Natriumperoxid
Natriumperoxid ist das Peroxid des Natriums und Salz des Wasserstoffperoxides. Es besitzt die Summenformel Na2O2.
Geschichte
Natriumperoxid wurde erstmals im Jahre 1811 von J. L. Gay-Lussac und L. J. Thénard durch Verbrennen von Natrium hergestellt.<ref name="Ullmann">H. Jakob, S. Leininger, T. Lehmann, S. Jacobi, S. Gutewort: Inorganic Peroxo Compounds. In: Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie. Wiley-VCH, Weinheim 2012. Vorlage:DOI.</ref> Der erste industrielle Herstellprozess wurde 1891 von H. Castner als Blockprozess entwickelt und ab 1899 bei der Degussa in Rheinfelden durchgeführt.<ref name="Ullmann" /> Ab 1928 wurde ein kontinuierliches Drehrohrofen-Verfahren eingeführt.<ref>Patent US 1 685 520 (Roessler & Hasslacher Chemical, 1928); Patent US 7 796 241 (Roessler & Hasslacher Chemical, 1931).</ref><ref name="Ullmann" />
Darstellung und Gewinnung
Die technische Herstellung von Natriumperoxid erfolgt durch die Verbrennung von Natrium in einer Luftatmosphäre.
- <chem>2 Na + O2 -> Na2O2</chem>
Die Reaktion verläuft mit −511,2 kJ·mol−1 (Na2O2) stark exotherm.<ref name="Ullmann" /> Das Verfahren wird zur Vermeidung lokaler Überhitzungen, die den Zerfall des gebildeten Produktes bewirken würden, 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.<ref name="Ullmann" />
- <chem>4 Na + O2 -> 2 Na2O</chem>
Dieses wird dann mit frischer Luft bei 350 °C zum Zielprodukt weiter umgesetzt.<ref name="Holleman-Wiberg2017" /> Hier werden noch −79,6 kJ·mol−1 (Na2O2) freigesetzt.<ref name="Ullmann" />
- <chem>2 Na2O + O2 -> 2 Na2O2</chem>
Im Labor lässt sich das Peroxid als Octahydrat durch Fällung einer konzentrierten Natriumhydroxidlösung mit Wasserstoffperoxid darstellen<ref name="IS3">Vorlage:Literatur</ref>:
- <chem>2 NaOH + H2O2 ->[H_2O][] Na2O2 * 8 H2O</chem>
Eigenschaften
Natriumperoxid ist ein farbloses Pulver, das durch Verunreinigung mit gelbem Natriumhyperoxid auch gelblich gefärbt sein kann. Die Verbindung ist bis 500 °C thermisch stabil und lässt sich bei 675 °C nahezu unzersetzt schmelzen. Sie ist stark hygroskopisch. Mit Wasser reagiert Natriumperoxid zu Natriumhydroxid und Wasserstoffperoxid.<ref name="Holleman-Wiberg2017" />
- <chem>Na2O2 + 2 H2O -> 2 NaOH + H2O2</chem>
Diese Reaktion verläuft stark exotherm, so dass es bei unzureichender Kühlung zu einem Anstieg der Temperatur in einen Bereich kommen kann, in dem sich das Produkt Wasserstoffperoxid zersetzt. Dabei wird lebhafte Sauerstoffentwicklung beobachtet.<ref name="Holleman-Wiberg2017" />
- <chem>Na2O2 + H2O -> 2 NaOH + 1/2 O2</chem>
Die Verbindung ist ein starkes Oxidationsmittel, das mit oxidierbaren Stoffen wie Schwefel, Kohlenstoff oder Aluminiumpulver explosionsartig reagieren kann.<ref name="Holleman-Wiberg2017" />
Die Verbindung hat eine hexagonale Kristallstruktur mit der Vorlage:Raumgruppe.<ref name="Jean d’Ans, Ellen Lax, Roger Blachnik">Vorlage:BibISBN</ref> Die Standardbildungsenthalpie von Natriumperoxid beträgt ΔHf0 = −513 kJ/mol.<ref name="Holleman-Wiberg2017_2">E. Wiberg, N. Wiberg, A.F. Holleman: Anorganische Chemie. 103. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin / Boston 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 1515, (abgerufen über De Gruyter Online).</ref> 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.<ref name="Ullmann" />
Verwendung
In der Industrie wird Natriumperoxid als Oxidations- und Bleichmittel verwendet. Ausgedehnte Anwendung findet die Verbindung in der Textil- und Papierbleiche.<ref name="Roempp" /> Die in wässriger Lösung vorhandene Natronlauge wird durch den Zusatz von Schwefelsäure neutralisiert bzw. mittels Magnesiumsulfat ausgefällt.<ref name="Holleman-Wiberg2017" /> Es findet unter anderem zur CO2-Absorption und Sauerstoffproduktion (z. B. in Atemschutzgeräten, U-Booten oder Raumstationen) Verwendung.<ref name="Roempp" /> In der Raumfahrt wird allerdings das leichtere Lithiumperoxid bevorzugt.<ref name="Holleman-Wiberg2017" />
- <chem>Na2O2 + CO2 -> Na2CO3 + 1/2 O2</chem>
In der organischen Synthese dient es als Reagenz zur Epoxidierung von α,β-ungesättigten Carbonylverbindungen<ref>V. K. Reddy, B. Haritha, M. Yamashita: Highly Diastereoselective Epoxidation of α,β-Unsaturated Carbonyl Compounds Using Sodium Peroxide. In: Lett. Org. Chem. 2, 2005, S. 128–131. doi:10.2174/1570178053202964.</ref><ref name="Roempp" /> und bei der direkten Sulfonierung von Methan mittels Schwefeltrioxid bei der Herstellung von Methansulfonsäure.<ref>S. Mukhopadhyay, A. T. Bell: Direct Liquid-Phase Sulfonation of Methane to Methanesulfonic Acid by SO3 in the Presence of a Metal Peroxide. In: Angew. Chem. 115, 2005, S. 1049–1051. doi:10.1002/ange.200390235.</ref><ref name="Roempp" />
- <chem>CH4 + SO3 -> CH3SO3H</chem>
Im Kationentrennungsgang kann Natriumperoxid anstelle der Mischung Natronlauge/Wasserstoffperoxid zum alkalischen Sturz verwendet werden.<ref>Blasius Jander: Lehrbuch der analytischen und präparativen Anorganischen Chemie. 14. Auflage. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1995, ISBN 3-7776-0612-X, S. 561–567.</ref>
Siehe auch
Einzelnachweise
<references />