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.

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

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]

{\ce {K2O2 + 2 K -> 2 K2O}}

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

{\ce {2 KNO3 + 10 K -> 6 K2O + N2}}

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:

{\ce {2 K2O2 -> 2 K2O + O2}}

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:

{\ce {2KOH + 2K <=> 2K2O + H2}}

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^[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

^ 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.

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