BARIUMPEROXID (BAO2): STRUKTUR, EIGENSCHAFTEN UND VERWENDUNG - CHEMIE - 2025

Das Bariumperoxid ist eine ionische und anorganische Verbindung, deren chemische Formel BaO ₂ lautet . Als ionische Verbindung besteht sie aus Ba ^{2+ -} und O ₂ ^2- -Ionen ; Letzteres ist das sogenannte Peroxidanion, weshalb BaO ₂ seinen Namen erhält. Somit ist BaO ₂ ein anorganisches Peroxid.

Die Ladungen seiner Ionen zeigen, wie diese Verbindung aus den Elementen gebildet wird. Das Bariummetall der Gruppe 2 gibt dem Sauerstoffmolekül O ₂ zwei Elektronen , deren Atome sie nicht verwenden, um sich zu den Oxidanionen O ^2- zu reduzieren , sondern um durch eine einfache Bindung ^2- vereint zu bleiben .

BaO2 fest. Quelle: Ondřej Mangl, aus Wikimedia Commons

Bariumperoxid ist bei Raumtemperatur ein körniger Feststoff von weißer Farbe mit leichten Grautönen (oberes Bild). Wie fast alle Peroxide muss es vorsichtig behandelt und gelagert werden, da es die Oxidation bestimmter Substanzen beschleunigen kann.

Von allen Peroxiden, die von den Metallen der Gruppe 2 (Mr. Becambara) gebildet werden, ist BaO ₂ thermodynamisch am stabilsten gegen seine thermische Zersetzung. Beim Erhitzen wird Sauerstoff freigesetzt und es entsteht Bariumoxid, BaO. BaO kann bei hohen Drücken mit Sauerstoff in der Umgebung reagieren, um wieder BaO ₂ zu bilden .

Struktur

Kristallstruktur von BaO2. Quelle: Orci, über Wikimedia Commons

Das obere Bild zeigt die tetragonale Einheitszelle aus Bariumperoxid. Darin sehen Sie die Ba ²⁺ -Kationen (weiße Kugeln) und die O _{2 2} ^-Anionen (rote Kugeln). Beachten Sie, dass die roten Kugeln durch eine Einfachbindung verbunden sind, sodass sie die lineare Geometrie ^{2- darstellen} .

Aus dieser Elementarzelle können BaO ₂ -Kristalle aufgebaut werden . Wenn es beobachtet wird, ist das Anion O ₂ ^{2- zu} sehen, dass es von sechs Ba ^{2+ umgeben ist} , wodurch ein Oktaeder erhalten wird, dessen Eckpunkte weiß sind.

Noch deutlicher ist jedoch, dass jedes Ba ²⁺ von zehn O ₂ ^2- (weiße Kugel in der Mitte) umgeben ist. Alle Kristalle bestehen aus dieser konstanten Nah- und Fernordnung.

Kristallgitterenergie

Wenn auch die rot-weißen Kugeln beobachtet werden, wird bemerkt, dass sie sich in ihrer Größe oder ihren Ionenradien nicht zu stark unterscheiden. Dies liegt daran, dass das Ba ²⁺ -Kation sehr sperrig ist und seine Wechselwirkungen mit dem O ₂ ² -Anion die Gitterenergie des Kristalls in einem besseren Maße stabilisieren als beispielsweise die Ca ^{2+ -} und Mg- Kationen. ²⁺ .

Dies erklärt auch, warum BaO das instabilste der Erdalkalioxide ist: Die Ba ^{2+ -} und O ^2- -Ionen unterscheiden sich erheblich in der Größe und destabilisieren ihre Kristalle.

Je instabiler es ist, desto geringer ist die Tendenz von BaO ₂ , sich unter Bildung von BaO zu zersetzen. Im Gegensatz zu den Peroxiden SrO ₂ , CaO ₂ und MgO ₂ , deren Oxide stabiler sind.

Hydrate

BaO ₂ kann in Form von Hydraten gefunden werden, von denen BaO ₂ ∙ 8H ₂ O das stabilste von allen ist; und tatsächlich ist dies derjenige, der anstelle des wasserfreien Bariumperoxids vermarktet wird. Um das wasserfreie zu erhalten, muss das BaO ₂ ∙ 8H ₂ O bei 350 ° C getrocknet werden, um das Wasser zu entfernen.

Seine kristalline Struktur ist ebenfalls tetragonal, jedoch mit acht H ₂ O- Molekülen, die über Wasserstoffbrückenbindungen mit O ₂ ^2- und über Dipol-Ionen-Wechselwirkungen mit Ba ²⁺ interagieren.

Andere Hydrate, deren Strukturen diesbezüglich nicht viele Informationen enthalten, sind: BaO ₂ ≤ 10H ₂ O, BaO ₂ ≤ 7H ₂ O und BaO ₂ ≤ H ₂ O.

Herstellung oder Synthese

Die direkte Herstellung von Bariumperoxid besteht in der Oxidation seines Oxids. Dies kann aus dem Mineral Baryt oder aus dem Bariumnitrat-Salz Ba (NO ₃ ) _{2 verwendet werden} ; beide werden in einer mit Luft oder Sauerstoff angereicherten Atmosphäre erhitzt.

Ein anderes Verfahren besteht darin, Ba (NO ₃ ) ₂ mit Natriumperoxid in einem kalten wässrigen Medium zu reagieren :

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

Dann wird das BaO _{2 *} xH ₂ O- Hydrat erhitzt, filtriert und unter Vakuum getrocknet.

Eigenschaften

Aussehen

Es ist ein weißer Feststoff, der grau werden kann, wenn er Verunreinigungen enthält (entweder BaO, Ba (OH) ₂ oder andere chemische Spezies). Wenn es auf eine sehr hohe Temperatur erhitzt wird, gibt es aufgrund der elektronischen Übergänge der Ba ²⁺ -Kationen grünliche Flammen ab .

Molekulare Masse

169,33 g / mol.

Dichte

5,68 g / ml.

Schmelzpunkt

450 ° C.

Siedepunkt

800 ° C Dieser Wert stimmt mit dem überein, was von einer ionischen Verbindung zu erwarten ist. und noch mehr das stabilste Erdalkaliperoxid. BaO ₂ siedet jedoch nicht wirklich , sondern durch seine thermische Zersetzung wird gasförmiger Sauerstoff freigesetzt.

Wasserlöslichkeit

Unlöslich. Es kann jedoch langsam hydrolysiert werden, um Wasserstoffperoxid, H ₂ O ₂ , zu erzeugen ; und außerdem nimmt seine Löslichkeit in wässrigem Medium zu, wenn eine verdünnte Säure zugesetzt wird.

Thermische Zersetzung

Die folgende chemische Gleichung zeigt die thermische Zersetzungsreaktion, die BaO ₂ durchläuft :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Die Reaktion ist in eine Richtung, wenn die Temperatur über 800 ° C liegt. Wenn der Druck sofort erhöht wird und die Temperatur abnimmt, wird das gesamte BaO wieder in BaO _{2 umgewandelt} .

Nomenklatur

Eine andere Art, BaO ₂ zu benennen, ist Bariumperoxid gemäß der traditionellen Nomenklatur; da Barium in seinen Verbindungen nur die Wertigkeit +2 haben kann.

Die systematische Nomenklatur wird fälschlicherweise als Bariumdioxid (Binoxid) bezeichnet, wobei es sich um ein Oxid und nicht um ein Peroxid handelt.

Anwendungen

Sauerstoffproduzent

Unter Verwendung des Minerals Baryt (BaO) wird es mit Luftströmen erhitzt, um seinen Sauerstoffgehalt bei einer Temperatur von etwa 700 ° C zu beseitigen.

Wenn das resultierende Peroxid unter Vakuum leicht erhitzt wird, wird der Sauerstoff schneller regeneriert und der Baryt kann unbegrenzt wiederverwendet werden, um Sauerstoff zu speichern und zu produzieren.

Dieses Verfahren wurde von LD Brin kommerziell entwickelt, das inzwischen veraltet ist.

Wasserstoffperoxidproduzent

Bariumperoxid reagiert mit Schwefelsäure unter Bildung von Wasserstoffperoxid:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Es ist daher eine Quelle für H ₂ O ₂ , das vor allem mit seinem Hydrat BaO ₂ ∙ 8H ₂ O manipuliert wird .

Gemäß diesen beiden Verwendungen ermöglicht BaO ₂ die Entwicklung von O ₂ und H ₂ O ₂ , beide Oxidationsmittel, bei der organischen Synthese und bei Bleichprozessen in der Textil- und Farbstoffindustrie. Es ist auch ein gutes Desinfektionsmittel.

Zusätzlich können andere Peroxide aus BaO ₂ synthetisiert werden, wie Natrium, Na ₂ O ₂ und andere Bariumsalze.

Verweise

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