Perossido di sodio

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Perossido di sodio
Sodium-peroxide-unit-cell-3D-balls.png
Sodium-peroxide-3D-vdW.png
Sodium peroxide 2grams.jpg
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
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
corrosivo comburente

pericolo

Frasi H 271 - 314
Consigli P 210 - 221 - 280 - 301+330+331 - 305+351+338 - 309+310 [1]

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[modifica | modifica sorgente]

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[modifica | modifica sorgente]

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]

4Na + O2 → 2Na2O
2Na2O + O2 → 2Na2O2

Reattività[modifica | modifica sorgente]

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:

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH +H2O2

Reagisce con CO e CO2 per formare il carbonato:

Na2O2 + CO → Na2CO3
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + ½O2

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

Usi[modifica | modifica sorgente]

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[modifica | modifica sorgente]

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[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ scheda della sostanza su IFA-GESTIS
  2. ^ a b Greenwood e Earnshaw 1997
  3. ^ Tallman et al. 1957
  4. ^ a b Macintyre 1992
  5. ^ Lewis 2000
  6. ^ a b Jakob et al. 2007
  7. ^ Alfa Aesar, Scheda di dati di sicurezza del perossido di sodio. URL consultato il 18 dicembre 2011.

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • 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 978-0471354079.
  • J. E. Macintyre, Dictionary of Inorganic Compounds, Chapman & Hall, 1992, ISBN 978-0412301209.
  • R. L. Tallman, J. L. Margrave e S. W. Bailey, The crystal structure of sodium peroxide in J. Am. Chem. Soc., vol. 79, nº 11, 1957, pp. 2979–2980, DOI:10.1021/ja01568a087.
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