Kalium oksida

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Jump to navigation Jump to search
Kalium oksida
Model ruang-terisi kalium oksida
Nama
Nama IUPAC
Kalium oksida
Nama IUPAC (sistematis)
kalium oksidokalium
Nama lain
Penanda
Model 3D (JSmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.032.012
Nomor EC 235-227-6
MeSH Potassium+oxide
UNII
Sifat
K2O
Massa molar 94,20 g·mol−1
Penampilan Padatan kuning pucat
Bau Tak berbau
Densitas 2.32 g/cm3 (20 °C)[1]
2.13 g/cm3 (24 °C)[2]
Titik lebur 740 °C (1;360 °F; 1;010 K) [2]
terdekomposisi dari 300 °C[1]
Bereaksi[1] membentuk KOH
Kelarutan Larut dalam EtOH, eter[2]
Struktur
Antifluorit kubik, cF12[3]
Fm3m, No. 225[3]
a = 6.436 Å[3]
α = 90°, β = 90°, γ = 90°
Tetrahedral (K+)
Kubik (O2−)
Termokimia
Kapasitas kalor (C) 83.62 J/mol·K[4]
Entropi molar standar (So) 94.03 J/mol·K[4]
Entalpi pembentukan standarfHo) −363.17 kJ/mol[1][4]
Energi bebas GibbsfG) −322.1 kJ/mol[1]
Bahaya
Bahaya utama Korosif, bereaksi keras dengan air
Lembar data keselamatan ICSC 0769
Senyawa terkait
Anion lain
Kalium sulfida
Kation lainnya
Litium oksida
Natrium oksida
Rubidium oksida
Sesium oksida
kalium oksida terkait
Kalium peroksida
Kalium superoksida
Senyawa terkait
Kalium hidroksida
Kecuali dinyatakan lain, data di atas berlaku pada temperatur dan tekanan standar (25 °C [77 °F], 100 kPa).
N verify (what is YaYN ?)
Sangkalan dan referensi

Kalium oksida (K2O) adalah suatu senyawa ionik dari kalium dan oksigen. Padatan kuning pucat ini, oksida paling sederhana dari kalium, adalah senyawa yang jarang ditemui, sangat reaktif. Beberapa material perdagangan, seperti pupuk dan semen, diuji dengan asumsi komposisi persen yang akan setara dengan campuran senyawa kimia K2O.

Produksi[sunting | sunting sumber]

Kalium oksida dihasilkan dari reaksi oksigen dan kalium; Reaksi ini memberi kalium oksida, K2O. Perlakuan peroksida dengan kalium menghasilkan oksida ini:[5]

Secara alternatif dan lebih nyaman, K2O disintesis dengan memanaskan kalium nitrat dengan logam kalium:

Kemungkinan lainnya adalah dengan memanaskan kalium peroksida pada suhu 500 °C yang terurai pada suhu tersebut memberikan kalium oksida murni dan oksigen.

Kalium hidroksida tidak dapat lebih jauh terdehidrasi terhadap oksida tetapi dapat bereaksi dengan kalium cair untuk menghasilkannya, melepaskan hidrogen sebagai produk sampingan.

Sifat[sunting | sunting sumber]

K2O membentuk kristal dalam struktur antifluorit. Dalam motif ini posisi anion dan kation saling berlawanan terhadap posisi keduanya dalam CaF2, dengan ion kalium terkoordinasi terhadap 4 ion oksida dan ion oksida terkoordinasi dengan 8 kalium.[6][7]

Reaksi[sunting | sunting sumber]

K2O adalah oksida basa dan karenanya bereaksi keras dengan air menghasilkan soda kaustik kalium hidroksida. Senyawa ini akan melumer dan akan menyerap air dari atmosfer, mengawali reaksi keras tersebut.

Kalium hidroksida adalah anhidrida kalium. Di udara, senyawa ini bereaksi dengan uap air di atmosfer dengan kalium hidroksida dan dengan karbon dioksida untuk menghasilkan kalium karbonat.

Kalium hidroksida adalah suatu larutan basa kuat, yang, mirip dengan natrium hidroksida. Dengan suatu asam kuat, senyawa ini mengalami reaksi netralisasi. Dengan asam lemah atau encer reaksi tersebut berlangsung lambat, menghasilkan garam kalium.

Istilah dalam industri[sunting | sunting sumber]

Rumus kimia K2O (atau sederhananya 'K') digunakan dalam beberapa konteks industri: bilangan N-P-K untuk pupuk, dalam rumus semen, dan dalam rumus pembuatan kaca. Kalium oksida sering tidak digunakan secara langsung dalam produk ini, tetapi jumlah kalium dilaporkan dalam hal K2O setara dengan apapun jenis kalium yang digunakan, seperti kalium karbonat. Misalnya, kalium oksida adalah sekitar 83% kalium berdasarkan berat, sementara kalium klorida hanya 52%. Kalium klorida memberikan sedikit kalium dari jumlah kalium oksida yang sama. Sehingga, apabila pupuk mengandung 30% kalium klorida berdasarkan berat, standar pemeringkatan kalium, berdasarkan kalium oksida, akan menjadi hanya 18.8%.

Lihat pula[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ a b c d e Anatolievich, Kiper Ruslan. "potassium oxide". http://chemister.ru. Diakses tanggal 2014-07-04.  Hapus pranala luar di parameter |website= (bantuan)
  2. ^ a b c Lide, David R., ed. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (edisi ke-90th). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 978-1-4200-9084-0. 
  3. ^ a b c Wyckoff, Ralph W.G. (1935). The Structure of Crystals. American Chemical Society (edisi ke-2nd). Reinhold Publishing Corp. hlm. 25. 
  4. ^ a b c Dipotassium oxide dalam Linstrom, P.J.; Mallard, W.G. (eds.) NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD. http://webbook.nist.gov (diakses tanggal 2014-07-04)
  5. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  6. ^ 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. 
  7. ^ Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.

Pranala luar[sunting | sunting sumber]