过氧化钠

过氧化钠化学式为Na₂O₂，又称二氧化钠或双氧化钠，是钠在过量氧气中燃烧的产物。^[6]它是一种过氧化物，水合物和过氧水合物包括 Na₂O₂·2H₂O₂·4H₂O、Na₂O₂·2H₂O、Na₂O₂·2H₂O₂和Na₂O₂·8H₂O。^[7]

过氧化钠
英文名	Sodium peroxide
别名	二氧化二钠
识别
CAS号	1313-60-6
PubChem	14803
ChemSpider	14119
SMILES	[O-][O-].[Na+].[Na+]
UN编号	1504
EINECS	215-209-4
RTECS	WD3450000
性质
化学式	Na2O2
摩尔质量	77.98 g·mol^−1
外观	白色至黄色粉末^[1]^[2]
密度	2.805 g/cm^3^[2]^[1]
熔点	675 °C^[3] 660 °C^[1]^[2]
溶解性（水）	反应^[1]
结构
晶体结构	六方^[4]
热力学
ΔfHm^⦵298K	−515 kJ·mol^−1^[5]
S^⦵298K	95 J/(mol·K)^[5]
热容	89.37 J/(mol·K)
危险性
警示术语	R：R7-R14-R26/27/28-R29-R41
安全术语	S：S7/8-S37/39
MSDS	英文MSDS
主要危害	强氧化性、与水反应
NFPA 704	0 3 1
相关物质
其他阳离子	过氧化氢、过氧化锂 过氧化钙
若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。

物理性质

在常温下，纯品过氧化钠为白色，但一般见到的过氧化钠呈淡黄色（混有超氧化钠的缘故）。它是六方晶系的^[4]，在512 °C下转变成结构未知的同质异形体。^[8]继续加热到沸点657 °C时，过氧化钠会分解成Na₂O，并放出O₂。^[9]过氧化钠易变质，应密封保存。过氧化钠对人有强烈的腐蚀性，与易燃物接触易引起火灾，在高温下甚至会发生爆炸。过氧化钠着火不能用水扑灭，必须用沙土或盐盖灭。　

制取

过氧化钠可以通过金属钠与氧气在130–200 C下的反应大规模制备。该反应会产生氧化钠，之后吸收氧气氧化成过氧化钠：^[8][10]

4 Na + O₂ → 2 Na₂O

2 Na₂O + O₂ → 2 Na₂O₂

过氧化钠的八水合物可以通过过氧化氢与氢氧化钠的反应制取，化学方程式为：^[11]

${\displaystyle {\rm {H_{2}O_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}O_{2}+2H_{2}O\,}}}$ 

化学性质

过氧化钠是强氧化剂，可以与多种金属单质以及非金属化合物发生反应。

过氧化钠与水反应，生成氢氧化钠和氧气：^[10]${\displaystyle {\rm {2Na_{2}O_{2}+2H_{2}O\rightarrow 4NaOH+O_{2}}}}$ 

实际的反应是过氧化钠首先和水反应生成氢氧化钠和双氧水，反应的方程式：

Na₂O₂+2H₂O=2NaOH+H₂O₂

然后双氧水会分解生成水和氧气，反应的化学方程式为：

2H₂O₂ = 2 H₂O + O₂↑

这是一个放热反应，又由于生成物中含有氧气，因此极易引起可燃物的燃烧和爆炸。

注意：若把过氧化钠加入滴有酚酞的水中，溶液会先变红后褪色。因为反应产生的氢氧化钠使酚酞试液变红，同时，过氧化钠与水反应生成了具有漂白性的过氧化氢。

过氧化钠与二氧化碳反应，生成碳酸钠（Na₂CO₃）和氧气： ${\displaystyle {\rm {2Na_{2}O_{2}+2CO_{2}\rightarrow 2Na_{2}CO_{3}+O_{2}}}}$ 

过氧化钠与稀硫酸反应，生成硫酸钠（Na₂SO₄）、水和氧气： ${\displaystyle {\rm {2Na_{2}O_{2}+2H_{2}SO_{4}\rightarrow 2Na_{2}SO_{4}+O_{2}+2H_{2}O}}}$ 

可以把过氧化钠溶解在低温的硫酸中，然后减压蒸馏即可得到过氧化氢（H₂O₂）：

${\displaystyle {\rm {Na_{2}O_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow H_{2}O_{2}+Na_{2}SO_{4}}}}$ 

类似的还有与盐酸的反应： ${\displaystyle {\rm {2Na_{2}O_{2}+4HCl\rightarrow 4NaCl+O_{2}+2H_{2}O}}}$ 

在碱性环境中，过氧化钠可以把化合物中+3价的砷（As）氧化成+5价，把+3价的铬（Cr）氧化成+6价。利用这个反应可以将某些岩石矿物中的+3价铬除去，方法为：在600~700摄氏度的高温下用过氧化钠将铁矿中的3价铬氧化成Na₂CrO₄，而Na₂CrO₄可以用水溶掉：

${\displaystyle {\rm {2Fe(CrO_{2})_{2}+7Na_{2}O_{2}\rightarrow Fe_{2}O_{3}+4Na_{2}CrO_{4}+3Na_{2}O}}}$ 

另外，过氧化钠可以将铁单质氧化成含FeO₄²⁻的铁酸盐，还可以在一般条件下将有机物氧化成乙醇和碳酸盐，也可以与硫化物和氯化物发生剧烈反应。

过氧化钠的热稳定性好，可加热到熔融状态而不分解。

用途

由于过氧化钠具有强氧化性，因此可以用来漂白织物、麦杆、羽毛等，也可用做除臭剂或消毒剂。在分析化学上用于处理矿样。由于它和二氧化碳反应放出氧气，因此可以用来在潜水艇等缺少氧气的环境中提供供人呼吸的氧气。

參考文獻

1. Record of Natriumperoxid in the GESTIS Substance Database from the IFA（英语：Institute for Occupational Safety and Health）
2. Entry on Natriumperoxid. at: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, retrieved 2017-01-30.
3. E. Wiberg, N. Wiberg, A.F. Holleman: Anorganische Chemie. 103. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin/ Boston 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 602, (abgerufen über De Gruyter Online).
4. Tallman, R. L.; Margrave, J. L.; Bailey, S. W. The Crystal Structure Of Sodium Peroxide. J. Am. Chem. Soc. 1957, 79 (11): 2979–80. doi:10.1021/ja01568a087. 
5. Zumdahl, Steven S. Chemical Principles 6th Ed.. Houghton Mifflin Company. 2009: A23. ISBN 978-0-618-94690-7. 
6. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon. 1984: 98. ISBN 0-08-022057-6. 
7. Harald Jakob, Stefan Leininger, Thomas Lehmann, Sylvia Jacobi, Sven Gutewort. "Peroxo Compounds, Inorganic". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2007, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a19_177.pub2.
8. Macintyre, J. E., ed. Dictionary of Inorganic Compounds, Chapman & Hall: 1992.
9. Lewis, R. J. Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials, 10th ed., John Wiley & Sons, Inc.: 2000.
10. E. Dönges "Lithium and Sodium Peroxides" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 979.
11. R. A. Penneman. Potassium Sodium Peroxide 8-Hydrate. Inorg. Synth. 1950, 3: 1–4. doi:10.1002/9780470132340.ch1.