Bao Bileşiğinin Adı

CAS Numarası:
EC Numarası:
Moleküler Ağırlık/ Molar Kütle: g/mol
Kimyasal Formül: BaH2O2

Baryum hidroksit, Ba(OH)2 formülüyle baryta olarak da adlandırılır.
Baryum hidroksit kokusuz, berrak beyaz bir tozdur.
Baryum hidroksit doğada zehirlidir.
Baryum hidroksit doğada iyoniktir, örneğin sulu çözeltideki Ba(OH)2 (baryum hidroksit), molekül başına iki hidroksit iyonu sağlayabilir.
Ba(OH)2 öncelikle diğer baryum ürünlerini üretmek için kullanılır.
Bu ürünlerin nasıl kullanıldığı daha sonra tartışılacaktır.

Baryum hidroksit ayrıca laboratuvarlarda zayıf asitlerin konsantrasyonunu ölçmek için kullanılır.
Bu işleme titrasyon denir.
Baryum hidroksit ayrıca cam, gres veya diğer alkalileri yapmak için kullanılır.
Baryum hidroksit ayrıca kanalizasyon suyunun arıtılmasında da kullanılır.
Baryum hidroksit pek çok mineralde mevcut olduğundan, baryum hidroksit doğada yaygın olarak bulunur.

Baryum hidroksit, karboksamidleri metalize etmek için tarif edilen tek reaktiftir Baryum hidroksit, baryum okside kıyasla daha az parçalayıcıydı.
Endüstriyel olarak baryum hidroksit, diğer baryum bileşiklerinin öncüsü olarak kullanılır.
Baryum hidroksit, çeşitli ürünlerden sülfatı kurutmak ve çıkarmak için kullanılır.
Baryum hidroksit, baryum sülfatın çok düşük çözünürlüğünden yararlanır.

Ba(OH)2 ayrıca laboratuvar kullanımlarına da uygulanır.
Baryum hidroksit, kimyasal formülü Ba(OH)2(H2O)x olan kimyasal bir bileşiktir.
Baryta veya baryta-su olarak bilinen monohidrat (x = 1), baryumun başlıca bileşiklerinden biridir.
Bu beyaz granül monohidrat, Baryum hidroksit, olağan ticari formdur.

Baryum hidroksit, Ba(OH)2 formülüne sahip kimyasal bileşiktir.
Baryta olarak da bilinen Baryum hidroksit, baryumun başlıca bileşiklerinden biridir.
Beyaz granül monohidrat, olağan ticari formdur.

Baryum hidroksitin laboratuvar kullanımları
Baryum hidroksit, analitik kimyada zayıf asitlerin, özellikle organik asitlerin titrasyonu için kullanılır.
Baryum karbonat suda çözünmediği için, sodyum hidroksit ve potasyum hidroksitten farklı olarak baryum hidroksitlerin berrak sulu çözeltisinin karbonat içermemesi garanti edilir.
Bu, çok daha az bazik olan karbonat iyonlarının varlığı nedeniyle titrasyon hatası riski olmadan fenolftalein veya timolftalein (alkalin renk değişiklikleriyle) gibi göstergelerin kullanımına izin verir.
Baryum hidroksit bazen organik sentezde güçlü bir baz olarak, örneğin esterlerin ve nitrillerin hidrolizi için ve aldol kondenzasyonlarında bir baz olarak kullanılır.

Dimetil hendekandioat içindeki iki eşdeğer ester grubundan birini hidrolize etmek gibi baryum hidroksitin çeşitli kullanımları vardır.
Baryum hidroksit ayrıca proseste baryum karbonat açığa çıkaran amino asitlerin dekarboksilasyonunda da kullanılmıştır.
Baryum hidroksit ayrıca siklopentanon, diaseton alkol ve D-gulonik y-laktonun hazırlanmasında da kullanılır.

Baryum hidroksit – Ba(OH)2 Kullanımları
Baryum hidroksit, sulu çözeltide güçlü bir kostik baz oluşturur.
Baryum hidroksitin birçok kullanımı vardır, örneğin sülfitler için bir test olarak; pestisitlerde; alkali ve cam üretiminde.
Soda kireci yerine Ba(OH)2 kireç kullanımı, yüksek sevofluran konsantrasyonu, yüksek emici sıcaklık ve taze emici kullanımı.
Baryum hidroksit, alkaliler, cam, yağ ve gres katkı maddeleri, baryum sabunları ve diğer baryum bileşiklerinin üretiminde kullanılır.

Baryum Hidrat oktahidrat, sıvalar ve duvar resimleri için bir sağlamlaştırıcı olarak yaygın olarak kullanılmaktadır.
Baryum Hidroksit, suda neredeyse çözünmeyen ve konsolidasyon etkisi veren bir tuz olan Baryum Karbonat oluşturmak için karbondioksit ile reaksiyona girer.
Ayrıca Baryum hidroksit, fresklerde çiçeklenme olarak bulunan Kalsiyum Sülfat (CaSO4) ile reaksiyona girerek son derece çözünmeyen bir tuz olan Baryum Sülfat (BaSO4) oluşturur.

Baryum hidroksitin hazırlanması ve yapısı:
Baryum hidroksit, baryum oksitin (BaO) suda çözülmesiyle hazırlanabilir:
BaO + H2O → Ba(OH)2
Baryum hidroksit, havada ısıtıldığında monohidrata dönüşen oktahidrat olarak kristalleşir.
°C'de vakumda, monohidrat BaO ve su verecektir.
Monohidrat katmanlı bir yapıya sahiptir (yukarıdaki resme bakın).
Ba2+ merkezleri kare bir anti-prizmatik geometriyi benimser.
Her Ba2+ merkezi, komşu Ba2+ merkez bölgelerine sırasıyla ikili ve üçlü köprü oluşturan iki su ligandı ve altı hidroksit ligandı ile bağlıdır.
Oktahidratta, bireysel Ba2+ merkezleri yine sekiz koordinatlıdır ancak ligandları paylaşmazlar.

Ba(OH)2 şu şekilde kullanılır:
- Yağlayıcı ve gres üretiminde katkı maddesi
- termoplastik reçineler, suni ipek ve PVC katkı maddesi
-sabun imalatı
-diğer baryum tuzlarının ve organik bileşiklerin kimyasal sentezi
-silikatların kaynaştırılması

Baryum Hidroksit Kullanımları
Baryum hidroksit, aşağıdakiler gibi bir dizi amaç için kullanılır:
-Alkali imalatında
-Cam yapımında
-Sentetik kauçuk vulkanizasyonunda
-Korozyon inhibitörlerinde
-Sondaj sıvıları, pestisitler ve yağlayıcılar olarak
-Kazan ölçeği çözümü için
-Bitkisel ve hayvansal yağların rafine edilmesi için
-fresk boyama için
-Yumuşatıcı suda
-Homeopatik ilaçların bir bileşeni olarak
-Asidik dökülmeleri temizlemek için
-Baryum hidroksit ayrıca şeker endüstrisinde pancar şekeri hazırlamak için kullanılır.

Baryum hidroksitin kullanım alanları nelerdir?
Endüstriyel olarak, baryum hidroksit, diğer birçok baryum bileşiğinin öncüsü olarak kullanılır.
Bu bileşiğin monohidratı, farklı ürünlerden sülfatı kurutmak ve çıkarmak için yaygın olarak kullanılır.
Bu uygulamada baryum sülfatın çok düşük çözünürlüğü kullanılır.

Baryum hidroksit nasıl hazırlanır?
Baryum hidroksit genellikle baryum oksidin (kimyasal formül: BaO) suda çözülmesiyle hazırlanır.
Bu reaksiyon için kimyasal denklem aşağıda verilmiştir.
BaO + 9 H2O → Ba(OH)2·8H2O
Baryum hidroksit, bu bileşiğin oktahidrat formuna kristalleştiği ve daha sonra havada ısıtılarak bir monohidrata dönüştürüldüğü not edilebilir.

CAS numarası:

(monohidrat)
(oktahidrat)
CHEBI
Kimyasal Örümcek:
ECHA Bilgi Kartı:
EC Numarası:
Gmelin Referansı:
PubChem Müşteri Kimliği:
RTECS numarası: CQ
UNII: 1OHB71MYBK
P27GID97XM: (monohidrat)
L5Q5V03TBN: (oktahidrat)
CompTox Panosu (EPA): DTXSID

Baryum hidroksitin tanımı:
Baryum Hidroksit beyaz granül bir bileşiktir.
Baryum hidroksit, Baryum oksit ve sudan oluşur.
Baryum hidroksit esas olarak diğer Baryum ürünlerini üretmek için kullanılır.
Baryum hidroksit, Ba(OH)₂ₓ kimyasal formülüne sahiptir.
Baryum elementinin başlıca bileşiklerinden biri, alternatif olarak baryta veya baryta-su olarak bilinen Baryum hidroksit monohidrattır.
Bununla birlikte, ticari alanda, baryumun beyaz granüler monohidratı birçok uygulama için kullanılmaktadır.

Baryum Hidroksit Kimyasal Yapısı
Baryum Oksitin kimyasal formülü Ba(OH)₂'dir.
Baryum Hidroksit kimyasal formülü ilginçtir.
Adından da anlaşılacağı gibi Baryum Hidroksit, Baryum ve Hidroksitten oluşur.
Yani mantıksal olarak, formül Ba(OH) olmalıdır.
O halde neden Baryum Hidroksit formülü olarak Ba(OH)₂ yazıyoruz?
Bunun nedeni, Baryumun iki pozitif iyona sahipken hidroksitin bir negatif iyona sahip olmasıdır.
Baryum'u nötr bir bileşik olarak göstermek için Baryum Hidroksite başka bir hidroksit ekliyoruz ve Baryum hidroksiti nötr hale getiriyoruz.

Baryum Hidroksit Özellikleri
Molar kütle
Baryum Hidroksit'in molar kütlesini bulmak için, bu bileşiği oluşturan elementlerin molar kütlelerini toplamamız gerekir.
Baryumun mol kütlesi veya moleküler ağırlığı 'tür.
Bileşikte sadece bir Baryum var.
Hidrojenin molar kütlesi 'dir.
Bileşikte iki hidrojen vardır.
Yani iki hidrojenin toplam molar kütlesi 'dır.
Molar oksijen kütlesi 'dur.
İki oksijen vardır ve bu nedenle kombine iki oksijenin toplam molar kütlesi 'dir.
Şimdi bu sayıları toplarsak elde ederiz.
Yani Baryum Hidroksit'in molar kütlesi g/mol'dür.

Baryum Oksit: Güçlü Bir Baz
Baz, hidroksit iyonları vermek için su ile reaksiyona giren kimyasal türlerdir.
Güçlü bir baz, kırılmamış bazdaki elementlerin sahip olduğu tam anyon ve katyon sayısını vermek için H2O'da tamamen ayrışabilen bazdır.

Kaynama noktası
Baryum Hidroksit santigrat derecede kaynar.
Kaynamaya devam ederseniz ve sıcaklık santigrat dereceye ulaşırsa, Baryum hidroksit ayrışır ve Baryum Oksit verir.
Baryum Hidroksitin Diğer Özellikleri
Baryum hidroksit rengi beyazdır.
Baryum hidroksit genellikle granüler katı olarak görünür.
Baryum hidroksit kokusuzdur.
Baryum Hidroksitin pH'ı 'dir.
Baryum Hidroksit monohidrat formunun yoğunluğu g/cm3'tür.
Oktahidrat formunun yoğunluğu ise g/cm3'tür.

Reaksiyonlar
Ba(OH)2, °C'ye ısıtıldığında baryum okside ayrışır.
Baryum hidroksit ile karbon dioksit reaksiyonu, baryum karbonat verir.
Baryum hidroksitlerin sulu çözeltisi, yüksek oranda alkali olduğundan, kuvvetli bir baz olması nedeniyle asitlerle nötralizasyon reaksiyonlarına girer.
Baryum hidroksit, özellikle zayıf organik asitlerin titrasyonlarını gerektiren reaksiyonlarda faydalıdır.
Böylece, Baryum hidroksit, sırasıyla sülfürik ve fosforik asitlerle baryum sülfat ve baryum fosfat oluşturur.
Hidrojen sülfür ile reaksiyon, baryum sülfür üretir.
Birçok çözünmeyen veya daha az çözünür baryum tuzlarının çökelmesi, bir baryum hidroksit sulu solüsyonu diğer metal tuzlarının birçok solüsyonu ile karıştırıldığında çift değiştirme reaksiyonundan kaynaklanabilir.
Baryum hidroksitin amonyum tuzları ile reaksiyonları kuvvetli endotermiktir.
Baryum hidroksit oktahidratın amonyum klorür veya amonyum tiyosiyanat ile reaksiyonu genellikle sınıfta kimya gösterimi olarak kullanılır ve suyu dondurmak için yeterince soğuk ve elde edilen karışımı çözmek için yeterli su üretir.

Bileşik Formül: BaH2O2
Molekül Ağırlığı:
Görünüm: Beyaz ila kirli beyaz toz, kristaller veya kristal toz
Erime Noktası: 78°C (°F)
Kaynama Noktası: °C (°F)
Yoğunluk: 3,74 g/cm3
Monoizotopik Kütle:

Ba(OH)2, daha yüksek (temel) pH ortamlarıyla uyumlu kullanımlar için suda yüksek oranda çözünmeyen kristal Baryum kaynağıdır.
Hidrojen atomuna bağlı bir oksijen atomundan oluşan OH-anyonu olan hidroksit, doğada yaygın olarak bulunur ve fiziksel kimyada en çok çalışılan moleküllerden biridir.
Hidroksit bileşikleri, baz katalizinden karbon dioksitin saptanmasına kadar çeşitli özelliklere ve kullanımlara sahiptir.
yılında bir dönüm noktası deneyinde, JILA'daki (Joint Laboratuar Astrofizik Enstitüsü) bilim adamları, hidroksit moleküllerini kullanarak ilk kez bileşiklerin buharlaşarak soğutulmasını sağladılar; bu, kimyasal reaksiyonları kontrol etmek için yeni yöntemlere yol açabilecek ve bir dizi disiplini etkileyebilecek bir keşif, atmosfer bilimi ve enerji üretim teknolojileri dahil.
Baryum Hidroksit genellikle çoğu ciltte hemen mevcuttur.
Ultra yüksek saflıkta ve yüksek saflıkta bileşimler, bilimsel standartlar olarak hem optik kaliteyi hem de kullanışlılığı artırır.
Baryum hidroksit, zayıf asitleri titre etmek için kullanılabilen suda ("baryta suyu") bir alkalin çözeltisi oluşturur, çünkü Baryum hidroksitlerin berrak sulu çözeltisinin karbonat içermemesi garanti edilir (baryum karbonat suda çözünmez).

Baryum Hidroksit Suda Çözünür mü?
Baryum Hidroksit'in suda çözünürlüğü orta düzeydedir.
Bununla birlikte, bu bileşik asetonda çözünmez.
Oda sıcaklığında Baryum hidroksit bir çözelti üretebilir.
Baryum Hidroksit çözeltisinin yaklaşık mol dm-3 konsantrasyonuna sahip olduğu bulunmuştur.

Kimyasal formül: Ba(OH)2
Molar kütle:
g/mol (susuz)
g/mol (monohidrat)
g/mol (oktahidrat)
Görünüm: beyaz katı
Yoğunluk:
g/cm3 (monohidrat)
g/cm3 (oktahidrat, 16 °C)
Erime noktası:
78 °C ( °F; K) (oktahidrat)
°C (monohidrat)
°C (susuz)
Kaynama noktası: °C ( °F; K)

Baryum hidroksitin Fiziksel Özellikleri:
Baryum hidroksit, kokusu olmayan beyaz renkli bir katıdır.
Baryum hidroksit, g mL-1 (monohidrat formunda) ve g mL-1 (oktahidrat formunda) yoğunluğa sahiptir.
Erime noktaları 78 ºC (oktahidrat formunda), ºC (monohidrat formunda) ve ºC (susuz formda)'dir.
Kaynama noktası yaklaşık ºC'dir.
Her 3 form da düşük sıcaklıklarda suda az çözünür, ancak sudaki çözünürlük sıcaklık artışıyla artar.

Baryum hidroksitin Kimyasal Özellikleri:
Baryum hidroksit, hidroksil anyonlarının salınması nedeniyle Baryum hidroksiti suda çözdüğümüzde alkali çözeltiler üretir.
Baryum hidroksit, baryum tuzlarının yapımında yararlıdır çünkü Baryum hidroksit, baryum fosfat vb. ilgili tuzları üretmek için sülfürik, fosforik ve diğer asitlerle reaksiyona girebilir.

Baryum hidroksitin kullanım alanları:
Baryum hidroksit, Baryum hidroksiti, kimya endüstrisinde çeşitli çeşitli işlemlerde kullandığımız baryum fosfat, baryum sülfür ve baryum sülfat gibi diğer baryum tuzlarını üretmek için bir baryum kaynağı olarak kullanma yeteneğine sahiptir.
Ayrıca, Baryum hidroksit alkali özelliklerinden dolayı zayıf asitlerin titrasyonu için analitik bir standartta baryum hidroksit de kullanabiliriz.

Baryum hidroksitin Laboratuvar Kullanımları:
Baryum hidroksit, analitik kimyada, özellikle organik asitler için kullanılır.
Bununla birlikte, baryum hidroksitlerin berrak sulu çözeltisi, baryum karbonat suda çözünmediğinden, sodyum hidroksit ve potasyum hidroksitten farklı olarak karbonat içermediğinden emin olmaktır.
Bu, fenolftalein veya timolftalein (alkalin renkte değişikliklerle) gibi göstergelerin, çok daha az bazik olan karbonat iyonlarının varlığından kaynaklanan titrasyon hatası riski olmadan kullanılmasına izin verir.

Tarafımızdan sunulan Baryum Hidroksit, kimya endüstrisinde, makine imalatında ve metal işlemede kullanılmaktadır.
Kimya endüstrisinde Baryum hidroksit, baryum tuzu üretimi için kullanılır.
Baryum hidroksit, ısıl işlem tuzlarının üretimi için kullanılır; Baryum hidroksit ayrıca kazan suyu arıtımı ve Sülfat tuzu elektrolizi için de kullanılır.
Ba(OH)2 pigment yapımında, seramik ürünlerinde solmayı önlemek için kullanılır.
Baryum hidroksit ayrıca tekstil endüstrisinde ve deri endüstrisinde mordan ve suni paspas ajanları olarak ve elektronik endüstrisinde kullanılmaktadır.
Baryum hidroksit, Ba(OH)2 formülüne sahip kimyasal bileşiktir.
Baryta veya baryta-su olarak da bilinen Baryum hidroksit, baryumun başlıca bileşiklerinden biridir.

Suda çözünürlük, BaO kütlesi (Ba(OH)2 değil):
1,67 g/ mL (0 °C)
3,89 g/ mL (20 °C)
4,68 g/ mL (25 °C)
5,59 g/ mL (30 °C)
8,22 g/ mL (40 °C)
11,7 g/ mL (50 °C)
20,94 g/ mL (60 °C)
,4 g/ mL ( °C)
Diğer çözücülerde çözünürlük: düşük
Baziklik (pKb): 0,15 (birinci OH–), 0,64 (ikinci OH–)
Manyetik duyarlılık (χ): −·10−6 cm3/mol
Kırılma indeksi (nD): (oktahidrat)

Baryum hidroksit, Ba(OH)2 moleküler formülüne ve g/mol moleküler ağırlığa sahiptir.
Baryum hidroksit, prizmatik, renksiz kristalleri çok sıvı olan bir anhidrat olarak oluşur.
Standart serbest oluşum enerjisi, mevcut sıcaklık aralığında ΔGr° = 49, – T (cal/mol) denklemiyle verilir.
Termodinamik çevrimden, baryum ve iki hidroksil grubu arasındaki bağ enerjisinin kcal/mol olduğu bulunmuştur.

Daha iyi bir hazırlama yöntemi, nitrata NaOH eklenmesini içerir.
Baryum hidroksit oldukça çözünür olduğundan, Ba(OH)2·8H2O'yu kristalize etmek için çözeltiyi buharlaştırmak için Baryum hidroksit gereklidir.
Bu kristalleşmeye yardımcı olmak için etanol eklenir.
Kristaller, sodyum iyonlarını uzaklaştırmak için soğuk etanol içinde yıkanır ve daha sonra kurutulur.
Baryum hidroksit oktahidrat, yaşlanmayla çözünürlüğünde değişiklik göstermeyen ve artan sıcaklıkla sudaki çözünürlüğü artan kristalli çökeltiler oluşturur.

Oktahidrat ısıtıldığında yaklaşık 78 °C'de monohidrata ve yaklaşık °C'de anhidrata ayrışır.
Kristalli baryum hidroksit oktahidratın termal dehidrasyonu incelenmiştir.
Oktahidrat önce kendi hidrasyon sularında (78 °C) Baryum hidroksitlerde çözünür ve daha sonra yaklaşık °C'de trihidrat oluşturmak için dört su kaybeder.
Trihidrat stabil değildir ve °C'de elde edilen monohidrattır.
Havada kademeli ısıl işlem, °C'de susuz baryum hidroksit oluşumuna yol açar.
Baryum oksit, atıl bir atmosferde yaklaşık °C'de oluşur.
Hidroksit, °C sıcaklık aralığında doğrudan peroksite dönüştürülür.

Baryum hidroksit uygulaması:
Düşük sıcaklıklarda BaTiO3 oluşturmak için ıslak kimyasal jel-kristalit dönüşümünde kullanılan reaktif.

Baryum hidroksitin hazırlanması:
Baryum hidroksit, baryum oksitin (BaO) suda çözülmesiyle hazırlanabilir.
BaO + 9H2O → Ba(OH)2·8H2O
Baryum hidroksit, havada ısıtıldığında monohidrata dönüşen oktahidrat olarak kristalleşir.
°C'de vakumda, monohidrat BaO verir.

Baryum hidroksitin kullanım alanları:
Baryum hidroksit, analitik kimyada zayıf asitlerin, özellikle organik asitlerin titrasyonu için kullanılır.
Baryum karbonat suda çözünmediği için, sodyum hidroksit ve potasyum hidroksitin aksine, baryum hidroksitlerin berrak sulu çözeltisinin karbonat içermemesi garanti edilir.
Bu, zayıf bazik karbonat iyonlarının varlığı nedeniyle titrasyon hatası riski olmadan fenolftalein veya timolftalein (alkalin renk değişiklikleri ile) gibi göstergelerin kullanımına izin verir.
Baryum hidroksit, organik sentezde, örneğin esterlerin ve nitrillerin hidrolizi için güçlü bir baz olarak kullanılır.
Baryum hidroksit, dimetil hendekandioattaki iki eşdeğer ester grubundan birini hidrolize etmek için kullanılmıştır.
Baryum hidroksit ayrıca siklopentanon, diaseton alkol ve D-Gulonic γ-laktonun hazırlanmasında da kullanılır.
Baryum hidroksit, endotermik reaksiyonların gösterilmesinde kullanılır, çünkü bir amonyum tuzu ile karıştırıldığında, ısı çevreden emildiğinden reaksiyon soğur.

Baryum hidroksitin çeşitli uygulamaları:
Baryta adı altında, homeopatik ilaçlarda Baryum hidroksit kullanılır.
Baryum hidroksit ayrıca asit dökülmelerini temizlemek için kullanılır.
Ayrıca baryta adı altında baskı amaçlı fotoğraf kağıdı üretiminde Baryum hidroksit kullanılmaktadır.

derece: teknik derece
Kalite Seviyesi:
tahlil: ~%95
form: toz
mp: > °C (yanıyor)
yoğunluk: 25 °C'de 2,2 g/mL (lit.)
SMILES dizisi: O[Ba]O
InChI: 1S/Ba.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2
InChI anahtarı: RQPZNWPYLFFXCP-UHFFFAOYSA-L

Baryum hidroksiti ayrıca Ba(OH)2 formülüyle 'baryta' olarak da biliyoruz.
Baryum hidroksit, kristal beyaz renkli ve kokusuz bir tozdur.
Ayrıca, Baryum hidroksit bazı tehlikeli özelliklerinden dolayı doğada çok zehirlidir.
Baryum hidroksit doğada iyoniktir, örneğin, sulu çözeltideki Ba(OH)2(baryum hidroksit) 2 hidroksit iyonu/molekül verebilir.
Bununla birlikte, karboksamidleri metalize etmek için tanımladığımız tek reaktif baryum hidroksittir.
Ek olarak, baryum hidroksit, baryum oksitten daha az parçalayıcıydı.
Aşağıdaki Baryum Hidroksit Formülüne bir göz atalım.

Baryum Hidroksit Nedir?
Baryum Hidroksit, Ba(OH)2 formülüne sahip kimyasal bileşiktir.
Baryum Hidroksit, Baryum Oksit (BaO) suda çözülerek hazırlanabilir:
BaO + 9 H2O → Ba(OH)2·8H2O
Baryum hidroksit, havada ısıtıldığında Monohidrata dönüşen Oktahidrat olarak kristalleşir.
Her iki kalite de PVC Stabilizatörlerde / Yağlayıcılarda ve ayrıca mükemmel bir ısı stabilizatöründe sıklıkla kullanılır.

Baryum hidroksitin Formülü ve Yapısı:
Baryum hidroksitin kimyasal bir formülü vardır, yani Ba(OH)2.
Baryum hidroksitin molar kütlesi sırasıyla g mol-1, ve g mol-1 olmak üzere susuz, monohidrat ve oktal hidrat olmak üzere 3 tipte bulunabilir.
Bileşiğin yapısı 2 hidroksil anyon, (OH–) ve 1 baryum katyon (Ba2+) ile oluşturulmuştur.

Baryum hidroksit hidratlanırsa, katyonların ve anyonların çevresinde bir veya sekiz su molekülü olacaktır.
Ek olarak, Baryum hidroksitlerin kimyasal yapısı, temel olarak organik moleküller için kullandığımız ortak temsillerde bir görüntü şeklinde aşağıda mevcuttur.

Ba(OH)2: Baryum Hidroksit
Yoğunluk: 3,74 g/cm³
Moleküler Ağırlık/ Molar Kütle: g/mol
Kaynama Noktası: °C
Erime Noktası: 78 °C
Kimyasal Formül: BaH2O2

Baryum hidroksitin pH Değeri:
Baryum hidroksitin ph değeri aslında Baryum hidroksit konsantrasyonuna bağlıdır.
Bununla birlikte, Baryum hidroksitin pH'ı -2 civarındadır.
Bu, Baryum hidroksitin doğada oldukça bazik olduğunu gösterir.

Yoğunluk: Baryum hidroksit, g cm-3 başına yoğunluğa sahiptir.
Moleküler Formül: Baryum Hidroksit Oktahidrat'ın moleküler formülü BaH18O10'dur.

BARYUM HİDROKSİT
BaH2O2
Baryum Hidroksit Susuz
baryumhidroksit
Aetzbaryt
baryum(II) hidroksit
baryum(2+) hidroksit
baryum (II) hidroksit
ACMCalr7
CHEBI
DTXSID
AKOS
S
FT
D
Q
[RN]
[RN]
Baryum hidroksit (Ba(OH)2), monohidrat
Baryum hidroksit hidrat () [ACD/IUPAC Adı]
Baryum hidroksit monohidrat
BARYUM HİDROKSİT, OKTAHİDRAT
Baryumhidroksidhidrat () [Almanca] [ACD/IUPAC Adı]
Hydroxyde de baryum, hidrat () [Fransızca] [ACD/IUPAC Adı]
[RN]
Baryum hidroksit hidrat
baryum hidroksit monohidrat, %95
baryum hidroksit, monohidrat
baryum(2+) ve dihidroksit ve hidrat
BARYUM(2+) HİDRAT DİHİDROKSİT
BARYUM(2+) İYON HİDRAT DİHİDROKSİT
baryumhidroksidehidrat
baryumhidroksidemonohidrat
MFCD

baryum peroksit kimyasal formülü BaO olan bir iyonik ve inorganik bileşiktir.₂. İyonik bir bileşik olan Ba ​​iyonlarından oluşur.²⁺ ve O₂^2-; sonuncusu peroksit anyonu olarak bilinen şeydir ve bu nedenle BaO₂ adını aldı. Durum böyle, BaO₂ Bu inorganik bir peroksit.

İyonlarının yükleri, bu bileşiğin elementlerden nasıl oluştuğunu gösterir. Grup 2'deki baryum metali oksijen molekülüne iki elektron verir VEYA₂, atomları oksit anyonlarına indirgenmek için kullanmayan, OR^2-, ama basit bir bağlantıyla birleşik kalmak, [O-O]^2-.

Baryum peroksit oda sıcaklığında granül bir katıdır, hafif grimsi tonlarda beyazdır (üstten görüntü). Neredeyse tüm peroksitlerde olduğu gibi, bazı maddelerin oksidasyonunu hızlandırabildiğinden dikkatli kullanılmalı ve saklanmalıdır..

BaO grubundaki metallerin oluşturduğu tüm peroksitlerin (Bay Becambara)₂ termodinamik olarak, termal ayrışması karşısında en stabil olanıdır. Isıtıldığında oksijen açığa çıkarır ve baryum oksit, BaO üretir. BaO, BaO'yu tekrar oluşturmak için, yüksek basınçlarda, ortamdaki oksijenle reaksiyona girebilir₂.

indeks

• 1 yapı
  • Kristal kafes enerjisi
  • Hidratlar
• 2 Hazırlama veya sentez
• 3 Özellikler
  • Fiziksel görünüm
  • Moleküler kütle
  • Yoğunluk
  • Erime noktası
  • Kaynama noktası
  • Suda çözünürlük
  • Isıl ayrışma
• 4 Adlandırma
• 5 kullanır
  • Oksijen üreticisi
  • Hidrojen peroksit üreticisi
• 6 Kaynakça

yapı

Baryum peroksitin dörtgen ünite hücresi, üst resimde gösterilmiştir. İçinde ba katyonları görülebilir.²⁺ (beyaz küreler) ve anyonlar O₂^2- (kırmızı küreler). Kırmızı kürelerin tek bir bağla bağlandığına dikkat edin, bu yüzden doğrusal geometriyi temsil eder [O-O]^2-.

Bu üniter hücreden, BaO kristallerini oluşturabilirsiniz.₂. Gözlenirse, anyon O₂^2- altı Ba ile çevrili olduğu görülmektedir.²⁺, köşeleri beyaz olan bir oktahedron elde etmek.

Öte yandan, her Ba daha belirgin²⁺ on O ile çevrili₂^2- (beyaz merkez küre). Tüm kristal, kısa ve uzun aralıktaki bu sabit düzenden oluşur..

Kristal kafes enerjisi

Ayrıca kırmızı beyaz küreler gözlenirse, boyutlarında veya iyon yarıçaplarında çok fazla farklılık göstermedikleri not edilecektir. Bunun nedeni Ba katyonunun²⁺ Çok hacimlidir ve anyon O ile etkileşimleri₂^2- Kristalin retiküler enerjisini, örneğin katyonlar Ca ile karşılaştırıldığında nasıl daha iyi stabilize edeceğini²⁺ ve Mg²⁺.

Ayrıca, BaO'nun neden kararsız alkalin toprak oksitleri olduğunu açıklar: Ba iyonları²⁺ ve O^2- Kristalleri kararsızlaştırarak, boyutlarında önemli ölçüde farklılık gösterirler..

Daha dengesiz olduğu için BaO trendi daha küçük₂ BaO oluşturmak üzere ayrışmak; SrO peroksitlerinin aksine₂, CaO₂ ve MgO₂, oksitleri daha kararlı olan.

hidratlar

BaO₂ BaO olan hidratlar şeklinde bulunabilir₂∙ 8H₂Veya hepsinden en istikrarlı olanıdır; ve aslında, susuz baryum peroksit yerine, pazarlanan budur. Susuz elde etmek için BaO ° C'de kurutulmalıdır₂∙ 8H₂Veya, suyu gidermek amacıyla.

Kristalin yapısı da dörtgen, ancak sekiz H molekülü ile birlikte₂Veya O ile etkileşime girme₂^2- hidrojen bağları aracılığıyla ve Ba ile²⁺ dipol-iyon etkileşimleri ile.

Yapıları hakkında fazla bilgi sahibi olmayan diğer hidratlar: BaO₂∙ 10H₂O, BaO₂∙ 7H₂O ve BaO₂∙ H₂Ey.

Hazırlama veya sentez

Baryum peroksitin doğrudan hazırlanması oksitinin oksidasyonundan oluşur. Bu, mineral baritten veya Bait (NO) tuz nitrat baryumundan kullanılabilir.₃)₂; her ikisi de bir hava atmosferinde ısınmaya maruz kalır veya oksijenle zenginleştirilir.

Başka bir yöntem, Ba (NO) 'nun soğuk sulu bir ortamda reaksiyona sokulmasıdır₃)₂ sodyum peroksit ile:

Ba (NO)₃)₂ + na₂Ey₂ + xH₂O => BaO₂∙ xH₂O + 2NaNO₃

Sonra hidrat BaO₂∙ xH₂Veya ısıtmaya maruz kalır, süzülür ve vakumla kurumaya başlar.

özellikleri

Fiziksel görünüm

Safsızlık gösterirse grimsi hale gelebilecek beyaz bir katıdır (BaO, Ba (OH)₂, veya diğer kimyasal türler). Çok yüksek bir sıcaklığa ısıtılırsa, Ba katyonların elektronik geçişleri nedeniyle yeşilimsi alevler yayar.²⁺.

Moleküler kütle

g / mol.

yoğunluk

g / mL.

Erime noktası

° C.

Kaynama noktası

° C Bu değer, iyonik bir bileşikten beklenenin ne olduğunu kabul eder; ve daha da fazlası, daha stabil alkalin toprak peroksitin. Ancak, BaO gerçekten kaynatmıyor₂, ancak termal ayrışma sonucu gaz halinde oksijen açığa çıkar..

Suda çözünürlük

Çözümlenemeyen. Bununla birlikte, hidrojen peroksit H üretmek için yavaşça hidrolize uğrayabilir₂Ey₂; ve ayrıca, seyreltilmiş bir asit ilave edilirse sulu ortamdaki çözünürlüğü artar.

Termal ayrışma

Aşağıdaki kimyasal denklem BaO'nun yaşadığı termal bozunma reaksiyonunu göstermektedir₂:

2BaO₂ <=> 2BaO + O₂

Reaksiyon sadece sıcaklık ° C'nin üzerindeyse tek yönlüdür. Derhal basınç arttırılır ve sıcaklık düşer, BaO'nun tamamı BaO'ya geri dönüştürülür₂.

terminoloji

BaO'yu adlandırmanın başka bir yolu₂ geleneksel terminolojiye göre baryum peroksit; baryum bileşiklerinde sadece +2 değerine sahip olabileceğinden.

Yanlış bir şekilde, sistematik isimlendirme, bir peroksit değil bir oksit olduğu düşünüldüğünde baryum dioksit (binoksit) olarak adlandırmak için kullanılır..

uygulamaları

Oksijen üreticisi

Mineral baritten (BaO) faydalanarak, oksijen içeriğini ° C civarında bir sıcaklıkta ortadan kaldırmak için cereyan ile ısıtılır..

Elde edilen peroksit vakum altında zayıf bir ısıtmaya maruz kalırsa, oksijen daha hızlı bir şekilde yenilenir ve barit oksijen depolamak ve üretmek için süresiz olarak tekrar kullanılabilir.

Bu süreç ticari olarak, günümüzde kullanılmayan L. D. Brin tarafından geliştirilmiştir..

Hidrojen peroksit üreticisi

Baryum peroksit, hidrojen peroksit üretmek için sülfürik asitle reaksiyona girer:

BaO₂ + 'H₂GB₄ => H₂Ey₂ + BaSO₄

Bu nedenle H kaynağıdır₂Ey₂, her şeyden önce BaO hidratı ile manipüle₂∙ 8H₂Ey.

Bahsedilen bu iki kullanıma göre, BaO₂ O gelişmesine izin verir₂ ve H₂Ey₂, Hem oksitleyici ajanlar, hem organik sentezlerde hem de tekstil ve boya endüstrisinde beyazlatma işlemlerinde. Aynı zamanda iyi bir dezenfektan ajan.

Ek olarak, BaO'dan₂ Sodyum, Na gibi diğer peroksitler sentezlenebilir₂Ey₂, ve diğer baryum tuzları.

referanslar

1. SC Abrahams, J Kalnajs. (). Baryum peroksitin kristal yapısı. Yalıtım Araştırma Laboratuvarı, Massachusetts Teknoloji Enstitüsü, Cambridge, Massachusetts, ABD..
2. Vikipedi. (). Baryum peroksit. Alınan: funduszeue.info
3. Shiver ve Atkins. (). İnorganik kimya (Dördüncü baskı). Mc Graw Hill.
4. Atomistry. (). Baryum peroksit. Alınan kaynak: funduszeue.info
5. Khokhar ve diğ. (). Baryum Peroksit Süreci İçin Laboratuar Ölçeği Hazırlama ve Geliştirme Çalışması. Aldığı kaynak: funduszeue.info
6. Pubchem. (). Baryum peroksit. Alınan: funduszeue.info
7. PrebChem. (). Baryum peroksit hazırlanması. Alınan kaynak: funduszeue.info

Kovalent bağlı bileşikleri konusu

26 Şubat saat de Kimya dersi öğretmenimiz Figen Üstün gözetiminde 9A sınıfı kendi  sınıflarında  Kovalent bağlı bileşiklerin adlandırılması konusu Eba destegi ile işlendi. 

Bileşiklerin adlandırılmasında iki cins atomdan oluşan bileşikleri adlandırmak kolaydır. Metal adı tam olarak yazılır, ametal atomunun isminin sonuna uygun bir ek getirilir ve o şekilde yazılıp okunur.

İkiden fazla cins atomdan oluşan bileşiklerde farklı bir yol izlenir. Bazı bileşiklerin özel adı vardır. Özel isme sahip bu bileşikler başka bir bileşik veya atom ile yeni bir bileşik oluşturduğunda özel bileşiğin isminin bilinmesi gerekmektedir. 

Oksijenin metallerle oluşturduğu bileşikler oksit veya peroksit olarak adlandırılır.

İyonik Bileşiklerin Adlandırılması

1- 1 Metal ve 1 Ametal Elementinden Oluşan Bileşikler

Bir cins metal ve bir cins ametal atomundan oluşan bileşikleri adlandırılırken kural aşağıdaki şekildedir.

Metal adı + ametal adı + ek

Burada ek ametal adı ile birleşen bir ektir. Bu ek; genellikle "ür" ekidir.

Örnekler:

K2S → Potasyum sülfür

NaBr → Sodyum bromür

CaF2 → Kalsiyum florür

BeS → Berilyum sülfür

LiH → Lityum hidrür

KBr → Potasyum bromür

BaS → Baryum sülfür

2- Oksijenin Metallerle Yaptığı Bileşiklerin Adlandırılması

Oksijen atomunun metallerle oluşturduğu bileşikler genel olarak oksit şeklinde adlandırılır. O atomu bileşiklerinde -2 değerlikliyse bileşiğin adlandırılması;

metal adı + oksit

Şeklinde olur.

Örnekler:

CaO → Kalsiyum oksit

K2O → potasyum oksit

MgO → Magnezyum oksit

BaO → Baryum oksit

Peroksitler

O atomu metallerle yaptığı bileşikte -1 değerlikliyse bileşiğin adlandırılması;

Metal adı + peroksit şeklinde olur.

Hidrojen ametallerle bileşiklerinde +1 değerlik alır. 2 H atomu +2 değerliklidir. 2 H atomu ile 2 O atomu birleşirse O atomlarının herbiri ( - 1) değerlikli olur. Bu bileşik "Hidrojen peroksit" olarak isimlendirilir.

H2O2 → Hidrojen peroksit

K2O2 → Potasyum peroksit

Na2O2 → Sodyum peroksit

CaO2 → Kalsiyum peroksit

1A grubu elementlerinin +1, 2A grubu elementlerinin +2 değerlik aldığı gözönünde bulundurularak hangi bileşiklerin peroksit olduğu saptanabilir.

3 – Birden Fazla Pozitif Değerlik Alan Metallerin Bileşiklerinin Adlandırılması

D bloku elementlerinin büyük bölümü bileşiklerinde farklı yükseltgenme basamaklarında bulunabilmektedir.

Örneğin, Fe elementi +3 ve +2 değerlik alabilir. Cr elementi bileşiklerinde +2, +3, +6 yükseltgenme basamaklarında bulunabilir.

Bu bileşikler adlandırılırken metal adının önüne değerlik sayısı roma rakamlarıyla yazılarak oluşturulur. Okunurken metal ismine değerlik sayısı ilave edilerek okunur.

Örnek:

FeO bileşiğinde O atomu – 2 değerlikli olduğundan Fe atomu +2 değerlikli olmalıdır. O halde bileşik,

FeO = Demir (II) oksit şeklinde yazılır ve okunurken, "demir iki oksit" şeklinde okunur.

Örnek:

Fe2O3 bileşiğinde Fe atomu +3 değerliklidir. Bu bileşik,

Fe2O3 → Demir (III) oksit şeklinde yazılır ve "demir üç oksit" şeklinde okunur.

Örnek:

Mn2O3 bileşiğini adlandıralım.

O atomu bu bileşikte – 2 değerliklidir. 3 tane O atomu toplam – 6 değerlikli olur. Buna göre 2 Mn atomunun toplam değerliği +6, herbiri +3 değerlikli olmalıdır.

Mn atomu +3 değerlikli ise;

Mn2O3 = Mangan (III) oksit şeklinde adlandırılır.

MnO3 bileşiğini inceleyelim.

MnO3 bileşiğinde Mn atomu +6 değerliklidir.

MnO3 → Mangan (VI) oksit şeklinde adlandırılır.

Örnek:

Sn (kalay) elementinin Cl ile oluşturduğu bileşik,

SnCl2 bileşiğinde Sn, +2 değerliklidir. Bu bileşik;

SnCl2 → "Kalay (II) klorür" şeklinde adlandırılır.

SnO2 bileşiğinde Sn elementinin +4 değerlik aldığı görülüyor.

SnO2 → Kalay (IV) oksit şeklinde adlandırılır.

4 – Metallerin Köklerle Oluşturduğu Bileşikler

Birden fazla atomun bir araya gelerek oluşturduğu iyon yükü halindeki bileşiklere kök adı verilir.

Bazı köklerin özel isimleri vardır.

NH4+ → Amonyum

H3O+ → Hidronyum

NO2- → Nitrit

NO3- → Nitrat

CN- Siyanür

MnO  → Manganat

MnO4- → Permanganat

SO4- → Sülfat

SO  → Sülfit

PO  → Fosfat

ClO3- → Klorat

C2H3O2-  → Asetat

C2O  → Oksalat

Bu köklerin metallerle oluşturmuş oldukları bileşikler adlandırılırken önce metal adı sonra metal birden fazla yükseltgenme basamağında bulunabilen bir metal ise metalin değerliği, daha sonra kök ismi söylenir.

Örnek;

KNO3  bileşiği, potasyum nitrat olarak adlandırılır.

CuSO4 → Bakır (II) sülfat

Pb(ClO3)4 → Kurşun (IV) klorat

CaCO3 → Kalsiyum karbonat

NaNO3 → Sodyum nitrat

5 – Metal Köklerin Oluşturduğu Bileşikler

Bileşenlerden biri pozitif değerlikli kök, diğeri ametal ise kök adı + ametal adı + ek

Örnek:

NH4Cl→ Amonyum klorür

(NH4)2S → Amoyum sülfür

6 – Bileşiklerde Yer Alan Suyun Adlandırılması

Bazı bileşiklerde belli miktarda su bulunur. Bu su, bileşikten sonra nokta konularak gösterilmektedir. Kompleks bileşik adlandırılırken su molekülü hidrat olarak isimlendirilir ve başına mol sayısını gösteren latince kelime getirilir.

Örnek:

CuSO4 . 5H2O → Bakır (II) sülfat pentahidrat

Mg(NO3)2 . 7H2O → Magnezyum nitrat heptahidrat

BeSO4 . 4H2O → Berilyum sülfat tetrahidrat

7 – İki Kökün Oluşturduğu Bileşikler

Bileşen maddelerden biri pozitif bir kök, diğeri negatif bir kök ise oluşan yeni bileşik köklerin adı ile okunur.

Örnek:

NH4NO3 → Amonyum nitrat

NH4MnO4 → Amonyum permanganat