Peróxido de bário (BaO2): estrutura, propriedades e usos - Ciência - 2023

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o peróxido de bário é um composto iônico e inorgânico cuja fórmula química é BaO₂. Por ser um composto iônico, consiste em íons Ba²⁺ Eu₂^2-; o último é o que é conhecido como ânion peróxido, e por causa dele BaO₂ adquire seu nome. Sendo este o caso, o BaO₂ é um peróxido inorgânico.

As cargas de seus íons revelam como esse composto é formado a partir dos elementos. O metal de bário do grupo 2 fornece dois elétrons para a molécula de oxigênio, O₂, cujos átomos não são usados para reduzir a ânions de óxido, OU^2-, mas devem ser mantidos juntos por um único link, [O-O]^2-.

O peróxido de bário é um sólido granular à temperatura ambiente, de cor branca com leves tons acinzentados (imagem superior). Como quase todos os peróxidos, deve ser manuseado e armazenado com cuidado, pois pode acelerar a oxidação de certas substâncias.

De todos os peróxidos formados por metais do grupo 2 (Sr. Becambara), BaO₂ é termodinamicamente o mais estável contra sua decomposição térmica. Quando aquecido, ele libera oxigênio e é produzido óxido de bário, BaO. BaO pode reagir com o oxigênio no ambiente, em altas pressões, para formar BaO novamente₂.

Estrutura

A imagem superior mostra a célula unitária tetragonal do peróxido de bário. Dentro dele podem ser vistos os cátions Ba²⁺ (esferas brancas), e os ânions O₂^2- (esferas vermelhas). Observe que as esferas vermelhas são unidas por uma única ligação, portanto, elas representam a geometria linear [O-O]^2-.

A partir desta célula unitária, os cristais BaO podem ser construídos₂. Se observado, o ânion O₂^2-é visto como rodeado por seis Ba²⁺, obtendo um octaedro cujos vértices são brancos.

Por outro lado, ainda mais evidente, cada Ba²⁺ é cercado por dez O₂^2- (esfera branca no centro). Todo cristal consiste nessa ordem constante de curto e longo alcance.

Energia de rede cristalina

Se as esferas brancas vermelhas também forem observadas, será notado que elas não diferem muito em seus tamanhos ou raios iônicos. Isso ocorre porque o Ba cation²⁺ é muito volumoso, e suas interações com o ânion O₂^2- estabilizar a energia da rede do cristal em um grau melhor em comparação com como, por exemplo, cátions de cálcio²⁺ e Mg²⁺.

Da mesma forma, isso explica porque o BaO é o mais instável dos óxidos alcalino-terrosos: os íons Ba.²⁺ Eu^2- eles diferem consideravelmente em tamanho, desestabilizando seus cristais.

Por ser mais instável, menor é a tendência do BaO₂ decompor para formar BaO; ao contrário dos peróxidos SrO₂, CaO₂ e MgO₂, cujos óxidos são mais estáveis.

Hidratos

O BaO₂ podem ser encontrados na forma de hidratos, dos quais BaO₂∙ 8H₂Ou é o mais estável de todos; e de fato, é este que se comercializa, ao invés do peróxido de bário anidro. Para obter o anidro, o BaO deve ser seco a 350 ° C₂∙ 8H₂Ou, com o propósito de retirar a água.

Sua estrutura cristalina também é tetragonal, mas com oito moléculas de H₂O interagindo com o O₂^2- através de ligações de hidrogênio, e com o Ba²⁺ por interações dipolo-íon.

Outros hidratos, de cujas estruturas não há muita informação a esse respeito, são: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O e BaO₂∙ H₂OU.

Preparação ou síntese

A preparação direta do peróxido de bário consiste na oxidação de seu óxido. Isso pode ser usado a partir do mineral barita ou do sal de nitrato de bário, Ba (NO₃)₂; ambos são aquecidos em atmosfera enriquecida com ar ou oxigênio.

Outro método consiste em reagir em meio aquoso frio o Ba (NO₃)₂com peróxido de sódio:

Banheiro₃)₂+ Na₂OU₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Em seguida, o hidrato BaO₂∙ xH₂Ou é submetido a aquecimento, filtrado e finalizado por secagem a vácuo.

Propriedades

Aparência física

É um sólido branco que pode ficar acinzentado se contiver impurezas (tanto BaO, Ba (OH)₂, ou outras espécies químicas). Se for aquecido a uma temperatura muito alta, ele emitirá chamas esverdeadas, devido às transições eletrônicas das bases.²⁺.

Massa molecular

169,33 g / mol.

Densidade

5,68 g / mL.

Ponto de fusão

450 ° C

Ponto de ebulição

800 ° C. Este valor está de acordo com o que se deve esperar de um composto iônico; e ainda mais, do peróxido de terra alcalino mais estável. No entanto, o BaO realmente não ferve₂Em vez disso, o oxigênio gasoso é liberado como resultado de sua decomposição térmica.

Solubilidade em água

Insolúvel. No entanto, pode sofrer hidrólise lentamente para produzir peróxido de hidrogênio, H₂OU₂; e, além disso, sua solubilidade em meio aquoso aumenta se um ácido diluído for adicionado.

Decomposição termal

A seguinte equação química mostra a reação de decomposição térmica que BaO sofre₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

A reação é unilateral se a temperatura estiver acima de 800 ° C. Se a pressão for imediatamente aumentada e a temperatura diminuir, todo o BaO será transformado de volta em BaO₂.

Nomenclatura

Outra forma de nomear o BaO₂ é peróxido de bário, segundo a nomenclatura tradicional; já que o bário só pode ter a valência +2 em seus compostos.

Erroneamente, a nomenclatura sistemática é usada para se referir a ele como dióxido de bário (binóxido), considerando-o um óxido e não um peróxido.

Formulários

Produtor de oxigênio

Utilizando o mineral barita (BaO), é aquecido com correntes de ar para retirar seu conteúdo de oxigênio, a uma temperatura em torno de 700 ° C.

Se o peróxido resultante for suavemente aquecido sob vácuo, o oxigênio é regenerado mais rapidamente e a barita pode ser reutilizada indefinidamente para armazenar e produzir oxigênio.

Este processo foi idealizado comercialmente por L. D. Brin, agora obsoleto.

Produtor de peróxido de hidrogênio

O peróxido de bário reage com o ácido sulfúrico para produzir peróxido de hidrogênio:

Feixe₂+ H₂SW₄ => H₂OU₂ + BaSO₄

Portanto, é uma fonte de H₂OU₂, manipulado especialmente com seu hidrato BaO₂∙ 8H₂OU.

De acordo com esses dois usos mencionados, o BaO₂ permite o desenvolvimento de O₂ e H₂OU₂, ambos agentes oxidantes, em síntese orgânica e em processos de branqueamento na indústria têxtil e de coloração. É também um bom agente desinfetante.

Além disso, do BaO₂outros peróxidos podem ser sintetizados, como sódio, Na₂OU₂e outros sais de bário.

Referências

S.C. Abrahams, J Kalnajs. (1954). A estrutura cristalina do peróxido de bário. Laboratório de Pesquisa de Isolamento, Instituto de Tecnologia de Massachusetts, Cambridge, Massachusetts, EUA.
Wikipedia. (2018). Peróxido de bário. Recuperado de: en.wikipedia.org
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