Kalijev oksid

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.

Kalijev oksid

Imena
IUPAC ime kalijev oksid
Sistematično ime kalijev oksidokalij
Druga imena dikalijev monoksid, potaša
Identifikatorji
Številka CAS	12136-45-7
3D model (JSmol)	Interaktivna slika
ChemSpider	23354117
ECHA InfoCard	100.032.012
MeSH	Potassium+oxide
UNII	58D606078H
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID3049754
InChI InChI=1S/2K.O Key: NOTVAPJNGZMVSD-UHFFFAOYSA-N
SMILES O([K])[K]
Lastnosti
Kemijska formula	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)
Topnost v vodi	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]
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

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. K.R. Anatolievich. Potassium oxide. Pridobljeno 4. julija 2014.
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. R.W.G. Wyckoff (1935). The Structure of Crystals. 2. izdaja, str. 25. Reinhold Publishing Corp., American Chemical Society.
4. 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.