Montag, 28. Mai 2012

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Kaliumoxid

Kristallstruktur
Kristallstruktur von Kaliumoxid
grün: K+, grau: O2−
Allgemeines
Name Kaliumoxid
Andere Namen
  • Dikaliumoxid
  • Kaliummonoxid
Verhältnisformel K2O
CAS-Nummer 12136-45-7
Kurzbeschreibung

hygroskopische, farb- und geruchlose Kristalle[1]
Eigenschaften
Molare Masse 94,20 g·mol−1
Aggregatzustand

fest
Dichte

2,32 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt

Zersetzung bei 350 °C[1]
Löslichkeit

heftige Zersetzung in Wasser[1]
Sicherheitshinweise
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
keine Einstufung verfügbar
R- und S-Sätze R: siehe oben
S: siehe oben
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Kaliumoxid (K2O) ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Alkalimetalloxide und liegt als weißer Feststoff vor.

Gewinnung und Darstellung

Kaliumoxid kann durch Reaktion von Sauerstoff und Kalium gewonnen werden, wobei Kaliumperoxid K2O2 entsteht und durch die Reaktion mit weiterem Kalium dann Kaliumoxid entsteht[3]

\mathrm{K_2O_2 \ + \ 2 \ K \longrightarrow 2 \ K_2O}

Alternativ kann Kaliumoxid durch Erhitzen von Kaliumnitrat mit Kalium erzeugt werden:

\mathrm{2 \ KNO_3 \ + \ 10 \ K \longrightarrow 6 \ K_2O \ + \ N_2}

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Kaliumoxid besitzt eine Antifluorit-Kristallstruktur. In dieser Struktur tauschen die Anionen und Kationen gegenüber der von Calciumfluorid ihre Positionen.

Die Standardbildungsenthalpie von Kaliumoxid beträgt ΔHf0 = -363 kJ/mol.[4]

Chemische Eigenschaften

Wie andere Alkalimetalloxide bildet Kaliumoxid bei Berührung mit Wasser ein Hydroxid, in diesem Fall Kaliumhydroxid (KOH), das sich in Wasser zu Kalilauge löst.

\mathrm{K_2O + H_2O \to 2\ KOH}

Kaliumoxid ist das Anhydrid der Kalilauge. An Luft reagiert es mit der Luftfeuchtigkeit zu Kaliumhydroxid und mit Kohlenstoffdioxid zu Kaliumcarbonat.

\mathrm{2 \ KOH + CO_2 \rightarrow K_2CO_3 + H_2O}

Kalilauge ist eine starke Lauge, die, ähnlich wie Natronlauge, unter anderem Fette, unedle Metalle und Glas angreift. Mit starken Säuren geschieht rasche, teils lebhaft verlaufende Neutralisation. Mit schwachen oder stark verdünnten Säuren verläuft die Reaktion langsamer. Es bilden sich Kaliumsalze.

Verwendung

Kaliumoxid wird selbst nicht als Düngemittel (PK/NPK-Dünger) verwendet, aber dort als Maßeinheit für den Anteil von Kalium (z. B. in Form von Kaliumsulfat, Kaliumformiat, Kaliumnitrat oder Kaliumchlorid) im Düngemittel eingesetzt.[5]

Quellen

  1. ↑ abcd Eintrag zu Kaliumoxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7.2.2008 (JavaScript erforderlich)
  2. ↑ In Bezug auf ihre Gefährlichkeit wurde die Substanz von der EU noch nicht eingestuft, eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
  3. ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  4. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1176.
  5. ↑ Bundesministerium für Justiz: Definition von Düngemitteltypen
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Diese Seite wurde zuletzt am 20. März 2012 um 10:26 Uhr geändert.

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