Ossido di potassio

Ossido di potassio
	Struttura cristallina
Nome IUPAC
	ossido di dipotassio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	K2O
Peso formula (u)	94,196
Aspetto	solido grigio
Numero CAS	12136-45-7
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
Frasi R	20/21/22-34-36/37/38
Frasi S	n.d.
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L'ossido di potassio (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

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:

K_{2} O_{2} + 2 K ⟶ 2 K_{2} O

In alternativa e più convenientemente, K₂O viene sintetizzato riscaldando il nitrato di potassio con il potassio metallico:

2 K N O_{3} + 10 K ⟶ 6 K_{2} O + N_{2}

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:

2 K_{2} O_{2} ⟶ 2 K_{2} O + O_{2}

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:

2 K O H + 2 K \overset{- ⇀}{↽ -} 2 K_{2} O + H_{2}

Proprietà e reazioni

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. 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

↑ 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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[1] Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.

[2] 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.