Bariumperoxid Eigenschaften, Formel, Eigenschaften



Die Bariumperoxid, auch "Bariumperoxid" oder "Bariumdioxid" genannt, ist eine anorganische Verbindung, die die Formel BaO aufweist2. Dieser weiße Feststoff mit einer grauen Erscheinung, wenn er unrein ist, ist einer der häufigsten anorganischen Peroxide und war die erste Peroxidverbindung, die entdeckt wurde.

Unter seinen Eigenschaften ist es, ein Oxidationsmittel zu sein und eine grüne Farbe lebendig zu geben, wenn es verbrannt wird - wie alle Bariumverbindungen, so ist es manchmal üblich, es in Feuerwerkskörpern zu finden. Früher wurde es als Vorläufer von Wasserstoffperoxid aus der Reaktion zwischen Bariumperoxid-Octahydrat und Wasser verwendet. Es ist auch geruchlos.

Abb. 1. Aussehen von Bariumperoxid. Von Ondřej Mangl (Eigenes Werk) [Public domain], über Wikimedia Commons.

Wenn es sich um die Vereinigung eines Metalls mit einem Nichtmetall handelt, ist seine Bindung überwiegend ionisch, so dass es die Eigenschaften aufweist, die ihnen diese Art von Verbindung zuweist.

Formel

Die Bariumperoxidformel ist BaO2, so dass es die Kombination eines Erdalkalimetalls - Barium - ist, die mit der Wertigkeit +2 wirkt, und ein nichtmetallisches Element wie Sauerstoff, das mit der Wertigkeit -2 wirkt. Die Einheiten von Bariumperoxid sind in dem Raum angeordnet, der eine tetragonale Struktur annimmt.

Abb. 2. Tetragonale Struktur im Raum. Durch Quatrostein (Eigene Arbeit) [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) oder CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], über Wikimedia Commons

Eigenschaften und Eigenschaften

Da es ein Peroxid ist, enthält es zwei Untereinheiten von O2 ~ ², und wenn es in seiner festen Form vorliegt, ist es isomorph zum Calcium- oder Calciumcarbonat CaC2.

Zeigt schlechte Wasserlöslichkeit (Paez Muñoz, nd) (Löslichkeit = 15 g / l bei 0, 0,091 g / 100 ml bei 20 ° C, wenn Octahydrat) und zersetzt sich, wenn sie über 800 ° C erhitzt, vorbei an oxidischen von Barium - BaO - und molekularem Sauerstoff - O2-. Es ist in der Lage, leicht in Wasser zu hydrolysieren, wodurch Bariumhydroxid - Ba (OH)2 - und Wasserstoffperoxid - H2O2 -. Seine oxidierende Kraft macht es in der Lage, das Fe zu oxidieren2+ zum Glauben3+.

Weitere hervorzuhebende Funktionen 

  • Molekülmasse169,33 g / mol, wenn es wasserfrei ist, und 313,45 g / mol, wenn es oktahydriert ist.
  • Aussehen: Weiß zieht gräulich an, wenn es wasserfrei ist (siehe Fig. 1), und einfarbig, wenn es oktahydriert ist.
  • Schmelz- und Siedepunkte: 450 º C bzw. 800 º C.

Anzeigen von Daten der Verbindung (PubChem, 2016) zeigt, dass es beim Erhitzen zersetzt, und auch mit Wasser und Säuren kontaktieren Sauerstoff und Wasserstoffperoxid, welches die Brandgefahr erhöht.

Zusätzlich zu der Eigenschaft, ein starkes Oxidationsmittel zu sein, reagiert es heftig mit brennbaren und reduzierenden Materialien. Kontakt mit Wasser dieser Substanz kann eine Reaktionstemperatur und eine Sauerstoffkonzentration erzeugen, die hoch genug ist, damit die organischen Materialien verbrennen können.

Es reagiert auch explosionsartig mit wasserfreier Essigsäure (CAMEO Chemicals, 2016) aufgrund der Bildung von Acetylperoxid. Es brennt, wenn es mit Aluminiumpulver oder Kohlenstoff-Silizium-Legierungen gemischt wird. Holz kann auch brennen, wenn es mit diesem Peroxid gerieben wird. Es bildet auch hochreaktive Mischungen mit Materialien, die brennbar sind.

Synthese

Um Metallperoxide zu erhalten, wird üblicherweise die Umsetzung des entsprechenden Oxids mit Wasserstoffperoxid im entsprechenden Lösungsmittel durchgeführt.

Im Fall von Bariumperoxid, ist es keine Ausnahme, und tritt eine reversible Reaktion von Bariumoxid mit molekularem Sauerstoff, so daß das Peroxid etwa 500 ° C gebildet wird, und Sauerstoff wird von der frei 820 ºC.

Diese Synthesereaktion war die Grundlage für die Produktion von Sauerstoff im bekannten "Brin-Prozess". Die Reaktion wurde durch Joseph-Louis Homosexuell-Lussac entdeckt, und im Jahr 1811, der Louis-Jacques und Jean-Baptiste Thenards Boussingault Wissenschaftler versuchten, diese Reaktion zu verwenden, um einen Prozess zu erhalten, aus dem Sauerstoff produzieren könnte. Der Prozess war in ein paar Zyklen nützlich, aber später wurde es ineffizient.

Andere Verbindungen wie Natriumperoxid Na2Oder, und SrO Strontiumoxid, haben ein ähnliches Verhalten wie Bariumperoxid.

Eine der Anwendungen, für die Bariumperoxid verwendet wurde, ist die Herstellung von Wasserstoffperoxid durch die folgende Reaktion:

Bariumsulfat - - ist eine unlösliche Verbindung, die durch Filtration von der Reaktionsmischung abgetrennt werden kann und so Wasserstoffperoxid erhält.

Es ist auch, wie bereits erwähnt, als Oxidationsmittel, sondern ist ein toxisches Produkt, da, wenn verursacht Reizungen der Schleimhäute, Hals und Nase inhaliert Berührung mit den Augen oder der Haut kann zu schweren Verbrennungen eingesetzt.

Verschlucken verursacht übermäßigen Speichelfluss, Erbrechen, Koliken, Durchfall, konvulsives Zittern, Pulsbeschleunigung, Bluthochdruck, Blutungen usw. sowie Schädigung von Darm, Nieren und sogar Muskelparalyse. Seine Verwendung ist sehr begrenzt, einschließlich jener Anwendungen, bei denen andere Peroxide üblicherweise verwendet werden, wie Bleichmittel und Desinfektionsmittel.

Es wird auch verwendet (New Jersey Department of Health und Senior Services, 2001) in Aluminium-Schweißen und beim Färben einiger Textilien.

Referenzen

  1. CAMEO-Chemikalien. (2016). BARIUMPEROXID | NOAA Abgerufen am 9. Januar 2017 von cameochemicals.noaa.gov.
  2. New Jersey Department of Health und Senior Services. (2001). Bariumperoxid. Datenblatt für gefährliche Substanzen.
  3. Páez Muñoz, A. (N. d.). Praxis 1: Alkali- und Erdalkalimetalle. Abgerufen am 9. Januar 2017 von ocwus.us.es.
  4. PubChem. (2016). BARIUMPEROXID | BaO2. Abgerufen am 9. Januar 2017, von publem.ncbi.nlm.nih.gov.
  5. Royal Society of Chemistry. (2016). Substanz: Bariumperoxid - Learn Chemistry Wiki. Abgerufen am 9. Januar 2017 von rsc.org.