Přeskočit na obsah

Oxid sodný

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Oxid sodný
Obecné
Systematický názevOxid sodný
Anglický názevSodium oxide
Německý názevNatriumoxid
Sumární vzorecNa2O
Vzhledbílý prášek nebo krystalky
Identifikace
Registrační číslo CAS1313-59-3
PubChem73971
UN kód1825
Vlastnosti
Molární hmotnost61,978 9 g/mol
Teplota tání920 °C
Teplota varu1 275 °C (rozklad)
Hustota2,270 g/cm3
Index lomunD= 1,478 - 1,500
Rozpustnost ve voděreaguje (na NaOH)
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech
alkoholy (reaguje na alkoholáty)
Měrná magnetická susceptibilita−4,021×10−6 cm3g−1
Struktura
Krystalová strukturakrychlová
Hrana krystalové mřížkya=555 m
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°−416,1 kJ/mol
Entalpie tání ΔHt480 J/g
Standardní molární entropie S°75,3 JK−1mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°−376,3 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp1,177 JK−1g−1
Bezpečnost
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
[1]
Nebezpečí[1]
R-větyR14, R34
S-větyS8, S26, S30, S36/37/39, S45
NFPA 704
0
3
4
W
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Některá data mohou pocházet z datové položky.

Oxid sodný (Na2O) je jediný oxid sodíku.

Vlastnosti

[editovat | editovat zdroj]

Je to za normálních podmínek bílá krystalická látka.[2] Její krystaly, podobně jako krystaly všech oxidů alkalických kovů, mají tzv. antifluoritovou strukturu, což znamená, že pozice aniontů a kationtů v krystalové mřížce jsou zcela obrácené, než je tomu u fluoridu vápenatého (CaF2). Sodíkové kationty tvoří středy tetraedrů, neboť jsou připojeny na 4 atomy kyslíku, zatímco kyslíkové atomy tvoří středy krychle, neboť jsou navázány na 8 sodíkových iontů.[3][4] Za vysokých teplot se rozkládá na peroxid sodný a sodík.[5]

S vodou bouřlivě reaguje za vzniku hydroxidu sodného[5] (je to vlastně jeho anhydrid):

Na2O + H2O → 2 NaOH

 

 

 

 

Při kontaktu s očima, pokožkou a sliznicí dýchací soustavy je silně dráždivý a zejména prášková forma může snadno způsobit zdravotní potíže. Vdechnutí většího množství dokonce může vyvolat plicní edém.[5]

Příprava

[editovat | editovat zdroj]

Tento oxid je možné připravit např. reakcí oxidu dusného se sodíkem:[6]

N2O + 2Na → Na2O + N2

 

 

 

 

Taktéž je možné jej připravit tepelným rozkladem uhličitanu sodného:

Na2CO3 → Na2O + CO2

 

 

 

 

Oxid sodný se používá jako přísada při výrobě skla pro snížení teploty tavení oxidu křemičitého, který je hlavní složkou skla.

  1. a b Sodium oxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. WebElements Periodic Table of the Elements Sodium disodium oxide [online]. Dostupné online. 
  3. Zintl, E.; Harder, A.; Dauth B. Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums. Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem.. 1934, roč. 40, s. 588–93. 
  4. WELLS, A.F. Structural Inorganic Chemistry. Oxford: Clarendon Press, 1984. Dostupné online. ISBN 0-19-855370-6. 
  5. a b c SODIUM OXIDE (ICSC) [online]. inchem.org. Dostupné online. 
  6. PATNAIK, Pradyot. Handbook of Inorganic Chemical Compounds. [s.l.]: McGraw-Hill, 2003. Dostupné online. 

Literatura

[editovat | editovat zdroj]
  • VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5. 

Externí odkazy

[editovat | editovat zdroj]