과산화 바륨 (BaO2) 구조, 특성, 명명법 및 용도

그 과산화 바륨 화학식이 BaO 인 이온 및 무기 화합물₂. 이온 성 화합물이므로 Ba 이온²⁺ 와 O₂^2-; 후자는 과산화물 음이온으로 알려져 있으며, 그 때문에 BaO₂ 그의 이름을 얻는다. 그렇다면 BaO₂ 무기 과산화물.

이온의 혐의는이 화합물이 어떻게 원소들로부터 형성되는지를 보여줍니다. 그룹 2의 바륨 금속은 산소 분자에 두 개의 전자를 생성합니다.₂, 그의 원자들은 산화물 음이온으로 환원되기 위해 그들을 사용하지 않는다.^2-, 그러나 단순한 연결에 의해 연합을 유지하려면 [O-O]^2-.

바륨 퍼 옥사이드는 실온에서 세분화 된 고체이며, 흰색은 약간 회색 빛을 띤다 (상단 이미지). 거의 모든 과산화물처럼 특정 물질의 산화를 촉진 할 수 있으므로 취급시주의 깊게 보관해야합니다.

그룹 2 (Becambara)의 금속에 의해 형성된 모든 과산화물 중에서 BaO₂ 그것은 열역학적으로 열분해에도 불구하고 가장 안정적이다. 가열하면 산소를 방출하여 산화 바륨, BaO를 생성합니다. BaO는 고압에서 환경으로부터의 산소와 반응하여 BaO를 다시 형성 할 수있다₂.

색인

• 1 구조
  • 1.1 결정 격자 에너지
  • 1.2 수화물
• 2 준비 또는 합성
• 3 속성
  • 3.1 외관
  • 3.2 분자 질량
  • 3.3 밀도
  • 3.4 융점
  • 3.5 비등점
  • 3.6 물 용해도
  • 3.7 열분해
• 4 명칭
• 5 용도
  • 5.1 산소 생산자
  • 5.2 과산화수소의 생산자
• 6 참고 문헌

구조

바륨 퍼 옥사이드의 정방형 단위 세포는 상단 이미지에 표시됩니다. Ba 양이온은 그 안에 볼 수 있습니다.²⁺ (흰 구체), 그리고 음이온 O₂^2- (빨간색 분야). 빨간색 구체는 단일 결합으로 연결되어 있으므로 선형 형상 [O-O]을 나타냅니다.^2-.

이 단위 셀에서 BaO 결정체를 만들 수 있습니다.₂. 관찰 된 경우, 음이온 O₂^2- 6 개의 Ba로 둘러싸인 것을 볼 수있다.²⁺, 흰 정점을 갖는 팔면체를 얻는다..

반면에, 더욱 명확하게, 각각의 Ba²⁺ 열 개에 둘러싸여있다.₂^2- (흰색 중심 구). 모든 결정체는 단거리와 장거리에서이 일정한 순서로 구성됩니다..

결정 격자 에너지

또한 적색의 백색 구가 관찰된다면, 크기 나 이온 반경이 ​​너무 다르지 않다는 것을 알 수 있습니다. 이것은 Ba 양이온²⁺ 그것은 매우 부피가 크며, 음이온과의 상호 작용 O₂^2- 결정의 망상 에너지를 어떻게 안정화시키는 지, 예를 들어 양이온 Ca²⁺ 및 Mg²⁺.

또한 BaO가 가장 불안정한 알칼리 토금속 인 BaO 이온²⁺ 와 O^2- 크기가 상당히 다르므로 결정이 불안정합니다..

불안정한 BaO 경향은 더 작다.₂ 분해되어 BaO를 형성한다. SrO 과산화물과 달리₂, CaO₂ 및 MgO₂, 산화물이보다 안정하다..

수화물

바오 (BaO)₂ 수화물의 형태로 발견 될 수 있으며, 그 중 BaO₂∙ 8H₂아니면 가장 안정적입니다. 실제로 이것은 무수 바륨 퍼 옥사이드 대신에 판매되는 것입니다. 무수물을 얻으려면 BaO를 350 ° C에서 건조해야합니다₂∙ 8H₂또는 물을 제거 할 목적으로.

그 결정 구조는 또한 정방이지만, 8 개의 H 분자₂또는 O와 상호 작용₂^2- 수소 결합을 통해, 그리고 Ba²⁺ 쌍극자 - 이온 상호 작용을 통한.

구조가 많은 다른 수화물은 다음과 같습니다 : BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O 및 BaO₂∙ H₂O.

준비 또는 합성

과산화 바륨의 직접 제조는 그것의 산화물의 산화로 이루어진다. 이것은 광물 중정석 또는 염질 질산염 바륨, Ba (NO₃)₂; 둘 다 공기 분위기에서 가열되거나 산소가 풍부한.

또 다른 방법은 차가운 수성 매질에서 Ba (NO)₃)₂ 과산화 나트륨 :

바 (NO₃)₂ + Na₂O₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

이어서, 수화물 BaO₂∙ xH₂또는 가열을 거쳐 여과되고 진공을 사용하여 건조됩니다.

등록 정보

외관

그것은 불순물 (BaO, Ba (OH)₂, 또는 다른 화학 종). 매우 높은 온도로 가열되면, Ba 양이온의 전자 전이로 인해 녹색 불꽃이 방출됩니다.²⁺.

분자 질량

169.33 g / mol.

밀도

5.68 g / mL.

융점

450 ° C.

끓는점

800 ℃ 이 값은 이온 화합물에 대해 예상되는 것과 일치합니다. 더욱 안정한 알칼리 토금속 과산화물을 함유하고 있습니다. 그러나 BaO는 실제로 끓이지 않습니다.₂, 기체 산소는 열분해의 결과로 방출된다..

물에 대한 용해도

불용성 그러나 천천히 가수 분해하여 과산화수소를 생산할 수 있으며, H₂O₂; 또한, 희석 된 산을 첨가하면 수성 매질에서의 용해도가 증가한다.

열분해

하기의 화학 반응식은 BaO에 의한 열분해 반응₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

반응은 온도가 800 ℃ 이상일 경우에만 일방적이다. 즉시 압력이 증가하고 온도가 낮아지면 BaO 전체가 다시 BaO로 변환됩니다₂.

명명법

BaO 이름을 짓는 또 다른 방법₂ 그것은 전통적인 명명법에 따라 과산화 바륨입니다. 바륨은 그 화합물에 단지 원자가가 +2 일 수 있기 때문에.

틀림없이, 체계적인 명명법은 이산화 바륨 (binoxide)을 산화제가 아니라 과산화물이 아닌 것으로 간주하기 위해 이산화 바륨.

용도

산소 생산자

미네랄 중정석 (BaO)을 사용하여 약 700 ° C의 온도에서 산소 함량을 제거하기 위해 드래프트로 가열됩니다.

생성 된 과산화물이 진공 하에서 약하게 가열되면, 산소는보다 신속하게 재생되고, 중정석은 무한정 재사용되어 산소를 저장하고 생산할 수있다.

이 과정은 L. D. Brin에 의해 상업적으로 고안되었으며, 요즘은 구식이다..

과산화수소 생산자

과산화 바륨은 황산과 반응하여 과산화수소를 생성합니다.

바오₂ + H₂그래서₄ => H₂O₂ + BaSO₄

그러므로 그것은 H의 근원이다₂O₂, 무엇보다도 BaO 수화물로 조작₂∙ 8H₂O.

이들 언급 된 두 가지 용도에 따르면, BaO₂ O의 발달을 허용한다.₂ 및 H₂O₂, 두 산화제, 유기 합성 및 섬유 및 염료 산업에서의 미백 공정에 사용된다. 그것은 또한 좋은 살균제입니다..

또한, BaO₂ 다른 과산화물, 예를 들어 나트륨, Na₂O₂, 및 기타 바륨 염.

참고 문헌

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