Kalijev oksid

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Jump to navigation Jump to search
Kalijev oksid
Model kristala kalijevega oksida
IUPAC-ime kalijev oksid
Sistematično ime kalijev oksidokalij
Druga imena dikalijev monoksid, potaša
Identifikatorji
Številka CAS 12136-45-7
EC-number 235-227-6
MeSH Potassium+oxide
SMILES
ChemSpider 23354117
Lastnosti
Molekulska formula K2O
Molska masa 94,2 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, 1013 K, 1364 °F ([2]
nad 300 °C[1])

Topnost (voda) 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] Å
Mrežni kot α = 90°, β = 90°, γ = 90°
tetraedrična (K+)
kubična (O2−)
Termokemija
Standardna tvorbena
entalpija
ΔfHo298
−363,17 kJ/mol[1][4]
Standardna molarna
entropija
So298
94,03 J/mol·K[4]
Specifična toplota, C 83,62 J/mol·K[4]
Nevarnosti
Varnostni list ICSC 0769
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)

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[uredi | uredi kodo]

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[uredi | uredi kodo]

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[uredi | uredi kodo]

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[uredi | uredi kodo]

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 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. A.F. Holleman, E. Wiberg (2001). Inorganic Chemistry. Academic Press, San Diego. 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.