Structure, propriétés et utilisations du peroxyde de baryum (BaO2)

le peroxyde de baryum est un composé ionique et inorganique dont la formule chimique est BaO_deux. Étant un composé ionique, il se compose d'ions Ba^deux+ je_deux^deux-; ce dernier est ce que l'on appelle l'anion peroxyde, et à cause de lui le BaO_deux acquiert son nom. Ceci étant le cas, le BaO_deux est un peroxyde inorganique.

Les charges de ses ions révèlent comment ce composé est formé à partir des éléments. Le métal baryum du groupe 2 donne deux électrons à la molécule d'oxygène, O_deux, dont les atomes ne sont pas utilisés pour se réduire en anions oxyde, OU^deux-, mais pour être maintenus ensemble par un simple lien, [O-O]^deux-.

Le peroxyde de baryum est un solide granulaire à température ambiante, de couleur blanche avec de légers tons grisâtres (image du haut). Comme presque tous les peroxydes, il doit être manipulé et stocké avec soin, car il peut accélérer l'oxydation de certaines substances.

De tous les peroxydes formés par les métaux du groupe 2 (M. Becambara), BaO_deux il est thermodynamiquement le plus stable vis-à-vis de sa décomposition thermique. Lorsqu'il est chauffé, il libère de l'oxygène et de l'oxyde de baryum, BaO, est produit. BaO peut réagir avec l'oxygène de l'environnement, à haute pression, pour former à nouveau BaO_deux.

Index des articles

• 1 Structure
  • 1.1 Énergie du réseau cristallin
  • 1.2 Hydrate
• 2 Préparation ou synthèse
• 3 propriétés
  • 3.1 Apparence physique
  • 3.2 Masse moléculaire
  • 3.3 Densité
  • 3.4 Point de fusion
  • 3.5 Point d'ébullition
  • 3.6 Solubilité dans l'eau
  • 3.7 Décomposition thermique
• 4 Nomenclature
• 5 utilisations
  • 5.1 Producteur d'oxygène
  • 5.2 Producteur de peroxyde d'hydrogène
• 6 Références

Structure

L'image du haut montre la cellule unitaire tétragonale du peroxyde de baryum. À l'intérieur, on peut voir les cations Ba^deux+ (sphères blanches), et les anions O_deux^deux- (sphères rouges). Notez que les sphères rouges sont reliées par une simple liaison, elles représentent donc une géométrie linéaire [O-O]^deux-.

À partir de cette cellule unitaire, des cristaux BaO peuvent être construits_deux. S'il est observé, l'anion O_deux^deux- on le voit entouré de six Ba^deux+, obtenir un octaèdre dont les sommets sont blancs.

D'autre part, encore plus évident, chaque Ba^deux+ est entouré de dix O_deux^deux- (sphère blanche au centre). Tout le cristal se compose de cet ordre constant à courte et longue portée.

Énergie du réseau cristallin

Si les sphères blanches rouges sont également observées, on notera qu'elles ne diffèrent pas trop par leurs tailles ou leurs rayons ioniques. C'est parce que le cation Ba^deux+ est très volumineux, et ses interactions avec l'anion O_deux^deux- stabiliser l'énergie du réseau du cristal à un meilleur degré par rapport à la façon dont, par exemple, les cations Ca^deux+ et Mg^deux+.

Cela explique également pourquoi BaO est le plus instable des oxydes alcalino-terreux: les ions Ba.^deux+ je^deux- diffèrent considérablement en taille, déstabilisant leurs cristaux.

Comme il est plus instable, plus la tendance de BaO est basse_deux se décomposer pour former BaO; contrairement aux peroxydes SrO_deux, CaO_deux et MgO_deux, dont les oxydes sont plus stables.

Hydrate

Le BaO_deux se trouvent sous forme d'hydrates, dont BaO_deux∙ 8H_deuxOu c'est le plus stable de tous; et en fait, c'est celui qui est commercialisé, à la place du peroxyde de baryum anhydre. Pour obtenir l'anhydre, le BaO doit être séché à 350 ° C_deux∙ 8H_deuxOu, dans le but d'éliminer l'eau.

Sa structure cristalline est également tétragonale, mais avec huit molécules de H_deuxO interagir avec le O_deux^deux- par des liaisons hydrogène, et avec le Ba^deux+ par interactions dipôle-ion.

Les autres hydrates, dont les structures ne contiennent pas beaucoup d'informations à ce sujet, sont: BaO_deux∙ 10H_deuxO, BaO_deux∙ 7H_deuxO et BaO_deux∙ H_deuxOU ALORS.

Préparation ou synthèse

La préparation directe du peroxyde de baryum consiste en l'oxydation de son oxyde. Cela peut être utilisé à partir de la barytine minérale ou du sel de nitrate de baryum, Ba (NO₃)_deux; les deux sont chauffés dans une atmosphère enrichie en air ou en oxygène.

Une autre méthode consiste à faire réagir Ba (NO₃)_deux avec du peroxyde de sodium:

Bain₃)_deux + N / A_deuxOU ALORS_deux + xH_deuxO => BaO_deux∙ xH_deuxO + 2NaNO₃

Puis l'hydrate BaO_deux∙ xH_deuxOu il est soumis à un chauffage, filtré et fini par séchage sous vide.

Propriétés

Apparence physique

C'est un solide blanc qui peut devenir grisâtre s'il contient des impuretés (soit BaO, Ba (OH)_deux, ou d'autres espèces chimiques). S'il est chauffé à une température très élevée, il dégagera des flammes verdâtres, dues aux transitions électroniques des cations Ba.^deux+.

Masse moléculaire

169,33 g / mol.

Densité

5,68 g / mL.

Point de fusion

450 ° C.

Point d'ébullition

800 ° C Cette valeur est cohérente avec ce à quoi on peut s'attendre d'un composé ionique; et plus encore, du peroxyde alcalino-terreux le plus stable. Cependant, le BaO ne bout pas vraiment_deux, plutôt, de l'oxygène gazeux est libéré à la suite de sa décomposition thermique.

Solubilité dans l'eau

Insoluble. Cependant, il peut lentement subir une hydrolyse pour produire du peroxyde d'hydrogène, H_deuxOU ALORS_deux; et de plus, sa solubilité en milieu aqueux augmente si un acide dilué est ajouté.

Décomposition thermique

L'équation chimique suivante montre la réaction de décomposition thermique que subit BaO_deux:

2BaO_deux <=> 2BaO + O_deux

La réaction est unidirectionnelle si la température est supérieure à 800 ° C. Si la pression augmente immédiatement et que la température diminue, tout le BaO sera reconverti en BaO_deux.

Nomenclature

Une autre façon de nommer le BaO_deux c'est du peroxyde de baryum, selon la nomenclature traditionnelle; puisque le baryum ne peut avoir la valence +2 que dans ses composés.

À tort, la nomenclature systématique est utilisée pour l'appeler dioxyde de baryum (binoxyde), le considérant comme un oxyde et non comme un peroxyde.

Applications

Producteur d'oxygène

À l'aide de la barytine minérale (BaO), il est chauffé par des courants d'air pour éliminer sa teneur en oxygène, à une température d'environ 700 ° C..

Si le peroxyde résultant est doucement chauffé sous vide, l'oxygène est régénéré plus rapidement et la barytine peut être réutilisée indéfiniment pour stocker et produire de l'oxygène..

Ce procédé a été conçu commercialement par L. D. Brin, maintenant obsolète.

Producteur de peroxyde d'hydrogène

Le peroxyde de baryum réagit avec l'acide sulfurique pour produire du peroxyde d'hydrogène:

Faisceau_deux + H_deuxSW₄ => H_deuxOU ALORS_deux + Baso₄

C'est donc une source de H_deuxOU ALORS_deux, manipulé notamment avec son hydrate BaO_deux∙ 8H_deuxOU ALORS.

Selon ces deux utilisations mentionnées, le BaO_deux permet le développement d'O_deux et H_deuxOU ALORS_deux, les deux agents oxydants, en synthèse organique et dans les procédés de blanchiment dans les industries du textile et de la teinture. C'est aussi un bon désinfectant..

De plus, de BaO_deux d'autres peroxydes peuvent être synthétisés, tels que le sodium, Na_deuxOU ALORS_deux, et autres sels de baryum.

Les références

1. S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). La structure cristalline du peroxyde de baryum. Laboratoire de recherche sur l'isolation, Massachusetts Institute of Technology, Cambridge, Massachusetts, États-Unis.
2. Wikipédia. (2018). Peroxyde de baryum. Récupéré de: en.wikipedia.org
3. Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (Quatrième édition). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (2012). Peroxyde de baryum. Récupéré de: barium.atomistry.com
5. Khokhar et coll. (2011). Étude de la préparation à l'échelle du laboratoire et du développement d'un procédé pour le peroxyde de baryum. Récupéré de: academia.edu
6. PubChem. (2019). Peroxyde de baryum. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. PrebChem. (2016). Préparation de peroxyde de baryum. Récupéré de: prepchem.com