Reacții chimice ionice. Reacții chimice ionice Ce sunt reacțiile chimice

9.1. Ce sunt reacțiile chimice

Amintiți-vă că numim reacții chimice orice fenomen chimic al naturii. În timpul unei reacții chimice, unele legături chimice sunt rupte și se formează alte legături chimice. În urma reacției, din unele substanțe chimice se obțin și alte substanțe (vezi cap. 1).

Făcând temele pentru § 2.5, v-ați familiarizat cu selecția tradițională a patru tipuri principale de reacții din întregul set de transformări chimice, în același timp le-ați sugerat denumirea: reacții de combinare, descompunere, substituție și schimb.

Exemple de reacții compuse:

C + O 2 \u003d CO 2; (unu)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)

Exemple de reacții de descompunere:

2Ag2O4Ag + O2; (patru)
CaC03CaO + CO2; (5)
(NH4)2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O. (6)

Exemple de reacții de substituție:

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (opt)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)

Exemple de reacții de schimb:

Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (zece)
HCl + KNO 2 \u003d KCI + HNO 2; (unsprezece)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)

Clasificarea tradițională a reacțiilor chimice nu acoperă toată diversitatea lor - pe lângă reacțiile celor patru tipuri principale, există și reacții mult mai complexe.
Selectarea altor două tipuri de reacții chimice se bazează pe participarea la acestea a celor mai importante două particule nechimice: electronul și protonul.
În timpul unor reacții, are loc un transfer complet sau parțial de electroni de la un atom la altul. În acest caz, se modifică stările de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc substanțele inițiale; dintre exemplele date, acestea sunt reacțiile 1, 4, 6, 7 și 8. Aceste reacții se numesc redox.

Într-un alt grup de reacții, un ion de hidrogen (H +), adică un proton, trece de la o particulă care reacţionează la alta. Astfel de reacții se numesc reacții acido-bazice sau reacții de transfer de protoni.

Printre exemplele date, astfel de reacții sunt reacțiile 3, 10 și 11. Prin analogie cu aceste reacții, reacțiile redox sunt uneori numite reacții de transfer de electroni. Veți face cunoștință cu RIA în § 2 și cu KOR - în capitolele următoare.

REACŢII COMPUSE, REACŢII DE DESCOMPUNERE, REACŢII DE SUSTITUIRE, REACŢII DE SCHIMB, REACŢII REDOX, REACŢII ACID-BAZĂ.
Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare următoarelor scheme:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H2S04 + CuO CuS04 + H2O.
Precizați tipul tradițional de reacție. Observați reacțiile redox și acido-bazice. În reacțiile redox, indicați atomii căror elemente își schimbă stările de oxidare.

Luați în considerare reacția redox care are loc în furnalele în timpul producției industriale de fier (mai precis, fontă) din minereu de fier:

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

Să determinăm stările de oxidare ale atomilor care alcătuiesc atât materiile prime, cât și produșii de reacție

După cum puteți vedea, starea de oxidare a atomilor de carbon a crescut ca urmare a reacției, starea de oxidare a atomilor de fier a scăzut, iar starea de oxidare a atomilor de oxigen a rămas neschimbată. În consecință, atomii de carbon din această reacție au suferit oxidare, adică au pierdut electroni ( oxidat), iar atomii de fier la reducere, adică au atașat electroni ( recuperat) (vezi § 7.16). Pentru a caracteriza OVR se folosesc conceptele oxidantși agent de reducere.

Astfel, în reacția noastră, atomii de oxidare sunt atomi de fier, iar atomii reducători sunt atomi de carbon.

În reacția noastră, agentul de oxidare este oxidul de fier (III), iar agentul de reducere este oxidul de carbon (II).
În cazurile în care atomii oxidanți și atomii reducători fac parte din aceeași substanță (exemplu: reacția 6 din paragraful anterior), conceptele „substanță oxidantă” și „substanță reducătoare” nu sunt utilizate.
Astfel, agenții oxidanți tipici sunt substanțe care includ atomi care tind să adauge electroni (în întregime sau parțial), scăzând starea lor de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt în primul rând halogeni și oxigen, într-o măsură mai mică sulf și azot. Dintre substanțele complexe - substanțe care includ atomi în stări superioare de oxidare, care nu sunt înclinați să formeze ioni simpli în aceste stări de oxidare: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (CI + VII), etc.
Agenții reducători tipici sunt substanțele care conțin atomi care tind să doneze electroni în întregime sau parțial, crescându-le starea de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt hidrogenul, metalele alcaline și alcalino-pământoase, precum și aluminiul. Dintre substanțele complexe - H 2 S și sulfuri (S -II), SO 2 și sulfiți (S + IV), ioduri (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III), etc.
În general, aproape toate substanțele complexe și multe substanțe simple pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. De exemplu:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 este un agent reducător puternic);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 este un agent de oxidare slab);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C este agentul reducător);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C este un agent oxidant).
Să revenim la reacția discutată de noi la începutul acestei secțiuni.

Rețineți că, în urma reacției, atomii de oxidare (Fe + III) s-au transformat în atomi reducători (Fe 0), iar atomii reducători (C + II) s-au transformat în atomi de oxidare (C + IV). Dar CO2 în orice condiții este un agent oxidant foarte slab, iar fierul, deși este un agent reducător, este mult mai slab decât CO în aceste condiții. Prin urmare, produșii de reacție nu reacționează unul cu celălalt și nu are loc reacția inversă. Exemplul de mai sus este o ilustrare a principiului general care determină direcția fluxului OVR:

Reacțiile redox au loc în direcția formării unui agent oxidant mai slab și a unui agent reducător mai slab.

Proprietățile redox ale substanțelor pot fi comparate numai în aceleași condiții. În unele cazuri, această comparație poate fi făcută cantitativ.
Făcându-ți temele pentru primul paragraf al acestui capitol, ați văzut că este destul de dificil să găsiți coeficienți în unele ecuații de reacție (în special OVR). Pentru a simplifica această sarcină în cazul reacțiilor redox, se folosesc următoarele două metode:
A) metoda echilibrului electronicși
b) metoda echilibrului electron-ion.
Veți studia acum metoda echilibrului electronilor, iar metoda echilibrului electron-ion este de obicei studiată în instituțiile de învățământ superior.
Ambele metode se bazează pe faptul că electronii din reacțiile chimice nu dispar nicăieri și nu apar nicăieri, adică numărul de electroni acceptați de atomi este egal cu numărul de electroni cedați de alți atomi.
Numărul de electroni donați și primiți în metoda echilibrului electronic este determinat de modificarea stării de oxidare a atomilor. Când se utilizează această metodă, este necesar să se cunoască compoziția atât a materiilor prime, cât și a produselor de reacție.
Luați în considerare aplicarea metodei balanței electronice folosind exemple.

Exemplul 1 Să facem o ecuație pentru reacția fierului cu clorul. Se știe că produsul unei astfel de reacții este clorura de fier (III). Să scriem schema de reacție:

Fe + Cl2FeCl3.

Să determinăm stările de oxidare ale atomilor tuturor elementelor care alcătuiesc substanțele care participă la reacție:

Atomii de fier donează electroni, iar moleculele de clor îi acceptă. Exprimăm aceste procese ecuații electronice:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
CI2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.

Pentru ca numărul de electroni dați să fie egal cu numărul celor primiți, prima ecuație electronică trebuie înmulțită cu doi, iar a doua cu trei:

Introducând coeficienții 2 și 3 în schema de reacție, obținem ecuația reacției:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.

Exemplul 2 Să compunem o ecuație pentru reacția de ardere a fosforului alb într-un exces de clor. Se știe că clorura de fosfor (V) se formează în următoarele condiții:

Moleculele albe de fosfor donează electroni (oxidează), iar moleculele de clor îi acceptă (reduși):

Factorii obținuți inițial (2 și 20) au avut un divizor comun, prin care (ca coeficienți viitori în ecuația de reacție) au fost împărțiți. Ecuația reacției:

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

Exemplul 3 Să compunem o ecuație pentru reacția care are loc în timpul prăjirii sulfurei de fier (II) în oxigen.

Schema de reactie:

În acest caz, atât atomii de fier (II) cât și de sulf (–II) sunt oxidați. Compoziția sulfurei de fier(II) conține atomi ai acestor elemente într-un raport de 1:1 (vezi indici în formula cea mai simplă).
Balanță electronică:

Ecuația reacției: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Exemplul 4. Să compunem o ecuație pentru reacția care are loc în timpul arderii disulfurei de fier (II) (pirită) în oxigen.

Schema de reactie:

Ca și în exemplul precedent, aici sunt oxidați atât atomii de fier(II), cât și atomii de sulf, dar cu o stare de oxidare de I. Atomii acestor elemente sunt incluși în compoziția piritei într-un raport de 1:2 (vezi indici). în cea mai simplă formulă). În acest sens, atomii de fier și sulf reacționează, ceea ce este luat în considerare la alcătuirea balanței electronice:

Ecuația reacției: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Există și cazuri mai complexe de OVR, pe unele le vei cunoaște făcându-ți temele.

ATOM OXIDANT, ATOM REDUCTOR, SUBSTANTĂ OXIDANȚĂ, SUBSTANȚĂ REDUCTORĂ, METODA ECHILIBRARE ELECTRONICE, ECUAȚII ELECTRONICE.
1. Realizați o balanță electronică pentru fiecare ecuație OVR dată în textul § 1 al acestui capitol.
2. Alcătuiți ecuațiile OVR pe care le-ați descoperit la finalizarea sarcinii pentru § 1 din acest capitol. De data aceasta, utilizați metoda echilibrului electronic pentru a plasa cotele. 3. Utilizând metoda balanţei electronice, alcătuiţi ecuaţiile de reacţie corespunzătoare următoarelor scheme: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2Na2O2;
c) Na202 + Na Na20;
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) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( 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).

De ce apar reacțiile chimice?
Pentru a răspunde la această întrebare, să ne amintim de ce atomii individuali se combină în molecule, de ce se formează un cristal ionic din ioni izolați, de ce funcționează principiul energiei minime în timpul formării învelișului de electroni a unui atom. Răspunsul la toate aceste întrebări este același: pentru că este benefic din punct de vedere energetic. Aceasta înseamnă că energia este eliberată în timpul unor astfel de procese. S-ar părea că reacțiile chimice ar trebui să aibă loc din același motiv. Într-adevăr, pot fi efectuate multe reacții, în timpul cărora este eliberată energie. Energia este eliberată, de obicei sub formă de căldură.

Dacă căldura nu are timp să fie îndepărtată în timpul unei reacții exoterme, atunci sistemul de reacție se încălzește.
De exemplu, în reacția de ardere a metanului

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

se eliberează atât de multă căldură încât metanul este folosit drept combustibil.
Faptul că căldura este eliberată în această reacție poate fi reflectată în ecuația reacției:

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

Acest așa-zis ecuația termochimică. Aici simbolul „+ Q„ înseamnă că atunci când metanul este ars, căldură este eliberată. Această căldură se numește efectul termic al reacției.
De unde vine căldura degajată?
Știți că în reacțiile chimice, legăturile chimice sunt rupte și formate. În acest caz, legăturile sunt rupte între atomii de carbon și hidrogen din moleculele de CH4, precum și între atomii de oxigen din moleculele de O2. În acest caz, se formează noi legături: între atomii de carbon și oxigen din moleculele de CO 2 și între atomii de oxigen și hidrogen din moleculele de H 2 O. Pentru a rupe legăturile, trebuie să cheltuiți energie (vezi „energie de legătură”, „energia de atomizare” ), iar atunci când se formează legături, se eliberează energie. Evident, dacă legăturile „noile” sunt mai puternice decât cele „vechi”, atunci va fi eliberată mai multă energie decât absorbită. Diferența dintre energia eliberată și cea absorbită este efectul termic al reacției.
Efectul termic (cantitatea de căldură) este măsurat în kilojuli, de exemplu:

2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.

O astfel de înregistrare înseamnă că se vor elibera 484 de kilojulii de căldură dacă doi moli de hidrogen reacţionează cu un mol de oxigen şi se formează doi moli de apă gazoasă (abur).

În acest fel, în ecuațiile termochimice, coeficienții sunt numeric egali cu cantitățile de substanță a reactanților și a produselor de reacție.

Ce determină efectul termic al fiecărei reacții specifice?
Efectul termic al reacției depinde
a) din stările de agregare a substanțelor inițiale și a produselor de reacție,
b) pe temperatură şi
c) dacă transformarea chimică are loc la volum constant sau la presiune constantă.
Dependența efectului termic al unei reacții de starea de agregare a substanțelor se datorează faptului că procesele de trecere de la o stare de agregare la alta (ca și alte procese fizice) sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de căldură. Aceasta poate fi exprimată și printr-o ecuație termochimică. Un exemplu este ecuația termochimică a condensării vaporilor de apă:

H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + Q.

În ecuațiile termochimice și, dacă este necesar, în ecuațiile chimice obișnuite, stările agregate ale substanțelor sunt indicate folosind indici de litere:
(d) - gaz,
(g) - lichid,
(t) sau (cr) este o substanță solidă sau cristalină.
Dependența efectului termic de temperatură este asociată cu diferențele de capacități termice materii prime şi produşi de reacţie.
Deoarece, ca urmare a unei reacții exoterme la presiune constantă, volumul sistemului crește întotdeauna, o parte din energie este cheltuită pentru a lucra pentru a crește volumul, iar căldura degajată va fi mai mică decât în ​​cazul aceleiași reacții. la volum constant.
Efectele termice ale reacțiilor sunt de obicei calculate pentru reacțiile care au loc la volum constant la 25 °C și sunt notate cu simbolul Q o.
Dacă energia este eliberată numai sub formă de căldură, iar reacția chimică are loc la un volum constant, atunci efectul termic al reacției ( Q V) este egală cu modificarea energie interna(D U) substanțe care participă la reacție, dar cu semnul opus:

Q V = - U.

Energia internă a unui corp este înțeleasă ca energia totală a interacțiunilor intermoleculare, a legăturilor chimice, a energiei de ionizare a tuturor electronilor, a energiei de legătură a nucleonilor din nuclee și a tuturor celorlalte tipuri de energie cunoscute și necunoscute „înmagazinate” de acest corp. Semnul „–” se datorează faptului că atunci când căldura este eliberată, energia internă scade. Acesta este

U= – Q V .

Dacă reacția are loc la presiune constantă, atunci volumul sistemului se poate modifica. O parte din energia internă este, de asemenea, cheltuită pentru munca de creștere a volumului. În acest caz

U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),

Unde Qp este efectul termic al unei reacții care se desfășoară la presiune constantă. De aici

Q P = - SUSV .

O valoare egală cu U+PV a fost numit modificarea entalpieiși notat cu D H.

H=U+PV.

prin urmare

Q P = - H.

Astfel, atunci când căldura este eliberată, entalpia sistemului scade. De aici și vechea denumire pentru această cantitate: „conținut de căldură”.
Spre deosebire de efectul termic, modificarea entalpiei caracterizează reacția, indiferent dacă se desfășoară la volum constant sau la presiune constantă. Se numesc ecuațiile termochimice scrise folosind modificarea entalpiei ecuații termochimice în formă termodinamică. În acest caz, este dată valoarea modificării entalpiei în condiții standard (25 ° C, 101,3 kPa), notată H despre. De exemplu:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H despre= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H despre= - 65 kJ.

Dependența cantității de căldură eliberată în reacție ( Q) din efectul termic al reacției ( Q o) și cantitatea de substanță ( n B) unul dintre participanții la reacție (substanța B - substanța de pornire sau produsul de reacție) este exprimat prin ecuația:

Aici B este cantitatea de substanță B, dată de coeficientul din fața formulei substanței B din ecuația termochimică.

O sarcină

Determinați cantitatea de substanță hidrogen arsă în oxigen dacă s-au eliberat 1694 kJ de căldură.

Soluţie

02-Feb-2014 | Un comentariu | Lolita Okolnova

Reacții ionice- reactii intre ionii in solutie

Să aruncăm o privire la reacțiile de bază anorganice și la unele reacții chimice organice.

Foarte des, în diverse sarcini din chimie, li se cere să scrie nu numai ecuații chimice în formă moleculară, ci și în formă ionică (complet și prescurtat). După cum sa menționat deja, reacțiile chimice ionice apar în soluții. Adesea, substanțele se descompun în ioni în apă.

Ecuația ionică completă pentru o reacție chimică este: toți compușii sunt electroliți, rescriem în formă ionică, luând în considerare coeficienții:

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - ecuația reacției moleculare

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - ecuație completă a reacției ionice

Ecuația ionică abreviată a unei reacții chimice: reducem aceleasi componente:

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

Conform rezultatelor acestei reduceri a ionilor identici, este clar care ioni au format ceea ce este insolubil sau slab solubil - produse sau reactivi gazoși, precipitate sau substanțe slab disociante.

Nu se descompune în ioni în reacțiile chimice ionice ale unei substanțe:

1. insolubil în apă compuși (sau puțin solubili) (vezi );

Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3

Сa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - ecuație completă a reacției ionice

Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - ecuația reacției ionice abreviate

2. substanțe gazoase, de exemplu, O 2, Cl 2, NO etc.:

Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - ecuația reacției ionice complete

S -2 + 2H + = H2S - ecuația reacției ionice prescurtate

3. substanţe cu disociere scăzută (H2O, NH4OH);

reacție de neutralizare

OH - + H + \u003d H 2 O - ecuația reacției ionice abreviate

4. (toate: ambele formate din metale și nemetale);

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

2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - ecuație completă a reacției ionice

2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - ecuația reacției ionice reduse

5. substanțe organice (acizii organici sunt clasificați ca substanțe cu disociere scăzută)

CH3COOH + NaOH \u003d CH3COONa + H2O

CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - ecuație completă a reacției ionice

CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - ecuația reacției ionice abreviate

Adesea reacțiile chimice ionice sunt reacții de schimb.

Dacă toate substanțele care participă la reacție sunt sub formă de ioni, atunci legarea lor cu formarea unei noi substanțe nu are loc, prin urmare reacția în acest caz nu este practic fezabilă.

O trăsătură distinctivă a reacțiilor chimice de schimb ionic din reacțiile redox este că acestea se desfășoară fără a modifica stările de oxidare ale particulelor implicate în reacție.

• la examen este o întrebare - Reacții de schimb ionic
• în GIA (OGE) este - Reacții de schimb ionic

Sodiul este cel mai comun în natură și cel mai utilizat metal alcalin, care ocupă locul 11 ​​în tabelul periodic (este în grupa 1, subgrupa principală, perioada a 3-a). Când interacționează cu oxigenul atmosferic, acesta formează peroxid de Na2O2. Poți spune că este sodiu? Bineînțeles că nu, deoarece această substanță nu aparține clasei de oxizi, iar formula sa structurală este scrisă sub această formă: Na-O-O-Na. Oxizii superiori sunt cei în care elementul chimic asociat cu oxigenul are cea mai mare stare de oxidare. Sodiul are o singură stare de oxidare, +1. Prin urmare, pentru acest element chimic, conceptul de „oxid mai mare” nu există.

Oxidul de sodiu este formula moleculară a Na2O. Masa molară este de 61,9789 g/mol. Densitatea oxidului de sodiu este de 2,27 g/cm³. În aparență, este o substanță solidă albă, incombustibilă, care se topește la o temperatură de plus 1132 ° C, fierbe la o temperatură de plus 1950 ° C și se descompune. Când este dizolvat în apă, oxidul reacționează violent cu acesta, rezultând în formarea hidroxidului de sodiu, care ar trebui să fie numit în mod corespunzător hidroxid. Aceasta poate fi descrisă prin ecuația reacției: Na2O + H2O → 2NaOH. Principalul pericol al acestui compus chimic (Na2O) este că reacționează violent cu apa, rezultând formarea de alcalii caustici agresivi.

Oxidul de sodiu se poate obține prin încălzirea metalului la o temperatură care să nu depășească 180 °C într-un mediu cu conținut scăzut de oxigen: 4Na + O2 → 2Na2O. În acest caz, nu este posibil să se obțină oxid pur, deoarece produsele de reacție vor conține până la 20% peroxid și doar 80% din substanța țintă. Există și alte modalități de a obține Na2O. De exemplu, la încălzirea unui amestec de peroxid cu un exces de metal: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. În plus, oxidul se obține prin reacția sodiului metalic cu hidroxidul său: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, precum și prin interacțiunea sării cu un metal alcalin: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Toate aceste reacții au loc cu un exces de sodiu. În plus, atunci când un carbonat de metal alcalin este încălzit la 851 ° C, se poate obține și un oxid al acestui metal conform ecuației de reacție: Na2CO3 → Na2O + CO2.

Oxidul de sodiu are proprietăți de bază pronunțate. Pe lângă faptul că reacționează violent cu apa, interacționează activ și cu acizi și oxizi acizi. În urma reacției cu acidul clorhidric se formează sare și apă: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. Și atunci când interacționează cu cristale incolore de dioxid de siliciu, se formează un silicat de metal alcalin: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.

Oxidul de sodiu, ca și oxidul altui metal alcalin, potasiul, nu are o importanță practică deosebită. Această substanță este de obicei folosită ca reactiv, este o componentă importantă a sticlei industriale (soda-calce) și lichide, dar nu face parte din ochelarii optici. De obicei, sticla industrială conține aproximativ 15% oxid de sodiu, 70% silice (dioxid de siliciu) și 9% var (oxidul de Na servește ca flux pentru a scădea temperatura la care se topește siliciul. Sticla de sodă are un punct de topire mai scăzut decât sticla de potasiu. -var sau potasiu-plumb.Este cel mai comun, folosit pentru fabricarea sticlei de geam și a recipientelor de sticlă (sticle și borcane) pentru băuturi, alimente și alte bunuri.Sticlăria este adesea realizată din sticlă soda-calcică-silicat călită.

Obținut prin topirea materiilor prime - carbonat de Na, var, dolomit, dioxid de siliciu (silice), oxid de aluminiu (alumină), precum și o cantitate mică de agenți (de exemplu, sulfat de Na, clorură de Na) - într-un cuptor de sticlă la temperaturi până la 1675 ° C. Sticlele verzi și maro sunt fabricate din materii prime care conțin mai puțin oxid de magneziu și oxid de sodiu în recipiente de sticlă decât în ​​sticla ferestrei.