örneğin Ca2 ⁺ ve Mg katyonlarının nasıl olacağına kıyasla daha iyi bir dereceye kadar stabilize etmesidir. ²⁺ .

Bu aynı zamanda BaO'nun neden alkali toprak oksitlerin en kararsız olduğunu da açıklar: Ba ²⁺ ve O ^2- iyonları , kristallerini kararsız hale getirerek boyut olarak önemli ölçüde farklılık gösterir.

Daha dengesiz olduğu için, BaO _2'nin ayrışarak BaO oluşturmak için eğilimi o kadar düşüktür ; Oksitleri daha kararlı olan SrO ₂ , CaO ₂ ve MgO ₂ peroksitlerinin aksine .

nemlendirir

BaO ₂ hidrat formunda bulunabilir, bunlardan BaO ₂ ∙ 8H ₂ O en kararlı olanıdır; ve aslında susuz baryum peroksit yerine pazarlanan budur. Susuz olanı elde etmek için , suyu gidermek için BaO ₂ ∙ 8H ₂ O 350 ° C'de kurutulmalıdır .

Kristalin yapısı da tetragonaldir, ancak sekiz H ₂ O molekülü ile hidrojen bağları yoluyla O ₂ ² ile ve Ba ²⁺ ile dipol-iyon etkileşimleri yoluyla etkileşime girer.

Yapıları bu konuda çok fazla bilgi bulunmayan diğer hidratlar şunlardır: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O ve BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Hazırlama veya sentez

Baryum peroksitin doğrudan hazırlanması, oksitinin oksidasyonundan oluşur. Bu mineral baritten veya baryum nitrat tuzu Ba (NO ₃ ) _{2'den kullanılabilir} ; her ikisi de hava veya oksijenle zenginleştirilmiş bir atmosferde ısıtılır.

Başka bir yöntem, Ba (NO ₃ ) _2'nin soğuk sulu bir ortamda sodyum peroksit ile reaksiyona sokulmasından oluşur :

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

Daha sonra BaO _{2 *} xH ₂ O hidrat , ısıtılmış, filtre edilmiş ve vakum kullanılarak kurutulur.

Özellikleri

Fiziksel görünüş

Safsızlıklar (BaO, Ba (OH) ₂ veya diğer kimyasal türler) içeriyorsa grimsi hale gelebilen beyaz bir katıdır . Çok yüksek bir sıcaklığa kadar ısıtılırsa, Ba ²⁺ katyonlarının elektronik geçişlerinden dolayı yeşilimsi alevler çıkarır .

Moleküler kütle

169,33 g / mol.

Yoğunluk

5.68 g / mL.

Erime noktası

450 ° C

Kaynama noktası

800 ° C Bu değer, bir iyonik bileşikten beklenecek olanla uyumludur; ve daha da fazlası, en kararlı toprak alkali peroksit. Bununla birlikte, BaO ₂ gerçekte kaynamaz , ancak termal ayrışmasının bir sonucu olarak gaz halindeki oksijen açığa çıkar.

Su çözünürlüğü

Çözünmez. Bununla birlikte, hidrojen peroksit, H ₂ O ₂ üretmek için yavaş yavaş hidrolize girebilir ; ve ayrıca sulu ortamdaki çözünürlüğü, seyreltik bir asit eklenirse artar.

Termal bozunma

Aşağıdaki kimyasal denklem, BaO _2'nin maruz kaldığı termal ayrışma reaksiyonunu gösterir :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Sıcaklık 800 ° C'nin üzerindeyse reaksiyon tek yönlüdür. Basınç hemen yükseltilir ve sıcaklık azalırsa, tüm BaO'lar BaO _2'ye geri dönecektir .

terminoloji

BaO _2'yi adlandırmanın başka bir yolu da geleneksel terminolojiye göre baryum peroksittir; çünkü baryum bileşiklerinde yalnızca +2 değerine sahip olabilir.

Yanlış bir şekilde, sistematik isimlendirme, bir peroksit değil, bir oksit olduğu düşünülerek, baryum dioksit (binooksit) olarak adlandırmak için kullanılır.

Uygulamalar

Oksijen üreticisi

Mineral barit (BaO) kullanılarak, yaklaşık 700 ° C sıcaklıkta oksijen içeriğini yok etmek için hava akımlarıyla ısıtılır.

Elde edilen peroksit, vakum altında hafifçe ısıtılırsa, oksijen daha hızlı yenilenir ve barit, oksijen depolamak ve üretmek için süresiz olarak yeniden kullanılabilir.

Bu süreç ticari olarak artık kullanılmayan LD Brin tarafından tasarlandı.

Hidrojen peroksit üreticisi

Baryum peroksit, hidrojen peroksit üretmek için sülfürik asitle reaksiyona girer:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Bu nedenle , her şeyden önce hidratı BaO ₂ ∙ 8H ₂ O ile manipüle edilen bir H ₂ O ₂ kaynağıdır .

Bu iki kullanıma göre BaO ₂ , organik sentezde ve tekstil ve boya endüstrilerindeki ağartma işlemlerinde hem oksitleyici maddeler olan O ₂ ve H ₂ O _2'nin geliştirilmesine izin verir . Aynı zamanda iyi bir dezenfekte edici ajandır.

Buna ek olarak, diğer peroksitler sentezlenebilir BaO dan ₂ Na, sodyum gibi, ₂ O ₂ ve diğer baryum tuzları.

Referanslar

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (1954). Baryum peroksitin kristal yapısı. İzolasyon Araştırma Laboratuvarı, Massachusetts Teknoloji Enstitüsü, Cambridge, Massachusetts, ABD
2. Vikipedi. (2018). Baryum peroksit. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
3. Shiver ve Atkins. (2008). İnorganik kimya. (Dördüncü baskı). Mc Graw Hill.
4. Atom kimyası. (2012). Baryum peroksit. Kurtarıldı: barium.atomistry.com
5. Khokhar vd. (2011). Baryum Peroksit İçin Laboratuvar Ölçeği Hazırlama ve Proses Geliştirme Çalışması. Kurtarıldı: academia.edu
6. PubChem. (2019). Baryum peroksit. Kaynak: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Baryum peroksitin hazırlanması. Prepchem.com adresinden kurtarıldı