- Structure
- Énergie de réseau cristallin
- Hydrate
- Préparation ou synthèse
- Propriétés
- Apparence physique
- Masse moléculaire
- Densité
- Point de fusion
- Point d'ébullition
- Solubilité dans l'eau
- Décomposition thermique
- Nomenclature
- Applications
- Producteur d'oxygène
- Producteur de peroxyde d'hydrogène
- Références
Le peroxyde de baryum est un composé ionique et inorganique dont la formule chimique est BaO 2. Étant un composé ionique, il se compose d' ions Ba 2+ et O 2 2-; Ce dernier est ce qu'on appelle l'anion peroxyde, et à cause de lui BaO 2 acquiert son nom. Ainsi, BaO 2 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 2, dont les atomes ne les utilisent pas pour se réduire aux anions oxyde, O 2-, mais pour rester unis par une simple liaison, 2-.
Solide BaO2. Source: Ondřej Mangl, de Wikimedia Commons
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 2 est thermodynamiquement le plus stable face à sa décomposition thermique. Lorsqu'il est chauffé, il libère de l'oxygène et de l'oxyde de baryum, BaO, est produit. Le BaO peut réagir avec l'oxygène de l'environnement, à des pressions élevées, pour former à nouveau du BaO 2.
Structure
Structure cristalline de BaO2. Source: Orci, via Wikimedia Commons
L'image du haut montre la cellule unitaire tétragonale du peroxyde de baryum. À l'intérieur, vous pouvez voir les cations Ba 2+ (sphères blanches) et les anions O 2 2- (sphères rouges). Notez que les sphères rouges sont jointes par une liaison simple, elles représentent donc une géométrie linéaire 2-.
À partir de cette cellule unitaire, des cristaux de BaO 2 peuvent être construits. S'il est observé, l'anion O 2 2- est vu entouré de six Ba 2+, obtenant un octaèdre dont les sommets sont blancs.
Par contre, encore plus évident, chaque Ba 2+ est entouré de dix O 2 2- (sphère blanche au centre). Tout le cristal se compose de cet ordre constant à courte et longue portée.
Énergie de 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. En effet, le cation Ba 2+ est très volumineux et ses interactions avec l'anion O 2 2- stabilisent l'énergie du réseau du cristal à un meilleur degré par rapport à la façon dont, par exemple, les cations Ca 2+ et Mg le feraient. 2+.
Ceci explique également pourquoi BaO est le plus instable des oxydes alcalino-terreux: les ions Ba 2+ et O 2- diffèrent considérablement en taille, déstabilisant leurs cristaux.
Comme il est plus instable, plus la tendance du BaO 2 à se décomposer pour former BaO est faible; Contrairement aux peroxydes SrO 2, CaO 2 et MgO 2, dont les oxydes sont plus stables.
Hydrate
BaO 2 se présente sous forme d'hydrates, dont BaO 2 ∙ 8H 2 O 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 2 ∙ 8H 2 O doit être séché à 350 ° C, afin d'éliminer l'eau.
Sa structure cristalline est également tétragonale, mais avec huit molécules de H 2 O interagissant avec O 2 2- par des liaisons hydrogène, et avec Ba 2+ par des interactions dipôle-ion.
Les autres hydrates, dont les structures sont peu renseignées à ce sujet, sont: BaO 2 ∙ 10H 2 O, BaO 2 ∙ 7H 2 O et BaO 2 ∙ H 2 O.
Préparation ou synthèse
La préparation directe du peroxyde de baryum consiste en l'oxydation de son oxyde. Celui-ci peut être utilisé à partir de la barytine minérale ou du sel de nitrate de baryum, Ba (NO 3) 2; les deux sont chauffés dans une atmosphère enrichie en air ou en oxygène.
Une autre méthode consiste à faire réagir Ba (NO 3) 2 avec du peroxyde de sodium en milieu aqueux froid:
Ba (NO 3) 2 + Na 2 O 2 + xH 2 O => BaO 2 ∙ xH 2 O + 2NaNO 3
Ensuite, l' hydrate de BaO 2 * xH 2 O est chauffé, filtré et séché sous vide.
Propriétés
Apparence physique
C'est un solide blanc qui peut devenir grisâtre s'il contient des impuretés (BaO, Ba (OH) 2 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 2+.
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, le peroxyde alcalino-terreux le plus stable. Cependant, BaO 2 ne bout pas réellement, mais de l'oxygène gazeux est libéré du fait de sa décomposition thermique.
Solubilité dans l'eau
Insoluble. Cependant, il peut lentement subir une hydrolyse pour produire du peroxyde d'hydrogène, H 2 O 2; 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 2:
2BaO 2 <=> 2BaO + O 2
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 2.
Nomenclature
Une autre façon de nommer BaO 2 est le 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 chauffé doucement 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 LD Brin, maintenant obsolète.
Producteur de peroxyde d'hydrogène
Le peroxyde de baryum réagit avec l'acide sulfurique pour produire du peroxyde d'hydrogène:
BaO 2 + H 2 SO 4 => H 2 O 2 + BaSO 4
C'est donc une source de H 2 O 2, manipulée surtout avec son hydrate BaO 2 ∙ 8H 2 O.
Selon ces deux utilisations citées, le BaO 2 permet le développement d'O 2 et d'H 2 O 2, tous deux oxydants, dans les synthèses organiques et dans les procédés de blanchiment dans les industries du textile et de la teinture. C'est aussi un bon désinfectant.
De plus, d' autres peroxydes peuvent être synthétisés à partir de BaO 2, tels que le sodium, Na 2 O 2 et d'autres sels de baryum.
Références
- SC 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
- Wikipédia. (2018). Peroxyde de baryum. Récupéré de: en.wikipedia.org
- Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (Quatrième édition). Mc Graw Hill.
- Atomistry. (2012). Peroxyde de baryum. Récupéré de: barium.atomistry.com
- 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
- PubChem. (2019). Peroxyde de baryum. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- PrebChem. (2016). Préparation de peroxyde de baryum. Récupéré de: prepchem.com