Пероксид натрію

Перекис натрію, пероксид натрію — неорганічна сполука з формулою Na2О2. Може бути отриманий при підпалювані натрію в надлишку кисню,[1] володіє сильними основними властивостями. Існує в вигляді декількох гідратів і та пероксидатів включаючи Na2О2·2Н2О2·4Н2О, Na2О2·2Н2О, Na2О2·2Н2О2 та Na2О2·8Н2О.[2]

Властивості

Перекис натрію кристалізується в гексагональній симетрії.[3] При нагріванні, шестикутна форма переходить в фазу невідомої симетрії вже при температурі 512°С,[4] а при подальшому нагріванні вище 675 °С суміш розкладається на Na2O, випускаючи О2, не доходячи до точки кипіння.[5]

2 Na2O2 → 2 Na2O + O2

Отримання

Пероксид натрію може бути приготований у великих кількостях в результаті реакції металевого натрію з киснем при 130-200 °С, перша ланка генерує оксид натрію, який окремим етапом поглинає кисень:[4][6]

4 Na + O2 → 2 Na2O
2 Na2O + O2 → 2 Na2O2

Також може бути отриманий пропусканням газу озону над твердим йодидом натрію в платиновій або паладієвій трубці. Озон окислює натрій до його пероксиду. Йод вивільняється в вигляді кристалів, які можуть бути сублімовані незначним підігріванням. Платина або паладій виступають в ролі каталізаторів реакції та є інертними до пероксиду натрію.

Використання

При контакті з водою, пероксид натрію є гідролізується до гідроксиду натрію та пероксиду водню по реакції:[6]

Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2

Пероксид натрію використовується для відбілювання деревної маси при виробництві паперу та тканин. В даний час він використовується в основному для спеціалізованих лабораторних операцій, наприклад, вилучення мінералів з різних типів руд. Пероксид натрію може маркуватись комерційними іменами Solozone[4] і Flocool.[5] В хімічних реакціях препарати перекису натрію використовуються як окислювач. Він також використовується як джерело кисню при взаємодії його з вуглекислим газом з виділенням кисню та карбонату натрію; отже, особливо корисний в для аквалангу, підводних човнів і т. д. Пероксид літію має схожі властивості та використання.

2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2

Посилання
  1. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984).
  2. Harald Jakob, Stefan Leininger, Thomas Lehmann, Sylvia Jacobi, Sven Gutewort "Peroxo Compounds, Inorganic" Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2007, Wiley-VCH, Weinheim. DOI:10.1002/14356007.a19_177.pub2
  3. Tallman, R. L.; Margrave, J. L.; Bailey, S. W. (1957). The Crystal Structure Of Sodium Peroxide. J. Am. Chem. Soc. 79 (11). с. 2979–80. doi:10.1021/ja01568a087.
  4. Macintyre, J. E., ed.
  5. Lewis, R. J. Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10th ed., John Wiley & Sons, Inc.: 2000.
  6. E. Dönges "Lithium and Sodium Peroxides" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY.
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.