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過氧化鈉

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過氧化鈉
英文名 Sodium peroxide
別名 二氧化二鈉
識別
CAS號 1313-60-6  checkY
PubChem 14803
ChemSpider 14119
SMILES
 
  • [O-][O-].[Na+].[Na+]
UN編號 1504
EINECS 215-209-4
RTECS WD3450000
性質
化學式 Na2O2
摩爾質量 77.98 g·mol−1
外觀 白色至黃色粉末[1][2]
密度 2.805 g/cm3[2][1]
熔點 675 °C[3]
660 °C[1][2]
溶解性 反應[1]
結構
晶體結構 六方[4]
熱力學
ΔfHm298K −515 kJ·mol−1[5]
S298K 95 J/(mol·K)[5]
熱容 89.37 J/(mol·K)
危險性
警示術語 R:R7-R14-R26/27/28-R29-R41
安全術語 S:S7/8-S37/39
MSDS 英文MSDS
主要危害 強氧化性、與水反應
NFPA 704
0
3
1
 
相關物質
其他陽離子 過氧化氫過氧化鋰
過氧化鈣
若非註明,所有數據均出自標準狀態(25 ℃,100 kPa)下。

過氧化鈉化學式為Na2O2,又稱二氧化鈉雙氧化鈉,是在過量氧氣燃燒的產物。[6]它是一種過氧化物水合物和過氧水合物包括 Na2O2·2H2O2·4H2O、Na2O2·2H2O、Na2O2·2H2O2和Na2O2·8H2O。[7]

物理性質

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在常溫下,純品過氧化鈉為白色,但一般見到的過氧化鈉呈淡黃色(混有超氧化鈉的緣故)。它是六方晶系[4],在512 °C下轉變成結構未知的同質異形體[8]繼續加熱到沸點657 °C時,過氧化鈉會分解成Na2O,並放出O2[9]過氧化鈉易變質,應密封保存。過氧化鈉對人有強烈的腐蝕性,與易燃物接觸易引起火災,在高溫下甚至會發生爆炸。過氧化鈉着火不能用水撲滅,必須用沙土或鹽蓋滅。 

製取

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過氧化鈉可以通過金屬鈉與氧氣在130–200 C下的反應大規模製備。該反應會產生氧化鈉,之後吸收氧氣氧化成過氧化鈉:[8][10]

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

過氧化鈉的八水合物可以通過過氧化氫與氫氧化鈉的反應製取,化學方程式為:[11]

化學性質

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過氧化鈉是強氧化劑,可以與多種金屬單質以及非金屬化合物發生反應。

過氧化鈉與水反應,生成氫氧化鈉氧氣[10]

實際的反應是過氧化鈉首先和水反應生成氫氧化鈉和雙氧水,反應的方程式:

Na₂O₂+2H₂O=2NaOH+H₂O₂

然後雙氧水分解生成水和氧氣,反應的化學方程式為:

2H₂O₂ = 2 H₂O + O₂↑

這是一個放熱反應,又由於生成物中含有氧氣,因此極易引起可燃物的燃燒和爆炸。

注意:若把過氧化鈉加入滴有酚酞的水中,溶液會先變紅後褪色。因為反應產生的氫氧化鈉使酚酞試液變紅,同時,過氧化鈉與水反應生成了具有漂白性的過氧化氫

過氧化鈉與二氧化碳反應,生成碳酸鈉(Na2CO3)和氧氣:

過氧化鈉與稀硫酸反應,生成硫酸鈉(Na2SO4)、和氧氣:

可以把過氧化鈉溶解在低溫的硫酸中,然後減壓蒸餾即可得到過氧化氫(H2O2):

類似的還有與鹽酸的反應:

在鹼性環境中,過氧化鈉可以把化合物中+3價的(As)氧化成+5價,把+3價的(Cr)氧化成+6價。利用這個反應可以將某些岩石礦物中的+3價鉻除去,方法為:在600~700攝氏度的高溫下用過氧化鈉將鐵礦中的3價鉻氧化成Na2CrO4,而Na2CrO4可以用水溶掉:

另外,過氧化鈉可以將單質氧化成含FeO42−鐵酸鹽,還可以在一般條件下將有機物氧化成乙醇碳酸鹽,也可以與硫化物和氯化物發生劇烈反應。

過氧化鈉的熱穩定性好,可加熱到熔融狀態而不分解。

用途

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由於過氧化鈉具有強氧化性,因此可以用來漂白織物、麥杆、羽毛等,也可用做除臭劑或消毒劑。在分析化學上用於處理礦樣。由於它和二氧化碳反應放出氧氣,因此可以用來在潛水艇等缺少氧氣的環境中提供供人呼吸的氧氣。

參考文獻

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  1. ^ 1.0 1.1 1.2 1.3 Record of Natriumperoxid in the GESTIS Substance Database from the IFA英語Institute for Occupational Safety and Health
  2. ^ 2.0 2.1 2.2 Entry on Natriumperoxid. at: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, retrieved 2017-01-30.
  3. ^ E. Wiberg, N. Wiberg, A.F. Holleman: Anorganische Chemie. 103. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin/ Boston 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 602, (abgerufen über De Gruyter Online).
  4. ^ 4.0 4.1 Tallman, R. L.; Margrave, J. L.; Bailey, S. W. The Crystal Structure Of Sodium Peroxide. J. Am. Chem. Soc. 1957, 79 (11): 2979–80. doi:10.1021/ja01568a087. 
  5. ^ 5.0 5.1 Zumdahl, Steven S. Chemical Principles 6th Ed.. Houghton Mifflin Company. 2009: A23. ISBN 978-0-618-94690-7. 
  6. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon. 1984: 98. ISBN 0-08-022057-6. 
  7. ^ 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.
  8. ^ 8.0 8.1 Macintyre, J. E., ed. Dictionary of Inorganic Compounds, Chapman & Hall: 1992.
  9. ^ Lewis, R. J. Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10th ed., John Wiley & Sons, Inc.: 2000.
  10. ^ 10.0 10.1 E. Dönges "Lithium and Sodium Peroxides" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 979.
  11. ^ R. A. Penneman. Potassium Sodium Peroxide 8-Hydrate. Inorg. Synth. 1950, 3: 1–4. doi:10.1002/9780470132340.ch1.