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Articulo de referencia

peróxido de sodio

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El peróxido de sodio es un compuesto inorgánico con la fórmula Na₂O₂ . Es el producto de la ignición del sodio en exceso de oxígeno. [ 4 ] La sustancia pura es un sólido blanco , pero las muestras comerciales y de laboratorio suelen aparecer como un sólido amarillento debido a impurezas de superóxido de sodio . [ 1 ] Es una base fuerte. Este peróxido metálico existe en varios hidratos y peroxihidratos , incluyendo Na₂O₂ · 2H₂O₂ · 4H₂O , Na₂O₂ · 2H₂O , Na₂O₂ · 2H₂O₂ y Na₂O₂ · 8H₂O . [ 5 ] El octahidrato , que es sencillo de preparar , es blanco, como el material anhidro puro . [ 6 ]

Propiedades

El peróxido de sodio cristaliza con simetría hexagonal. [ 7 ] Al calentarse, la forma hexagonal experimenta una transición a una fase de simetría desconocida a 512  °C. [ 8 ] Con un calentamiento adicional por encima del  punto de ebullición de 657 °C, el compuesto se descompone en Na 2 O, liberando O 2 . [ 9 ]

2 Na 2 O 2 → 2 Na 2 O + O 2

Preparación

Comercialmente, el peróxido de sodio se produce a partir de los elementos en un proceso de dos etapas. Primero, el sodio se oxida a óxido de sodio : [ 8 ] [ 10 ]

4Na + O 2 → 2 Na 2 O

Posteriormente, este óxido se trata con más oxígeno:

2 Na 2 O + O 2 → 2 Na 2 O 2

Este fue el método mediante el cual la sustancia fue descubierta en 1810 por Joseph Louis Gay-Lussac y Louis Jacques Thénard , así como también fue como Hamilton Castner la fabricó comercialmente por primera vez en la década de 1890. [ 11 ]

También puede producirse haciendo pasar gas ozono sobre yoduro de sodio sólido dentro de un tubo de platino o paladio . El ozono oxida el sodio para formar peróxido de sodio. El yodo puede sublimarse mediante un calentamiento suave. El platino o el paladio catalizan la reacción y no son atacados por el peróxido de sodio.

El octahidrato se puede producir tratando hidróxido de sodio con peróxido de hidrógeno. [ 6 ]

Usos

El peróxido de sodio se hidroliza para dar hidróxido de sodio y peróxido de hidrógeno según la reacción [ 10 ].

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

El peróxido de sodio se utilizaba para blanquear la pulpa de madera en la producción de papel y textiles. Actualmente, se emplea principalmente en operaciones de laboratorio especializadas, como la extracción de minerales de diversos yacimientos. El peróxido de sodio se comercializa con los nombres de Solozone [ 8 ] y Flocool [ 9 ] . En preparaciones químicas, se utiliza como agente oxidante. También se emplea como fuente de oxígeno al reaccionar con dióxido de carbono para producir oxígeno y carbonato de sodio .

Na 2 O 2 + CO 2 → Na 2 CO 3 + 1 ⁄ 2 O 2
Na 2 O 2 + H 2 O + 2 CO 2 → 2 NaHCO 3 + 1 ⁄ 2 O 2

Por lo tanto, resulta especialmente útil en equipos de buceo, submarinos, etc. El peróxido de litio y el superóxido de potasio tienen usos similares.

El peróxido de sodio se utilizó en el pasado a gran escala para la producción de perborato de sodio , pero se han desarrollado rutas alternativas para obtener ese agente de limpieza. [ 5 ]

Referencias

  1. 1 2 Creighton, JA; Lippincott, ER (1964). "Frecuencia vibracional y energía de disociación del ion superóxido". The Journal of Chemical Physics . 40 (6): 1779– 1780. doi : 10.1063/1.1725405 .
  2. 1 2 Zumdahl, Steven S. (2009). Principios de química, 6.ª ed . Houghton Mifflin Company. pág. A23. ISBN  978-0-618-94690-7.
  3. "Información sobre la clasificación de riesgos para los diamantes de fuego de la NFPA" . Archivado del original el 4 de septiembre de 2004.
  4. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Química de los elementos . Oxford: Pergamon Press . pág. 98. ISBN  978-0-08-022057-4.
  5. 1 2 Jakob, Harald; Leininger, Stefan; Lehmann, Thomas; Jacobi, Sylvia; Gutewort, Sven (2007). "Peroxo Compounds, Inorganic". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . doi : 10.1002/14356007.a19_177.pub2 . ISBN 978-3-527-30673-2.
  6. 1 2 Penneman, RA; Toy, ADF (1950). "Peróxido de sodio 8-hidrato". Síntesis inorgánicas . Vol. 3. págs. 1– 4. doi : 10.1002/9780470132340.ch1 .  
  7. ↑ Tallman, RL; Margrave, JL; Bailey, SW (1957). "La estructura cristalina del peróxido de sodio". J. Am. Chem. Soc. 79 (11): 2979– 80. Bibcode : 1957JAChS..79.2979T . doi : 10.1021/ja01568a087 .
  8. 1 2 3 Macintyre, JE, ed. Diccionario de compuestos inorgánicos, Chapman & Hall: 1992.
  9. 1 2 Lewis, RJ Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10.ª ed. , John Wiley & Sons, Inc.: 2000.
  10. 1 2 E. Dönges "Peróxidos de litio y sodio" en Manual de química inorgánica preparativa, 2.ª ed. Editado por G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. pág. 979.
  11. ↑ Boletín de Farmacia . 1895.
  • Ficha Internacional de Seguridad Química 1606