过氧化钠

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过氧化钠
英文名 Sodium peroxide
别名 二氧化二钠
识别
CAS号 1313-60-6  ✓
PubChem 14803
ChemSpider 14119
SMILES
UN编号 1504
EINECS 215-209-4
RTECS WD3450000
性质
化学式 Na2O2
摩尔质量 77.98 g·mol−1
外观 白色至黄色粉末[1][2]
密度 2.805 g/cm3[2][1]
熔点 675 °C[3]
660 °C[1][2]
溶解性 反应[1]
结构
晶体结构 六方[4]
热力学
ΔfHmo298K −515 kJ·mol−1[5]
So298K 95 J/(mol·K)[5]
热容 89.37 J/(mol·K)
危险性
警示术语 R:R7-R14-R26/27/28-R29-R41
安全术语 S:S7/8-S37/39
MSDS 英文MSDS
主要危害 强氧化性、与水反应
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
1
 
相关物质
其他阳离子 过氧化氢过氧化锂
过氧化钙
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

过氧化钠化学式为Na2O2,又称二氧化钠双氧化钠,是在过量氧气燃烧的产物。[6]它是一种过氧化物水合物和过氧水合物包括 Na2O2·2H2O2·4H2O、Na2O2·2H2O、Na2O2·2H2O2和Na2O2·8H2O。[7]

物理性质[编辑]

在常温下,纯品过氧化钠为白色,但一般见到的过氧化钠呈淡黄色(混有超氧化钠的缘故)。它是六方晶系[4],在512 °C下转变成结构未知的同质异形体[8]继续加热到沸点657 °C时,过氧化钠会分解成Na2O,并放出O2[9]过氧化钠易变质,应密封保存。过氧化钠对人有强烈的腐蚀性,与易燃物接触易引起火灾,在高温下甚至会发生爆炸。过氧化钠着火不能用水扑灭,必须用沙土或盐盖灭。 

制取[编辑]

过氧化钠可以通过金属钠与氧气在130–200 C下的反应大规模制备。该反应会产生氧化钠,之后吸收氧气氧化成过氧化钠:[8][10]

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

过氧化钠的八水合物可以通过过氧化氢与氢氧化钠的反应制取,化学方程式为:[11]

化学性质[编辑]

过氧化钠是强氧化剂,可以与多种金属单质以及非金属化合物发生反应。

过氧化钠与水反应,生成氢氧化钠氧气[10][编辑]

实际的反应是过氧化钠首先和水反应生成氢氧化钠和双氧水,反应的方程式:

Na₂O₂+2H₂O=2NaOH+H₂O₂

然后双氧水分解生成水和氧气,反应的化学方程式为:

2H₂O₂ = 2 H₂O + O₂↑

这是一个放热反应,又由于生成物中含有氧气,因此极易引起可燃物的燃烧和爆炸。

注意:若把过氧化钠加入滴有酚酞的水中,溶液会先变红后褪色。因为反应产生的氢氧化钠使酚酞试液变红,同时,过氧化钠与水反应生成了具有漂白性的过氧化氢

过氧化钠与二氧化碳反应,生成碳酸钠(Na2CO3)和氧气:[编辑]

过氧化钠与稀硫酸反应,生成硫酸钠(Na2SO4)、和氧气:[编辑]

可以把过氧化钠溶解在低温的硫酸中,然后减压蒸馏即可得到过氧化氢(H2O2):

类似的还有与盐酸的反应:[编辑]

在碱性环境中,过氧化钠可以把化合物中+3价的(As)氧化成+5价,把+3价的(Cr)氧化成+6价。利用这个反应可以将某些岩石矿物中的+3价铬除去,方法为:在600~700摄氏度的高温下用过氧化钠将铁矿中的3价铬氧化成Na2CrO4,而Na2CrO4可以用水溶掉:

另外,过氧化钠可以将单质氧化成含FeO42−铁酸盐,还可以在一般条件下将有机物氧化成乙醇碳酸盐,也可以与硫化物和氯化物发生剧烈反应。

过氧化钠的热稳定性好,可加热到熔融状态而不分解。

用途[编辑]

由于过氧化钠具有强氧化性,因此可以用来漂白织物、麦杆、羽毛等,也可用做除臭剂或消毒剂。在分析化学上用于处理矿样。由于它和二氧化碳反应放出氧气,因此可以用来在潜水艇等缺少氧气的环境中提供供人呼吸的氧气。

參考文獻[编辑]

  1. ^ 1.0 1.1 1.2 1.3 Record of Natriumperoxid in the GESTIS Substance Database from the IFA英语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.