Peróxido de sódio (Na2O2): estrutura, propriedades, usos

O peróxido de sódio é um composto químico da fórmula de Na 2 S 2 tendo duas ligações iónicas entre os dois átomos de sódio e a molécula de O2. Existe em vários hidratos e peroxyhydrates incluindo de Na 2 S 2 · 2H 2 O 2 · 4H 2 O, Na 2 S 2 ? 2H 2 O, Na 2 S 2 ? 2H 2 O 2 e Na 2 S 2 · 8H 2 O.

Possui uma estrutura cristalina hexagonal; no entanto, quando aquecido, passa por uma transição para uma fase de simetria desconhecida a 512 ° C. Sua estrutura cristalina é apresentada na Figura 2 (Sódio: peróxido de sódio, 1993-2016).

Peróxido de sódio (Na2O2): estrutura, propriedades, usos 1

Figura 1: Estrutura do peróxido de sódio.
Peróxido de sódio (Na2O2): estrutura, propriedades, usos 2
Figura 2: Estrutura cristalina do peróxido de sódio.

O peróxido de sódio pode ser preparado em larga escala pela reação do sódio metálico com o oxigênio a 130-200 ° C (Ashford, 1994), um processo que gera óxido de sódio, que absorve o oxigênio em um estágio separado:

Na 4 + O 2 → de Na 2 S

2 Na 2 O + O 2 → 2 Na 2 O 2

O presente processo descontínuo envolve a oxidação de sódio em monóxido de sódio com ar seco e subsequente oxidação do monóxido de peróxido com 90% de oxigênio.

Em 1951, a USI começou a operar o primeiro processo contínuo para a produção de peróxido de sódio. O processo é único em um aspecto: ele usa ar em vez de oxigênio puro.

Por quase 70 anos, variações de um processo em lote foram usadas (SCHOW, 1957), por exemplo, o produto comercial contém entre 90 e 95% de peróxido de hidrogênio.

Propriedades físicas e químicas do peróxido de sódio

O peróxido de sódio é um sólido granulado amarelado que fica amarelo em contato com a atmosfera (National Center for Biotechnology Information, SF). Sua aparência é ilustrada na Figura 3.

Peróxido de sódio (Na2O2): estrutura, propriedades, usos 3

Figura 3: aparência do peróxido de sódio.

O peróxido de sódio tem um peso molecular de 77,98 g / mol e uma densidade de 2,805 g / ml. O composto tem um ponto de fusão de 460,00 ° C, onde começa a se decompor em óxido de sódio e oxigênio molecular de acordo com a reação:

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2 Na2O2 → 2 Na2O + O2

Seu ponto de ebulição é 657 ° C (Royal Society of Chemistry, 2015).

O peróxido de sódio reage violentamente com agentes redutores, materiais combustíveis e metais leves. Reage de forma exotérmica e rápida ou mesmo explosiva com água para formar uma base forte (NaOH) e oxigênio (O2).

Uma mistura com persulfato de amônio pode explodir se for submetida a fricção (esmagamento em uma argamassa), se for aquecida ou se uma corrente de dióxido de carbono gasoso passar sobre ela.

Reage muito vigorosamente com gás sulfureto de hidrogênio. Mesmo na ausência de ar, a reação pode ser acompanhada por chamas. Uma explosão ocorre quando o dióxido de carbono gasoso é passado sobre uma mistura de peróxido de sódio com pó de magnésio.

Misturas com ácido acético ou anidrido acético podem explodir se não forem mantidas frias. Eles são espontaneamente inflamáveis ​​em contato com anilina, benzeno, éter dietílico ou materiais orgânicos, como papel e madeira.

Misturas com carvão, glicerina, certos óleos e fósforo queimam ou explodem. Uma mistura com carboneto de cálcio (pó) pode explodir em chamas quando exposta ao ar úmido e explodir quando aquecida.

Decompõe-se frequentemente violentamente na presença de quantidades catalíticas de dióxido de manganês. A mistura com monocloreto de enxofre leva a uma reação violenta. Pode reagir e causar ignição de combustíveis (PERÓXIDO DE SÓDIO, 2016).

Reatividade e perigos

O peróxido de sódio é um composto classificado como base forte, agente oxidante explosivo e forte de acordo com o seu alerta de reatividade. Misturas com material combustível são facilmente inflamadas por atrito, calor ou contato com a umidade.

Pode se decompor vigorosamente sob exposição prolongada ao calor, causando a quebra dos recipientes que o contêm.

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Muito perigoso em caso de contato com a pele e os olhos (irritante) e em casos de ingestão e inalação. A exposição prolongada pode causar queimaduras na pele e ulcerações. A superexposição por inalação pode causar irritação respiratória.

A inflamação do olho é caracterizada por vermelhidão, lacrimejamento e coceira. A inflamação da pele é caracterizada por prurido, descamação, vermelhidão ou, ocasionalmente, formação de bolhas.

Em caso de contato com os olhos, deve-se verificar se as lentes de contato estão sendo usadas e removidas. Lave os olhos imediatamente com água corrente por pelo menos 15 minutos, mantendo as pálpebras abertas.

Em caso de contato com a pele, a pele suavemente contaminada é lavada com cuidado e cuidado com água corrente e sabão não abrasivo. Você pode usar água fria. A pele irritada deve ser coberta com um emoliente.

Se o contato com a pele for grave, ele deve ser lavado com sabão desinfetante e cobrir a pele contaminada com um creme antibacteriano.

Em caso de inalação, a vítima deve poder descansar em uma área bem ventilada.

Evacue a vítima para uma área segura o mais rápido possível. Afrouxe roupas apertadas, como colarinho da camisa, cinto ou gravata. Se a respiração estiver difícil, administre oxigênio. Se a vítima não estiver respirando, faça uma ressuscitação boca a boca.

Em caso de ingestão, o vômito não deve ser induzido. Se a vítima não estiver respirando, faça uma ressuscitação boca a boca.

Em todos os casos, deve-se procurar atendimento médico imediato (Folha de dados de segurança de material Peróxido de sódio, 2013).

Usos

O peróxido de sódio é usado no alvejante, pois reage com a água para produzir o peróxido de hidrogênio, um agente clareador de acordo com a reação:

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Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

Além do peróxido de hidrogênio, a reação produz hidróxido de sódio (alvejante), que mantém a solução alcalina. Água quente e uma solução alcalina são necessárias para que o peróxido de hidrogênio funcione melhor como alvejante (Field, SF).

O peróxido de sódio é usado para branquear a polpa de madeira para a produção de papel e têxteis. Atualmente, é usado principalmente para operações especializadas de laboratório, por exemplo, extração mineral. Além disso, o peróxido de sódio é usado como agente oxidante em reações químicas.

Também é usado como fonte de oxigênio, reagindo-o com dióxido de carbono para produzir oxigênio e carbonato de sódio; portanto, é particularmente útil em equipamentos de mergulho, submarinos, etc. (usando peróxido de sódio para eliminar as emissões de dióxido de carbono, 2014).

Referências

  1. Ashford, R. (1994). Dicionário de produtos químicos industriais de Ashford. London: Publications Ltd.
  2. Field, S. (SF). Ingredientes – Peróxido de sódio. Obtido em sci-toys.com.
  3. Folha de dados de segurança de material Peróxido de sódio. (21 de maio de 2013). Obtido em sciencelab.com.
  4. Centro Nacional de Informação Biotecnológica. (SF). Banco de Dados Composto PubChem; CID = 14803. Recuperado de PubChem.
  5. Sociedade Real de Química. (2015). Peróxido de sódio. Obtido em chemspider.com.
  6. SCHOW, HR (1957). A história da produção de peróxido de sódio. Advances in Chemistry, Vol. 19, 118–123.
  7. PERÓXIDO DE SÓDIO. (2016). Recuperado de camequímicos.
  8. Sódio: peróxido de sódio. (1993-2016). Recuperado de elementos da web.
  9. Usando peróxido de sódio para eliminar as emissões de dióxido de carbono. (10 de novembro de 2014). Recuperado da stackexchange.

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