Natriumoxid

Sicherheitshinweise

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung^[2]

Gefahr

H- und P-Sätze

H: Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere Augenschäden

EUH: Reagiert heftig mit Wasser.

Schutzhandschuhe/ Schutzkleidung/ Augenschutz/ Gesichtsschutz/ Gehörschutz/ … tragen.
Bei Verschlucken: Mund ausspülen. Kein Erbrechen herbeiführen.
Bei Berührung mit der Haut [oder dem Haar]: Alle kontaminierten Kleidungsstücke sofort ausziehen. Haut mit Wasser abwaschen [oder duschen]. Sofort ärztlichen Rat einholen / ärztliche Hilfe hinzuziehen. (Keine offizielle P-Satz-Kombination)
Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam mit Wasser spülen. Vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen. Weiter spülen. Sofort Giftinformationszentrum, Arzt oder … anrufen.
Bei Einatmen: Die Person an die frische Luft bringen und für ungehinderte Atmung sorgen.

^[2]

Natriumoxid ist ein Oxid des Natriums mit der Summenformel Na₂O.

Kristallstruktur

_ Na⁺ 0 _ O²⁻
Allgemeines
Name	Natriumoxid
Andere Namen	Natriummonoxid Dinatriumoxid SODIUM OXIDE (INCI)^[1]
Verhältnisformel	Na₂O
Kurzbeschreibung	weißes Pulver^[2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer	1313-59-3
EG-Nummer	215-208-9
ECHA-InfoCard	100.013.827
PubChem	73971
Eigenschaften
Molare Masse	61,98 g/mol⁻¹
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,27 g/cm³^[2]
Schmelzpunkt	1275 °C (Sublimation)^[3]
Löslichkeit	zersetzt sich in Wasser^[2]

Herstellung

Es kann direkt aus den Elementen gewonnen werden. Hierbei ist es jedoch erforderlich, die Stöchiometrie der Reaktion sowie die Temperatur zu beachten, da sonst bei Sauerstoffüberschuss auch Natriumperoxid und Natriumhyperoxid gebildet werden.^[4]

${4\,\mathrm {Na} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }$

Die Reaktion wird in einem Temperaturbereich von 150 – 200 °C durchgeführt. Höhere Temperaturen begünstigen die Bildung von Natriumperoxid.

Eine weitere Möglichkeit ist durch die Umsetzung von flüssigem Natrium mit Natriumnitrat gegeben.

${10\,\mathrm {Na} {}+{}2\,\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}6\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}$

Reines Natriumoxid kann durch die Reaktion von Natriumazid mit Natriumnitrat gewonnen werden.^[5]

${5\,\mathrm {NaN} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}3\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}8\,\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}$

Ebenfalls möglich ist die Reaktion von Natriumhydroxid und Natrium.^[5]

${2\,\mathrm {NaOH} {}+{}2\,\mathrm {Na} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}$

Eigenschaften

Es handelt sich um einen farblosen Feststoff, der in einer Antifluoritstruktur kristallisiert.^[3] Natriumoxid reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Natriumhydroxid^[3]

${\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NaOH} }$

Die Standardbildungsenthalpie von Natriumoxid beträgt ΔH_f⁰ = −418 kJ/mol.^[4]

Verwendung

Natriumoxid wird als Ätzmittel bei der Glasherstellung, zur Polymerisation und als Trockenmittel zum Trocknen organischer Lösemittel verwendet.

Siehe auch

Natriumperoxid

Einzelnachweise

↑ Eintrag zu SODIUM OXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 26. Dezember 2025.
↑ ^{Hochspringen nach: a} ^b ^c ^d ^e Eintrag zu Natriumoxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung, abgerufen am 26. Dezember 2025. (JavaScript erforderlich)
↑ ^{Hochspringen nach: a} ^b ^c Eintrag zu Natriumoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Dezember 2025.
↑ ^{Hochspringen nach: a} ^b A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1173–1176.
↑ ^{Hochspringen nach: a} ^b Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 951.

Basierend auf einem Artikel in:

Wikipedia.de