Oxid sodný - Sodium oxide
| |||
| Jména | |||
|---|---|---|---|
| Název IUPAC Oxid sodný | |||
| Ostatní jména Oxid disodný | |||
| Identifikátory | |||
3D model (JSmol ) | |||
| Informační karta ECHA | 100.013.827  | ||
| Číslo ES |
| ||
PubChem CID | |||
| UNII | |||
| UN číslo | 1825 | ||
Řídicí panel CompTox (EPA) | |||
| |||
| |||
| Vlastnosti | |||
| Na2Ó | |||
| Molární hmotnost | 61.979 g · mol−1 | ||
| Vzhled | bílá pevná látka | ||
| Hustota | 2,27 g / cm3 | ||
| Bod tání | 1132 ° C (2070 ° F; 1405 K) | ||
| Bod varu | 1950 ° C (3540 ° F; 2220 K) sublimuje | ||
| sublimuje při 1275 ° C | |||
| prudce reaguje na vytvoření NaOH | |||
| Rozpustnost | reaguje s ethanol | ||
| −19.8·10−6 cm3/ mol | |||
| Struktura | |||
| Antifluorit (kubický střed) cF12 | |||
| Fm3m, č. 225 | |||
| Čtyřboká (Na+); kubický (O.2−) | |||
| Termochemie | |||
Tepelná kapacita (C) | 72,95 J / (mol · K) | ||
Std molární entropie (S | 73 J / (mol · K)[1] | ||
Std entalpie of formace (ΔFH⦵298) | -416 kJ / mol[1] | ||
Gibbsova volná energie (ΔFG˚) | -377,1 kJ / mol | ||
| Nebezpečí | |||
| Hlavní nebezpečí | žíravý, prudce reaguje s vodou | ||
| Bezpečnostní list | ICSC 1653 | ||
| Piktogramy GHS |  [2] | ||
| H314[2]hvib | |||
| P280[2] | |||
| NFPA 704 (ohnivý diamant) | |||
| Bod vzplanutí | nehořlavé | ||
| Související sloučeniny | |||
jiný anionty | Sulfid sodný Selenid sodný Tellurid sodný | ||
jiný kationty | Oxid lithný Oxid draselný Oxid rubidnatý Oxid cesný | ||
| Peroxid sodný Superoxid sodný | |||
Související sloučeniny | Hydroxid sodný | ||
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
 ověřit (co je   ?) | |||
| Reference Infoboxu | |||
Oxid sodný je chemická sloučenina se vzorcem Na2Ó. Používá se v keramika a brýle. Sloučenina je anhydrid báze z hydroxid sodný; přidáním vody k oxidu sodnému se vytvoří NaOH.
- Na2O + H2O → 2 NaOH
Oxidy alkalických kovů M2O (M = Li, Na, K, Rb) krystalizuje v antifluoritové struktuře. V tomto motivu jsou pozice anionty a kationty jsou obráceny vzhledem k jejich pozicím v CaF2, s ionty sodíku čtyřstěnně koordinovanými na 4 oxidové ionty a oxidem kubicky koordinovaným na 8 sodných iontů.[3][4]
Příprava
Oxid sodný se vyrábí reakcí sodík s hydroxid sodný, peroxid sodný nebo dusitan sodný:[5]
- 2 NaOH + 2 Na → 2 Na2O + H2
- Na2Ó2 + 2 Na → 2 Na2Ó
- 2 NaNO2 + 6 Na → 4 Na2O + N2
Většina z těchto reakcí se spoléhá na redukci něčeho o sodík, ať už jde o hydroxid, peroxid nebo dusitany.
Spalování sodíku v vzduch bude vyrábět Na2O a asi 20% peroxid sodný Na2Ó2.
- 6 Na + 2 O2 → 2 Na2O + Na2Ó2
Přístupnější způsob jeho výroby v laboratoři spočívá v rozkladu sodné soli kyselina askorbová při teplotách nad 209 stupňů Celsia.
Aplikace
Sklářství
Oxid sodný je významnou složkou většiny skla, přestože se přidává ve formě „sody“ (uhličitan sodný ). Obvykle se vyrábí sklenka obsahuje asi 15% oxidu sodného, 70% oxidu křemičitého (oxid křemičitý ) a 9% vápna (oxid vápenatý ). Uhličitan sodný "soda" slouží jako tavidlo ke snížení teploty, při které se směs oxidu křemičitého taje. Sodné sklo má mnohem nižší teplotu tání než čistý oxid křemičitý a má o něco vyšší pružnost. Tyto změny vznikají, protože oxid křemičitý a soda reagovaly za vzniku křemičitany sodné obecného vzorce Na2[SiO2]X[SiO3].
- Na2CO3 → Na2O + CO2
- Na2O + SiO2 → Na2SiO3
Reference
- ^ A b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemické principy 6. vydání. Společnost Houghton Mifflin. p. A23. ISBN 0-618-94690-X.
- ^ A b C Sigma-Aldrich Co., Oxid sodný. Citováno 2014-05-25.
- ^ Zintl, E.; Harder, A .; Dauth B. (1934). „Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithium, natriums und kaliums“. Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem. 40: 588–93. doi:10,1002 / bbpc.193411.
- ^ Wells, A. F. (1984) Structural Anorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.