Kalijev oksid: Razlika med redakcijama
Izbrisana vsebina Dodana vsebina
Infopolje |
Sinteza |
||
Vrstica 63: | Vrstica 63: | ||
}} |
}} |
||
'''Kalijev oksid''' je [[anorganska spojina |anorganska spojina]] s [[Kemijska formula|formulo]] K<sub>2</sub>O. Oksid je bledo rumena trdnina, ki je zaradi velike reaktivnosti slabo obstojna. Vsebnost [[kalij]]a v nekaterih snoveh, na primer v umetnih gnojilih, se pogosto izraža v ekvivalentih K<sub>2</sub>O. |
'''Kalijev oksid''' je [[anorganska spojina |anorganska spojina]] s [[Kemijska formula|formulo]] K<sub>2</sub>O. Oksid je bledo rumena trdnina, ki je zaradi velike reaktivnosti slabo obstojna. Vsebnost [[kalij]]a v nekaterih snoveh, na primer v umetnih gnojilih, se pogosto izraža v ekvivalentih K<sub>2</sub>O. |
||
==Sinteza== |
|||
Kalijev oksid se pripravlja z reakcijo [[kalij]]a s [[kisik]]om. V reakciji nastane najprej [[kalijev peroksid]] (K<sub>2</sub>O<sub>2</sub>), ki reagira s kalijem in se pretvori v oksid: |
|||
<ref>A.F. Holleman, E. Wiberg (2001). ''Inorganic Chemistry''. Academic Press, San Diego. ISBN 0-12-352651-5.</ref> |
|||
:2K + O<sub>2</sub> → K<sub>2</sub>O<sub>2</sub> |
|||
:K<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + 2K → 2K<sub>2</sub>O |
|||
Druga, bolj prikladna, je sinteza s segrevanjem [[kalijev nitrat|kalijevega nitrata]] s kovinskim kalijem: |
|||
:2KNO<sub>3</sub> + 10K → 6K<sub>2</sub>O + N<sub>2</sub> |
|||
[[Kalijev hidroksid]] se ne da dehidrirati v kalijev oksid, lahko pa reagira z raztaljenim kalijem, pri čemer nastaneta kalijev oksid in [[vodik]]: |
|||
:2KOH + 2K → 2K<sub>2</sub>O + H<sub>2</sub> |
|||
==Sklici== |
==Sklici== |
Redakcija: 17:45, 6. februar 2015
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] |
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 S |
94,03 J/mol·K[4] |
Std tvorbena
entalpija (ΔfH⦵298) |
−363,17 kJ/mol[1][4] |
Gibbsova prosta energija (ΔfG˚)
|
−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
Sklici
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 K.R. Anatolievich. Potassium oxide. Pridobljeno 4. julija 2014.
- ↑ 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.
- ↑ 3,0 3,1 3,2 R.W.G. Wyckoff (1935). The Structure of Crystals. 2. izdaja, str. 25. Reinhold Publishing Corp., American Chemical Society.
- ↑ 4,0 4,1 4,2 Dipotassium oxide. Pridobljeno 4. julija 2014.
- ↑ A.F. Holleman, E. Wiberg (2001). Inorganic Chemistry. Academic Press, San Diego. ISBN 0-12-352651-5.