- بناء
- طاقة شعرية الكريستال
- يرطب
- التحضير أو التوليف
- الخصائص
- مظهر جسماني
- الكتلة الجزيئية
- كثافة
- نقطة الانصهار
- نقطة الغليان
- الذوبان في الماء
- التحلل الحراري
- التسمية
- التطبيقات
- منتج الأكسجين
- منتج بيروكسيد الهيدروجين
- المراجع
و بيروكسيد الباريوم هو مركب أيوني وغير العضوية التي هي باو الصيغة الكيميائية 2. كونه مركب أيوني ، فهو يتكون من Ba 2+ و O 2 2- أيونات ؛ هذا الأخير هو ما يعرف باسم أنيون البيروكسيد ، وبسببه يكتسب BaO 2 اسمه. وبالتالي ، فإن BaO 2 عبارة عن بيروكسيد غير عضوي.
تكشف شحنات أيوناتها عن كيفية تكوين هذا المركب من العناصر. المعدن الباريوم، من المجموعة 2، ويعطي اثنين من الإلكترونات إلى جزيء الأكسجين، O 2 ، الذي ذرات لم تستخدمها للحد من أنفسهم لالأنيونات أكسيد، O 2- ، ولكن لنظل متحدين برباط بسيط، 2-.
BaO2 صلب. المصدر: Ondřej Mangl، from Wikimedia Commons
بيروكسيد الباريوم مادة صلبة حبيبية في درجة حرارة الغرفة ، بيضاء اللون مع درجات رمادية خفيفة (الصورة العلوية). مثل جميع البيروكسيدات تقريبًا ، يجب التعامل معها وتخزينها بعناية ، حيث يمكنها تسريع أكسدة بعض المواد.
من بين جميع البيروكسيدات المكونة من معادن المجموعة 2 (السيد بيكامبارا) ، يعتبر BaO 2 الأكثر ثباتًا من الناحية الديناميكية الحرارية ضد تحللها الحراري. عند تسخينه ، فإنه يطلق الأكسجين وأكسيد الباريوم ، BaO. يمكن أن يتفاعل BaO مع الأكسجين في البيئة ، عند ضغوط عالية ، لتكوين BaO 2 مرة أخرى.
بناء
الهيكل البلوري لـ BaO2. المصدر: Orci، via Wikimedia Commons
تُظهر الصورة العلوية خلية الوحدة الرباعية الزوايا لبيروكسيد الباريوم. بداخلها يمكنك رؤية الكاتيونات Ba 2+ (الكرات البيضاء) والأنيونات O 2 2 (الكرات الحمراء). لاحظ أن الكرات الحمراء مرتبطة برابطة واحدة ، لذا فهي تمثل الهندسة الخطية 2-.
من خلية الوحدة هذه ، يمكن بناء بلورات BaO 2. إذا لوحظ ، فإن الأنيون O 2 2 يُلاحظ أنه محاط بستة Ba 2+ ، ويحصل على ثماني وجوه ذات رؤوس بيضاء.
من ناحية أخرى ، وبشكل أكثر وضوحًا ، كل Ba 2+ محاطة بعشرة O 2 2- (كرة بيضاء في المركز). كل الكريستال يتكون من هذا النظام الثابت قصير المدى وطويل المدى.
طاقة شعرية الكريستال
إذا تمت ملاحظة الكرات الحمراء والبيضاء أيضًا ، فسيتم ملاحظة أنها لا تختلف كثيرًا في أحجامها أو نصف قطرها الأيوني. وذلك لأن الكاتيون Ba 2+ ضخم جدًا ، وتفاعلاته مع أنيون O 2 2 تعمل على استقرار الطاقة الشبكية للبلور بدرجة أفضل مقارنةً بالكيفية التي يمكن بها ، على سبيل المثال ، Ca 2+ و Mg cations. 2+.
وهذا ما يفسر أيضا لماذا باو هو الأكثر غير مستقرة من أكاسيد الأتربة القلوية: با 2+ وO 2- الأيونات تختلف كثيرا في الحجم، وزعزعة استقرار بلورات بهم.
نظرًا لأنه غير مستقر أكثر ، كلما انخفض ميل BaO 2 للتحلل لتشكيل BaO ؛ على عكس البيروكسيدات SrO 2 و CaO 2 و MgO 2 ، والتي تكون أكاسيدها أكثر ثباتًا.
يرطب
يمكن العثور على BaO 2 في شكل هيدرات ، منها BaO 2 ∙ 8H 2 O هو الأكثر استقرارًا على الإطلاق ؛ وفي الواقع ، هذا هو الذي يتم تسويقه ، بدلاً من بيروكسيد الباريوم اللامائي. للحصول على اللامائي ، يجب تجفيف BaO 2 8H 2 O عند 350 درجة مئوية ، من أجل التخلص من الماء.
هيكلها البلوري أيضًا رباعي الزوايا ، ولكن مع ثمانية جزيئات H 2 O تتفاعل مع O 2 2- من خلال روابط هيدروجينية ، ومع Ba 2+ من خلال تفاعلات ثنائي القطب - أيون.
الهيدرات الأخرى ، التي لا يوجد الكثير من المعلومات حول تركيبتها في هذا الصدد ، هي: BaO 2 ∙ 10H 2 O ، BaO 2 ∙ 7H 2 O و BaO 2 H 2 O.
التحضير أو التوليف
يتكون التحضير المباشر لبيروكسيد الباريوم من أكسدة أكسيده. يمكن استخدام هذا من معدن الباريت ، أو من ملح نترات الباريوم Ba (NO 3) 2 ؛ يتم تسخين كلاهما في جو غني بالأكسجين أو الهواء.
طريقة أخرى تتكون من تفاعل Ba (NO 3) 2 مع بيروكسيد الصوديوم في وسط مائي بارد:
با (NO 3) 2 + نا 2 O 2 + XH 2 O => باو 2 ∙ XH 2 O + 2NaNO 3
ثم يتم تسخين هيدرات BaO 2 * xH 2 O ، وتصفيتها وتجفيفها باستخدام فراغ.
الخصائص
مظهر جسماني
وهي مادة صلبة بيضاء يمكن أن تتحول إلى اللون الرمادي إذا كانت تحتوي على شوائب (إما BaO أو Ba (OH) 2 أو أنواع كيميائية أخرى). إذا تم تسخينه إلى درجة حرارة عالية جدًا ، فسوف ينبعث منه ألسنة لهب مخضر ، بسبب التحولات الإلكترونية للكاتيونات Ba 2+.
الكتلة الجزيئية
169.33 جم / مول.
كثافة
5.68 جم / مل.
نقطة الانصهار
450 درجة مئوية.
نقطة الغليان
800 درجة مئوية. تتوافق هذه القيمة مع ما ينبغي توقعه من مركب أيوني ؛ وأكثر من ذلك ، بيروكسيد الأرض القلوي الأكثر استقرارًا. ومع ذلك ، لا يغلي BaO 2 في الواقع ، ولكن يتم إطلاق الأكسجين الغازي نتيجة تحللها الحراري.
الذوبان في الماء
لا يتحلل في الماء. ومع ذلك ، يمكن أن يخضع لعملية التحلل المائي ببطء لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين ، H 2 O 2 ؛ وعلاوة على ذلك ، تزداد قابليته للذوبان في الوسط المائي إذا تمت إضافة حمض مخفف.
التحلل الحراري
توضح المعادلة الكيميائية التالية تفاعل التحلل الحراري الذي يخضع له BaO 2:
2BaO 2 <=> 2BaO + O 2
يكون التفاعل في اتجاه واحد إذا كانت درجة الحرارة أعلى من 800 درجة مئوية. إذا زاد الضغط على الفور وانخفضت درجة الحرارة ، فسيتم تحويل BaO بالكامل مرة أخرى إلى BaO 2.
التسمية
هناك طريقة أخرى لتسمية BaO 2 وهي بيروكسيد الباريوم ، وفقًا للتسمية التقليدية ؛ لأن الباريوم يمكن أن يحتوي فقط على التكافؤ +2 في مركباته.
بشكل خاطئ ، يتم استخدام التسمية المنهجية للإشارة إليه على أنه ثاني أكسيد الباريوم (بينوكسيد) ، معتبراً أنه أكسيد وليس بيروكسيد.
التطبيقات
منتج الأكسجين
باستخدام معدن الباريت (BaO) ، يتم تسخينه بتيارات من الهواء للتخلص من محتواه من الأكسجين ، عند درجة حرارة حوالي 700 درجة مئوية.
إذا تم تسخين البيروكسيد الناتج بلطف تحت التفريغ ، فإن الأكسجين يتجدد بسرعة أكبر ويمكن إعادة استخدام الباريت إلى أجل غير مسمى لتخزين وإنتاج الأكسجين.
ابتكر LD Brin هذه العملية تجاريًا ، وقد عفا عليها الزمن الآن.
منتج بيروكسيد الهيدروجين
يتفاعل بيروكسيد الباريوم مع حمض الكبريتيك لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين:
BaO 2 + H 2 SO 4 => H 2 O 2 + BaSO 4
لذلك فهو مصدر لـ H 2 O 2 ، يتم التلاعب به قبل كل شيء بهيدرات BaO 2 ∙ 8H 2 O.
وفقًا لهذين الاستخدامين ، يسمح BaO 2 بتطوير O 2 و H 2 O 2 ، وكلاهما من العوامل المؤكسدة ، في التخليق العضوي وفي عمليات التبييض في صناعات النسيج والصباغة. كما أنه عامل تطهير جيد.
بالإضافة إلى ذلك ، يمكن تصنيع بيروكسيدات أخرى من BaO 2 ، مثل الصوديوم و Na 2 O 2 وأملاح الباريوم الأخرى.
المراجع
- أبراهامز ، جي كالناج. (1954). التركيب البلوري لبيروكسيد الباريوم. معمل أبحاث العزل ، معهد ماساتشوستس للتكنولوجيا ، كامبريدج ، ماساتشوستس ، الولايات المتحدة الأمريكية
- ويكيبيديا. (2018). بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
- رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
- الذرات. (2012). بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: barium.atomistry.com
- خوخار وآخرون. (2011). دراسة إعداد مقياس المختبر وتطوير عملية لبيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: Academia.edu
- بوبكيم. (2019). بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- بريبشيم. (2016). تحضير بيروكسيد الباريوم. تم الاسترجاع من: prepchem.com