Names | |
---|---|
IUPAC name
potassium oxide |
|
Systematic IUPAC name
potassium oxidopotassium |
|
Other names
potash |
|
Identifiers | |
CAS Number |
|
3D model (JSmol) |
|
ChEBI |
|
ChemSpider |
|
ECHA InfoCard | 100.032.012 |
EC Number |
|
MeSH | Potassium+oxide |
PubChem CID |
|
UNII |
|
UN number | 2033 |
CompTox Dashboard (EPA) |
|
InChI
|
|
SMILES
|
|
Properties | |
Chemical formula |
K2O |
Molar mass | 94.196 g·mol−1 |
Appearance | Pale yellow solid |
Odor | Odorless |
Density | 2.32 g/cm3 (20 °C)[1] 2.13 g/cm3 (24 °C)[2] |
Melting point | 740 °C (1,360 °F; 1,010 K)[2] decomposes from 300 °C[1] |
Solubility in water |
Reacts[1] forming KOH |
Solubility | Soluble in diethyl ether[2] |
Structure | |
Crystal structure |
Antifluorite cubic, cF12[3] |
Space group |
Fm3m, No. 225[3] |
Lattice constant |
a = 6.436 Å[3] α = 90°, β = 90°, γ = 90° |
Coordination geometry |
Tetrahedral (K+) Cubic (O2−) |
Thermochemistry | |
Heat capacity (C) |
83.62 J/mol·K[4] |
Std molar |
94.03 J/mol·K[4] |
Std enthalpy of |
−363.17 kJ/mol[1][4] |
Gibbs free energy (ΔfG⦵) |
−322.1 kJ/mol[1] |
Hazards | |
Occupational safety and health (OHS/OSH): | |
Main hazards |
Corrosive, reacts violently with water |
GHS labelling: | |
Pictograms |
|
Signal word |
Danger |
Hazard statements |
H314 |
Precautionary statements |
P260, P264, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P321, P363, P405, P501 |
NFPA 704 (fire diamond) |
3 0 1
|
Safety data sheet (SDS) | ICSC 0769 |
Related compounds | |
Other anions |
Potassium sulfide Potassium selenide Potassium telluride Potassium polonide |
Other cations |
Lithium oxide Sodium oxide Rubidium oxide Caesium oxide |
Related potassium oxides |
Potassium peroxide Potassium superoxide Potassium ozonide |
Related compounds |
Potassium hydroxide |
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Infobox references |
Potassium oxide (K2O) is an ionic compound of potassium and oxygen. It is a base. This pale yellow solid is the simplest oxide of potassium. It is a highly reactive compound that is rarely encountered. Some industrial materials, such as fertilizers and cements, are assayed assuming the percent composition that would be equivalent to K2O.
Production[edit]
Potassium oxide is produced from the reaction of oxygen and potassium; this reaction affords potassium peroxide, K2O2. Treatment of the peroxide with potassium produces the oxide:[5]
Alternatively and more conveniently, K2O is synthesized by heating potassium nitrate with metallic potassium:
Other possibility is to heat potassium peroxide at 500 °C which decomposes at that temperature giving pure potassium oxide and oxygen.
Potassium hydroxide cannot be further dehydrated to the oxide but it can react with molten potassium to produce it, releasing hydrogen as a byproduct.
Properties and reactions[edit]
K2O crystallises in the
antifluorite structure. In this motif the positions of the anions and cations are reversed relative to their positions in CaF2, with potassium ions coordinated to 4 oxide ions and oxide ions coordinated to 8 potassium.[6][7] K2O is a basic oxide and reacts with water violently to produce the caustic potassium hydroxide. It is deliquescent and will absorb water from the atmosphere, initiating this vigorous reaction.
Term use in industry[edit]
The chemical formula K2O (or simply ‘K’) is used in several industrial contexts: the N-P-K numbers for fertilizers, in cement formulas, and in glassmaking formulas. Potassium oxide is often not used directly in these products, but the amount of potassium is reported in terms of the K2O equivalent for whatever type of potash was used, such as potassium carbonate. For example, potassium oxide is about 83% potassium by weight, while potassium chloride is only 52%. Potassium chloride provides less potassium than an equal amount of potassium oxide. Thus, if a fertilizer is 30% potassium chloride by weight, its standard potassium rating, based on potassium oxide, would be only 18.8%.
References[edit]
- ^ a b c d e Anatolievich, Kiper Ruslan. «potassium oxide». chemister.ru. Retrieved 2014-07-04.
- ^ a b c Lide, David R., ed. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90th ed.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
- ^ a b c Wyckoff, Ralph W.G. (1935). The Structure of Crystals. American Chemical Society (2nd ed.). Reinhold Publishing Corp. p. 25.
- ^ a b c Dipotassium oxide in Linstrom, Peter J.; Mallard, William G. (eds.); NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69, National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg (MD) (retrieved 2014-07-04)
- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ Zintl, E.; Harder, A.; Dauth B. (1934). «Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums». Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie. 40: 588–93.
- ^ Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
External links[edit]
Names | |
---|---|
IUPAC name
potassium oxide |
|
Systematic IUPAC name
potassium oxidopotassium |
|
Other names
potash |
|
Identifiers | |
CAS Number |
|
3D model (JSmol) |
|
ChEBI |
|
ChemSpider |
|
ECHA InfoCard | 100.032.012 |
EC Number |
|
MeSH | Potassium+oxide |
PubChem CID |
|
UNII |
|
UN number | 2033 |
CompTox Dashboard (EPA) |
|
InChI
|
|
SMILES
|
|
Properties | |
Chemical formula |
K2O |
Molar mass | 94.196 g·mol−1 |
Appearance | Pale yellow solid |
Odor | Odorless |
Density | 2.32 g/cm3 (20 °C)[1] 2.13 g/cm3 (24 °C)[2] |
Melting point | 740 °C (1,360 °F; 1,010 K)[2] decomposes from 300 °C[1] |
Solubility in water |
Reacts[1] forming KOH |
Solubility | Soluble in diethyl ether[2] |
Structure | |
Crystal structure |
Antifluorite cubic, cF12[3] |
Space group |
Fm3m, No. 225[3] |
Lattice constant |
a = 6.436 Å[3] α = 90°, β = 90°, γ = 90° |
Coordination geometry |
Tetrahedral (K+) Cubic (O2−) |
Thermochemistry | |
Heat capacity (C) |
83.62 J/mol·K[4] |
Std molar |
94.03 J/mol·K[4] |
Std enthalpy of |
−363.17 kJ/mol[1][4] |
Gibbs free energy (ΔfG⦵) |
−322.1 kJ/mol[1] |
Hazards | |
Occupational safety and health (OHS/OSH): | |
Main hazards |
Corrosive, reacts violently with water |
GHS labelling: | |
Pictograms |
|
Signal word |
Danger |
Hazard statements |
H314 |
Precautionary statements |
P260, P264, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P321, P363, P405, P501 |
NFPA 704 (fire diamond) |
3 0 1
|
Safety data sheet (SDS) | ICSC 0769 |
Related compounds | |
Other anions |
Potassium sulfide Potassium selenide Potassium telluride Potassium polonide |
Other cations |
Lithium oxide Sodium oxide Rubidium oxide Caesium oxide |
Related potassium oxides |
Potassium peroxide Potassium superoxide Potassium ozonide |
Related compounds |
Potassium hydroxide |
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Infobox references |
Potassium oxide (K2O) is an ionic compound of potassium and oxygen. It is a base. This pale yellow solid is the simplest oxide of potassium. It is a highly reactive compound that is rarely encountered. Some industrial materials, such as fertilizers and cements, are assayed assuming the percent composition that would be equivalent to K2O.
Production[edit]
Potassium oxide is produced from the reaction of oxygen and potassium; this reaction affords potassium peroxide, K2O2. Treatment of the peroxide with potassium produces the oxide:[5]
Alternatively and more conveniently, K2O is synthesized by heating potassium nitrate with metallic potassium:
Other possibility is to heat potassium peroxide at 500 °C which decomposes at that temperature giving pure potassium oxide and oxygen.
Potassium hydroxide cannot be further dehydrated to the oxide but it can react with molten potassium to produce it, releasing hydrogen as a byproduct.
Properties and reactions[edit]
K2O crystallises in the
antifluorite structure. In this motif the positions of the anions and cations are reversed relative to their positions in CaF2, with potassium ions coordinated to 4 oxide ions and oxide ions coordinated to 8 potassium.[6][7] K2O is a basic oxide and reacts with water violently to produce the caustic potassium hydroxide. It is deliquescent and will absorb water from the atmosphere, initiating this vigorous reaction.
Term use in industry[edit]
The chemical formula K2O (or simply ‘K’) is used in several industrial contexts: the N-P-K numbers for fertilizers, in cement formulas, and in glassmaking formulas. Potassium oxide is often not used directly in these products, but the amount of potassium is reported in terms of the K2O equivalent for whatever type of potash was used, such as potassium carbonate. For example, potassium oxide is about 83% potassium by weight, while potassium chloride is only 52%. Potassium chloride provides less potassium than an equal amount of potassium oxide. Thus, if a fertilizer is 30% potassium chloride by weight, its standard potassium rating, based on potassium oxide, would be only 18.8%.
References[edit]
- ^ a b c d e Anatolievich, Kiper Ruslan. «potassium oxide». chemister.ru. Retrieved 2014-07-04.
- ^ a b c Lide, David R., ed. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90th ed.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0.
- ^ a b c Wyckoff, Ralph W.G. (1935). The Structure of Crystals. American Chemical Society (2nd ed.). Reinhold Publishing Corp. p. 25.
- ^ a b c Dipotassium oxide in Linstrom, Peter J.; Mallard, William G. (eds.); NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69, National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg (MD) (retrieved 2014-07-04)
- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ Zintl, E.; Harder, A.; Dauth B. (1934). «Gitterstruktur der oxyde, sulfide, selenide und telluride des lithiums, natriums und kaliums». Zeitschrift für Elektrochemie und Angewandte Physikalische Chemie. 40: 588–93.
- ^ Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
External links[edit]
Оксид калия | |
---|---|
|
|
Общие | |
Традиционные названия | Окись калия |
Хим. формула | K2O |
Физические свойства | |
Состояние | твёрдое |
Молярная масса | 94,20 г/моль |
Плотность | 2,32 г/см³ |
Термические свойства | |
Температура | |
• плавления | 740 °C |
Энтальпия | |
• образования | -362,3 кДж/моль |
Классификация | |
Рег. номер CAS | 12136-45-7 |
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. |
Оксид калия (окись калия) — бинарное неорганическое бледно-жёлтое, иногда бесцветное вещество, имеющее химическую формулу K2O. Относится к классу основных оксидов. Содержится в некоторых видах удобрений и цемента.
Химические свойства
Химически активное вещество. На воздухе расплывается, поглощает СО2, образуя карбонат калия:
- [math]displaystyle{ mathsf{K_2O + CO_2 longrightarrow K_2CO_3} }[/math]
Бурно реагирует с водой, образуя гидроксид калия:
- [math]displaystyle{ mathsf{K_2O + H_2O longrightarrow 2KOH} }[/math]
Реагирует со спиртом, с эфиром. Энергично взаимодействует с галогенами, расплавленной серой, разбавленными кислотами, образуя различные соединения калия[1].
Получение
Оксид калия производят взаимодействием кислорода и калия, в результате реакции образуется пероксид калия, K2O2. Обогащением пероксида калием получают оксид[2]:
- [math]displaystyle{ mathsf{K_2O_2 + 2 K longrightarrow 2K_2O} }[/math]
Более удобным способом является нагревание нитрата калия с металлическим калием:
- [math]displaystyle{ mathsf{2KNO_3 + 10 K longrightarrow 6K_2O + N_2uparrow} }[/math]
Гидроксид калия не может быть обезвожен до оксида.
См. также
- Оксид натрия
Примечания
- ↑ Оксид калия — статья из Большой советской энциклопедии.
- ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
п • о • р Оксиды | ||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
H2O | ||||||||||||||||
Li2O LiCoO2 Li3PaO4 Li5PuO6 Ba2LiNpO6 LiAlO2 Li3NpO4 Li2NpO4 Li5NpO6 LiNbO3 |
BeO | B2O3 | С3О2 C12O9 CO C12O12 C4O6 CO2 |
N2O NO N2O3 N4O6 NO2 N2O4 N2O5 |
O | F | ||||||||||
Na2O NaPaO3 NaAlO2 Na2PtO3 |
MgO | AlO Al2O3 NaAlO2 LiAlO2 AlO(OH) |
SiO SiO2 |
P4O P4O2 P2O3 P4O8 P2O5 |
S2O SO SO2 SO3 |
Cl2O ClO2 Cl2O6 Cl2O7 |
||||||||||
K2O K2PtO3 KPaO3 |
CaO Ca3OSiO4 CaTiO3 |
Sc2O3 | TiO Ti2O3 TiO2 TiOSO4 CaTiO3 BaTiO3 |
VO V2O3 V3O5 VO2 V2O5 |
FeCr2O4 CrO Cr2O3 CrO2 CrO3 MgCr2O4 |
MnO Mn3O4 Mn2O3 MnO(OH) Mn5O8 MnO2 MnO3 Mn2O7 |
FeCr2O4 FeO Fe3O4 Fe2O3 |
CoFe2O4 CoO Co3O4 CoO(OH) Co2O3 CoO2 |
NiO NiFe2O4 Ni3O4 NiO(OH) Ni2O3 |
Cu2O CuO CuFe2O4 Cu2O3 CuO2 |
ZnO | Ga2O Ga2O3 |
GeO GeO2 |
As2O3 As2O4 As2O5 |
SeOCl2 SeOBr2 SeO2 Se2O5 SeO3 |
Br2O Br2O3 BrO2 |
Rb2O RbPaO3 Rb4O6 |
SrO | Y2O3 YOF YOCl |
ZrO(OH)2 ZrO2 ZrOS Zr2О3Сl2 |
NbO Nb2O3 NbO2 Nb2O5 Nb2O3(SO4)2 LiNbO3 |
Mo2O3 Mo4O11 MoO2 Mo2O5 MoO3 |
TcO2 Tc2O7 |
Ru2O3 RuO2 Ru2O5 RuO4 |
RhO Rh2O3 RhO2 |
PdO Pd2O3 PdO2 |
Ag2O Ag2O2 |
Cd2O CdO |
In2O InO In2O3 |
SnO SnO2 |
Sb2O3 Sb2O4 Hg2Sb2O7 Sb2O5 |
TeO2 TeO3 |
I2O4 I4O9 I2O5 |
Cs2O Cs2ReCl5O |
BaO BaPaO3 BaTiO3 BaPtO3 |
HfO(OH)2 HfO2 |
Ta2O TaO TaO2 Ta2O5 |
WO2Br2 WO2 WO2Cl2 WOBr4 WOF4 WOCl4 WO3 |
Re2O ReO Re2O3 ReO2 Re2O5 ReO3 Re2O7 |
OsO Os2O3 OsO2 OsO4 |
Ir2O3 IrO2 |
PtO Pt3O4 Pt2O3 PtO2 K2PtO3 Na2PtO3 PtO3 |
Au2O AuO Au2O3 |
Hg2O HgO (Hg3O2)SO4 Hg2O(CN)2 Hg2Sb2O7 Hg3O2Cl2 Hg5O4Cl2 |
Tl2O Tl2O3 |
Pb2O PbO Pb3O4 Pb2O3 PbO2 |
BiO Bi2O3 Bi2O4 Bi2O5 |
PoO PoO2 PoO3 |
At | |
Fr | Ra | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | |
↓ | ||||||||||||||||
La2O2S La2O3 |
Ce2O3 CeO2 |
PrO Pr2O2S Pr2O3 Pr6O11 PrO2 |
NdO Nd2O2S Nd2O3 NdHO |
Pm2O3 | SmO Sm2O3 |
EuO Eu3O4 Eu2O3 EuO(OH) Eu2O2S |
Gd2O3 | Tb | Dy2O3 | Ho2O3 Ho2O2S |
Er2O3 | Tm2O3 | YbO Yb2O3 |
Lu2O2S Lu2O3 LuO(OH) |
||
Ac2O3 | UO2 UO3 U3O8 |
PaO PaO2 Pa2O5 PaOS |
ThO2 | NpO NpO2 Np2O5 Np3O8 NpO3 |
PuO Pu2O3 PuO2 PuO3 PuO2F2 |
AmO2 | Cm2O3 CmO2 |
Bk2O3 | Cf2O3 | Es | Fm | Md | No | Lr |
Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).
Введите часть названия или формулу для поиска:
Общее число найденных записей: 1.
Показано записей: 1.
Оксид калия
Брутто-формула:
K2O
CAS# 12136-45-7
Названия
Русский:
- Окись калия
- Оксид калия [Wiki]
English:
- EINECS:235-227-6
- Potassium monoxide
- Potassium oxide [Wiki]
- Potassium oxidopotassium
Варианты формулы:
Реакции, в которых участвует Оксид калия
-
{M}2O + {X}O2 -> {M}2{X}O3
, где M =
Na K Li Rb Cs; X =
C S Si -
{M}2O + H2O -> 2{M}OH
, где M =
Li Na K Rb Cs -
{M}2O + 2H{X} = 2{M}{X} + H2O
, где M =
Li Na K Rb Cs; X =
F Cl Br I NO3 CN IO3 ClO4 BrO4 -
2KNO3 + 10K -> 6K2O + N2″|^»
-
{M}2O + H2{X} -> {M}2{X} + H2O
, где M =
Li Na K Rb; X =
SO4
Оксид калия
Оксид калия – соединение калия с кислородом. Химическая формула – K2O. Является компонентом всех калийных и калийсодержащих удобрений.
Информация
Традиционно содержание Калия в удобрениях выражают содержанием Оксида калия. Все свойства Калия, как питательного элемента описаны в статье Калий.
Подробнее »
Химические и физические свойства
Оксид калия – твердое кристаллическое вещество, образующее бесцветные кристаллы. Имеет две устойчивые кристаллические модификации: кубическую (до 372°С) и гексагональную (выше 372°С).
- Температура плавления – 740°С.
- Плотность – 2,32 г/см3.
Оксид калия на воздухе расплавляется и, поглощая CO2, дает K2CO3. Бурно взаимодействует с водой с образованием КОН. Реагирует с эфиром и спиртом.
При температуре 250°С вступает в реакцию с H2. При этом образуются КОН. При этой же температуре взаимодействует с NH3, образуя КОН и KNH2.
Трехмерная модель молекулы
Трехмерная модель молекулы
Энергично вступает в реакции взаимодействия с галогенами, расплавленной серой, различными кислотами. При нагревании с оксидами бора, алюминия, кремния образует соответственно бораты, алюминаты и полисиликаты.
При нагревании с NO2 образуется смесь KNO3 и KNO2.
Оксид калия получают:
- Нагреванием К с твердыми КОН, K2O2, KNO2. Например, 2KNO2+ 6К → 4К2O+ N2.
- При нагревании смеси KN3 и KNO2. 3KN3 + KNO2 → 2K2O + 5N2
- Окислением K, растворенного в жидком аммиаке, кислородом. 2K + O2 → 2K2O[3]
Содержание оксида калия в почве и удобрениях
Доступность калия для растений зависит от формы доступности калия в почве. Катионы ППК и водорастворимые соединения калия являются основными источниками калийного питания растений. В этой связи степень обеспеченности почвы калием для нужд питания растений выражают содержанием в подвижной форме и через оксид калия K2O. Эта величина обозначает суммарное количество обменного и водорастворимого кальция в мг/кг почвы.[1]
Удобрения содержат различное количество оксида калия. Например, хлористый калий включает в себя 57–60 % калия в пересчете на K2O. Фиксированный почвой калий из удобрений доступен для растений. При этом степень его доступности тем выше, чем больше его фиксировано почвой.[2]
Калийные удобрения отличаются высокой растворимостью в воде. При внесении в почву они быстро растворяются и на основании обменных реакций вступают во взаимодействие с ППК. Часть калия удобрений переходит в необменные фиксированные почвенные соединения.[2]
Составители:
Последнее обновление: 10.04.20 16:22
Статья составлена с использованием следующих материалов:
Литературные источники:
1.
Вильдфлуш И. Р., Цыганов А. Р., Лапа В. В., Персикова Т. Ф. Рациональное применение удобрений: Пособие. – Горки: Белорусская государственная сельскохозяйственная академия, 2002.– 324 с.
2.
Вильдфлуш И.Р., Кукреш С.П., Ионас В.А. Агрохимия: Учебник – 2-е изд., доп. И перераб. – Мн.: Ураджай, 2001 – 488 с., ил.
3.
Химическая энциклопедия: в 5 томах: том 2: Даффа – Меди/ Редколлегия: Кнунянц И.Л.(гл.ред) и др. – М.: Советская энциклопедия, 1990. – 671 с.:ил.
Свернуть
Список всех источников
Оксид калия, характеристика, свойства и получение, химические реакции.
Оксид калия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу K2O.
Краткая характеристика оксида калия
Физические свойства оксида калия
Получение оксида калия
Химические свойства оксида калия
Химические реакции оксида калия
Применение и использование оксида калия
Краткая характеристика оксида калия:
Оксид калия – неорганическое вещество бесцветного либо бледно-желтого цвета.
Так как валентность калия равна одному, то оксид калия содержит один атом кислорода и два атома калия.
Химическая формула оксида калия K2O.
В воде не растворяется, а вступает в реакцию с ней.
Растворим в органических растворителях.
Обладает высокой гигроскопичностью.
Физические свойства оксида калия:
Наименование параметра: | Значение: |
Химическая формула | K2O |
Синонимы и названия иностранном языке | potassium oxide (англ.)
калия окись (рус.) |
Тип вещества | неорганическое |
Внешний вид | бесцветные (иногда бледно-желтый) кубические кристаллы |
Цвет | бесцветный, иногда – бледно-желтый |
Вкус | —* |
Запах | — |
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 | 2320 |
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 | 2,32 |
Температура кипения, °C | — |
Температура плавления, °C | 740 |
Температура разложения, °C | 300 |
Гигроскопичность | высокая гигроскопичность |
Молярная масса, г/моль | 94,196 |
* Примечание:
— нет данных.
Получение оксида калия:
Оксид калия получается в результате следующих химических реакций:
- 1. из пероксида калия:
Вначале получают пероксид калия.
2К + О2 → К2О2.
Затем пероксид калия обогащают калием.
К2О2 + 2К → 2К2О.
Напрямую оксид калия путем окисления самого калия не получается.
Химические свойства оксида калия. Химические реакции оксида калия:
Химически активное вещество.
Химические свойства оксида калия аналогичны свойствам оксидов других щелочных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
1. реакция оксида калия с галогенами:
К2О + СІ2 → КСІ + КСІО;
К2О + Br2 → КBr + КBrО;
К2О + I2 → КI + КIО.
Оксид калия бурно реагирует с галогенами, образуя соответственно две соли:
– хлорид калия и гипохлорит калия,
– бромид калия и гипобромит калия,
– йодид калия и гипойодит калия.
2. реакция оксида калия с водой:
К2О + Н2О → 2КОН.
Оксид калия бурно реагирует с водой, образуя гидроксид калия.
3. реакция оксида калия с оксидом углерода (углекислым газом):
К2О + СО2 → К2СО3.
Оксид калия на воздухе реагирует с углекислым газом (являющийся кислотным оксидом), образуя соль – карбонат калия.
4. реакция оксида калия с оксидом серы:
К2О + SО2 → К2SО3;
К2О + SО3 → К2SО4.
Оксид серы также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соответственно соль – в первом случае – сульфит калия, во втором случае – сульфат калия.
5. реакция оксида калия с оксидом кремния:
К2О + SiО2 → К2SiО3.
Оксид кремния также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – силикат калия.
Аналогично проходят реакции оксида калия и с другими кислотными оксидами.
6. реакция оксида калия с оксидом цинка:
К2О + ZnО → К2ZnО2.
Оксид цинка является амфотерным оксидом. Это значит, что как амфотерный оксид оксид цинка проявляет свойства как кислотных, так и основных соединений. В результате реакции образуется соль – цинкат калия.
Аналогично проходят реакции оксида калия и с другими амфотерными оксидами.
7. реакция оксида калия с плавиковой кислотой:
K2O + 2HF → 2KF + H2O.
В результате химической реакции получается соль – фторид калия и вода.
Аналогично проходят реакции оксида калия и с другими кислотами.
8. реакция оксида калия с бромистым водородом (бромоводородом):
K2O + 2HBr → 2KBr + H2O.
В результате химической реакции получается соль – бромид калия и вода.
9. реакция оксида калия с йодоводородом:
K2O + 2HI → 2KI + H2O.
В результате химической реакции получается соль – йодид калия и вода.
10. реакция оксида калия с жидким аммиаком:
K2O + NH3 → КОН + KNH2 (t = -50 oC).
В результате химической реакции получается гидроксид калия и амид калия.
Применение и использование оксида калия:
Оксид калия используется в сельском хозяйстве в качестве компонента минеральных удобрений, в строительстве в составе цемента, а также в химической промышленности для получения других соединений калия.
Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com
оксид калия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида калия
реакции с оксидом калия
Коэффициент востребованности
9 471
Таблица оксидов.
Оксиды: основные оксиды, кислотные оксиды, амфотерные оксиды:
Оксид (именуемые также окисел, окись) – это бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
Химический элемент кислород по электроотрицательности находится на втором месте после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. Исключение составляет, например, дифторид кислорода OF2.
В зависимости от химических свойств различают:
— солеобразующие оксиды:
- основные оксиды. К ним относятся оксиды металлов, степень окисления которых +1, + 2;
- кислотные оксиды. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +5, + 6, + 7, и оксиды неметаллов;
- амфотерные оксиды. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +3, +4, и оксиды-исключения: ZnO, BeO, SnO, PbO;
— несолеобразующие оксиды: оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид кремния (II) SiO и оксид серы (II) SO.
В зависимости от количества атомов элементов в оксиде, кроме кислорода различают:
— простые, включающие в молекулу атомы одного элемента, кроме кислорода, и находящихся в в одной степени окисления. Например, оксид лития Li2O.
— сложные оксиды, включающие в молекулу атомы двух и более элементов, кроме кислорода. Например, оксид лития-кобальта (III) Li2O·Co2O3;
— двойные оксиды, в которые атомы одного и того же элемента входят в двух или более степенях окисления. Например, оксид марганца (II, IV) Mn5O8. Во многих случаях такие оксиды могут рассматриваться как соли кислородсодержащих кислот.
Таблица оксидов (1 часть):
Атомный номер | Химический элемент | Символ | Оксиды |
1 | Водород | H | H2O (вода) |
2 | Гелий | He | нет |
3 | Литий | Li | Li2O (оксид лития) |
4 | Бериллий | Be | BeO (оксид бериллия) |
5 | Бор | B | B2O3 (оксид бора (III)) |
6 | Углерод | C | CO (оксид углерода (II), монооксид углерода, угарный газ),
CO2 (оксид углерода (IV), диоксид углерода, углекислый газ), C3O2 (диоксид триуглерода), (C3O2)n (политрикарбодиоксид), C5O2 (1,2,3,4-пентатетраен-1,5-дион), C6O6 (диангидрид этилентетракарбоновой кислоты) C12O9 (меллитовый ангидрид), C12O12 (гексагидроксибензол трисоксалат), и др. |
7 | Азот | N | N2O (оксид азота (I), закись азота, оксонитрид азота, веселящий газ),
NO (оксид азота (II), мон(о)оксид азота, окись азота, нитрозил-радикал), N2O3 (оксид азота (III), азотистый ангидрид, сесквиоксид азота), NO2 (диоксид азота, оксид азота (IV), двуокись азота), N2O5 (оксид азота (V), пентаоксид азота, пентаоксид диазота, нитрат нитрила, нитрат нитрония, азотный ангидрид), N2O4 (димер диоксида азота, тетраоксид диазота, азотный тетраоксид), и др. |
8 | Кислород | O | — |
9 | Фтор | F | нет |
10 | Неон | Ne | нет |
11 | Натрий | Na | Na2O (оксид натрия) |
12 | Магний | Mg | MgO (оксид магния) |
13 | Алюминий | Al | Al2O3 (оксид алюминия) |
14 | Кремний | Si | SiO (оксид кремния (II), монооксид кремния),
SiO2 (оксид кремния (IV), диоксид кремния, кремнезём) |
15 | Фосфор | P | P4O (монооксид тетрафосфора),
P4O2 (диоксид тетрафосфора), P2O3 или P4O6 (оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид, гексаоксид тетрафосфора), P4O8 (оксид фосфора (IV), октаоксид тетрафосфора), P2O5 или P4O10 (оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфористый ангидрид, гексаоксид тетрафосфора) |
16 | Сера | S | SO (оксид серы (II), монооксид серы, моноокись серы),
SO2 (оксид серы (IV), диоксид серы, двуокись серы, сернистый газ, сернистый ангидрид), SO3 (оксид серы (VI), трёхокись серы, серный газ, ангидрид серной кислоты) |
17 | Хлор | Cl | Cl2O (оксид хлора (I), гемиоксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты),
ClO2 (диоксид хлора, оксид хлора (IV), двуокись хлора), ClOClO3 (перхлорат хлора ), Cl2O6 (дихлоргексаоксид, оксид хлора (V, VII), перхлорат хлорила), Cl2O7 (оксид хлора (VII), дихлорогептаоксид, хлорный ангидрид), и др. |
18 | Аргон | Ar | нет |
19 | Калий | K | K2O (оксид калия) |
20 | Кальций | Ca | CaO (оксид кальция, окись кальция, негашёная известь, в просторечии — кирабит, кипелка) |
21 | Скандий | Sc | Sc2O3 (оксид скандия, сесквиоксид скандия) |
22 | Титан | Ti | TiO (оксид титана (II)),
Ti2O3 (оксид титана(III), трёхокись титана), TiO2 (оксид титана (IV), диоксид титана, двуокись титана, титановые белила) |
23 | Ванадий | V | VO (оксид ванадия (II), окись ванадия),
V2O3 (оксид ванадия (III), трехокись ванадия), VO2 (оксид ванадия (IV), диоксид ванадия, двуокись ванадия), V2O5 (оксид ванадия (V), пентаоксид диванадия) |
24 | Хром | Cr | CrO (оксид хрома (II), закись хрома),
Cr2O3 (оксид хрoма (III), сесквиоксид хрома, хромовая зелень, эсколаит), CrO2 (оксид хрома (IV), диоксид хрома, двуокись хрома), CrO3 (оксид хрома (VI), триоксид хрома, трёхокись хрома, хромовый ангидрид) |
25 | Марганец | Mn | MnO (оксид марганца (II), окись марганца, монооксид марганца),
Mn3O4 (оксид марганца (II,III), окисел марганца), Mn5O8 (оксид марганца (II,IV), окисел марганца), Mn2O3 (оксид марганца (III), окисел марганца), MnO2 (оксид марганца (IV), диоксид марганца), MnO3 (оксид марганца (VI), окисел марганца), Mn2O7 (оксид марганца (VII)) |
26 | Железо | Fe | FeO (оксид железа (II), закись железа),
Fe2O3 (оксид железа (III), окись железа, колькотар, крокус, железный сурик, гематит), Fe3O4 (оксид железа (II,III), закись-окись железа, железная окалина, магнетит, магнитный железняк), и др. |
27 | Кобальт | Co | CoO (оксид кобальта (II), окись кобальта),
Co3O4 (оксид кобальта (II,III), окись кобальта), Co2O3 (оксид кобальта (III), окись кобальта), CoO2•H2O (оксид кобальта (IV), гидрат оксида кобальта) |
28 | Никель | Ni | NiO (оксид никеля (II), окись никеля, бунзенит),
Ni2O3 (оксид никеля (III), окисел никеля; сесквиоксид никеля) |
29 | Медь | Cu | Cu2O (оксид меди (I), гемиоксид меди, оксид димеди, закись меди, куприт),
CuO (оксид меди (II), окись меди), Cu2O3 (оксид меди (III), триоксид димеди) |
30 | Цинк | Zn | ZnO (оксид цинка, окись цинка) |
31 | Галлий | Ga | Ga2O (оксид галлия (I), закись галлия, гемиоксид галлия),
Ga2O3 (оксид галлия (III)) |
32 | Германий | Ge | GeO (оксид германия (II), окись германия),
GeO2 (оксид германия (IV), диоксид германия, двуокись германия) |
33 | Мышьяк | As | As2O3 (оксид мышьяка (III), триоксид мышьяка),
As2O5 (оксид мышьяка (V), пентоксид мышьяка) |
34 | Селен | Se | SeO2 (оксид селена (IV), диоксид селена, двуокись селена, доунеит, селенолит),
SeO3 (оксид селена (VI), триоксид селена, селеновый ангидрид) |
35 | Бром | Br | Br2O (оксид брома, оксид брома (I), окись брома, ангидрид бромноватистой кислоты) |
Таблица оксидов (2 часть):
36 | Криптон | Kr | нет |
37 | Рубидий | Rb | Rb2O (оксид рубидия, окись рубидия) |
38 | Стронций | Sr | SrO (оксид стронция, окись стронция) |
39 | Иттрий | Y | Y2O3 (оксид иттрия, сесквиоксид иттрия) |
40 | Цирконий | Zr | ZrO2 (оксид циркония (IV), оксид циркония, диоксид циркония) |
41 | Ниобий | Nb | NbO (оксид ниобия (II), окись ниобия),
Nb2O3 (оксид ниобия (III), окись ниобия), NbO2 (оксид ниобия (IV), окись ниобия), Nb2O5 (оксид ниобия (V), окись ниобия) |
42 | Молибден | Mo | Mo2O3 (оксид молибдена (III), окись молибдена),
MoO2 (оксид молибдена (IV), окись молибдена), Mo2O5 (оксид молибдена (V), окись молибдена), MoO3 (оксид молибдена (VI), триоксид молибдена, триоксомолибден, молибдит) |
43 | Технеций | Tc | TcO2 (оксид технеция (IV), окись технеция (IV)),
Tc2O7 (оксид технеция (VII), окись технеция (VII)) |
44 | Рутений | Ru | Ru2O3 (оксид рутения (III), окись рутения (III), сесквиоксид рутения),
RuO2 (оксид рутения(IV), окись рутения (IV)), RuO4 (оксид рутения(VIII), тетраоксид рутения) |
45 | Родий | Rh | RhO (оксид родия (II), окисел родия),
Rh2O3 (оксид родия (III), сесквиоксид родия), RhO2 (оксид родия (IV), окисел родия) |
46 | Палладий | Pd | PdO (оксид палладия (II), окись палладия),
Pd2O3•n H2O (оксид палладия (III), окисел палладия), PdO2 (оксид палладия (IV), окисел палладия) |
47 | Серебро | Ag | Ag2O (оксид серебра (I)),
Ag+1Ag+3O2 или Ag2O2 (оксид серебра (I,III), оксид серебра (III)-серебра (I), монооксид серебра, диоксид дисеребра) |
48 | Кадмий | Cd | Cd2O (оксид кадмия (I)),
CdO (оксид кадмия (II)) |
49 | Индий | In | In2O (оксид индия (I), окись индия (I), гемиоксид индия, закись индия),
InO (оксид индия (II), окись индия (II)), In2O3 (оксид индия (III)) |
50 | Олово | Sn | SnO (оксид олова (I), монооксид олова, олово окись (II), олово закись, олово одноокись),
SnO2 (оксид олова (IV), окись олова, двуокись олова, диоксид олова, касситерит), Sn3O4 |
51 | Сурьма | Sb | Sb2O3 (оксид сурьмы (III), сесквиоксид сурьмы, сурьмянистый ангидрид),
Sb2O5 (оксид сурьмы (V), пятиокись сурьмы, сурмяный ангидрид), Sb2O4 или SbIIISbVO4 (тетраоксид сурьмы, диоксид сурьмы) |
52 | Теллур | Te | TeO2 (оксид теллура (IV), диоксид теллура, теллурит, двуокись теллура, ангидрид теллуристой кислоты),
TeO3 (оксид теллура (VI), триоксид теллура, трёхокись теллура, ангидрид теллуровой кислоты), Te2O5, Te4O9 |
53 | Йод | I | I+12O (монооксид дийода),
I+2O (монооксид йода), I+4O2 (диоксид йода), I+3, +52O4 или I+3O(I+5O3) или (I+3, +5O2)2 (тетраоксид дийода, иодноватокислый йод), I+52O5 или O(IO2)2 (оксид йода (V), пентаоксид дийода, иодноватый ангидрид), I+3, +54O9 или I+3(I+5O3)3 или I+3(OI+5O2)3 (иодат йода (III), иодноватокислый йод, нонаоксид тетрайода) |
54 | Ксенон | Xe | XeO2 (оксид ксенона (IV), диоксид ксенона),
XeO3 (триоксид ксенона), XeO4 (тетраоксид ксенона) |
55 | Цезий | Cs | Cs2O (оксид цезия, окись цезия) |
56 | Барий | Ba | BaO (оксид бария, окись бария, безводный барит) |
57 | Лантан | La | La2O3 (оксид лантана (III), сесквиоксид лантана) |
58 | Церий | Ce | Ce2O3 (оксид церия (III)),
CeO2 (оксид церия (IV), диоксид церия, двуокись церия) |
59 | Празеодим | Pr | PrO (оксид празеодима (II), монооксид празеодима),
Pr2O3 (оксид празеодима (III), сесквиоксид празеодима), PrO2 (оксид празеодима (IV), окись празеодима), Pr6O11 (оксид празеодима (III, IV), ундекаоксид гексапразеодима) |
60 | Неодим | Nd | NdO (оксид неодима (II), окисел неодима),
Nd2O3 (оксид неодима (III), сесквиоксид неодима) |
61 | Прометий | Pm | Pm2O3 (оксид прометия (III), сесквиоксид прометия) |
62 | Самарий | Sm | SmO (оксид самария (II), монооксид самария, окись самария),
Sm2O3 (оксид самария (III), сесквиоксид самария, окись самария) |
63 | Европий | Eu | EuO (оксид европия (II), монооксид европия, окись европия),
Eu3O4 или или EuO•Eu2O3 (оксид европия (II,III)), Eu2O3 (оксид европия (III)) |
64 | Гадолиний | Gd | Gd2O3 (оксид гадолиния (III), окись гадолиния) |
65 | Тербий | Tb | Tb2O3 (оксид тербия (III), трехокись тербия, триоксид тербия),
Tb4O7 (оксид тербия (III, IV), гептаоксид тетратербия), TbO2 (оксид тербия (IV), диоксид тербия), Tb6O11 |
66 | Диспрозий | Dy | Dy2O3 (оксид диспрозия (III), окись диспрозия, триоксид дидиспрозия) |
67 | Гольмий | Ho | |
68 | Эрбий | Er | |
69 | Тулий | Tm | |
70 | Иттербий | Yb |
Таблица оксидов (3 часть):
71 | Лютеций | Lu | |
72 | Гафний | Hf | |
73 | Тантал | Ta | |
74 | Вольфрам | W | |
75 | Рений | Re | |
76 | Осмий | Os | |
77 | Иридий | Ir | |
78 | Платина | Pt | |
79 | Золото | Au | |
80 | Ртуть | Hg | |
81 | Таллий | Tl | |
82 | Свинец | Pb | |
83 | Висмут | Bi | |
84 | Полоний | Po | |
85 | Астат | At | |
86 | Радон | Rn | |
87 | Франций | Fr | |
88 | Радий | Ra | |
89 | Актиний | Ac | |
90 | Торий | Th | |
91 | Протактиний | Pa | |
92 | Уран | U | |
93 | Нептуний | Np | |
94 | Плутоний | Pu | |
95 | Америций | Am | |
96 | Кюрий | Cm | |
97 | Берклий | Bk | |
98 | Калифорний | Cf | |
99 | Эйнштейний | Es | |
100 | Фермий | Fm | |
101 | Менделевий | Md | |
102 | Нобелий | No | |
103 | Лоуренсий | Lr | |
104 | Резерфордий (Курчатовий) | Rf | |
105 | Дубний (Нильсборий) | Db | |
106 | Сиборгий | Sg | |
107 | Борий | Bh | |
108 | Хассий | Hs | |
109 | Мейтнерий | Mt | |
110 | Дармштадтий | Ds |
Коэффициент востребованности
21 081