Natriumperoksidi
Nykymaailmassa Natriumperoksidi on aihe, joka herättää suurta kiinnostusta ja keskustelua eri alueilla. Teknologian ja globalisaation myötä Natriumperoksidi:stä on tullut perustavanlaatuinen näkökohta, joka vaikuttaa ihmisten jokapäiväiseen elämään sekä henkilökohtaisesti että ammatillisesti. Alkuperäistään nykypäivän merkityksellisyyteen asti Natriumperoksidi on ollut eri alojen asiantuntijoiden tutkimuksen ja analyysin kohteena, mikä on synnyttänyt monenlaisia mielipiteitä ja näkökulmia. Tässä artikkelissa tutkimme eri näkökohtia, jotka liittyvät Natriumperoksidi:een, sen sosiaalisista vaikutuksista sen vaikutukseen globaaliin talouteen. Tavoitteena on tarjota kattava ja rikastuttava näkemys tästä nykyään niin tärkeästä aiheesta.
| Natriumperoksidi | |
|---|---|
 |
|
| Tunnisteet | |
| CAS-numero | 1313-60-6 |
| PubChem CID | 14803 |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | Na2O2 |
| Moolimassa | 77,98 g/mol |
| Ulkomuoto | Valkoisia tai kellertäviä kiteitä[1] |
| Sulamispiste | 675 °C (hajoaa osittain)[2] |
| Tiheys | 2,805 g/cm3[1] |
| Liukoisuus veteen | Reagoi veden kanssa |
Natriumperoksidi (Na2O2) on natrium- ja peroksidi-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Natriumperoksidilla on myös kidevedellinen oktahydraattimuoto Na2O2·8H2O.[1] Yhdistettä käytetään hapettavana ja valkaisevana reagenssina.
Natriumperoksidin pääasiallinen käyttö on sellun ja kankaiden valkaiseminen. Aikaisemmin sitä on käytetty myös pesuaineissa, mutta nykyään sen käyttö on kielletty tulipalovaaran vuoksi.
Valmistus
Natriumperoksidia valmistetaan hapettamalla natriummetallia kuuman ilmavirran avulla.[1] Ensimmäisessä vaiheessa natrium hapetetaan 300–700 celsiusasteen lämpötilassa alumiiniastioissa kuivalla hiilidioksidittomalla ilmalla natriumoksidiksi. Tämän jälkeen prosessiin syötetään hapekkaampaa ilmaa, ja natriumoksidi hapettuu natriumperoksidiksi. Sopivassa paineessa natriumperoksidi voi reagoida edelleen hapen kanssa, jolloin muodostuu natriumsuperoksidia.[2]
Toinen tapa on hapettaa natrium natriumoksidiksi pyörivässä rummussa kuumentamalla sitä noin kahdensadan celsiusasteen lämpötilaan. Natriumoksidi muuntuu natriumperoksidiksi, kun lämpötilaa edelleen nostetaan 350 asteeseen. Natriumoksidia ja natriumsuperoksidia on usein epäpuhtauksina natriumperoksidissa ja teollisen tuotteen kellertävä sävy johtuu natriumoksidista.[2][1]
- 4 Na + O2 → 2 Na2O
- 2 Na2O + O2 → 2 Na2O2
Käyttö
Natriumperoksidin pääasiallinen käyttö on sellun ja kankaiden valkaiseminen. Sellun valkaisemisessa sitä käytetään seostettuna silikaattiin[4]. Yhdistettä on myös käytetty pyykinpesuaineissa, mutta nykyään sen käyttö on kielletty tulipalovaaran vuoksi. Kemiallisessa synteesissä ainetta käytetään valmistettaessa muita peroksiyhdisteitä. Vetyperoksidin tavoin myös natriumperoksidilla on desinfioivia ja mikrobeja tappavia ominaisuuksia.[2][1]
Eräs natriumperoksidin tärkeimpiä sovelluksia ovat muun muassa sukellusveneiden hapentuotanto sekä sukeltajien ja palomiesten käyttämät hengityslaitteet. Yhdiste reagoi hiilidioksidikaasun kanssa, jolloin muodostuu tuotteina natriumkarbonaattia ja happikaasua.[2]
- 2 Na2O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + O2
Ominaisuudet
Huoneenlämpötilassa puhdas natriumperoksidi on kiteistä valkoista jauhetta, jonka sulamispiste on 675 °C. Sulamispisteessään yhdiste myös osittain hajoaa. Kuten muutkin peroksidit, natriumperoksidi on hyvin vahva hapetin. Reaktio helposti hapettuvien aineiden, kuten metallijauheiden, rikin ja eräiden orgaanisten yhdisteiden, kanssa on hyvin kiivas, ja seos voi syttyä palamaan tai jopa räjähtää.[2][1]
Vesi hydrolysoi natriumperoksidin. Reaktio on hyvin eksoterminen eli lämpöä vapauttava. Reaktiossa muodostuu natriumhydroksidia ja reaktioastiaa jäähdytettäessä vetyperoksidia. Jos jäähdytystä ei ole, vetyperoksidi hajoaa veden ja natriumperoksidin välisen reaktion tuottaman lämmön vaikutuksesta hapeksi ja vedeksi.[2][1]
- Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2
- 2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2
Myös hapot voivat hydrolysoida natriumperoksidin. Reaktion tuotteina muodostuu happoa vastaavaa natriumsuolaa ja vetyperoksidia.[1]
- Na2O2 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O2
Rakenne
Natriumperoksidin rakenne on selvitetty röntgendiffraktion avulla. Natriumperoksidin alkeiskoppi eli rakenteen perusosa on muodoltaan heksagoninen. Peroksidi-ionit ovat suuntautuneet c-hilavektorin suuntaisesti, osa alkeiskopin kulmissa ja osa sen sisällä. Jokainen peroksidi-ioni on sitoutunut yhdeksään natriumioniin.[5] Kun natriumperoksidia kuumennetaan 512 celsiusasteen lämpötilaan, sen kiderakenne muuntuu. Tämän rakenteen symmetriaa ei ole vielä selvitetty.[6]
Kidevedellisen natriumperoksidin rakenne eroaa kidevedettömästä. Natriumperoksidioktahydraatin alkeiskoppi on monokliininen. Rakenne on keskussymmetrinen, peroksidi-ionit muodostavat ikään kuin pyramidin kärjet, ja pohja koostuu vesimolekyylien happiatomeista. Natriumionit ovat vesimolekyylien muodostamien oktaedrien sisällä. Näistä molekyyleistä neljä sitoutuu natriumioniin ja kaksi peroksidi-ioniin vetysidoksella.[4]
Lähteet
- ↑ a b c d e f g h i E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 174. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3
- ↑ a b c d e f g Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 502. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9 Kirja Googlen teoshaussa Viitattu 14.06.2010. (englanniksi)
- ↑ Sodium peroxide PubChem. Viitattu 8.9.2024.
- ↑ a b Geoffrey S. Hill, David G. Holah, Stephen D. Kinrade, Vincent R. Magnuson, Valery Polyakov & Todd A. Sloan: The X-ray structure of a sodium peroxide hydrate,Na2O28H2O, and its reactions with carbon dioxide: relevance to the brightening mechanical pulps. Canadian Journal of Chemistry, 1997, 75. vsk, s. 46–51. Canadian Journal of Chemistry. Artikkelin verkkoversio. Viitattu 6.10.2023. (englanniksi)
- ↑ Richard L. Tallman, John L. Margrave, Sturges W. Bailey: The Crystal Sructure of Sodium Peroxide. Journal of The American Chemical Society, 1957, 79. vsk, nro 11, s. 2979–2980. American Chemical Society. Artikkelin verkkoversio. Viitattu 14.6.2010. (englanniksi)
- ↑ Jane Elizabeth Macintyre: Dictionary of inorganic compounds, s. 3670. (Nide 7) CRC Press, 1992. ISBN 9780412301209 Kirja Googlen teoshaussa Viitattu 14.06.2010. (englanniksi)