Natriumhyperoxid

Es entsteht bei der Umsetzung von Natriumperoxid mit Sauerstoff bei hohen Temperaturen und Drücken[5] (z. B. bei Eintritt von Meteoriten in die Erdatmosphäre) und kommt in einigen Mineralien vor.

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}O_{2}+O_{2}\ {\xrightarrow[{138\ bar}]{450\,{}^{\circ }C}}\ 2\ NaO_{2}} }$[5]

Natriumhyperoxid zersetzt sich bei Kontakt mit Wasser (Hydrolyse) zu Natriumhydroxid und Sauerstoff und/oder Wasserstoffperoxid:

${\displaystyle \mathrm {4\ NaO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 4\ NaOH+3\ O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2\ NaO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}} }$

Es tritt in drei Kristallstrukturen auf (trimorph): Unter −77 °C in Markasitstruktur (ähnlich wie FeS₂), zwischen −77 °C und −50 °C in Pyritstruktur und oberhalb −50 °C ähnlich wie Kochsalz (NaCl).

Die Standardbildungsenthalpie von Natriumhyperoxid beträgt ΔH_f⁰ = -260 kJ/mol.[3]

Natriumhyperoxid ist derzeit Gegenstand der Akkuforschung. Bei der Entwicklung moderner Metall-Luft-Akkus zeigt sich ein großes Potential bezüglich Stabilität, Lade- und Entladeeffizienz.[6]

• Natriumoxid
• Natriumperoxid

• uni-Kiel: Alkalimetalle (PDF-Datei; 2,46 MB)

1. Eintrag zu Natriumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. September 2014.
2. Natriumhyperoxid bei webelements.com
3. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1176.
4. Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
5. Stephen E. Stephanou et al.: Sodium superoxide. In: J. C. Bailar, Jr. (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 4. McGraw-Hill, Inc., 1953, S. 82–85 (englisch).
6. P. Hartmann et al.: A rechargeable room-temperature sodium superoxide (NaO₂) battery, Nature Materials 12, 2013, S. 228–232, doi:10.1038/nmat3486.