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Natriumhyperoxid ist eine chemische Verbindung mit der Formel NaO2 aus der Gruppe der Hyperoxide.

• Darstellung und Vorkommen

• Eigenschaften

• Zukünftige Anwendungen

• Siehe auch

• Weblinks

• Einzelnachweise

Es entsteht bei der Umsetzung von Natriumperoxid mit Sauerstoff bei hohen Temperaturen und Drückencite-ref-is4-5-0[5] (z. B. bei Eintritt von Meteoriten in die Erdatmosphäre) und kommt in einigen Mineralien vor.

N a 2 O 2 + O 2 → 138 b a r 450 ∘ ∘ C 2 N a O 2 {\displaystyle \mathrm {Na_{2}O_{2}+O_{2}\ {\xrightarrow[{138\ bar}]{450\,{}^{\circ }C}}\ 2\ NaO_{2}} } cite-ref-is4-5-1[5]

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

4 N a O 2 + 2 H 2 O ⟶ ⟶ 4 N a O H + 3 O 2 {\displaystyle \mathrm {4\ NaO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 4\ NaOH+3\ O_{2}} }

2 N a O 2 + 2 H 2 O ⟶ ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2 + 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 ΔHf0 = -260 kJ/mol.cite-ref-wiberg1-3-1[3]

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

• Natriumoxid

• Natriumperoxid

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

cite-note-11. Eintrag zu Natriumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. September 2014.

cite-note-webelements-22. Natriumhyperoxid bei webelements.com

cite-note-wiberg1-33. 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.

cite-note-nv-43. Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.

cite-note-is4-55. ↑ 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).

cite-note-66. ↑ P. Hartmann et al.: A rechargeable room-temperature sodium superoxide (NaO2) battery, Nature Materials 12, 2013, S. 228–232, doi:10.1038/nmat3486.