Natriumperoxid

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Kristallstruktur
Struktur von Natriumperoxid
__ Na+     __ O
Allgemeines
Name Natriumperoxid
Verhältnisformel Na2O2
Kurzbeschreibung

weißes bis gelbliches Pulver[1][2]

Externe Identifikatoren/Datenbanken0[Ein-/ausblenden]
CAS-Nummer 1313-60-6
Wikidata Q205459
Eigenschaften
Molare Masse 77,98 g·mol−1
Aggregatzustand

fest[1]

Dichte

2,805 g·cm−3[2][1]

Schmelzpunkt
Löslichkeit

Zersetzung in Wasser[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[4] ggf. erweitert[1]
03 – Brandfördernd 05 – Ätzend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 271​‐​314
P: 210​‐​221​‐​280​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​308+310 [1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Natriumperoxid ist das Peroxid des Natriums und Salz des Wasserstoffperoxides. Es besitzt die Summenformel Na2O2.

Geschichte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Natriumperoxid wurde erstmals im Jahre 1811 von J.L. Gay-Lussac und L.J. Thénard durch Verbrennen von Natrium hergestellt.[5] Der erste industrielle Herstellprozess wurde 1891 von H. Castner als sogenannter Blockprozess entwickelt und ab 1899 bei der Degussa in Rheinfelden durchgeführt.[5] Ab 1928 wurde ein kontinuierliches Verfahren in einem Drehrohrofen eingeführt.[6][5]

Darstellung und Gewinnung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die technische Herstellung von Natriumperoxid erfolgt durch die Verbrennung von Natrium in einer Luftatmosphäre.

Die Reaktion verläuft mit −511,2 kJ·mol−1 (Na2O2) stark exotherm.[5] Das Verfahren wird zur Vermeidung lokaler Überhitzungen, die den Zerfall des gebildeten Produktes bewirken würde, im Gegenstromprinzip durchgeführt. Frisches Natrium trifft dabei auf eine sauerstoffärmere, verbrauchte Luft, wobei zunächst bei Temperaturen zwischen 150 °C und 200 °C eine Oxidation zum Natriumoxid erfolgt. Bei diesem Schritt wird mit −431,6 kJ·mol−1 (Na2O) der größte Teil der Gesamtreaktionswärme freigesetzt.[5]

Dieses wird dann mit frischer Luft bei 350 °C zum Zielprodukt weiter umgesetzt.[3] Hier werden noch −79,6 kJ·mol−1 (Na2O2) freigesetzt.[5]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Natriumperoxid ist ein farbloses Pulver, welches durch eine Verunreinigung mit gelben Natriumoxid auch gelblich gefärbt sein kann. Die Verbindung ist bis 500 °C thermisch stabil und lässt sich bei 675 °C nahezu unzersetzt schmelzen. Es ist stark hygroskopisch. Mit Wasser reagiert es zu Natriumhydroxid und Wasserstoffperoxid.[3]

Diese Reaktion verläuft stark exotherm, so dass es bei unzureichender Kühlung zu einem Temperaturanstieg in einen Temperaturbereich kommen kann, wo sich das Produkt Wasserstoffperoxid zersetzt. Dabei wird eine lebhafte Sauerstoffentwicklung beobachtet.[3]

Die Verbindung ist ein starkes Oxidationsmittel, welches mit oxidierbaren Stoffen, wie Schwefel, Kohlenstoff oder Aluminiumpulver explosionsartig reagieren kann.[3]

Die Verbindung hat eine hexagonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe P62m (Raumgruppen-Nr. 189)Vorlage:Raumgruppe/189.[7] Die Standardbildungsenthalpie von Natriumperoxid beträgt ΔHf0 = −513 kJ/mol.[8] Es existieren weiterhin mit dem Dihydrat Na2O2·2H2O und dem Oktahydrat Na2O2·8H2O zwei Hydrate, ein Diperhydrat Na2O2·2H2O2 und ein gemischtes Hydrat-Perhydrat Na2O2·2H2O2·4H2O.[5]

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In der Industrie wird Natriumperoxid als Oxidations- und Bleichmittel verwendet. Ausgedehnte Anwendung findet die Verbindung in der Textil- und Papierbleiche.[2] Die in wässriger Lösung vorhandene Natronlauge wird durch den Zusatz von Schwefelsäure neutralisiert bzw. mittels Magnesiumsulfat ausgefällt.[3] Es findet unter Anderem zur CO2-Absorption und Sauerstoffproduktion (z. B. in Atemschutzgeräten, U-Booten oder Raumstationen) Verwendung.[2] In der Raumfahrt wird allerdings das leichtere Lithiumperoxid bevorzugt.[3]

In der organischen Synthese dient es als Reagenz zur Epoxidierung von α,β-ungesättigten Carbonylverbindungen[9][2] und bei der direkten Sulfonierung von Methan mittels Schwefeltrioxid bei der Herstellung von Methansulfonsäure.[10][2]

Im Kationentrennungsgang kann Natriumperoxid anstelle der Mischung Natronlauge/Wasserstoffperoxid zum alkalischem Sturz verwendet werden.[11]

Siehe auch[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f g Eintrag zu Natriumperoxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 30. Januar 2017 (JavaScript erforderlich).
  2. a b c d e f g Eintrag zu Natriumperoxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 30. Januar 2017.
  3. a b c d e f g Wiberg, E.; Wiberg, N.; Holleman, A.F.: Anorganische Chemie, 103. Auflage, 2017 Walter de Gruyter GmbH & Co. KG, Berlin/Boston, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 602, (abgerufen über De Gruyter Online).
  4. Eintrag zu Disodium peroxide im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  5. a b c d e f g Jakob, H.; Leininger, S.; Lehmann, T.; Jacobi, S.; Gutewort, S.: Inorganic Peroxo Compounds, in: Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim 2012; doi:10.1002/14356007.a19_177.pub2.
  6. Patent US 1 685 520 (Roessler & Hasslacher Chemical, 1928); Patent US 7 796 241 (Roessler & Hasslacher Chemical, 1931).
  7. Roger Blachnik (Hrsg.): Taschenbuch für Chemiker und Physiker. Band III: Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale. begründet von Jean d’Ans, Ellen Lax. 4., neubearbeitete und revidierte Auflage. Springer, Berlin 1998, ISBN 3-540-60035-3, S. 614 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  8. Wiberg, E.; Wiberg, N.; Holleman, A.F.: Anorganische Chemie, 103. Auflage, 2017 Walter de Gruyter GmbH & Co. KG, Berlin/Boston, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 1515, (abgerufen über De Gruyter Online).
  9. Reddy, V.K.; Haritha, B.; Yamashita, M.: Highly Diastereoselective Epoxidation of α,β-Unsaturated Carbonyl Compounds Using Sodium Peroxide in Lett. Org. Chem. 2 (2005) 128–131, doi:10.2174/1570178053202964.
  10. Mukhopadhyay, S.; Bell, A.T.: Direct Liquid-Phase Sulfonation of Methane to Methanesulfonic Acid by SO3 in the Presence of a Metal Peroxide in Angew. Chem. 115 (2005) 1049–1051, doi:10.1002/ange.200390235.
  11. Jander, Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen Anorganischen Chemie. 14. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1995, ISBN 3-7776-0612-X, S. 561–567.