Kalijev oksid

Kalijev oksid
Model kristala kalijevega oksida
Imena
IUPAC ime
kalijev oksid
Sistematično ime
kalijev oksidokalij
Druga imena
dikalijev monoksid, potaša
Identifikatorji
3D model (JSmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.032.012
MeSH Potassium+oxide
UNII
  • InChI=1S/2K.O
    Key: NOTVAPJNGZMVSD-UHFFFAOYSA-N
  • O([K])[K]
Lastnosti
K2O
Molska masa 94,20 g·mol−1
Videz bledo rumena trdnina
Vonj brez vonja
Gostota 2,32 g/cm3 (20 °C)[1]
2,13 g/cm3 (24 °C)[2]
Tališče 740 °C (1.360 °F; 1.010 K)
reagira,[1] pri čemer nastaja KOH
Topnost topen v etanolu in dietil etru[2]
Struktura
Kristalna struktura antifluiritno kubična,
pearsonov simbol: cF12[3]
Prostorska skupina Fm3m, No. 225[3]
a = 6,436 [3]
α = 90°, β = 90°, γ = 90°
Koordinacijska
geometrija 		tetraedrična (K+)
kubična (O2−)
Termokemija
Specifična toplota, C 83,62 J/mol·K[4]
Standardna molarna
entropija So298 		94,03 J/mol·K[4]
−363,17 kJ/mol[1][4]
−322,1 kJ/mol[1]
Nevarnosti
Glavne nevarnosti koroziven, burno reagira z vodo
Sorodne snovi
Drugi anioni kalijev sulfid
Drugi kationi litijev oksid
natrijev oksid
rubidijev oksid
cezijev oksid
Sorodno kalijevi oksidi kalijev peroksid
kalijev superoksid
Sorodne snovi kalijev hidroksid
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za material v standardnem stanju pri 25 °C, 100 kPa).
Sklici infopolja

Kalijev oksid je anorganska spojina s formulo K2O. Oksid je bledo rumena trdnina, ki je zaradi velike reaktivnosti slabo obstojna. Vsebnost kalija v nekaterih snoveh, na primer v umetnih gnojilih, se pogosto izraža v ekvivalentih K2O.

Sinteza

Kalijev oksid se pripravlja z reakcijo kalija s kisikom. V reakciji nastane najprej kalijev peroksid (K2O2), ki reagira s kalijem in se pretvori v oksid: [5]

2K + O2 → K2O2
K2O2 + 2K → 2K2O

Druga, bolj prikladna, je sinteza s segrevanjem kalijevega nitrata s kovinskim kalijem:

2KNO3 + 10K → 6K2O + N2

Kalijev hidroksid se ne da dehidrirati v kalijev oksid, lahko pa reagira z raztaljenim kalijem, pri čemer nastaneta kalijev oksid in vodik:

2KOH + 2K → 2K2O + H2

Lastnosti in reakcije

Kalijev oksid kristalizira a antifluoritni kubični strukturi, se pravi da so položaji anionov in kationov ravno obratni kot v kalcijevem fluoridu: kalijevi ioni so koordinirani s štirimi oksidnimi ioni, oksidni ioni pa z osmimi kalijevimi ioni.[6][7]

K2O je bazičen oksid in burno reagira z vodo v kalijev hidroksid. Je higroskopen in živahno reagira tudi z vlago iz zraka.

Uporaba

Kemijska formula K2O (ali enostavneje K) se uporablja v več kontekstih: kot N-P-K v umetnih gnojilih in kot K v industriji cementa in stekla. V teh proizvodih v resnici ni prisoten K2O, ker ni obstojen, ampak kakšna druga kalijeva spojina, na primer kalijev karbonat. Razlog za takšno izražanje vsebnosti je različna vsebnost kalija v njegovih spojinah: v K2O ga je 83 %, v KCl pa samo 52 %. Če umetno gnojilo vsebuje 30 % KCl, je standardna vsebnost kalija, izraženega s kalijevim oksidom, enaka 18,8 %.

Sklici

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 K.R. Anatolievich. Potassium oxide. Pridobljeno 4. julija 2014.
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 D.R. Lide, urednik (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izdaja. Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 R.W.G. Wyckoff (1935). The Structure of Crystals. 2. izdaja, str. 25. Reinhold Publishing Corp., American Chemical Society.
  4. ↑ 4,0 4,1 4,2 Dipotassium oxide. Pridobljeno 4. julija 2014.
  5. ↑ Holleman, A. F.; in sod. (2001). Inorganic Chemistry (1 izd.). San Diego [etc.] : Academic Press ; Berlin ; New York : De Gruyter, cop. COBISS 24318981. ISBN 0-12-352651-5.
  6. ↑ E. Zintl, A. Harder, B. Dauth (1934). Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums. Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie 40: 588–593.
  7. ↑ A.F. Wells (1984). Structural Inorganic Chemistry (5 izd.). Oxford: Clarendon Press. COBISS 621359. ISBN 0-19-855370-6.