过氧化钠
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过氧化钠 | |
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英文名 | Sodium peroxide |
别名 | 二氧化二钠 |
识别 | |
CAS号 | 1313-60-6 |
PubChem | 14803 |
ChemSpider | 14119 |
SMILES |
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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(水) | 反应[1] |
结构 | |
晶体结构 | 六方[4] |
热力学 | |
ΔfHm⦵298K | −515 kJ·mol−1[5] |
S⦵298K | 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 | |
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,所有数据均出自标准状态(25 ℃,100 kPa)下。 |
过氧化钠化学式为Na2O2,又称二氧化钠或双氧化钠,是钠在过量氧气中燃烧的产物。[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
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)。它是六方晶系的[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
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
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。
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
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。
过氧化钠与稀硫酸反应,生成硫酸钠(Na2SO4)、水和氧气:
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:
在碱性环境中,过氧化钠可以把化合物中+3价的砷(As)氧化成+5价,把+3价的铬(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,过氧化钠可以将铁单质氧化成含FeO42−的铁酸盐,还可以在一般条件下将有机物氧化成乙醇和碳酸盐,也可以与硫化物和氯化物发生剧烈反应。
用途
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
- ^ 1.0 1.1 1.2 1.3 Record of Natriumperoxid in the GESTIS Substance Database from the IFA
- ^ 2.0 2.1 2.2 Entry on Natriumperoxid. at: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, retrieved 2017-01-30.
- ^ 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).
- ^ 4.0 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.
- ^ 5.0 5.1 Zumdahl, Steven S. Chemical Principles 6th Ed.. Houghton Mifflin Company. 2009: A23. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon. 1984: 98. ISBN 0-08-022057-6.
- ^ 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.
- ^ 8.0 8.1 Macintyre, J. E., ed. Dictionary of Inorganic Compounds, Chapman & Hall: 1992.
- ^ Lewis, R. J. Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10th ed., John Wiley & Sons, Inc.: 2000.
- ^ 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.
- ^ R. A. Penneman. Potassium Sodium Peroxide 8-Hydrate. Inorg. Synth. 1950, 3: 1–4. doi:10.1002/9780470132340.ch1.