هيكل بيروكسيد الباريوم (BaO2) وخصائصه وتسمياته واستخداماته

ال بيروكسيد الباريوم هو مركب أيوني وغير عضوي تركيبة كيميائية لها هي باو₂. كونه مركب أيوني ، فإنه يتكون من أيونات با²⁺ و يا₂^2-. هذا الأخير هو ما يعرف باسم أنيون البيروكسيد ، وبسببه باو₂ يكتسب اسمه. هذا هو الحال ، باو₂ وهو بيروكسيد غير عضوي.

تُظهر شحنات أيوناتها كيف يتم تكوين هذا المركب من العناصر. ينتج معدن الباريوم ، من المجموعة 2 ، إلكترونين لجزيء الأكسجين ، OR₂, ذراتها لا تستخدم لتخفيضها إلى أنيونات الأكسيد ، أو^2-, ولكن للبقاء متحدين بواسطة رابط بسيط ، [O-O]^2-.

بيروكسيد الباريوم مادة صلبة حبيبية في درجة حرارة الغرفة ، بيضاء اللون مع نغمات رمادية طفيفة (الصورة العليا). مثل جميع البروكسيدات تقريبًا ، يجب التعامل معها وتخزينها بعناية ، حيث يمكن أن تسرع أكسدة بعض المواد.

جميع البيروكسيدات التي تشكلها معادن المجموعة 2 (السيد بيكامبارا) ، باو₂ هو الأكثر ديناميكية من الناحية الحرارية في مواجهة التحلل الحراري. عند تسخينه ، فإنه يطلق الأكسجين وينتج أكسيد الباريوم ، باو. يمكن أن يتفاعل باو مع الأكسجين من البيئة ، في ضغوط عالية ، لتشكيل باو مرة أخرى₂.

مؤشر

• 1 هيكل
  • 1.1 شعرية الكريستال الطاقة
  • 1.2 هيدرات
• 2 التحضير أو التوليف
• 3 خصائص
  • 3.1 المظهر الجسدي
  • 3.2 الكتلة الجزيئية
  • 3.3 الكثافة
  • 3.4 نقطة انصهار
  • 3.5 نقطة الغليان
  • 3.6 الذوبان في الماء
  • 3.7 التحلل الحراري
• 4 التسمية
• 5 الاستخدامات
  • 5.1 منتج الأكسجين
  • 5.2 منتج بيروكسيد الهيدروجين
• 6 المراجع

هيكل

تظهر خلية الوحدة الرباعية لبيروكسيد الباريوم في الصورة العليا. با الكاتيونات يمكن أن ينظر إليه داخله²⁺ (الكرات البيضاء) ، والأنيونات O₂^2- (كرات حمراء). لاحظ أن المجالات الحمراء مرتبطة برابطة واحدة ، بحيث تمثل هندسة خطية [O-O]^2-.

من خلية الوحدة هذه ، يمكن بناء بلورات BaO₂. إذا لوحظ ، أنيون O₂^2- يتبين أنه محاط بستة با²⁺, الحصول على مجسم ذو رؤوس بيضاء.

من ناحية أخرى ، حتى أكثر وضوحا ، كل با²⁺ محاط بعشرة س₂^2- (وسط أبيض المجال). كل الكريستال يتكون من هذا الترتيب المستمر في المدى القصير والطويل.

شعرية الكريستال الطاقة

إذا تم إضافة كرات بيضاء حمراء بالإضافة إلى ذلك ، تجدر الإشارة إلى أنها لا تختلف كثيرًا في أحجامها أو نصف قطرها الأيوني. هذا لأن با الكاتيون²⁺ انها ضخمة جدا ، وتفاعلاتها مع أنيون O₂^2- استقرار أفضل للطاقة شبكية من الكريستال مقارنة بكيفية أنها ، على سبيل المثال ، الكاتيونات الكالسيوم²⁺ و المغنيسيوم²⁺.

وهذا ما يفسر أيضًا لماذا يكون BaO هو أكاسيد الأرض القلوية غير المستقرة: أيونات Ba²⁺ و يا^2- أنها تختلف إلى حد كبير في الحجم ، وزعزعة استقرار بلوراتهم.

كما هو أكثر استقرارا ، فإن الاتجاه باو أصغر₂ تتحلل لتشكيل باو. على عكس بيروكسيدات SrO₂, تساو₂ و أهداب الشوق₂, أكاسيدها أكثر استقرارا.

هيدرات

باو₂ يمكن العثور عليها في شكل هيدرات ، منها باو₂∙ 8H₂أو هو الأكثر استقرارا للجميع. وفي الواقع ، هذا هو الذي يتم تسويقه ، بدلاً من بيروكسيد الباريوم اللامائي. للحصول على اللامائية ، يجب تجفيف باو عند 350 درجة مئوية₂∙ 8H₂أو ، بهدف القضاء على المياه.

هيكلها البلوري هو أيضا رباعي الزوايا ، ولكن مع ثمانية جزيئات H₂أو التفاعل مع O₂^2- من خلال روابط الهيدروجين ، ومع با²⁺ من خلال تفاعلات ثنائي القطب.

هيدرات أخرى ، التي لا تحتوي بنياتها على الكثير من المعلومات عنها ، هي: BaO₂∙ 10H₂يا باو₂∙ 7H₂يا باو₂∙ ح₂O.

التحضير أو التوليف

يتكون الإعداد المباشر لبيروكسيد الباريوم من أكسدة أكسيده. هذا يمكن استخدامه من الباريت المعدني ، أو من الباريوم نترات الملح ، با (NO₃)₂. كلاهما يخضع للتدفئة في جو من الهواء أو المخصب بالأكسجين.

طريقة أخرى هي رد فعل Ba (NO) في وسط مائي بارد₃)₂ مع بيروكسيد الصوديوم:

با (لا₃)₂ + نا₂O₂ + XH₂يا => باو₂∙ س س₂O + 2NaNO₃

ثم هيدرات باو₂∙ س س₂أو يتعرض للتسخين ، يتم ترشيحه وينتهي بالتجفيف باستخدام الفراغ.

خصائص

المظهر الجسدي

إنها مادة صلبة بلون أبيض يمكن أن تتحول إلى اللون الرمادي إذا ظهرت عليها شوائب (إما BaO، Ba (OH)₂, أو الأنواع الكيميائية الأخرى). إذا تم تسخينه إلى درجة حرارة عالية جدًا ، فسوف ينبعث من لهيب أخضر ، بسبب التحولات الإلكترونية في الكاتيونات الباي.²⁺.

الكتلة الجزيئية

169.33 جم / مول.

كثافة

5.68 جم / مل.

نقطة انصهار

450 درجة مئوية.

نقطة الغليان

800 درجة مئوية هذه القيمة تتفق مع ما ينبغي توقعه من مركب أيوني ؛ وأكثر من ذلك ، من بيروكسيد الأرض القلوية أكثر استقرارا. ومع ذلك ، باو لا يغلي حقا₂, ولكن يتم إطلاق الأكسجين الغازي نتيجة تحلله الحراري.

الذوبان في الماء

غير قابلة للحل. ومع ذلك ، يمكن أن يخضع للتحلل المائي ببطء لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين ، H₂O₂. بالإضافة إلى ذلك ، تزيد قابلية ذوبانه في الوسط المائي في حالة إضافة حمض مخفف.

التحلل الحراري

المعادلة الكيميائية التالية توضح تفاعل التحلل الحراري الذي عانى منه باو₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

يكون التفاعل في اتجاه واحد فقط إذا كانت درجة الحرارة أعلى من 800 درجة مئوية. إذا زاد الضغط على الفور وانخفضت درجة الحرارة ، فسوف يتم تحويل باو بالكامل إلى باو₂.

تسمية

طريقة أخرى لتسمية باو₂ هو بيروكسيد الباريوم ، وفقا للتسمية التقليدية ؛ منذ الباريوم يمكن أن يكون فقط التكافؤ +2 في مركباتها.

على نحو خاطئ ، يتم استخدام المصطلحات المنهجية للإشارة إليها باعتبارها ثاني أكسيد الباريوم (بنوكسيد) ، معتبرة أنه أكسيد وليس بيروكسيد.

تطبيقات

منتج الأكسجين

باستخدام الباريت المعدني (BaO) ، يتم تسخينه باستخدام مسودات للتخلص من محتوى الأكسجين عند درجة حرارة حوالي 700 درجة مئوية.

إذا تعرض البيروكسيد الناتج إلى تسخين ضعيف تحت الفراغ ، فإن الأكسجين يتجدد بسرعة أكبر ويمكن إعادة استخدام الباريت إلى أجل غير مسمى لتخزين وإنتاج الأكسجين.

هذه العملية ابتكرتها ل. د. برين ، والتي عفا عليها الزمن في الوقت الحاضر.

منتج بيروكسيد الهيدروجين

يتفاعل بيروكسيد الباريوم مع حمض الكبريتيك لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين:

باو₂ + H₂SW₄ => ح₂O₂ + باسو₄

وبالتالي فهو مصدر H₂O₂, التلاعب قبل كل شيء مع هيدرات باو لها₂∙ 8H₂O.

وفقا لهذين الاستخدامين المذكورين ، باو₂ يسمح بتطوير O₂ و ح₂O₂, كل من العوامل المؤكسدة ، في التوليف العضوي وفي عمليات التبييض في صناعة النسيج وصبغ. بل هو أيضا عامل مطهر جيد.

بالإضافة إلى ذلك ، من باو₂ يمكن تصنيع البيروكسيدات الأخرى ، مثل الصوديوم ، نا₂O₂, وأملاح الباريوم الأخرى.

مراجع

1. S.C. أبراهامز ، J Kalnajs. (1954). التركيب البلوري لبيروكسيد الباريوم. مختبر أبحاث العزل ، معهد ماساتشوستس للتكنولوجيا ، كامبريدج ، ماساتشوستس ، الولايات المتحدة الأمريكية.
2. ويكيبيديا. (2018). بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
3. رعشة واتكينز. (2008). كيمياء غير عضوية (الطبعة الرابعة). مولودية جراو هيل.
4. Atomistry. (2012). بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: barium.atomistry.com
5. خوخر وآخرون. (2011). دراسة إعداد المقاييس المختبرية وتطوير عملية لبيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: academia.edu
6. بوب كيم. (2019). بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). تحضير بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: prepchem.com