Oxid sodný

Z Multimediaexpo.cz

Nemáte oprávnění „upravit tuto stránku“. Důvod:

Můžete si prohlédnout a zkopírovat zdrojový kód této stránky:

{{Infobox Chemická sloučenina |Název=Oxid sodný |Obrázek=[[Soubor:Sodium-oxide-unit-cell-3D-balls-B.png|200px]] |Systematický název=Oxid sodný |Triviální název= |Funkční vzorec= |Sumární vzorec=Na₂O |Číslo CAS=1313-59-3 |Molární hmotnost=61,9789 g/mol |Hustota = 2,270 g/cm³ |Teplota tání = 1132&nbsp;°C |Teplota varu = 1950&nbsp;°C (rozkládá se) |pKa= |NFPA 704={{NFPA 704 |Zdraví=3 |Hořlavost=0 |Reaktivita=4 |Ostatní rizika=W}} }} '''Oxid sodný''' (Na₂O) je jediný [[Oxidy|oxid]] [[sodík]]u. == Vlastnosti == Je to za normálních podmínek bílá [[krystal]]ická látka.<ref>{{citace elektronické monografie| titul=WebElements Periodic Table of the Elements Sodium disodium oxide| url=http://www.webelements.com/compounds/sodium/disodium_oxide.html}}</ref> Její krystaly, podobně jako krystaly všech oxidů [[Alkalické kovy|alkalických kovů]], mají tzv. [[antifluorit]]ovou strukturu, což znamená, že pozice aniontů a kationtů v krystalové mřížce jsou zcela obrácené, než je tomu u [[fluorid vápenatý|fluoridu vápenatého]] (CaF₂). Sodíkové kationty tvoří středy [[tetraedr]]ů, neboť jsou připojeny na 4 atomy kyslíku, zatímco kyslíkové atomy tvoří středy [[krychle]], neboť jsou navázány na 8 sodíkových iontů.<ref>{{citace periodika | titul = Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums | autor = Zintl, E.; Harder, A.; Dauth B. | periodikum = Z. Elektrochem. Angew. Phys. Chem. | rok = 1934 | ročník = 40 | strany = 588–93}}</ref><ref>{{citace monografie| příjmení=Wells|jméno= A.F.| rok=1984|titul= Structural Inorganic Chemistry|místo= Oxford |vydavatel= Clarendon Press| isbn= 0-19-855370-6}}</ref> Za vysokých teplot se rozkládá na [[peroxid sodný]] a sodík.<ref name=inchem /> S vodou bouřlivě reaguje za vzniku [[hydroxid sodný|hydroxidu sodného]]<ref name=inchem>{{citace elektronické monografie| titul=SODIUM OXIDE (ICSC)| vydavatel=inchem.org| url=http://www.inchem.org/documents/icsc/icsc/eics1653.htm}}</ref> (je to vlastně jeho [[anhydrid]]): :Na₂O + H₂O → 2 NaOH Při kontaktu s [[oči]]ma, [[pokožka (živočichové)|pokožkou]] a [[sliznice|sliznicí]] [[dýchací soustava|dýchací soustavy]] je silně dráždivý a zejména prášková forma může snadno způsobit zdravotní potíže. Vdechnutí většího množství dokonce může vyvolat [[plicní edém]].<ref name=inchem /> == Příprava == Tento oxid je možné připravit např. reakcí [[oxid dusný|oxidu dusného]] se [[sodík]]em:<ref name=chemhandbook>{{citace monografie| titul=Handbook of Inorganic Chemical Compounds| příjmení=Patnaik |jméno=Pradyot |rok=2003| vydavatel=McGraw-Hill |Počet stran= 1086| url=http://books.google.cz/books?id=Xqj-TTzkvTEC&printsec=frontcover&source=gbs_v2_summary_r&cad=0#v=onepage&q=&f=false}}</ref> :N₂O + 2Na → Na₂O + N₂ Taktéž je ho možné jej připravit tepelným rozkladem [[uhličitan sodný|uhličitanu sodného]]:<br /> Na₂CO₃ → Na₂O + CO₂ == Související články == * [[Seznam oxidů]] * [[Seznam anorganických sloučenin]] == Reference == <references /> {{commonscat|sodium oxide}}{{Oxidy I.}}{{Článek z Wikipedie}} [[Kategorie:Sodné sloučeniny]] [[Kategorie:Oxidy|Sodný]]

Návrat na stránku „Oxid sodný“.