Ossido di potassio
| Ossido di potassio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| ossido di dipotassio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | K2O |
| Peso formula (u) | 94,196 |
| Aspetto | solido grigio |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 235-227-6 |
| PubChem | 9989219 |
| SMILES | [O-2].[K+].[K+] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,35 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
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| Frasi R | 20/21/22-34-36/37/38 |
| Frasi S | n.d. |
L'ossido di dipotassio (K2O) è un composto ionico di potassio e ossigeno. Questo solido giallo pallido, il più semplice degli ossidi di potassio, è un composto raro e altamente reattivo. Alcuni materiali di commercio, come fertilizzanti e cementi, vengono dosati assumendo la composizione percentuale che sarebbe equivalente alla miscela di composti chimici K2O.
Produzione
[modifica | modifica wikitesto]L'ossido di potassio è prodotto dalla reazione di ossigeno e potassio; questa reazione fornisce perossido di potassio, K2O2. Il trattamento del perossido con potassio produce l'ossido:[1]
In alternativa e più convenientemente, K2O viene sintetizzato riscaldando il nitrato di potassio con il potassio metallico:
Un'altra possibilità è di riscaldare il perossido di potassio a 500 °C che si decompone a quella temperatura dando ossigeno puro e ossido di potassio:
L'idrossido di potassio non può essere ulteriormente disidratato nell'ossido ma può reagire con il potassio fuso per produrlo, liberando l'idrogeno come sottoprodotto:
Proprietà e reazioni
[modifica | modifica wikitesto]K2O cristallizza nella struttura dell'antifluorite. In questo motivo le posizioni degli anioni e dei cationi sono invertite rispetto alle loro posizioni in CaF2, con ioni di potassio coordinati a 4 ioni di ossido e ioni di ossido coordinati a 8 ioni potassio[2]. K2O è un ossido basico e reagisce con l'acqua violentemente per produrre l'idrossido di potassio caustico. Essendo inoltre deliquescente, può reagire assorbendo l'acqua dall'atmosfera.
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ E. Zintl, A. Harder e Dauth B., Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums, in Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie, vol. 40, 1934, pp. 588–93.
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