Содержание
Оксид бария, характеристика, свойства и получение, химические реакции
Оксид бария, характеристика, свойства и получение, химические реакции.
Оксид бария – неорганическое вещество, имеет химическую формулу BaO.
Краткая характеристика оксида бария
Физические свойства оксида бария
Получение оксида бария
Химические свойства оксида бария
Химические реакции оксида бария
Применение и использование оксида бария
Краткая характеристика оксида бария:
Оксид бария – неорганическое вещество, не имеющее цвета.
Так как валентность бария равна двум, то оксид бария содержит один атом кислорода и один атом бария.
Химическая формула оксида бария BaO.
В воде не растворяется, а реагирует с ней.
Физические свойства оксида бария:
| Наименование параметра: | Значение: |
| Химическая формула | BaO |
| Синонимы и названия иностранном языке | barium oxide (англ. ) |
| Тип вещества | неорганическое |
| Внешний вид | бесцветные кубические кристаллы |
| Цвет | без цвета |
| Вкус | —* |
| Запах | — |
| Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 | 5720 |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 | 5,72 |
| Температура кипения, °C | 2000 |
| Температура плавления, °C | 1920 |
| Молярная масса, г/моль | 153,3394 |
* Примечание:
— нет данных.
Получение оксида бария:
Оксид бария получают в результате следующих химических реакций:
- 1. сжиганием бария в кислороде:
2Ba + О2 → 2BaО.
- 2. путем термического разложения гидроксида бария:
Ba(OH)2 → BaO + H2О (t = 780-800 oC).
- 3. путем термического разложения карбоната бария:
BaCO3 → BaO + CO2 (t = 1000-1450 oC).
- 4. путем термического разложения нитрата бария:
2Ba(NO3)2 → 2BaO + 4NO2 + O2 (t = 620-670 oC).
Химические свойства оксида бария. Химические реакции оксида бария:
Оксид бария относится к основным оксидам.
Химические свойства оксида бария аналогичны свойствам основных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
1. реакция оксида бария с бериллием:
BaO + Be → Ba + BeO (t = 270 oC).
В результате реакции образуется барий и оксид бериллия. Таким образом, барий восстанавливается из оксида бария бериллием при температуре 270 oC.
2. реакция оксида бария с алюминием:
3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O3 (t = 1200 oC),
2Al + 4BaO → Ba(AlO2)2 + 3Ba (t = 1100-1200 oC),
2Al + 4BaO → BaAl2O4 + 3Ba (t = 1100-1200 oC).
В результате реакции в первом случае образуется барий и оксид алюминия. Таким образом, барий восстанавливается из оксида бария алюминием при температуре 1200 oC.
Во втором и третьем случаях образуется барий и соль – алюминат бария.
3. реакция оксида бария с кремнием:
3BaO + Si → 2Ba + BaSiO3 (t = 1200 oC).
В результате реакции образуется соль – силикат бария и барий.
4. реакция оксида бария с кислородом:
BaO + O2 → 2BaO2 (t = 500 oC).
В результате реакции образуется пероксид бария.
5. реакция оксида бария с водой:
BaO + H2O → Ba(OH)2.
В результате реакции образуется гидроксид бария.
6. реакция оксида бария с оксидом цинка:
BaO + ZnO → BaZnO2 (t = 1100 oC).
В результате реакции образуется cоль – цинкат бария.
7. реакция оксида бария с оксидом титана:
BaO + TiO2 → BaTiO3.
В результате реакции образуется соль – метатитанат бария.
8. реакция оксида бария с оксидом кадмия:
BaO + CdO → BaCdO2 (t = 1100 oC).
В результате реакции образуется оксид бария-кадмия.
9. реакция оксида бария с оксидом меди:
BaO + Cu2O → BaCu2O2 (t = 500-600 oC).
В результате реакции образуется оксид бария-меди.
10. реакция оксида бария с оксидом германия:
BaO + GeO2 → BaGeO3 (t = 1200 oC).
В результате реакции образуется соль – метагерманат бария.
11. реакция оксида бария с оксидом гафния:
BaO + HfO2 → BaHfO3 (t = 1800-2200 oC).
В результате реакции образуется оксид гафния-бария.
12. реакция оксида бария с оксидом марганца:
BaO + MnO → BaMnO2 (t = 1800 oC),
8BaO + MnO2 → Ba8MnO10 (t = 800 oC).
В результате реакции образуется в первом случае оксид бария-марганца, во втором – оксид марганца-октабария.
13. реакция оксида бария с оксидом никеля:
BaO + NiO → BaNiO2 (t = 1200 oC).
В результате реакции образуется оксид никеля-бария.
14. реакция оксида бария с оксидом циркония:
BaO + ZrO2 → BaZrO3 (t = 1800-2200 oC).
В результате реакции образуется оксид циркония-бария (цирконат бария).
15. реакция оксида бария с оксидом олова:
BaO + SnO → BaSnO2 (t = 1000 oC).
В результате реакции образуется оксид олова-бария.
16. реакция оксида бария с оксидом ванадия:
2BaО + VО2 → Ba2VО4 (t = 1500-1700 oC).
В результате реакции образуется соль – тетраоксованадат бария.
17. реакция оксида бария с оксидом углерода:
BaO + CO2 → BaCO3.
В результате реакции образуется соль – карбонат бария.
18. реакция оксида бария с оксидом серы:
BaO + SO3 → BaSO4.
В результате реакции образуется соль – сульфат бария.
19. реакция оксида бария с плавиковой кислотой:
BaO + 2HF → BaF2 + H2O.
В результате химической реакции получается соль – фторид бария и вода.
20. реакция оксида бария с азотной кислотой:
BaO + 2HNO3 → 2Ba(NO3)2 + H2O.
В результате химической реакции получается соль – нитрат бария и вода.
21. реакция оксида бария с ортофосфорной кислотой:
3BaO + 2H3PO4 → Ba3(PO4)2 + 3H2O.
В результате химической реакции получается соль – ортофосфат бария и вода.
Аналогично проходят реакции оксида бария и с другими кислотами.
22. реакция оксида бария с бромистым водородом (бромоводородом):
BaO + 2HBr → BaBr2 + H2O.
В результате химической реакции получается соль – бромид бария и вода.
23. реакция оксида бария с йодоводородом:
BaO + 2HI → BaI2 + H2O.
В результате химической реакции получается соль – йодид бария и вода.
Применение и использование оксида бария:
Оксид бария применяется в качестве покрытия различных приборов, а также наполнителя, компонента и катализатора в химической промышленности и в производстве стекла.
Примечание: © Фото //www.
pexels.com, //pixabay.com
оксид бария реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида бария
реакции с оксидом бария
Коэффициент востребованности
6 068
Оксид бария: способы получения и химические свойства
Оксид бария BaO — бинарное неорганическое вещество. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при высоких температурах. Энергично реагирует с водой (образуется щелочной раствор). Проявляет основные свойства.
Относительная молекулярная масса Mr = 153,33; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 5,72; tпл ≈ 2020º C.
1. Оксид бария получается при разложении карбоната бария при температуре 1000 — 1450º C. В результате разложения образуется оксид бария и углекислый газ:
BaCO3 = BaO + CO2
2.
В результате разложения нитрата бария при температуре 620 — 670º С образуется оксид бария, оксид азота (IV) и кислород:
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2
3. Оксид бария можно получить сжиганием бария в в кислороде при температуре до 500º С, в результате реакции образуется оксид бария:
2Ba + O2 = 2BaO,
4. Пероксид бария разлагается при температуре выше 790º С с образованием оксида бария и кислорода:
2BaO2 = 2BaO + O2
5. Карбонат бария вступает в реакцию с углеродом (коксом) и образует оксид бария и угарный газ при выше 1000º С:
BaCO3 + C = BaO + 2CO
1.
Оксид бария реагирует с простыми веществами:
1.1. Оксид бария реагирует с кислородом при температуре до 500º С и образует пероксид бария:
2BaO + O2 = 2BaO2
1.2. При 1100 — 1200º С оксид бария вступает в реакцию с алюминием и образует барий и алюминат бария:
4BaO + 2Al = 3Ba + Ba(AlO2)2
1.3. Оксид бария вступает во взаимодействие с кремнием при 1200º С с образованием силиката бария и бария:
3BaO + Si = BaSiO3 + 2Ba
2. Оксид бария взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Оксид бария взаимодействует с кислотами:
Оксид бария с разбавленной соляной кислотой образует хлорид бария и воду:
BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
2.
2. Оксид бария реагирует с кислотными оксидами.
Оксид бария при комнатной температуре реагирует с углекислым газом с образованием карбоната бария:
BaO + CO2 = BaCO3
2.3. Оксид бария взаимодействует с водой при комнатной температуре, образуя гидроксид бария:
BaO + H2O = Ba(OH)2
Понравилось это:
Нравится Загрузка…
Бром — Sciencemadness Wiki
Бром — химический элемент, третий по легкости галоген в периодической таблице и единственный неметалл, который находится в жидком состоянии при комнатной температуре. Он имеет химический символ Br и атомный номер 35. Эта темно-красно-коричневая жидкость пользуется большим спросом в качестве реагента и коллекционного образца, хотя она очень опасна и сложна в обращении и хранении.
Содержание
- 1 Свойства
- 1.1 Химическая
- 1.2 Физический
- 2 Наличие
- 3 Подготовка
- 4 проекта
- 5 Обращение
- 5.1 Безопасность
- 5.2 Хранение
- 5.3 Утилизация
- 6 Каталожные номера
- 6.1 Соответствующие темы Sciencemadness
Свойства
Химические
Бромные свойства представляют собой смесь хлора и йода, как и следовало ожидать. Менее окисляя, чем хлор и фтор, и в большей степени, чем йод, бром только вытеснит йод из йодистых солей.
Бром весьма реактивен по отношению ко многим элементам, бурно реагируя с большинством металлов. Он также способен реагировать со многими неметаллами и металлоидами, такими как твердые халькогены, пниктогены, а также при высоких температурах кремний и германий.
Классическая реакция – поместить небольшое количество алюминиевой фольги в жидкий бром.
После значительной задержки (часто около 30 секунд) из-за оксидного слоя алюминий плавится и загорается. Это выбрасывает белые искры с большими облаками оранжевого брома и белых паров бромида алюминия. Сделано намеренно в контролируемой среде, это создает захватывающее зрелище. Однако, если сделать это случайно и без предосторожности, эта реакция будет губительной.
Бром находит множество важных применений в органической химии, прежде всего для введения атомов брома в соединение. Бром довольно легко реагирует с алкенами, алкинами и многими ароматическими соединениями. В сочетании с каталитическими количествами фосфора он также способен к α-хлорированию карбоновых кислот и является предпочтительным реагентом для бромирования чувствительных спиртов. Обе эти реакции происходят через трибромид фосфора; в качестве альтернативы вместо него можно использовать непосредственно трибромид фосфора.
Физический
Подобно хлориду, бромид-ион обычно не влияет на цвет соединения, но сам элемент имеет очень яркий оранжевый/красный цвет как в виде жидкости, так и в виде газа, подобно диоксиду азота.
Его можно легко наливать, так как он не очень вязкий и смачивает стекло, когда в нем есть вода, но полностью не высыхает. Таким образом, желательно полностью высушить образцы брома перед их ампулированием.
Запах брома довольно трудно описать, иногда его называют чем-то средним между хлором и йодом, но все же очень отчетливым. Дышать неприятно, не говоря уже о том, что это опасно.
Бром умеренно растворим в воде и легко растворим в растворах бромида. Окисляя бромиды, получают концентрированные растворы брома в бромиде (они обычно красного цвета и дымят бромным газом, но в отличие от брома заметно прозрачны), которые требуют перегонки для получения чистого элемента.
Доступность
Бром в ампулах доступен химическим компаниям и учреждениям, но обычно недоступен для частных лиц из-за ограничений на доставку и проблем со здоровьем и безопасностью для такого опасного химического вещества.
Соли бромида можно найти в Интернете относительно дешево и без ограничений по доставке.
Бромиды иногда также можно найти в магазинах для бассейнов в качестве замены традиционным средствам для ухода за бассейнами с хлором.
Подготовка
Существует несколько методов получения элементарного брома, ни один из которых не следует воспринимать легкомысленно.
В зависимости от имеющихся химикатов и требуемой степени чистоты существуют различные методы. Вероятно, самый популярный метод включает окисление брома в бромат посредством электролиза. Другие методы включают замещение хлором, но это приводит к межгалогенным соединениям и может быть довольно трудным.
Высокопродуктивный синтез с относительной легкостью включает окисление бромида натрия или калия перманганатом калия и избытком серной кислоты с последующей осторожной перегонкой в вытяжном шкафу или на открытом воздухе. В этом процессе перманганат калия добавляют к насыщенному раствору соли бромида, и смесь переносят в кипящую колбу простой дистилляционной установки. Серная кислота добавляется по каплям с использованием капельной воронки на протяжении всей перегонки, поскольку добавление является очень экзотермическим и может вызвать очень разрушительную неуправляемую реакцию, если ее добавлять неосторожно.
Разливы брома, а также остаточный бром, остающийся после этого в аппарате, можно нейтрализовать с помощью щелочных растворов бисульфита натрия или метабисульфита натрия (щелочность, получаемая от гидроксида натрия) или диоксида серы. Бром, полученный в этом процессе, будет содержать значительное количество воды, которую можно удалить путем сочетания механического разделения с использованием делительной воронки или пипетки и сушки с использованием такого агента, как концентрированная серная кислота. Вместо того, чтобы пытаться встряхнуть делительную воронку с бромом и серной кислотой, что рискованно, гораздо безопаснее добавлять серную кислоту к брому в колбе, охлажденной на ледяной бане. Затем разделите с помощью делительной воронки после перемешивания смеси.
Проекты
- Производство трибромида фосфора
- Броморганические соединения
- Приготовление бромной воды
- Межгалогенбромсодержащие соединения
- Получение серной кислоты с помощью электробромного процесса
Обращение
Безопасность
Тот, кто намеревается производить или использовать бром, должен тщательно изучить риски, соображения безопасности и опасности, связанные с этим элементом.
От повреждения, которое вызывает коррозия брома при контакте с кожей, до токсического воздействия густых паров на легочную ткань и до бурной реакции брома с восстановителями (особенно с алюминием), бром рассматривается многими, кто его изготовил. «злой элемент». Хотя его свойства очень интригуют, это определенно химическое вещество для более опытных химиков.
Жидкий бром чрезвычайно едкий, токсичный и окисляющий. Он очень легко дымит даже при низких температурах, а реакции с восстановителями часто нагревают его, создавая большое количество густых, токсичных оранжевых паров брома, которые небезопасны для дыхания.
Контакта с кожей с этим элементом следует избегать любой ценой. Было показано, что вдыхание паров брома и/или бромидов вызывает временную эректильную дисфункцию.
Растворы гидроксида натрия и сульфита/бисульфита/метабисульфита натрия или тиосульфатов должны быть в резерве, чтобы нейтрализовать любое рассеяние брома до безвредных солей брома.
Хранение
Бром известен тем, что убегает из контейнеров.
Единственное надежное решение — правильно запечатать его в стеклянной ампуле. Стеклянные бутылки с крышкой из ПТФЭ можно использовать в течение умеренного времени, хотя бром следует держать подальше от стальных предметов, так как пары вызывают их быструю ржавчину. Обычно, если она хранится в стеклянной таре, бутылка хранится в специальном шкафу, а крышка заклеивается парафильмовой лентой. Парафиновую ленту периодически меняют, особенно когда она начинает темнеть. В качестве альтернативы хранение брома в лабораторном морозильнике значительно снижает летучесть и, следовательно, облегчает хранение.
Утилизация
Бром можно нейтрализовать восстановителями, такими как тиосульфат натрия и метабисульфит натрия, которые восстанавливают его до безвредных ионов бромида.
References
Relevant Sciencemadness threads
- what do you use to store iodine/bromine
Phenol — Sciencemadness Wiki
Phenol , also known as carbolic acid , is an aromatic organic compound with the molecular formula С 6 Н 5 ОХ .
Содержание
- 1 Свойства
- 1.1 Химическая
- 1.2 Физический
- 2 Наличие
- 3 Подготовка
- 4 проекта
- 5 Обращение
- 5.1 Безопасность
- 5.2 Хранение
- 5.3 Утилизация
- 6 Каталожные номера
- 6.1 Соответствующие темы Sciencemadness
Недвижимость
Химический
Фенол слабокислотный, хотя все же более кислый, чем алифатические спирты (примерно в миллион раз более кислый), и при высоком pH дает феноксид (или фенолит ) анион, C 6 H 5 О − .
- PhOH ⇌ PhO − + H + ; (K = 10 −10 )
Он будет реагировать с металлическим натрием или гидроксидом натрия с образованием феноксида натрия. Однако, поскольку он слабее угольной кислоты, фенол не реагирует с карбонатами или бикарбонатами.
Фенол медленно окисляется на воздухе с образованием различных хинонов розового или темного цвета.
Ярко окрашенные комплексы переходных металлов образуются из водных растворов фенола и ионов некоторых металлов. В частности, ион железа (III) образует темно-фиолетовый комплекс с фенолом, похожий на его комплекс с салициловой кислотой.
Фенол восстанавливается до бензола при перегонке с цинковой пылью или пропускании его паров над гранулами цинка при 400°С: [1]
- C 6 H 5 OH + Zn → C 6 H 6 + ZnO
Физический
Фенол представляет собой летучее белое кристаллическое твердое вещество с отчетливым сладким и смолистым запахом. Умеренно растворим в воде (8,3 г/100 мл при 20 °С), но растворим в большинстве органических растворителей, таких как этанол, метанол, диэтиловый эфир, ацетон, хлороформ. Фенол имеет температуру плавления 40,5°С и температуру кипения 181,7°С. Его плотность составляет 1,07 г/см 3 .
Наличие
Фенол продается поставщиками химикатов.
Подготовка
Существует несколько способов получения фенола.
Исторически фенол получали пиролизом каменноугольной смолы.
Промышленный способ основан на окислении кумола воздухом при 90-130°С в присутствии щелочных добавок (процесс Удриса-Сергеева) с получением гидропероксида кумола с последующим расщеплением серной кислотой на фенол и ацетон:
- С 6 Н 5 CH (Ch 3 ) 2 + O 2 → C 6 H 5 C (CH 3 ) 2 C 2 ) 2 C 8 ). 3 COCH 3
Другие методы включают гидролиз хлорбензола с использованием основания (процесс Доу) или пара (процесс Рашига-Хукера), прямое окисление бензола закисью азота, окисление толуола воздухом или реакцию сильного основания с бензолсульфонатом.
Самый дешевый и доступный метод заключается в термическом разложении салициловой кислоты, которую можно купить в аптеке или получить из салицилата натрия добавлением сильной кислоты.
При осторожном нагревании салициловой кислоты в трубке образуется расплавленный фенол с выделением углекислого газа и паров фенола. Конденсатор можно использовать для извлечения образующихся паров фенола, чтобы увеличить выход. Перегонка под вакуумом также улучшит выход. [2]
Проекты
- Экстракция нуклеиновой кислоты
- Карболовое мыло
- Синтез моно-, ди- и тринитрофенола (пикриновой кислоты)
- Синтез циклогексанона
- Синтез фенолфталеина
- Получение бензола
Обращение
Безопасность
Фенол и его пары разъедают глаза, кожу и дыхательные пути. Его разъедающее действие на кожу и слизистые оболочки обусловлено эффектом дегенерации белка. Повторяющийся или продолжительный контакт кожи с фенолом может вызвать дерматит или даже ожоги второй и третьей степени. Вдыхание паров фенола может вызвать отек легких. Может оказывать вредное воздействие на центральную нервную систему, сердце, приводя к аритмии, судорогам и коме.
Длительное или повторное воздействие вещества может оказать вредное воздействие на печень и почки.
Хранение
Фенол следует хранить в закрытых бутылках, чтобы уменьшить запах. Поскольку он окисляется на воздухе, становясь розоватым, лучше всего хранить его в герметичных контейнерах или в трубке Шленка, наполненной инертным газом, особенно при длительном хранении.
Утилизация
Фенол можно уничтожить путем сжигания, однако из-за его высокой температуры воспламенения (79 °C) это трудно сделать без выделения большого количества раздражающих паров фенола, если только вы не используете печь для сжигания, оснащенную камерой дожигания. При сжигании фенола выделяются окись углерода, сажа, ЛОС, ПАУ и несгоревшие пары фенола. Фенол также можно смешать с более легковоспламеняющимся растворителем и сжечь в виде разбавленного раствора, лучше всего в атмосфере, богатой кислородом.
Цинковая пыль восстанавливает фенол до бензола при высоких температурах. Однако, поскольку бензол более летуч и токсичен, чем фенол, это не лучший метод утилизации.