BARI PEROXIT (BAO2): CẤU TRÚC, TÍNH CHẤT VÀ CÔNG DỤNG - HÓA HỌC - 2026

Các bari peroxide là một hợp chất ion và vô cơ có công thức hóa học là Bảo ₂ . Là một hợp chất ion, nó bao gồm các ^ion Ba ²⁺ và O ₂ ^2- ; Sau này là cái được gọi là anion peroxit, và vì nó mà BaO ₂ có được tên của nó. Do đó, BaO ₂ là một peroxit vô cơ.

Điện tích của các ion của nó tiết lộ cách hợp chất này được hình thành từ các nguyên tố. Kim loại bari, thuộc nhóm 2, nhường hai electron cho phân tử oxi, O ₂ , nguyên tử của chúng không sử dụng chúng để khử chúng thành anion oxit, O ^2- , nhưng vẫn liên kết với nhau bằng một liên kết đơn giản, ^2- .

BaO2 rắn. Nguồn: Ondřej Mangl, từ Wikimedia Commons

Bari peroxit là chất rắn dạng hạt ở nhiệt độ phòng, có màu trắng với tông hơi xám (hình trên). Giống như hầu hết tất cả các peroxit, nó phải được xử lý và bảo quản cẩn thận, vì nó có thể đẩy nhanh quá trình oxy hóa của một số chất.

Trong số tất cả các peroxit được tạo thành bởi các kim loại thuộc nhóm 2 (Mr. Becambara), BaO ₂ là bền nhất về mặt nhiệt động học chống lại sự phân hủy nhiệt của nó. Khi đun nóng, nó giải phóng oxi và tạo ra bari oxit, BaO. BaO có thể phản ứng với oxi trong môi trường, ở áp suất cao, lại tạo thành BaO ₂ .

Kết cấu

Cấu trúc tinh thể của BaO2. Nguồn: Orci, qua Wikimedia Commons

Hình trên cho thấy ô đơn vị tứ giác của bari peroxit. Bên trong nó, bạn có thể thấy các cation Ba ²⁺ (hình cầu màu trắng) và các anion O ₂ ^2- (hình cầu màu đỏ). Chú ý rằng các quả cầu màu đỏ được nối với nhau bằng một liên kết đơn, vì vậy chúng biểu diễn hình học tuyến tính ^2- .

Từ ô đơn vị này có thể tạo ra các tinh thể BaO ₂ . Nếu nó được quan sát, anion O ₂ ^{2- người} ta thấy rằng nó được bao quanh bởi sáu Ba ²⁺ , thu được một hình bát diện có các đỉnh là màu trắng.

Mặt khác, rõ ràng hơn nữa, mỗi Ba ²⁺ được bao quanh bởi mười O ₂ ^2- (hình cầu màu trắng ở trung tâm). Tất cả các tinh thể bao gồm thứ tự phạm vi ngắn và dài không đổi này.

Năng lượng mạng tinh thể

Nếu các quả cầu màu trắng đỏ cũng được quan sát, sẽ nhận thấy rằng chúng không khác nhau quá nhiều về kích thước hoặc bán kính ion. Điều này là do cation Ba ²⁺ rất cồng kềnh, và các tương tác của nó với anion O ₂ ^2- ổn định năng lượng mạng của tinh thể ở mức độ tốt hơn so với ví dụ, các cation Ca ²⁺ và Mg sẽ ổn định như thế nào. ²⁺ .

Điều này cũng giải thích tại sao BaO là chất không bền nhất trong số các oxit kiềm thổ: Các ^ion Ba ²⁺ và O ^{2- có} kích thước khác nhau đáng kể, làm mất ổn định tinh thể của chúng.

Vì nó càng không ổn định, nên xu hướng phân hủy BaO ₂ để tạo thành BaO càng thấp; Không giống như các peroxit SrO ₂ , CaO ₂ và MgO ₂ , các oxit của chúng bền hơn.

Hydrat

BaO ₂ có thể được tìm thấy ở dạng hiđrat, trong đó BaO ₂ ∙ 8H ₂ O là bền nhất; và trên thực tế, đây là loại được bán trên thị trường, thay vì bari peroxide khan. Để thu được sản phẩm khan, BaO ₂ ∙ 8H ₂ O phải được làm khô ở 350 ° C , để loại bỏ nước.

Cấu trúc tinh thể của nó cũng là tứ giác, nhưng với tám phân tử H ₂ O tương tác với O ₂ ^2- thông qua liên kết hydro, và với Ba ²⁺ thông qua tương tác ion lưỡng cực.

Các hiđrat khác, có cấu trúc không có nhiều thông tin về vấn đề này, là: BaO ₂ ∙ 10H ₂ O, BaO ₂ ∙ 7H ₂ O và BaO ₂ ∙ H ₂ O.

Chuẩn bị hoặc tổng hợp

Việc điều chế trực tiếp bari peroxit bao gồm quá trình oxy hóa oxit của nó. Điều này có thể được sử dụng từ khoáng barit, hoặc từ muối bari nitrat, Ba (NO ₃ ) ₂ ; cả hai đều được làm nóng trong không khí hoặc bầu không khí giàu oxy.

Một phương pháp khác bao gồm phản ứng Ba (NO ₃ ) ₂ với natri peroxit trong môi trường nước lạnh :

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

Sau đó, hiđrat BaO _{2 *} xH ₂ O được đun nóng, lọc và làm khô bằng chân không.

Tính chất

Ngoại hình

Nó là một chất rắn màu trắng có thể chuyển sang màu xám nếu chứa tạp chất (BaO, Ba (OH) ₂ hoặc các chất hóa học khác). Nếu nó được đun nóng đến nhiệt độ rất cao, nó sẽ phát ra ngọn lửa màu xanh lục, do sự chuyển đổi điện tử của các cation Ba ²⁺ .

Khối lượng phân tử

169,33 g / mol.

Tỉ trọng

5,68 g / mL.

Độ nóng chảy

450 ° C.

Điểm sôi

800 ° C. Giá trị này phù hợp với những gì cần được mong đợi về một hợp chất ion; và hơn thế nữa, peroxide kiềm thổ ổn định nhất. Tuy nhiên, BaO ₂ không thực sự sôi mà khí oxy được giải phóng do quá trình phân hủy nhiệt của nó.

Khả năng hòa tan trong nước

Không hòa tan. Tuy nhiên, nó có thể bị thủy phân từ từ để tạo ra hydrogen peroxide, H ₂ O ₂ ; và hơn nữa, khả năng hòa tan của nó trong môi trường nước tăng lên nếu thêm axit loãng.

Phân hủy nhiệt

Phương trình hóa học sau đây cho thấy phản ứng phân hủy nhiệt mà BaO ₂ trải qua :

2BaO ₂ <=> 2BaO + O ₂

Phản ứng là một chiều nếu nhiệt độ trên 800 ° C. Nếu ngay lập tức tăng áp suất và giảm nhiệt độ, tất cả BaO sẽ chuyển hóa trở lại thành BaO ₂ .

Danh pháp

Một cách khác để gọi tên BaO ₂ là bari peroxit, theo danh pháp truyền thống; vì bari chỉ có thể có hóa trị +2 trong các hợp chất của nó.

Sai, danh pháp hệ thống được sử dụng để gọi nó là bari đioxit (binoxit), coi nó là một oxit chứ không phải peroxit.

Các ứng dụng

Nhà sản xuất ôxy

Sử dụng khoáng chất barit (BaO), nó được làm nóng với các dòng không khí để loại bỏ hàm lượng oxy của nó, ở nhiệt độ khoảng 700 ° C.

Nếu peroxide tạo thành được làm nóng nhẹ trong chân không, oxy được tái tạo nhanh hơn và barit có thể được tái sử dụng vô thời hạn để lưu trữ và sản xuất oxy.

Quy trình này do LD Brin nghĩ ra về mặt thương mại, hiện đã lỗi thời.

Nhà sản xuất hydro peroxit

Bari peroxit phản ứng với axit sulfuric để tạo ra hydro peroxit:

BaO ₂ + H ₂ SO ₄ => H ₂ O ₂ + BaSO ₄

Do đó, nó là một nguồn của H ₂ O ₂ , được điều chế trước hết với BaO ₂ ∙ 8H ₂ O hyđrat của nó.

Theo hai cách sử dụng này, BaO ₂ cho phép tạo ra O ₂ và H ₂ O ₂ , cả hai chất oxy hóa, trong tổng hợp hữu cơ và trong quá trình tẩy trắng trong công nghiệp dệt và nhuộm. Nó cũng là một chất khử trùng tốt.

Ngoài ra, các peroxit khác có thể được tổng hợp từ BaO ₂ , chẳng hạn như natri, Na ₂ O ₂ và các muối bari khác.

Người giới thiệu

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (Năm 1954). Cấu trúc tinh thể của bari peroxit. Phòng thí nghiệm Nghiên cứu cách nhiệt, Viện Công nghệ Massachusetts, Cambridge, Massachusetts, Hoa Kỳ
2. Wikipedia. (2018). Bari peroxit. Khôi phục từ: en.wikipedia.org
3. Rùng mình & Atkins. (2008). Hóa học vô cơ. (Tái bản lần thứ tư). Đồi Mc Graw.
4. Nguyên tử học. (2012). Bari peroxit. Phục hồi từ: barium.atomistry.com
5. Khokhar và cộng sự. (2011). Nghiên cứu quy mô phòng thí nghiệm chuẩn bị và phát triển một quy trình cho Bari Peroxide. Phục hồi từ: academia.edu
6. PubChem. (2019). Bari peroxit. Được khôi phục từ: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Điều chế bari peroxit. Được khôi phục từ: prepchem.com