Natriumoxid
| Kristallstruktur | ||||||||||||||||
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| _ Na+ _ O2− | ||||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||
| Name | Natriumoxid | |||||||||||||||
| Andere Namen | ||||||||||||||||
| Verhältnisformel | Na2O | |||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißes Pulver[2] | |||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||
| Molare Masse | 61,98 g·mol−1 | |||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||
| Dichte |
2,27 g·cm−3[2] | |||||||||||||||
| Schmelzpunkt |
1275 °C (Sublimation)[3] | |||||||||||||||
| Löslichkeit |
zersetzt sich in Wasser[2] | |||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||||||||
Natriumoxid ist ein Oxid des Natriums mit der Summenformel Na2O.
Herstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Es kann direkt aus den Elementen gewonnen werden. Hierbei ist es jedoch erforderlich, die Stöchiometrie der Reaktion sowie die Temperatur zu beachten, da sonst bei Sauerstoffüberschuss auch Natriumperoxid und Natriumhyperoxid gebildet werden.[4]
![{\displaystyle {4\,\mathrm {Na} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/96408bf758b5f2c6788d0239297fa6e876328134)
Die Reaktion wird in einem Temperaturbereich von 150 – 200 °C durchgeführt. Höhere Temperaturen begünstigen die Bildung von Natriumperoxid.
Eine weitere Möglichkeit ist durch die Umsetzung von flüssigem Natrium mit Natriumnitrat gegeben.
![{\displaystyle {10\,\mathrm {Na} {}+{}2\,\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}6\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/6d7f1a2da491a763ee2efe4ee423f54b7722c538)
Reines Natriumoxid kann durch die Reaktion von Natriumazid mit Natriumnitrat gewonnen werden.[5]
![{\displaystyle {5\,\mathrm {NaN} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}3\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}8\,\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/755d6e11939ce9d0e4925a545af58e710eef29f4)
Ebenfalls möglich ist die Reaktion von Natriumhydroxid und Natrium.[5]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NaOH} {}+{}2\,\mathrm {Na} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/597c964e158b42065971fdf389e2b2301614d58b)
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Es handelt sich um einen farblosen Feststoff, der in einer Antifluoritstruktur kristallisiert.[3] Es handelt sich um eine kubische Kristallstruktur mit der Raumgruppe Fm3m (Raumgruppen-Nr. 225) mit dem Gitterparameter a = 5,55 À sowie vier Formeleinheiten pro Elementarzelle.[6]
Die Standardbildungsenthalpie von Natriumoxid beträgt ΔHf0 = −418 kJ/mol.[4]
Natriumoxid reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Natriumhydroxid[3]
![{\displaystyle {\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NaOH} }}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/55bc3058f5af9836ccf96e6da7b235ad2203f9eb)
Mit Sauerstoff reagiert Natriumoxid auch bei erhöhten Temperaturen von 200 bis 250 °C nur langsam, die Reaktion ist aber abhängig vom Sauerstoffdruck. Bei 12 atm Sauerstoffdruck und 200 °C reagiert es schnell zu Natriumperoxid. Mit Chlor reagiert es über die Zwischenstufe Natriumhypochlorit ebenfalls zu Natriumperoxid. Bei der Reaktion mit Stickstoffmonoxid bilden sich Natriumnitrit und Natriumhyponitrit.[6]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}4\,\mathrm {NO} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](/media/api/rest_v1/media/math/render/svg/cd204912a87f91340b884e2b7d071de6d59d6c66)
Verwendung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Natriumoxid dient als Flussmittel beim Glasieren von Keramik. Dabei wird dieses aber nicht direkt eingesetzt, sondern Stoffe wie Feldspat oder Natriumcarbonat, aus denen beim Brennen Natriumoxid entsteht.[7] Ähnliches gilt auch für die Glasindustrie. Aus zugesetztem Natriumcarbonat bildet sich Natriumoxid, das als Netzwerkwandler wirkt und den Schmelzpunkt der Silikatschmelze senkt.[8]
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ Eintrag zu SODIUM OXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 19. Januar 2022.
- 1 2 3 4 5 Eintrag zu Natriumoxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 10. Januar 2025. (JavaScript erforderlich)
- 1 2 3 Eintrag zu Natriumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. September 2014.
- 1 2 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1173–1176.
- 1 2 Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 951.
- 1 2 E. Zintl, H. H. v. Baumbach: Über Natriumoxyd. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. Band 198, Nr. 1, 1931, S. 88–101, doi:10.1002/zaac.19311980109.
- ↑ John Britt: The Complete Guide to High-Fire Glazes. Lark Books, 2007, ISBN 978-1-600-59216-4, S. 18.
- ↑ Jens Schneider, Johannes K. Kuntsche, Johann-Dietrich Wörner, Andreas Fink, Sebastian Schula, Frank Schneider: Glasbau. Springer, 2016, ISBN 978-3-540-28476-5, S. 10.