Išči

    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
    CompTox Dashboard (EPA)
    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]
    Mrežna konstanta
    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 [77 °F], 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.

    Vsebina

    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.; et al. (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.