Peroxyde de sodium

	Peroxyde de sodium
Identification
Nom UICPA	Peroxyde de sodium
Synonymes	Peroxyde de disodium ; Dioxyde de sodium
No CAS	1313-60-6
No ECHA	100.013.828
No CE	215-209-4
PubChem	14803
SMILES
InChI
Apparence	Poudre blanche à jaune
Propriétés chimiques
Formule	Na2O2 [Isomères];
Masse molaire	77,978 3 ± 0,000 6 g/mol ; Na 58,96 %, O 41,04 %,
Propriétés physiques
T° fusion	460 °C
T° ébullition	657 °C
Masse volumique	2,8 g cm−3 à 20 °C
Point d’éclair	non inflammable
Thermochimie
S0solide	94,78 J K−1 mol−1
ΔfH0solide	−513,21 kJ mol−1
Précautions
SGH
	; DangerH271 et H314
NFPA 704
	0 3 1 OX
Transport
	-
	1504
	Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le peroxyde de sodium, ou commercialement appelé oxylithe^[6], est un composé de formule brute Na₂O₂.

Ce composé fut décrit en 1811 par les chimistes français Joseph Louis Gay-Lussac et Louis Jacques Thénard, qui étudiaient les propriétés physico-chimiques du sodium et du potassium, éléments isolés quelques années auparavant par le chimiste britannique Sir Humphry Davy. Pour obtenir du peroxyde de sodium, qu'ils qualifiaient "d'oxyde au maximum du sodium", Gay-Lussac et Thénard firent chauffer vivement du sodium sous une cloche de verre, dans une atmosphère riche en dioxygène (O₂)^[7].

Il est utilisé au début du XX^e siècle par le chimiste George-François Jaubert pour produire de l'oxygène^[8]^,^[9]. C'est un solide friable de couleur jaune, qui se dissout au contact de l'eau en libérant de l'oxygène^[10]^,^[11]. La réaction, très violente, est fortement exothermique. Du fait de cette réactivité, l'oxylithe doit être absolument conservé à l'abri de l'humidité. Stocké sans précautions particulières, il finit par se désagréger au contact de la vapeur d'eau présente dans l'air ambiant. Ce produit ne doit pas non plus entrer au contact de la peau (en particulier, on ne doit le manipuler qu'avec une pince), car ses effets déshydratants provoquent des brûlures sérieuses.

L'oxylithe a été utilisé dans les premiers masques à gaz^[12], qui équipaient les mines de charbon puis plus tard l'infanterie française pendant la Première Guerre mondiale. Il était encore utilisé dans les cours de chimie de l'enseignement secondaire dans les années 1980.

Préparation

La préparation du peroxyde de sodium se fait idéalement en deux étapes, selon Georg Brauer (en). La première consiste en l'oxydation de sodium Na en oxyde de sodium (Na₂O). Pour ce faire, le sodium doit être placé dans un environnement contenant moins de dioxygène que l'air ambiant. La deuxième étape consiste en l'oxydation du Na₂O en Na₂O₂, en plaçant l'oxyde de sodium dans une atmosphère riche en oxygène et en le chauffant entre 200 et 350 °C^[13].

2 Na + ¹⁄₂ O₂ → Na₂O

Na₂O + ¹⁄₂ O₂ → Na₂O₂

Au total, 2 Na + O₂ → Na₂O₂

Propriétés

La température d'ébullition de ce composé est de 657 °C. À cette température, le peroxyde de sodium se décompose en oxyde de sodium (Na₂O), en libérant du dioxygène^[2].

Na₂O₂ → Na₂O + ¹⁄₂ O₂

Sa température de fusion est d'environ 460 °C, mais cela n'entraîne pas sa décomposition^[13].

Les cristaux de peroxyde de sodium sont hexagonaux et appartiennent au groupe de Laue 6/mmm^[14].

Le peroxyde de sodium peut être utilisé comme agent oxydant^[2]. Il est utilisé comme agent de blanchiment^[15].

La réaction entre de l'eau et du peroxyde de sodium (Na₂O₂) permet la formation de soude (NaOH) et de peroxyde d'hydrogène (H₂O₂)^[13].

Na₂O₂ + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂O₂

À l'instar du peroxyde de lithium (Li₂O₂) et du peroxyde de potassium (K₂O₂), le peroxyde de sodium peut être utilisé comme source de dioxygène. La réaction entre du peroxyde de sodium et du dioxyde de carbone (CO₂) permet la production de carbonate de sodium (Na₂CO₃) tout en libérant du dioxygène.

Na₂O₂ + CO₂ → Na₂CO₃ + ¹⁄₂ O₂

La réaction entre du peroxyde de sodium, du dioxyde de carbone et de l'eau amènera quant à elle à la formation de bicarbonate de sodium (NaHCO₃) et de dioxygène.

Na₂O₂ + H₂O + 2 CO₂ → 2 NaHCO₃ + ¹⁄₂ O₂

Références

↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ ^{a b c et d} (en) Richard J. Lewis Sr, Hawley's Condensed Chemical Dictionary, New York, John Wiley & Sons, 1997, 13^e éd. (ISBN 0471292052), p. 1024.
↑ Clayton, G.D., F.E. Clayton (éds.), Patty's Industrial Hygiene and Toxicology, vol. 2A, 2B, 2C, 2D, 2E, 2F: Toxicology, 4^e éd., New York, John Wiley & Sons, 1993-1994, p. 773.
↑ ^{a et b} Chase, M.W., Jr., NIST-JANAF Themochemical Tables, 4^e éd., J. Phys. Chem. Ref. Data, Monograph 9, 1998, 1-1951.
↑ Numéro index 011-003-00-1 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE n^o 1272/2008, 16 décembre 2008.
↑ G.-F. Jaubert, « Le quotient respiratoire et la régénération de l'air en circuit fermé par les peroxydes », Gaz de combat, défense passive, 1^re année n^o 1,‎ 1935.
↑ Gay-Lussac, Louis Joseph, Recherches physico-chimiques, faites sur la pile ; sur la préparation chimique et les propriétés du potassium et du sodium ; sur la décomposition de l'acide boracique ; sur les acides fluorique, muriatique et muriatique oxigéné ; sur l'action chimique de la lumière ; sur l'analyse végétale et animale, etc. Par MM. Gay-Lussac et Thénard, membres de l'Institut, etc. Avec six planches en taille-douce. Tome Premier[-Second], chez Deterville, Libraire, rue Hautefeuille N° 8. M. DCCC. XI (OCLC 489634164, lire en ligne).
↑ M. Chaussart, « Pierre d'oxygène », Gazette des hôpitaux de Toulouse,‎ 3 janvier 1905, p. 2 (lire en ligne).
↑ Anon., « Le boroxylithe », Journal de Monaco, n^o 2426,‎ 13 juin 1903, p. 190.
↑ L. Guillet, L'industrie de la soude, Gauthier Villars, Masson et Cie, 1904, « X. L'industrie du sodium et du peroxyde de sodium », p. 133.
↑ Anon., « Science notes », Scientific American,‎ 15 septembre 1906, p. 190 (lire en ligne).
↑ G.-F. Jaubert, « Sur les appareils respiratoires à peroxydes alcalins », Comptes rendus hebdomadaires des séances de l’Académie des sciences, vol. 197,‎ 1933, p. 484.
↑ ^{a b et c} (en) Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 1, New York, Londres, Academic Press, 1963, 1859 p. (ISBN 9780123955906, lire en ligne), p. 980.
↑ (en) Richard L. Tallman, John L. Margrave et Sturges W. Bailey, « The Crystal Structure of Sodium Peroxide », Journal of the American Chemical Society, vol. 79, n^o 11,‎ juin 1957, p. 2979–2980 (ISSN 0002-7863 et 1520-5126, DOI 10.1021/ja01568a087, lire en ligne, consulté le 22 septembre 2022).
↑ « Fiche complète pour Peroxyde de sodium », sur reptox.cnesst.gouv.qc.ca (consulté le 23 septembre 2022).

Portail de la chimie

[1] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[:1-2] {a b c et d} (en) Richard J. Lewis Sr, Hawley's Condensed Chemical Dictionary, New York, John Wiley & Sons, 1997, 13^e éd. (ISBN 0471292052), p. 1024.

[3] Clayton, G.D., F.E. Clayton (éds.), Patty's Industrial Hygiene and Toxicology, vol. 2A, 2B, 2C, 2D, 2E, 2F: Toxicology, 4^e éd., New York, John Wiley & Sons, 1993-1994, p. 773.

[NIST-JANAF_Themochemical_Tables_1998-4] {a et b} Chase, M.W., Jr., NIST-JANAF Themochemical Tables, 4^e éd., J. Phys. Chem. Ref. Data, Monograph 9, 1998, 1-1951.

[5] Numéro index 011-003-00-1 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE n^o 1272/2008, 16 décembre 2008.

[6] G.-F. Jaubert, « Le quotient respiratoire et la régénération de l'air en circuit fermé par les peroxydes », Gaz de combat, défense passive, 1^re année n^o 1,‎ 1935.

[7] Gay-Lussac, Louis Joseph, Recherches physico-chimiques, faites sur la pile ; sur la préparation chimique et les propriétés du potassium et du sodium ; sur la décomposition de l'acide boracique ; sur les acides fluorique, muriatique et muriatique oxigéné ; sur l'action chimique de la lumière ; sur l'analyse végétale et animale, etc. Par MM. Gay-Lussac et Thénard, membres de l'Institut, etc. Avec six planches en taille-douce. Tome Premier[-Second], chez Deterville, Libraire, rue Hautefeuille N° 8. M. DCCC. XI (OCLC 489634164, lire en ligne).

[8] M. Chaussart, « Pierre d'oxygène », Gazette des hôpitaux de Toulouse,‎ 3 janvier 1905, p. 2 (lire en ligne).

[9] Anon., « Le boroxylithe », Journal de Monaco, n^o 2426,‎ 13 juin 1903, p. 190.

[10] L. Guillet, L'industrie de la soude, Gauthier Villars, Masson et Cie, 1904, « X. L'industrie du sodium et du peroxyde de sodium », p. 133.

[11] Anon., « Science notes », Scientific American,‎ 15 septembre 1906, p. 190 (lire en ligne).

[12] G.-F. Jaubert, « Sur les appareils respiratoires à peroxydes alcalins », Comptes rendus hebdomadaires des séances de l’Académie des sciences, vol. 197,‎ 1933, p. 484.

[:0-13] {a b et c} (en) Georg Brauer, Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 1, New York, Londres, Academic Press, 1963, 1859 p. (ISBN 9780123955906, lire en ligne), p. 980.

[14] (en) Richard L. Tallman, John L. Margrave et Sturges W. Bailey, « The Crystal Structure of Sodium Peroxide », Journal of the American Chemical Society, vol. 79, n^o 11,‎ juin 1957, p. 2979–2980 (ISSN 0002-7863 et 1520-5126, DOI 10.1021/ja01568a087, lire en ligne, consulté le 22 septembre 2022).

[15] « Fiche complète pour Peroxyde de sodium », sur reptox.cnesst.gouv.qc.ca (consulté le 23 septembre 2022).

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