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{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel = [[Datei:Sodium-peroxide-unit-cell-3D-balls.png|200px|Struktur von Natriumperoxid]]
| Kristallstruktur = Ja
| Strukturhinweis = {{Farbe|#9A5FCD|Kreis=1}} [[Natrium|Na]]+ {{0}} {{Farbe|#EE0000|Kreis=1}} [[Sauerstoff|O]]−
| Andere Namen =
| Summenformel = Na2O2
| CAS = {{CASRN|1313-60-6}}
| EG-Nummer = 215-209-4
| ECHA-ID = 100.013.828
| PubChem = 14803
| ChemSpider = 14119
| Beschreibung = weißes bis gelbliches Pulver<ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Natriumperoxid|ZVG=1220|CAS=1313-60-6|Abruf=2023-01-03}}</ref><ref name="Roempp" />
| Molare Masse = 77,98 [[Gramm|g]]·[[mol]]−1
| Aggregat = fest<ref name="GESTIS" />
| Dichte = 2,805 g·[[Meter|cm]]−3<ref name="Roempp" /><ref name="GESTIS" />
| Schmelzpunkt = * 675 [[Grad Celsius|°C]]<ref name="Holleman-Wiberg2017">[[Egon Wiberg|E. Wiberg]], [[Nils Wiberg|N. Wiberg]], [[Arnold F. Holleman|A.F. Holleman]]: ''[[Holleman-Wiberg Lehrbuch der Anorganischen Chemie|Anorganische Chemie]].'' 103. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin / Boston 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 602, (abgerufen über [[Verlag Walter de Gruyter|De Gruyter]] Online).</ref>
* 660 °C<ref name="GESTIS" /><ref name="Roempp">{{RömppOnline|ID=RD-14-00463|Name=Natriumperoxid|Abruf=2017-01-30}}</ref>
| Siedepunkt =
| Dampfdruck =
| Löslichkeit = Zersetzung in Wasser<ref name="GESTIS" />
| CLH = {{CLH-ECHA|ID=100.013.828|Name=Disodium peroxide|Abruf=2016-02-01}}
| Quelle GHS-Kz = <ref name="GESTIS" />
| GHS-Piktogramme = {{GHS-Piktogramme|03|05}}
| GHS-Signalwort = Gefahr
| H = {{H-Sätze|271|314}}
| EUH = {{EUH-Sätze|-}}
| P = {{P-Sätze|210|220|260|280|303+361+353|305+351+338}}
| Quelle P = <ref name="GESTIS" />
| MAK =
}}

'''Natriumperoxid''' ist das [[Peroxide|Peroxid]] des [[Natrium]]s und Salz des [[Wasserstoffperoxid]]es. Es besitzt die [[Summenformel]] Na2O2.

== Geschichte ==
Natriumperoxid wurde erstmals im Jahre 1811 von [[Joseph Louis Gay-Lussac|J. L. Gay-Lussac]] und [[Louis Jacques Thénard|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. {{DOI|10.1002/14356007.a19_177.pub2}}.</ref> Der erste industrielle Herstellprozess wurde 1891 von [[Hamilton Castner|H. Castner]] als Blockprozess entwickelt und ab 1899 bei der [[Degussa]] in [[Rheinfelden (Baden)|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 [[Luft]]atmosphäre.

:<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 [[Natriumhydroxid]]lösung mit [[Wasserstoffperoxid]] darstellen<ref name="IS3">{{Literatur| Autor=R. A. Penneman| Titel=Sodium proxide 8-hydrate| Hrsg=Ludwig F. Audrieth| Sammelwerk=Inorganic Syntheses| Band=3| Verlag=McGraw-Hill, Inc.| Datum=1950| Sprache=en| Seiten=1–3}}</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 [[Aluminium]]pulver explosionsartig reagieren kann.<ref name="Holleman-Wiberg2017" />

Die Verbindung hat eine hexagonale Kristallstruktur mit der {{Raumgruppe|P-62m|lang}}.<ref name="Jean d’Ans, Ellen Lax, Roger Blachnik">{{BibISBN|3540600353| Seite = 614 }}</ref>
Die [[Standardbildungsenthalpie]] von Natriumperoxid beträgt ΔHf0 = −513 kJ/mol.<ref name="Holleman-Wiberg2017_2">[[Egon Wiberg|E. Wiberg]], [[Nils Wiberg|N. Wiberg]], [[Arnold F. Holleman|A.F. Holleman]]: ''[[Holleman-Wiberg Lehrbuch der Anorganischen Chemie|Anorganische Chemie]].'' 103. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin / Boston 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 1515, (abgerufen über [[Verlag Walter de Gruyter|De Gruyter]] Online).</ref> Es existieren weiterhin mit dem Dihydrat Na2O2·2H2O und dem Oktahydrat Na2O2·8H2O zwei [[Hydrat]]e, 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]] [[Neutralisation (Chemie)|neutralisiert]] bzw. mittels [[Magnesiumsulfat]] ausgefällt.<ref name="Holleman-Wiberg2017" />
Es findet unter anderem zur [[Kohlenstoffdioxid|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 [[Trennungsgang|Kationentrennungsgang]] kann Natriumperoxid anstelle der Mischung [[Natronlauge]]/[[Wasserstoffperoxid]] zum [[Alkalischer Sturz|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 ==
{{Commonscat|Sodium peroxide|Natriumperoxid}}
* [[Natriumoxid]]
* [[Natriumhyperoxid]]

== Einzelnachweise ==
<references />

{{NaviBlock
|Navigationsleiste Alkalimetallperoxide
}}

[[Kategorie:Peroxid]]
[[Kategorie:Natriumverbindung]]

Natriumperoxid - Versionsgeschichte

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