Пероксид натрію
Перекис натрію, пероксид натрію — неорганічна сполука з формулою Na2О2. Може бути отриманий при підпалюванні 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[ред. | ред. код]
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 , випускаючи , не доходячи до точки кипіння.[5]
Отримання[ред. | ред. код]
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]
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[ред. | ред. код]
При контакті з водою, пероксид натрію гідролізується до гідроксиду натрію та пероксиду водню за реакцією:[6]
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.
Посилання[ред. | ред. код]
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984).
- ↑ 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
- ↑ Tallman, R. L.; Margrave, J. L.; Bailey, S. W. (1957). The Crystal Structure Of Sodium Peroxide. J. Am. Chem. Soc. Т. 79, № 11. с. 2979—80. doi:10.1021/ja01568a087.
- ↑ а б в Macintyre, J. E., ed.
- ↑ а б Lewis, R. J. Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10th ed., John Wiley & Sons, Inc.: 2000.
- ↑ а б E. Dönges "Lithium and Sodium Peroxides" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY.
| |||||||||||||||||||||||||||||||