Ionske kemijske reakcije. Ionske kemijske reakcije Što su kemijske reakcije

9.1. Što su kemijske reakcije

Podsjetimo se da kemijskim reakcijama nazivamo sve kemijske pojave u prirodi. Tijekom kemijske reakcije neke kemijske veze se prekidaju i stvaraju se druge kemijske veze. Kao rezultat reakcije, iz nekih kemikalija se dobivaju druge tvari (vidi poglavlje 1).

Radeći domaću zadaću za § 2.5 upoznali ste se s tradicionalnim izborom četiri glavne vrste reakcija iz čitavog skupa kemijskih pretvorbi, ujedno ste predložili njihove nazive: reakcije kombinacije, razgradnje, supstitucije i izmjene.

Primjeri reakcija spojeva:

C + O 2 \u003d CO 2; (jedan)
Na2O + CO2 \u003d Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H2O \u003d NH4 HCO3. (3)

Primjeri reakcija razgradnje:

2Ag 2 O 4Ag + O 2; (četiri)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)

Primjeri supstitucijskih reakcija:

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 \u003d 2NaCl + I2; (osam)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)

Primjeri reakcija izmjene:

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H20; (deset)
HCl + KNO2 \u003d KCl + HNO2; (jedanaest)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)

Tradicionalna klasifikacija kemijskih reakcija ne pokriva svu njihovu raznolikost - osim reakcija četiri glavna tipa, postoje i mnoge složenije reakcije.
Odabir druge dvije vrste kemijskih reakcija temelji se na sudjelovanju u njima dviju najvažnijih nekemijskih čestica: elektrona i protona.
Tijekom nekih reakcija dolazi do potpunog ili djelomičnog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. U tom se slučaju mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine početne tvari; od navedenih primjera to su reakcije 1, 4, 6, 7 i 8. Ove reakcije nazivaju se redoks.

U drugoj skupini reakcija vodikov ion (H+), odnosno proton, prelazi s jedne reagirajuće čestice na drugu. Takve reakcije nazivaju se acidobazne reakcije ili reakcije prijenosa protona.

Među navedenim primjerima, takve reakcije su reakcije 3, 10 i 11. Po analogiji s ovim reakcijama, redoks reakcije se ponekad nazivaju reakcije prijenosa elektrona. S RIA-om ćete se upoznati u § 2, a s KOR-om - u sljedećim poglavljima.

REAKCIJE SPOJEVA, REAKCIJE RAZGRADNJE, REAKCIJE SUPSTITUCIJE, REAKCIJE IZMJENE, REDOX REAKCIJE, KISELO-BAZNE REAKCIJE.
Napišite jednadžbe reakcija koje odgovaraju sljedećim shemama:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Navedite tradicionalni tip reakcije. Obratite pozornost na redoks i acidobazne reakcije. U redoks reakcijama naznačite atomi kojih elemenata mijenja svoja oksidacijska stanja.

Razmotrimo redoks reakciju koja se događa u visokim pećima tijekom industrijske proizvodnje željeza (točnije lijevanog željeza) iz željezne rude:

Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.

Odredimo oksidacijska stanja atoma koji čine i početne materijale i produkte reakcije

Kao što vidite, oksidacijsko stanje atoma ugljika se povećalo kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje atoma željeza se smanjilo, a oksidacijsko stanje atoma kisika ostalo je nepromijenjeno. Posljedično, atomi ugljika u ovoj reakciji su podvrgnuti oksidaciji, odnosno izgubili su elektrone ( oksidirano), a atomi željeza do redukcije, odnosno pričvrstili su elektrone ( oporavio se) (vidi § 7.16). Za karakterizaciju OVR-a koriste se pojmovi oksidans i redukcijsko sredstvo.

Dakle, u našoj reakciji, oksidirajući atomi su atomi željeza, a redukcijski atomi su atomi ugljika.

U našoj reakciji oksidacijsko sredstvo je željezov(III) oksid, a redukcijsko sredstvo ugljikov(II) oksid.
U slučajevima kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi dio iste tvari (primjer: reakcija 6 iz prethodnog odlomka), pojmovi "oksidirajuća tvar" i "reducirajuća tvar" se ne koriste.
Dakle, tipična oksidacijska sredstva su tvari koje uključuju atome koji imaju tendenciju dodavanja elektrona (u cijelosti ili djelomično), snižavajući njihov stupanj oksidacije. Od jednostavnih tvari to su prvenstveno halogeni i kisik, manjim dijelom sumpor i dušik. Od složenih tvari - tvari koje uključuju atome u višim oksidacijskim stanjima, nesklone stvaranju jednostavnih iona u tim oksidacijskim stanjima: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII), itd.
Tipični redukcijski agensi su tvari koje sadrže atome koji imaju tendenciju davanja elektrona u cijelosti ili djelomično, povećavajući svoje oksidacijsko stanje. Od jednostavnih tvari to su vodik, alkalijski i zemnoalkalijski metali, kao i aluminij. Od složenih tvari - H 2 S i sulfidi (S -II), SO 2 i sulfiti (S + IV), jodidi (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) itd.
Općenito, gotovo sve složene i mnoge jednostavne tvari mogu pokazivati ​​i oksidacijska i redukcijska svojstva. Na primjer:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 je jako redukcijsko sredstvo);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 je slabo oksidacijsko sredstvo);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C je redukcijsko sredstvo);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C je oksidacijsko sredstvo).
Vratimo se reakciji o kojoj smo govorili na početku ovog odjeljka.

Imajte na umu da su se kao rezultat reakcije oksidacijski atomi (Fe + III) pretvorili u redukcijske atome (Fe 0), a redukcijski atomi (C + II) pretvorili su se u oksidacijske atome (C + IV). Ali CO2 je pod svim uvjetima vrlo slabo oksidacijsko sredstvo, a željezo, iako je redukcijsko sredstvo, mnogo je slabije od CO pod tim uvjetima. Zbog toga produkti reakcije ne reagiraju jedni s drugima i ne dolazi do reverzne reakcije. Gornji primjer je ilustracija općeg principa koji određuje smjer protoka OVR:

Redoks reakcije se odvijaju u smjeru stvaranja slabijeg oksidansa i slabijeg redukcionog agensa.

Redoks svojstva tvari mogu se uspoređivati ​​samo pod istim uvjetima. U nekim slučajevima ova se usporedba može napraviti kvantitativno.
Radeći domaću zadaću za prvi odlomak ovog poglavlja, vidjeli ste da je prilično teško pronaći koeficijente u nekim jednadžbama reakcije (osobito OVR). Da bi se ovaj zadatak pojednostavio u slučaju redoks reakcija, koriste se sljedeće dvije metode:
a) metoda elektronske vage i
b) metoda elektron-ionske ravnoteže.
Sada ćete proučavati metodu ravnoteže elektrona, a metoda ravnoteže elektrona i iona obično se proučava na visokim učilištima.
Obje ove metode temelje se na činjenici da elektroni u kemijskim reakcijama nigdje ne nestaju i nigdje se ne pojavljuju, odnosno da je broj elektrona koje atomi prihvate jednak broju elektrona koje predaju drugi atomi.
Broj predanih i primljenih elektrona u metodi ravnoteže elektrona određen je promjenom oksidacijskog stanja atoma. Pri korištenju ove metode potrebno je poznavati sastav i polaznih materijala i produkata reakcije.
Razmotrite primjenu metode elektroničke bilance na primjerima.

Primjer 1 Napravimo jednadžbu reakcije željeza s klorom. Poznato je da je produkt takve reakcije željezov(III) klorid. Napišimo shemu reakcije:

Fe + Cl 2 FeCl 3 .

Odredimo oksidacijska stanja atoma svih elemenata koji čine tvari koje sudjeluju u reakciji:

Atomi željeza doniraju elektrone, a molekule klora ih prihvaćaju. Mi izražavamo te procese elektronske jednadžbe:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.

Da bi broj predanih elektrona bio jednak broju primljenih, potrebno je prvu elektroničku jednadžbu pomnožiti s dva, a drugu s tri:

Unosom koeficijenata 2 i 3 u shemu reakcije dobivamo jednadžbu reakcije:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.

Primjer 2 Sastavimo jednadžbu za reakciju izgaranja bijelog fosfora u suvišku klora. Poznato je da fosfor(V) klorid nastaje pod ovim uvjetima:

Molekule bijelog fosfora doniraju elektrone (oksidiraju), a molekule klora ih prihvaćaju (reduciraju):

Inicijalno dobiveni faktori (2 i 20) imali su zajednički djelitelj kojim su (kao budući koeficijenti u jednadžbi reakcije) podijeljeni. Jednadžba reakcije:

P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.

Primjer 3 Sastavimo jednadžbu reakcije koja se odvija prženjem željezo(II) sulfida u kisiku.

Shema reakcije:

U tom slučaju oksidiraju se i atomi željeza(II) i sumpora(–II). Sastav željezovog(II) sulfida sadrži atome ovih elemenata u omjeru 1:1 (vidi indekse u najjednostavnijoj formuli).
Elektronička vaga:

Jednadžba reakcije: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Primjer 4. Sastavimo jednadžbu reakcije koja se odvija pri pečenju željezovog (II) disulfida (pirita) u kisiku.

Shema reakcije:

Kao i u prethodnom primjeru, i ovdje su atomi željeza(II) i atomi sumpora također oksidirani, ali s oksidacijskim stanjem I. Atomi ovih elemenata uključeni su u sastav pirita u omjeru 1:2 (vidi indekse u najjednostavnijoj formuli). U tom smislu reagiraju atomi željeza i sumpora, što se uzima u obzir pri sastavljanju elektronske bilance:

Jednadžba reakcije: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Postoje i složeniji slučajevi OVR-a, neke od njih ćete upoznati radeći domaću zadaću.

OKSIDATOR ATOM, REDUCER ATOM, OKSIDATOR TVAR, REDUCER TVAR, METODA ELEKTRONSKE RAVNOTEŽE, ELEKTRONIČKE JEDNADŽBE.
1. Napravite elektroničku vagu za svaku OVR jednadžbu danu u tekstu § 1. ovog poglavlja.
2. Sastavite jednadžbe OVR-a koje ste otkrili rješavajući zadatak iz § 1. ovog poglavlja. Ovaj put, upotrijebite metodu elektroničke ravnoteže da postavite koeficijente. 3. Metodom elektroničke vage sastavite jednadžbe reakcija koje odgovaraju sljedećim shemama: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).

Zašto dolazi do kemijskih reakcija?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, podsjetimo se zašto se pojedinačni atomi spajaju u molekule, zašto se ionski kristal formira iz izoliranih iona, zašto princip najmanje energije djeluje tijekom formiranja elektronske ljuske atoma. Odgovor na sva ova pitanja je isti: jer je energetski koristan. To znači da se tijekom takvih procesa oslobađa energija. Čini se da bi se kemijske reakcije trebale odvijati iz istog razloga. Doista, mogu se provesti mnoge reakcije tijekom kojih se oslobađa energija. Energija se oslobađa, obično u obliku topline.

Ako se toplina nema vremena ukloniti tijekom egzotermne reakcije, tada se reakcijski sustav zagrijava.
Na primjer, u reakciji izgaranja metana

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

oslobađa se toliko topline da se kao gorivo koristi metan.
Činjenica da se u ovoj reakciji oslobađa toplina može se odraziti na reakcijsku jednadžbu:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.

Ovaj tzv termokemijska jednadžba. Ovdje simbol "+ Q" znači da se pri izgaranju metana oslobađa toplina. Ta se toplina naziva toplinski učinak reakcije.
Odakle dolazi oslobođena toplina?
Znate da se u kemijskim reakcijama kemijske veze kidaju i stvaraju. U tom slučaju dolazi do kidanja veza između atoma ugljika i vodika u molekulama CH 4, kao i između atoma kisika u molekulama O 2 . U tom slučaju nastaju nove veze: između atoma ugljika i kisika u molekulama CO 2 i između atoma kisika i vodika u molekulama H 2 O. Za raskid veza potrebno je potrošiti energiju (vidi "energija veze", "energija atomizacije" ), a pri stvaranju veza dolazi do oslobađanja energije. Očito, ako su "nove" veze jače od "starih", tada će se više energije osloboditi nego apsorbirati. Razlika između oslobođene i apsorbirane energije je toplinski učinak reakcije.
Toplinski učinak (količina topline) mjeri se u kilodžulima, na primjer:

2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) + 484 kJ.

Takav rekord znači da će se osloboditi 484 kilojoula topline ako dva mola vodika reagiraju s jednim molom kisika i nastanu dva mola plinovite vode (pare).

Na ovaj način, u termokemijskim jednadžbama koeficijenti su brojčano jednaki količinama tvari reaktanata i produkata reakcije.

Što određuje toplinski učinak svake pojedine reakcije?
Toplinski učinak reakcije ovisi
a) iz agregacijskih stanja početnih tvari i produkata reakcije,
b) na temperaturu i
c) o tome događa li se kemijska transformacija pri konstantnom volumenu ili pri konstantnom tlaku.
Ovisnost toplinskog učinka reakcije o stanju agregacije tvari posljedica je činjenice da su procesi prijelaza iz jednog agregatnog stanja u drugo (poput nekih drugih fizikalnih procesa) popraćeni oslobađanjem ili apsorpcijom topline. To se također može izraziti termokemijskom jednadžbom. Primjer je termokemijska jednadžba kondenzacije vodene pare:

H20 (g) \u003d H20 (g) + Q.

U termokemijskim jednadžbama, a po potrebi iu običnim kemijskim jednadžbama, agregatna stanja tvari označena su slovnim indeksima:
(d) - plin,
(g) - tekućina,
(t) ili (cr) je čvrsta ili kristalna tvar.
Ovisnost toplinskog učinka o temperaturi povezana je s razlikama u toplinskim kapacitetima početni materijali i produkti reakcije.
Budući da se kao rezultat egzotermne reakcije pri konstantnom tlaku volumen sustava uvijek povećava, dio energije se troši na obavljanje rada za povećanje volumena, a oslobođena toplina bit će manja nego u slučaju iste reakcije pri konstantnom volumenu.
Toplinski učinci reakcija obično se izračunavaju za reakcije koje se odvijaju pri konstantnom volumenu na 25 °C i označavaju se simbolom Q o.
Ako se energija oslobađa samo u obliku topline, a kemijska reakcija teče pri konstantnom volumenu, toplinski učinak reakcije ( Q V) jednaka je promjeni unutarnja energija(D U) tvari koje sudjeluju u reakciji, ali sa suprotnim predznakom:

Q V = - U.

Pod unutarnjom energijom tijela podrazumijeva se ukupna energija međumolekulskih interakcija, kemijskih veza, energija ionizacije svih elektrona, energija veze nukleona u jezgri i sve druge poznate i nepoznate vrste energije koje to tijelo "pohranjuje". Znak "–" je zbog činjenice da kada se toplina oslobađa, unutarnja energija se smanjuje. To je

U= – Q V .

Ako se reakcija odvija pri konstantnom tlaku, volumen sustava se može promijeniti. Dio unutarnje energije troši se i na rad povećanja volumena. U ovom slučaju

U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),

gdje Qp je toplinski učinak reakcije koja se odvija pri konstantnom tlaku. Odavde

Q P = - U-PV .

Vrijednost jednaka U+PV bio je nazvan promjena entalpije i označena sa D H.

H=U+PV.

Slijedom toga

Q P = - H.

Dakle, kada se oslobađa toplina, entalpija sustava se smanjuje. Otuda stari naziv za ovu veličinu: "sadržaj topline".
Za razliku od toplinskog učinka, promjena entalpije karakterizira reakciju, bez obzira odvija li se pri konstantnom volumenu ili konstantnom tlaku. Termokemijske jednadžbe napisane pomoću promjene entalpije nazivaju se termokemijske jednadžbe u termodinamičkom obliku. U ovom slučaju, dana je vrijednost promjene entalpije pod standardnim uvjetima (25 ° C, 101,3 kPa), označena H oko. Na primjer:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H oko= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H oko= - 65 kJ.

Ovisnost količine topline oslobođene u reakciji ( Q) od toplinskog učinka reakcije ( Q o) i količina tvari ( n B) jedan od sudionika reakcije (tvar B - polazna tvar ili produkt reakcije) izražava se jednadžbom:

Ovdje je B količina tvari B, dana koeficijentom ispred formule tvari B u termokemijskoj jednadžbi.

Zadatak

Odredite količinu tvari vodika koja je izgorjela u kisiku ako se oslobodilo 1694 kJ topline.

Riješenje

2. veljače 2014. | Jedan komentar | Lolita Okoljnova

Ionske reakcije- reakcije između iona u otopini

Pogledajmo osnovne anorganske i neke organske kemijske reakcije.

Vrlo često se u raznim zadacima iz kemije traži da napišu kemijske jednadžbe ne samo u molekularnom obliku, već iu ionskom (punom i skraćenom) obliku. Kao što je već navedeno, ionske kemijske reakcije odvijaju se u otopinama. Često se tvari u vodi raspadaju na ione.

Potpuna ionska jednadžba za kemijsku reakciju je: svi spojevi su elektroliti, prepisujemo u ionskom obliku, uzimajući u obzir koeficijente:

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - jednadžba molekularne reakcije

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - potpuna jednadžba ionske reakcije

Skraćena ionska jednadžba kemijske reakcije: reduciramo iste komponente:

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O

Prema rezultatima ove redukcije istovrsnih iona jasno je od kojih je iona nastalo ono što je netopljivo ili slabo topljivo - plinoviti produkti ili reagensi, talozi ili slabo disocirajuće tvari.

Nemojte se razlagati na ione u ionskim kemijskim reakcijama tvari:

1. netopljiv u vodi spojevi (ili teško topljivi) (vidi );

Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3

Sa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - potpuna jednadžba ionske reakcije

Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - skraćena jednadžba ionske reakcije

2. plinovite tvari, na primjer, O 2, Cl 2, NO, itd.:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - jednadžba pune ionske reakcije

S -2 + 2H + = H2S - skraćena jednadžba ionske reakcije

3. slabo disocirajuće tvari (H2O, NH4OH);

reakcija neutralizacije

OH - + H + \u003d H 2 O - skraćena jednadžba ionske reakcije

4. (svi: i od metala i od nemetala);

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - potpuna jednadžba ionske reakcije

2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - jednadžba reducirane ionske reakcije

5. organske tvari (organske kiseline se klasificiraju kao slabo disocirajuće tvari)

CH3COOH + NaOH \u003d CH3COONa + H2O

CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - potpuna jednadžba ionske reakcije

CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - skraćena jednadžba ionske reakcije

Često su ionske kemijske reakcije reakcije razmjene.

Ako su sve tvari koje sudjeluju u reakciji u obliku iona, tada ne dolazi do njihovog vezanja s stvaranjem nove tvari, stoga reakcija u ovom slučaju praktički nije izvediva.

Posebnost kemijskih reakcija ionske izmjene od redoks reakcija je da se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja čestica uključenih u reakciju.

• na ispitu je pitanje - Reakcije ionske izmjene
• u GIA (OGE) je - Reakcije ionske izmjene

Natrij je u prirodi najčešći i široko korišteni alkalijski metal koji zauzima 11. mjesto u periodnom sustavu (u 1. je skupini, glavnoj podskupini, 3. periodi). U interakciji s atmosferskim kisikom nastaje Na2O2 peroksid. Možete li reći da je natrij? Naravno da ne, jer ova tvar ne pripada klasi oksida, a njena strukturna formula je napisana u ovom obliku: Na-O-O-Na. Viši oksidi su oni u kojima kemijski element povezan s kisikom ima najviši stupanj oksidacije. Natrij ima samo jedno oksidacijsko stanje, +1. Stoga za ovaj kemijski element ne postoji koncept "višeg oksida".

Natrijev oksid je molekularna formula njegovog Na2O. Molarna masa je 61,9789 g/mol. Gustoća natrijeva oksida je 2,27 g/cm³. Po izgledu, to je bijela kruta nezapaljiva tvar koja se tali na temperaturi od plus 1132 ° C, vrije na temperaturi od plus 1950 ° C i raspada se. Kada se otopi u vodi, oksid burno reagira s njom, što rezultira stvaranjem natrijevog hidroksida, koji bi se trebao pravilno zvati hidroksid. To se može opisati reakcijskom jednadžbom: Na2O + H2O → 2NaOH. Glavna opasnost ovog kemijskog spoja (Na2O) je da burno reagira s vodom, što rezultira stvaranjem agresivne kaustične lužine.

Natrijev oksid se može dobiti zagrijavanjem metala na temperaturu ne veću od 180 °C u okruženju s niskim sadržajem kisika: 4Na + O2 → 2Na2O. U ovom slučaju nije moguće dobiti čisti oksid, budući da će produkti reakcije sadržavati do 20% peroksida i samo 80% ciljne tvari. Postoje i drugi načini za dobivanje Na2O. Na primjer, pri zagrijavanju smjese peroksida s viškom metala: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Osim toga, oksid se dobiva reakcijom metalnog natrija s njegovim hidroksidom: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, kao i interakcijom soli s alkalnim metalom: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Sve ove reakcije odvijaju se s viškom natrija. Osim toga, kada se karbonat alkalnog metala zagrije na 851 ° C, oksid ovog metala također se može dobiti prema reakcijskoj jednadžbi: Na2CO3 → Na2O + CO2.

Natrijev oksid ima izražena bazična svojstva. Osim što burno reagira s vodom, također aktivno stupa u interakciju s kiselinama i kiselim oksidima. Kao rezultat reakcije s klorovodičnom kiselinom nastaju sol i voda: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. A u interakciji s bezbojnim kristalima silicijevog dioksida nastaje silikat alkalijskog metala: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.

Natrijev oksid, kao i oksid drugog alkalijskog metala, kalija, nema veliku praktičnu važnost. Ova tvar se obično koristi kao reagens, važna je komponenta industrijskog (natrijum-vapnenog) i tekućeg stakla, ali nije dio optičkih stakala. Obično industrijsko staklo sadrži oko 15% natrijevog oksida, 70% silicijevog dioksida (silicijev dioksid) i 9% vapna (Na oksid služi kao fluks za snižavanje temperature pri kojoj se tali silicij. Natrijevo staklo ima niže talište od kalijevog stakla. -vapneno ili kalijevo-olovno.Najčešće se koristi za izradu prozorskog stakla i staklenih posuda (boca i staklenki) za piće, hranu i neku drugu robu.Stakleno posuđe često se izrađuje od kaljenog natrijsko-vapneno-silikatnog stakla.

Dobiva se taljenjem sirovina - Na karbonata, vapna, dolomita, silicijevog dioksida (silika), aluminijevog oksida (aluminijevog oksida), kao i male količine sredstava (na primjer, Na sulfat, Na klorid) - u staklenoj peći na temperaturama do 1675°C. Zelene i smeđe boce izrađene su od sirovina koje sadrže manje magnezijevog oksida i natrijevog oksida u ambalažnom staklu nego u prozorskom staklu.