Caractéristiques du peroxyde de baryum, formule, propriétés

Le peroxyde de baryum, également appelé "peroxyde de baryum" ou "dioxyde de baryum", est un composé inorganique de formule BaO_2. Ce solide blanc, d'apparence grise lorsqu'il est impur, est l'un des peroxydes inorganiques les plus courants et a été le premier composé peroxyde à être découvert.

Parmi ses propriétés, il faut être un agent oxydant et donner une couleur verte à la vie lorsqu'il est brûlé - comme tous les composés de baryum, il est donc parfois courant de le trouver dans des feux d'artifice. Auparavant, il était utilisé comme précurseur du peroxyde d'hydrogène, à partir de la réaction entre le peroxyde de baryum octahydraté et l'eau. Il est également inodore.

Lorsqu'il s'agit de l'union d'un métal avec un non-métal, sa liaison est principalement ionique, il aura donc les propriétés que ce type de lien leur attribue.

Formule

La formule au peroxyde de baryum est BaO₂, de sorte que c'est la combinaison d'un métal alcalino-terreux - le baryum - qui agira avec la valence +2, et un élément non métallique tel que l'oxygène, qui agira avec la valence -2. Les unités de peroxyde de baryum sont disposées dans l'espace en acquérant une structure tétragonale.

Propriétés et caractéristiques

Étant un peroxyde, il contient deux sous-unités de O2 ~ ², et quand il est sous sa forme solide, il est isomorphe au calcium ou au carbonate de calcium CaC₂.

Présente une mauvaise solubilité dans l'eau (Paez Muñoz, nd) (solubilité = 15 g / L à 0, 0,091 g / 100 ml à 20 ° C, lorsque octahydrate), et se décompose lorsqu'il est chauffé au-dessus de 800 ° C, l'oxyde passant de baryum - BaO- et oxygène moléculaire -O₂-. Il est capable d'hydrolyser légèrement dans l'eau, donnant de l'hydroxyde de baryum - Ba (OH)₂ - et peroxyde d'hydrogène - H₂O₂ -. Son pouvoir oxydant le rend capable d'oxyder le Fe²⁺ à la foi³⁺.

Autres fonctionnalités à mettre en évidence 

• Masse moléculaire: 169,33 g / mol lorsqu'il est anhydre et 313,45 g / mol lorsqu'il est octahydraté.
• Apparence: Blanc tirant à grisâtre lorsqu'il est anhydre (voir Fig. 1), et couleur unie lorsqu'il est octahydraté.
• Points de fusion et d'ébullition: 450 º C et 800 º C respectivement.

Affichage des données du composé (PubChem, 2016) montre qu'il se décompose lorsqu'il est chauffé, et également au contact avec l'eau et les acides produisant de l'oxygène et du peroxyde d'hydrogène, ce qui augmente les risques d'incendie.

Outre sa caractéristique d'oxydant fort, il réagit violemment avec les matières combustibles et les réducteurs. Le contact avec l'eau de cette substance peut produire une température de réaction et une concentration en oxygène suffisamment élevées pour que les matières organiques puissent brûler.

Il réagit également de manière explosive avec l'acide acétique anhydre (CAMEO Chemicals, 2016), en raison de la formation de peroxyde d'acétyle. Il brûle lorsqu'il est mélangé avec de la poudre d'aluminium ou des alliages carbone-silicium. Le bois peut aussi brûler s'il est frotté avec ce peroxyde. Il forme également des mélanges hautement réactifs avec des matériaux combustibles.

Synthèse

Pour obtenir des peroxydes métalliques, la réaction de l'oxyde correspondant avec le peroxyde d'hydrogène dans le solvant correspondant est habituellement effectuée.

Dans le cas du peroxyde de baryum, il ne fait pas exception, et se produit une réaction réversible de l'oxyde de baryum avec de l'oxygène moléculaire, de sorte que le peroxyde est formé autour de 500 ° C, et de l'oxygène est libéré de la 820 ºC.

Cette réaction de synthèse était la base de la production d'oxygène dans le fameux "procédé Brin". La réaction a été découverte par Joseph-Louis Gay-Lussac, et en 1811, les scientifiques Louis-Jacques et Jean-Baptiste Thenards Boussingault a essayé d'utiliser cette réaction pour obtenir un processus à partir duquel pourrait produire de l'oxygène. Le processus a été utile en quelques cycles, mais plus tard, il est devenu inefficace.

Autres composés tels que le peroxyde de sodium Na₂Ou, et SrO oxyde de strontium, ont des comportements similaires, au peroxyde de baryum.

L'une des applications pour lesquelles le peroxyde de baryum a été utilisé est la production de peroxyde d'hydrogène par la réaction suivante:

Le sulfate de baryum - - est un composé insoluble que l'on peut séparer du mélange réactionnel par filtration et obtenir ainsi du peroxyde d'hydrogène.

Il est également utilisé comme mentionné précédemment, comme agent oxydant, mais étant un produit toxique, car lorsque provoque une irritation des muqueuses, le cou et le nez inhale contact avec les yeux ou la peau peut causer des brûlures graves.

L'ingestion provoque une salivation excessive, des vomissements, des coliques, de la diarrhée, des tremblements convulsifs, une accélération du pouls, une pression artérielle élevée, des hémorragies, etc. Son utilisation est très limitée, y compris les utilisations courantes des autres peroxydes, tels que l'eau de javel et le désinfectant.

Il est également utilisé (New Jersey Department of Health and Senior Services, 2001) dans le domaine du soudage de l'aluminium et de la teinture de certains textiles.

Références

1. CAMEO Chemicals. (2016). PEROXYDE DE BARYUM | NOAA Extrait le 9 janvier 2017 de cameochemicals.noaa.gov.
2. Département de la santé et des services supérieurs du New Jersey. (2001). Peroxyde de baryum. Fiche d'information sur les substances dangereuses.
3. Páez Muñoz, A. (n.d.). Pratique 1: Métaux alcalins et alcalino-terreux. Extrait le 9 janvier 2017 de ocwus.us.es.
4. PubChem. (2016). PEROXYDE DE BARYUM | BaO2. Récupéré le 9 janvier 2017 à l'adresse pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
5. Société royale de chimie. (2016). Substance: Peroxyde de baryum - Apprenez chimie Wiki. Extrait le 9 janvier 2017 de rsc.org.