Калий 2: Карбонат калия — Википедия – Гексацианоферрат(ii) калия — Википедия

Сульфид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 2 декабря 2019; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 2 декабря 2019; проверки требует 1 правка.

Калия сульфид — бинарное неорганическое химическое соединение калия с серой. Представляет собой соединение с формулой K₂S.

Сульфид калия K₂S — бесцветные кубические кристаллы (a = 0,739 нм, Z=4; пространственная группа Fm3m). Хорошо растворимы в воде (с гидролизом). Растворим в спирте и глицерине. Гигроскопичен, образует ди- и пентагидраты.

Прямой синтез из элементов:

2K+S→100−200oCK2S{\displaystyle {\mathsf {2K+S{\xrightarrow {100-200^{o}C}}K_{2}S}}}

Восстановление сульфата калия водородом:

K2SO4+4h3→600oC,Fe2O3K2S+4h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}SO_{4}+4H_{2}{\xrightarrow {600^{o}C,Fe_{2}O_{3}}}K_{2}S+4H_{2}O}}}

или углеродом (в промышленности — кокс):

K2SO4+4C→900oC K2S+4CO{\displaystyle {\mathsf {K_{2}SO_{4}+4C{\xrightarrow {900^{o}C}}\ K_{2}S+4CO}}}

Сульфит калия при нагревании диспропорционирует:

4K2SO3→600oC K2S+3K2SO4{\displaystyle {\mathsf {4K_{2}SO_{3}{\xrightarrow {600^{o}C}}\ K_{2}S+3K_{2}SO_{4}}}}

На воздухе медленно окисляется:

2K2S+2O2+h3O⟶ K2S2O3+2KOH{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}S+2O_{2}+H_{2}O\longrightarrow \ K_{2}S_{2}O_{3}+2KOH}}}

в зависимости от условий проведения этой реакции образуются побочные продукты: коллоидная сера, полисульфиды калия.

Сульфид калия при поджигании сгорает:

2K2S+2O2→>500oC K2SO4{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}S+2O_{2}{\xrightarrow {>500^{o}C}}\ K_{2}SO_{4}}}}

Так как сероводород является слабой кислотой, то сульфид калия разлагается кислотами:

K2S+2HCl⟶ 2KCl+h3S↑{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S+2HCl\longrightarrow \ 2KCl+H_{2}S\uparrow }}}

Концентрированные кислоты могут окислять выделяемый сероводород:

K2S+3h3SO4⟶ 2KHSO4+SO2↑+S↓+2h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ 2KHSO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +2H_{2}O}}}

При кипячении раствора сульфида калия с серой или сплавления его с серой образуются полисульфиды:

K2S+(n−1)S→K2Sn{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S+(n-1)S\rightarrow K_{2}S_{n}}}}

для калия выделены полисульфиды вплоть до n = 6.

При пропускании через раствор сульфида калия избытка сероводорода образуются гидросульфид калия:

K2S+h3S⟶ 2KHS{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S+H_{2}S\longrightarrow \ 2KHS}}}

Реагирует, образовывая соединения с сульфидами Ag, Sn и другими.

Калия сульфид компонент светочувствительных эмульсий в фотографии, аналитический реагент для разделения сульфидов металлов, является компонентом входящим в состав для удаления наружного слоя шкур.

В пиротехническом деле[править | править код]

Сульфид калия образуется при сжигании пороха.

• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.

Пероксид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 12 июня 2017; проверки требуют 2 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 12 июня 2017; проверки требуют 2 правки.

Пероксид калия — соединение щелочного металла калия и кислорода с химической формулой K₂O₂. Белый порошок.

2 K+O2 →−30oC K2O2{\displaystyle {\mathsf {2\ K+O_{2}\ {\xrightarrow {-30^{o}C}}\ K_{2}O_{2}}}}

2 KO2 →290oC K2O2+O2{\displaystyle {\mathsf {2\ KO_{2}\ {\xrightarrow {290^{o}C}}\ K_{2}O_{2}+O_{2}}}}

2 KOH+(n+2)h3O2 →0oC K2O2⋅nh3O2↓+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+(n+2)H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {0^{o}C}}\ K_{2}O_{2}\cdot nH_{2}O_{2}\downarrow +2\ H_{2}O}}}

образовавшийся сольват сушат над концентрированной H₂SO₄.

Пероксид калия представляет собой белый порошок, часто светло-жёлтый из-за примеси KO₂. При нагревании желтеет и плавится без разложения при избыточном давлении O₂. Имеет ионное строение (K⁺)₂(O₂^1-). Кристаллы пероксида калия принадлежат к ромбической сингонии, пространственная группа P nnn, параметры ячейки a = 0,6736 нм, b = 0,7001 нм, c = 0,6479 нм, Z = 4.

• При нагревании пероксид калия выше температуры плавления разлагается:

2K2O2 →500oC 2K2O+O2{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ 2K_{2}O+O_{2}}}}

• Взаимодействует с водой (по-разному при разных температурах):

K2O2+2h3O →low τoC 2KOH+h3O2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {low\ \tau ^{o}C}}\ 2KOH+H_{2}O_{2}}}}

2K2O2+2h3O →τoC 4KOH+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\tau ^{o}C}}\ 4KOH+O_{2}\uparrow }}}

• Реакция с кислотой тоже зависит от температуры:

K2O2+2HCl →low τoC 2KCl+h3O2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {low\ \tau ^{o}C}}\ 2KCl+H_{2}O_{2}}}}

2K2O2+2h3SO4 →τoC 2K2SO4+2h3O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}O_{2}+2H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\tau ^{o}C}}\ 2K_{2}SO_{4}+2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}

• Поглощает углекислоту из воздуха:

2K2O2+2CO2 →   2K2CO3+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}O_{2}+2CO_{2}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2K_{2}CO_{3}+O_{2}\uparrow }}}

• На воздухе медленно взаимодействует с кислородом:

K2O2+O2 →   2KO2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+O_{2}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2KO_{2}}}}

• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.

Амид калия — Википедия

Амид калия
Общие
Систематическое наименование	Амид калия
Хим. формула	KNH2
Физические свойства
Состояние	белые или желтоватые кристаллы
Молярная масса	55,12 г/моль
Термические свойства
Температура
• плавления	338 °C
Классификация
Рег. номер CAS	17242-52-3
PubChem	87015
Рег. номер EINECS	241-275-9
SMILES	[Nh3-].[K+]
InChI	1S/K.h3N/h;1h3/q+1;-1FEMRXDWBWXQOGV-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	78490 и 23354231
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Ами́д калия  — неорганическое вещество с формулой KNH₂, производное аммиака. Белые или желтоватые кристаллы.

Содержание

• 1 Получение
• 2 Химические свойства
• 3 Применение
• 4 Литература

• Реакция газообразного аммиака с металлическим калием:

2 K+2 Nh4→65−105oC2 KNh3+ h3{\displaystyle {\mathsf {2\ K+2\ NH_{3}{\xrightarrow {65-105^{o}C}}2\ KNH_{2}+\ H_{2}}}}

• Реакция гидрида калия с аммиаком:

KH+Nh4→300oC KNh3+h3{\displaystyle {\mathsf {KH+NH_{3}{\xrightarrow {300^{o}C}}\ KNH_{2}+H_{2}}}}

• Реакция оксида калия с жидким аммиаком:

K2O+Nh4→−50oC KNh3+KOH{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+NH_{3}{\xrightarrow {-50^{o}C}}\ KNH_{2}+KOH}}}

• При нагревании разлагается:

6 KNh3→600oC 6 K+4 Nh4+N2{\displaystyle {\mathsf {6\ KNH_{2}{\xrightarrow {600^{o}C}}\ 6\ K+4\ NH_{3}+N_{2}}}}

• Реагирует с водой:

KNh3+h3O→  KOH+Nh4{\displaystyle {\mathsf {KNH_{2}+H_{2}O{\xrightarrow {\ }}\ KOH+NH_{3}}}}

• С неокисляющими кислотами:

KNh3+2 HCl→  KCl+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {KNH_{2}+2\ HCl{\xrightarrow {\ }}\ KCl+NH_{4}Cl}}}

• С окисляющими кислотами:

2 KNh3+2 HNO3→  KN3+KNO3+3 h3O{\displaystyle {\mathsf {2\ KNH_{2}+2\ HNO_{3}{\xrightarrow {\ }}\ KN_{3}+KNO_{3}+3\ H_{2}O}}}

• В органическом синтезе.

• Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Оксид калия, характеристика, свойства и получение, химические реакции

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/м 3	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. 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 → К

2SО₃;

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 → К₂ZnО

2.

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):

K₂

O + 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

 

карта сайта

оксид калия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида калия
реакции с оксидом калия

 

Коэффициент востребованности 1 935

Феррат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 17 июля 2016; проверки требуют 9 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 17 июля 2016; проверки требуют 9 правок.

Феррат калия — неорганическое соединение, соль щелочного металла калия и несуществующей железной кислоты с формулой K₂FeO₄, красно-фиолетовые кристаллы, растворимые в холодной подщелоченной воде.

Fe+3KNO3+2KOH →400−420oC K2FeO4+3KNO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Fe+3KNO_{3}+2KOH\ {\xrightarrow {400-420^{o}C}}\ K_{2}FeO_{4}+3KNO_{2}+H_{2}O}}}

Fe+2KOH+2h3O →e− K2FeO4+3h3↑{\displaystyle {\mathsf {Fe+2KOH+2H_{2}O\ {\xrightarrow {e^{-}}}\ K_{2}FeO_{4}+3H_{2}\uparrow }}}

Fe2O3+3Cl2+10KOH →45−55oC 2K2FeO4+6KCl+5h3O{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}O_{3}+3Cl_{2}+10KOH\ {\xrightarrow {45-55^{o}C}}\ 2K_{2}FeO_{4}+6KCl+5H_{2}O}}}

2Fe(OH)3+4KOH+3KOCl → 2K2FeO4+3KCl+5h3O{\displaystyle {\mathsf {2Fe(OH)_{3}+4KOH+3KOCl\ {\xrightarrow {\ }}2K_{2}FeO_{4}+3KCl+5H_{2}O}}}

Феррат калия образует красно-фиолетовые кристаллы, растворимые в холодной подщелоченной воде.

• Разлагается при нагревании:

2K2FeO4 →500−700oC K3FeO4+KFeO2+O2{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}FeO_{4}\ {\xrightarrow {500-700^{o}C}}\ K_{3}FeO_{4}+KFeO_{2}+O_{2}}}}

• Реагирует с горячей водой:

4K2FeO4+6h3O →100oC 4FeO(OH)↓+8KOH+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4K_{2}FeO_{4}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 4FeO(OH)\downarrow +8KOH+3O_{2}\uparrow }}}

4K2FeO4+10h3SO4 → 2Fe2(SO4)3+4K2SO4+3O2↑+10h3O{\displaystyle {\mathsf {4K_{2}FeO_{4}+10H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ 2Fe_{2}(SO_{4})_{3}+4K_{2}SO_{4}+3O_{2}\uparrow +10H_{2}O}}}

4K2FeO4+4KOH →400−450oC 4K3FeO4+O2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4K_{2}FeO_{4}+4KOH\ {\xrightarrow {400-450^{o}C}}\ 4K_{3}FeO_{4}+O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

• Как и другие ферраты, является сильным окислителем:

4K2FeO4+3Cr(OH)2 →100oC 4FeO(OH)↓+3K2CrO4+2KOH{\displaystyle {\mathsf {4K_{2}FeO_{4}+3Cr(OH)_{2}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 4FeO(OH)\downarrow +3K_{2}CrO_{4}+2KOH}}}

• Вступает в обменные реакции:

K2FeO4+BaCl2+h3O → BaFeO4⋅h3O↓+2KCl{\displaystyle {\mathsf {K_{2}FeO_{4}+BaCl_{2}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ BaFeO_{4}\cdot H_{2}O\downarrow +2KCl}}}

• Окисляет гидрат аммиака до азота:

2K2FeO4+2Nh4⋅h3O → N2↑+2h3O +2FeO(OH)↓+4KOH{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}FeO_{4}+2NH_{3}\cdot H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ N_{2}\uparrow +2H_{2}O\ +2FeO(OH)\downarrow +4KOH}}}

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
• И.Г. Кокаровцева, И.Н.Беляев и Л.В. Семенякова. Кислородные соединения железа(VI, V, IV). — М.: Успехи химии, 1972. — 16 с.

Надпероксид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Надперокси́д ка́лия (диоксид калия, супероксид калия; KO₂) — неорганическое соединение жёлтого цвета, которое образуется в результате сгорания расплавленного калия в чистом кислороде. Используется во многих системах жизнеобеспечения. Молекулярный вес 71,10. Температура плавления при нормальном атмосферном давлении 490—530 °C, в вакууме (1—2 мм рт. ст.) 350—415 °C. Гигроскопичен, поглощает из воздуха водяные пары и углекислый газ. Реагирует с водой и этанолом. Плотность 2,158 г/см³.

Простой способ получения состоит в сгорании калия в чистом кислороде:

K+O2 →   KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ KO_{2}}}}

При этом продукт загрязнён примесью K₂O₂.

К экзотическим можно отнести способ окисления кислородом раствора калия в жидком аммиаке при ≈ −50 °C:

K →O2 K2O2 →O2,τoC KO2{\displaystyle {\mathsf {K\ {\xrightarrow {O_{2}}}\ K_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {O_{2},\tau ^{o}C}}\ KO_{2}}}}

при этом состав зависит от температуры проведения реакции — чем она выше, тем большая степень окисления.

Оранжево-жёлтые кристаллы тетрагональной сингонии, пространственная группа I 4/mmm, параметры ячейки a = 0,570 нм, b = 0,672 нм, Z = 4, упаковка типа CaC₂.

Температура плавления 535 °C под избыточным давлением кислорода.

Раньше надпероксиду калия приписывали формулу K₂O₄, однако рентгенографические исследования структуры показали, что вещество состоит из ионов K⁺ и O−
2, что соответствует формуле KO₂^[1].

Надпероксид калия неустойчив и при нагревании в вакууме отщепляет кислород:

KO2 → 290oC K2O2 → 530oC K2O{\displaystyle {\mathsf {KO_{2}\ {\xrightarrow {\ 290^{o}C}}\ K_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {\ 530^{o}C}}\ K_{2}O}}}

Вода разлагает надпероксид калия с выделением кислорода:

2KO2+2h3O →   2KOH+h3O2+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2KO_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2KOH+H_{2}O_{2}+O_{2}\uparrow }}}

Разбавленные кислоты разлагают надпероксид калия на пероксид водорода и кислород:

2KO2+2HCl →   2KCl+h3O2+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2KO_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2KCl+H_{2}O_{2}+O_{2}\uparrow }}}

С концентрированной серной кислотой выделяется озон:

2KO2+h3SO4 →   K2SO4+h3O+O3↑{\displaystyle {\mathsf {2KO_{2}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ K_{2}SO_{4}+H_{2}O+O_{3}\uparrow }}}

Надпероксид калия является сильным окислителем:

2KO2+S →   K2SO4{\displaystyle {\mathsf {2KO_{2}+S\ {\xrightarrow {\ \ }}\ K_{2}SO_{4}}}}

4KO2+3C →   2K2CO3+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+3C\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2K_{2}CO_{3}+CO_{2}\uparrow }}}

2KO2+2h4N →   2KOH+2h3O+N2↑{\displaystyle {\mathsf {2KO_{2}+2H_{3}N\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2KOH+2H_{2}O+N_{2}\uparrow }}}

Наиболее важной, в практическом применении, является реакция с углекислым газом:

4KO2+2CO2 → h3O 2K2CO3+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\ {\xrightarrow {\ H_{2}O}}\ 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow }}}

Эта реакция используется в изолирующих противогазах для очистки выдыхаемого воздуха.

С помощью краун-эфиров надпероксид калия удалось растворить в органических растворителях и использовать для окисления органических веществ.

Промышленность[править | править код]

Надпероксид калия используется в химической промышленности как мощный окислитель, а также для удаления следов углекислого газа CO₂ и воды H₂O.

Космонавтика и системы жизнеобеспечения[править | править код]

Надпероксид калия применяется в российской космонавтике в качестве источника кислорода и поглотителя углекислого газа. В частности он применяется на российских космических кораблях «Союз» и в специальных костюмах для выхода в открытый космос. Используется также в средствах химзащиты для автономной генерации кислорода и во многих системах жизнеобеспечения (например, в аппаратах для глубоководного погружения, шахтных самоспасателях). Килограмм надпероксида калия может поглотить 0,309 кг CO₂ с выделением 0,38 кг кислорода.

Подводные лодки[править | править код]

Также применяется в качестве резервного источника кислорода и поглотителя углекислого газа на подлодках и субмаринах (например, на минисубмарине «Приз»).

Биология[править | править код]

В результате реакции надпероксида калия с водой выделяется кислород. Однако промежуточным продуктом этой реакции в воде является супероксидный радикал — начальный компонент клеточного оксидативного стресса, поэтому надпероксид калия может использоваться в качестве неферментативного источника надпероксида (в отличие от ферментативного образования надпероксида, катализируемого, например ксантиноксидазой) для модельного оксидативного стресса.

1. ↑ Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Изд. иностр. лит., 1963. — 921 с.

Дисульфат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 июля 2016; проверки требуют 4 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 июля 2016; проверки требуют 4 правки.

Дисульфат калия
({{{картинка}}})
Систематическое наименование	Дисульфат калия
Традиционные названия	Пиросульфат калия; сернистокислый калий
Хим. формула	K2S2O7
Состояние	бесцветные кристаллы
Молярная масса	254,32 г/моль
Плотность	2,27 г/см³
Температура
• плавления	≈300 °C
Рег. номер CAS	7790-62-7
PubChem	62681
Рег. номер EINECS	232-216-8
SMILES
InChI
ChemSpider	56432
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Дисульфат калия — неорганическое соединение, соль щелочного металла калия и дисерной кислоты с формулой K₂S₂O₇, бесцветные кристаллы, реагирует с водой.

K2SO4+SO3 → K2S2O7{\displaystyle {\mathsf {K_{2}SO_{4}+SO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ K_{2}S_{2}O_{7}}}}

2KHSO4 →320−340oC K2S2O7+h3O{\displaystyle {\mathsf {2KHSO_{4}\ {\xrightarrow {320-340^{o}C}}\ K_{2}S_{2}O_{7}+H_{2}O}}}

2K2S2O6(O2) →65−100oC 2K2S2O7+O2{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}S_{2}O_{6}(O_{2})\ {\xrightarrow {65-100^{o}C}}\ 2K_{2}S_{2}O_{7}+O_{2}}}}

Дисульфат калия образует бесцветные кристаллы.

• Разлагается при нагревании выше температуры плавления:

K2S2O7 →440oC K2SO4+SO3{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S_{2}O_{7}\ {\xrightarrow {440^{o}C}}\ K_{2}SO_{4}+SO_{3}}}}

• Разлагается водой:

K2S2O7+h3O → 2KHSO4{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S_{2}O_{7}+H_{2}O\ {\xrightarrow {\ }}2KHSO_{4}}}}

• Реагирует с щелочами:

K2S2O7+2KOH → 2K2SO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S_{2}O_{7}+2KOH\ {\xrightarrow {}}\ 2K_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}

K2S2O7+SO3 → K2S3O10{\displaystyle {\mathsf {K_{2}S_{2}O_{7}+SO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ K_{2}S_{3}O_{10}}}}

• В аналитической химии.
• Катализатор.

• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Лидин Р.А. и др. Номенклатура неорганических веществ. — М.: КолосС, 2006. — 95 с. — ISBN 5-9532-0446-9.