Perossido di sodio

Perossido di sodio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	Na2O2
Massa molecolare (u)	77,98
Aspetto	solido giallo chiaro
Numero CAS	1313-60-6
Numero EINECS	215-209-4
PubChem	14803
SMILES	[O-][O-].[Na+].[Na+]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)	2,8 (20 °C)
Solubilità in acqua	reagisce violentemente
Temperatura di fusione	460 °C (733 K)
Temperatura di ebollizione	657 °C (930 K) (decomposizione)
Proprietà termochimiche
ΔfG0 (kJ·mol−1)	–513
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
pericolo
Frasi H	271 - 314
Consigli P	210 - 221 - 280 - 301+330+331 - 305+351+338 - 309+310 [1]
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Il perossido di sodio è il composto inorganico di formula Na₂O₂. Si tratta di un solido che si forma bruciando il sodio con ossigeno.^[2] In condizioni normali è un solido igroscopico di colore giallo chiaro. È una base forte e un potente ossidante. A contatto con materiali organici o altri riducenti può incendiarsi e anche esplodere.

Struttura e proprietà

Il perossido di sodio cristallizza con simmetria esagonale.^[3] Per riscaldamento a 512 °C la forma esagonale passa ad una fase di simmetria ignota.^[4] Per ulteriore riscaldamento oltre il punto di fusione (460 °C) il composto a 657 °C si decompone rilasciando O₂, prima di arrivare al punto di ebollizione.^[5]

Sintesi

Il perossido di sodio fu sintetizzato per la prima volta da Gay-Lussac e Thenard nel 1811 bruciando sodio con ossigeno. Industrialmente Na₂O₂ è stato prodotto su larga scala fino agli anni ottanta, quando fu introdotta una sintesi economicamente più vantaggiosa per il perossido di idrogeno, che ha soppiantato l'uso industriale di Na₂O₂.^[6]

Su larga scala Na₂O₂ era preparato facendo reagire sodio e ossigeno a 130–200 °C. Veniva generato ossido di sodio, che poi assorbiva ossigeno in un secondo stadio:^[4]

${\displaystyle {\ce {4Na + O2 -> 2Na2O}}}$

${\displaystyle {\ce {2Na2O + O2 -> 2Na2O2}}}$

Reattività

Na₂O₂ è una base forte e un potente ossidante. A contatto con materiali organici o altri riducenti può incendiarsi e anche esplodere. In acqua reagisce liberando idrossido di sodio e perossido di idrogeno:

${\displaystyle {\ce {Na2O2 + 2H2O -> 2NaOH + H2O2}}}$

Reagisce con CO e CO₂ per formare il carbonato:

${\displaystyle {\ce {Na2O2 + CO -> Na2CO3}}}$

${\displaystyle {\ce {Na2O2 + CO2 -> Na2CO3 + 1/2 O2}}}$

La reazione con CO₂ libera ossigeno ed è utilizzata per purificare l'aria in spazi confinati come i sottomarini.^[2]

Usi

Il perossido di sodio era utilizzato come sbiancante per tessuti e per la polpa di legno. Oltre all'uso per assorbire CO e CO₂ in respiratori subacquei e sottomarini, oggi trova limitate applicazioni specialistiche. Ad esempio, nei laboratori viene usato come ossidante e fondente nell'analisi chimica.^[6]

Indicazioni di sicurezza

Na₂O₂ è disponibile in commercio. Il composto provoca gravi ustioni alla pelle e a tutte le mucose, nonché gravi lesioni oculari. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. È considerato poco pericoloso per l'ambiente.^[7]

Note

Bibliografia

• N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
• H. Jakob, S. Leininger, T. Lehmann, S. Jacobi e S. Gutewort, Peroxo Compounds, Inorganic, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, 2007, DOI:10.1002/14356007.a19_177.pub2.
• R. J. Lewis, Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10ª ed., Wiley-Interscience, 2000, ISBN 978-0-471-35407-9.
• J. E. Macintyre, Dictionary of Inorganic Compounds, Chapman & Hall, 1992, ISBN 978-0-412-30120-9.
• R. L. Tallman, J. L. Margrave e S. W. Bailey, The crystal structure of sodium peroxide, in J. Am. Chem. Soc., vol. 79, n. 11, 1957, pp. 2979–2980, DOI:10.1021/ja01568a087. URL consultato il 19 dicembre 2011.

Altri progetti

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Collegamenti esterni

• (EN) sodium peroxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

V · D · M Composti dell'ossigeno
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Alogenuri	OF2 · O2F2 · O4F2
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