投稿者: Shinagawamotkyni

Was ist Stickstoffoxid?

Stickstoffoxid ist ein Sammelbegriff für Stickstoffoxide.

Es gibt verschiedene Arten von Stickstoffoxiden mit Oxidationszahlen von I bis V. Beispiele sind Stickstoffmonoxid (NO), Stickstoffdioxid (NO2), Stickstofftrioxid (NO3), Distickstoffmonoxid (N2O), Distickstofftrioxid (N2O3), Distickstofftetroxid (N2O4) und Distickstoffpentoxid (N2O5).

Anwendungen von Stickstoffoxid

Stickstoffoxid ist der Oberbegriff für Stickstoffoxide, von denen Stickstoffmonoxid (NO), Stickstoffdioxid (NO2) und Distickstoffmonoxid (N2O) die am häufigsten verwendeten sind.

1. Stickstoffmonoxid

Stickstoffoxid wird als Bleichmittel in Zellwolle und als Rohstoff für die Herstellung von Halbleitern verwendet. Es wird auch als Zwischenprodukt bei der Herstellung von Salpetersäure verwendet.

2. Stickstoffdioxid

Stickstoffdioxid wird auch als Auflösungs- und Zersetzungsmittel für analysierte Proben sowie als Bleichmittel, Katalysator und Nitrocodierungsmittel für metallorganische Verbindungen verwendet. Es wird auch als Oxidationsmittel in Sprengstoffen, Raketentreibstoff und Polymerisationsinhibitoren verwendet.

Weitere Verwendungszwecke sind synthetische Rohstoffe und Zwischenprodukte für andere Verbindungen wie Salpetersäure.

3. Distickstoffmonoxid

Distickstoffmonoxid wird häufig zur Anästhesie in der Zahnmedizin und Chirurgie sowie in der Geburtshilfe und Gynäkologie verwendet. Außerdem wird es in der Industrie als Halbleitermaterial und Trägergas für die Atomabsorptionsanalyse sowie zur Lecksuche, als Kühlmittel und zum Befüllen von Luftballons und Reifen mit Gas verwendet.

Eigenschaften von Stickstoffoxid

Stickstoffoxid weist je nach Typ unterschiedliche Eigenschaften auf. Die Eigenschaften der gebräuchlichsten Arten sind wie folgt:

1. Stickstoffmonoxid

Bei Raumtemperatur ein farbloses Gas mit einem Schmelzpunkt von -164 °C und einem Siedepunkt von -152 °C, die Flüssigkeit und der Feststoff sind blau. Bei Kontakt mit Luft wird es sofort zu Stickstoffoxid oxidiert.

Stickstoffmonoxid wird auch im Körper produziert und zur glatten Muskulatur der Arterien transportiert. Stickstoffmonoxid erhöht die Flexibilität der glatten Muskulatur und beugt Atherosklerose vor.

Die Flexibilität der Blutgefäße verhindert Fettablagerungen in den Blutgefäßen und die Verschlechterung des Blutflusses.

2. Stickstoffdioxid

Ein rötlich-braunes Gas, das beim Erhitzen von Schwermetallnitraten entsteht, mit einem Schmelzpunkt von -9,3 °C und einem Siedepunkt von 21,3 °C. Die Flüssigkeit ist gelb, der Feststoff farblos. Sie löst sich in Wasser auf und bildet ätzende Salpetersäure, weshalb die Feuchtigkeit bei der Lagerung und Verwendung streng kontrolliert werden muss.

Es entsteht durch die Mischung von Luft (Sauerstoff) mit Stickstoffoxid, das durch die katalytische Oxidation von Ammoniak erzeugt wird.

3. Stickstofftrioxid

Stickstofftrioxid ist ein instabiles, dunkelblaues Gas. Es entsteht bei der Reaktion von Stickstoffoxid mit Ozon, das sehr instabil ist.

4. Distickstoffmonoxid

Dieses farblose Gas, auch Stickstoffoxid genannt, hat einen Schmelzpunkt von -91 °C und einen Siedepunkt von -89 °C. Es ist ein nicht entflammbares, stabiles Gas. Es hat eine betäubende und schmerzstillende Wirkung und wird auch als Lachgas bezeichnet, weil es beim Einatmen ein Zucken der Gesichtsmuskeln hervorruft, was den Anschein eines Lachens erweckt.

Es wird industriell hergestellt, indem der Ausgangsstoff, eine 80 %ige Ammoniumnitratlösung, in einem Reaktionsbehälter, der auf etwa 250 °C gehalten wird, zersetzt wird, indem die Lösung mit konstantem Durchsatz eingetropft wird, oder durch direkte Oxidation von Ammoniak mit einem Katalysator.

5. Distickstofftrioxid

Braunes Gas bei Raumtemperatur mit einem Schmelzpunkt von -102 °C, einem Siedepunkt von 3,5 °C und einer blauen Farbe in flüssiger und fester Form. In Wasser gelöst bildet es salpetrige Säure, die sich weiter in Salpetersäure, Stickstoffoxid und Wasser zersetzt.

6. Distickstofftetroxid

Es ist ein blassgelbes Gas mit einem Schmelzpunkt von -9,3 °C und einem Siedepunkt von 21,2 °C. Festes Distickstofftetroxid wird durch Abkühlen von Stickstoffoxid gewonnen.

7. Distickstoffpentoxid

Ein farbloser, zerfließender Feststoff mit einem Schmelzpunkt von 30 °C. Er zersetzt sich bei 47 °C in Stickstoffoxid und Sauerstoff, ist aber bei Lagerung im Dunkeln unter 0 °C stabil. Mit Wasser reagiert es heftig unter Bildung von Salpetersäure.

Weitere Informationen über Stickstoffoxid

Auswirkungen von Stickstoffoxiden auf die Umwelt und lebende Organismen

Unter den Stickstoffoxiden werden Stickstoffmonoxid und Stickstoffdioxid in Bezug auf die Luftverschmutzung reduziert, da sie photochemischen Smog und sauren Regen verursachen. Zu den Quellen von Stickstoffoxiden gehören Fabriken, Wärmekraftwerke, Fahrzeuge und Haushalte.

Stickstoff in Erdöl, Kohle und chemischen Rohstoffen kann durch die Verbindung mit Sauerstoff entstehen oder dadurch, dass Stickstoff in der Atmosphäre mit Sauerstoff reagiert, wenn er hohen Temperaturen ausgesetzt wird. Stickstoffoxid wird von Luftsauerstoff allmählich zu Stickstoffdioxid oxidiert, so dass man davon ausgeht, dass Stickstoffmonoxid, auch wenn es unmittelbar nach seiner Entstehung vorhanden ist, in der Umgebungsatmosphäre hauptsächlich aus Stickstoffdioxid besteht.

Hohe Konzentrationen von Stickstoffoxid erhöhen das Risiko von Husten, Auswurf und der Entwicklung von Atemwegserkrankungen. Stickstoffoxid reagiert auch mit Feuchtigkeit in der Atmosphäre zu Salpetersäure, die in Verbindung mit Regen und Schnee zu saurem Regen führt.

Darüber hinaus wird Stickstoffoxid ultravioletter Strahlung ausgesetzt, was zu photochemischen Reaktionen führt, bei denen photochemische Oxidantien (Ox) entstehen. Wenn die Konzentration dieser photochemischen Oxidantien in der Atmosphäre ansteigt, entsteht eine weiße, verschwommene Erscheinung, die als photochemischer Smog bezeichnet wird. Photochemische Oxidantien können Augenschmerzen, Kopfschmerzen und Übelkeit verursachen.

Was ist ein Lithiumoxid?

Lithiumoxid ist ein Oxid von Lithium mit der Zusammensetzung Li2O.

Es hat ein Molekulargewicht von 29 881, einen Schmelzpunkt von 1570 °C und einen Siedepunkt von 2600 °C. Es erscheint als farblose Kristalle bei Raumtemperatur. Die CAS-Registrierungsnummer lautet 12057-24-8.

Anwendungen von Lithiumoxid

Lithiumoxid wird hauptsächlich bei der Herstellung von leitfähigen Gläsern, Batterien und Festelektrolyten verwendet. Es wird auch in Glasuren verwendet, wo es mit Kupfer gemischt wird, um Blau zu erzeugen, und mit Kobalt, um Rosa zu erzeugen.

In Wärmedämmschichten (TBC) können sie für die zerstörungsfreie Emissionsspektrometrie und die Bewertung der Degradation verwendet werden. In Zirkoniumdioxid-Beschichtungen wird es zusammen mit Yttriumoxid auch als Dotierstoff verwendet.

Eigenschaften von Lithiumoxid

Lithiumoxid ist ein Ionenkristall, der aus dem Lithium-Ion Li+ und dem Oxid-Ion O2- besteht. Es hat eine Dichte von 2,013 g/ml und reagiert mit Wasser (exotherme Reaktion) unter Bildung von Lithiumhydroxid. Lithium-Oxid ist thermodynamisch stabiler als andere Alkalimetalloxide.

Seine Kristallstruktur ist vom kubischen, inversen Fluorit-Typ. Diese Struktur ähnelt der von Kaliumoxid und Natriumoxid. Das Lithium-Ion Li+ hat eine tetraedrische 4-Koordination und das Oxid-Ion O2 eine kubische 8-Koordination, mit einer Gitterkonstante von a = 4,61 Å.

Arten von Lithiumoxid

Lithiumoxid wird im Allgemeinen hauptsächlich als Reagenzprodukt für Forschung und Entwicklung verkauft. Es wird in Mengen von 5 g, 10 g, 25 g, 100 g und 500 g angeboten und ist im Allgemeinen in Mengen erhältlich, die im Labor leicht zu handhaben sind.

Obwohl die Substanz stark mit Wasser reagiert und stark hygroskopisch ist, ist sie in einer geeigneten Lagerungsumgebung stabil und wird normalerweise als Reagenzprodukt behandelt, das bei Raumtemperatur gelagert werden kann. Es kann auch in einem mit Argon gefüllten Zustand verkauft werden.

Weitere Informationen über Lithiumoxid

1. Synthese von Lithiumoxid

Lithiumoxid kann durch Verbrennen von Lithium-Metall in Luft oder Sauerstoff synthetisiert werden. Bei Reaktionen mit Sauerstoff, wie bei dieser Reaktion, entstehen kein Lithium-Oxid Li2O2 und kein Lithium-Superoxid LiO2.

Andere Methoden umfassen die Synthese als Zersetzungsprodukt durch Erhitzen von wasserfreiem Lithiumhydroxid, das in Silberfolie eingewickelt ist, auf 675 °C unter vermindertem Druck in einem Nickelboot, Lithiumcarbonat (50 Stunden lang bei 700 °C unter vermindertem Druck erhitzt) und wasserfreies Lithiumoxid (6 Stunden lang in Helium auf 450 °C erhitzt). 

2. Chemische Reaktionen von Lithiumoxid

Lithiumoxid ist ein Stoff, der leicht Wasserdampf und Kohlendioxid absorbiert. Bei der Reaktion mit Kohlendioxid entsteht Lithiumcarbonat. Auch mit Wasser reagiert es allmählich zu Lithiumhydroxid.

Bei der Lagerung müssen hohe Temperaturen und direkte Sonneneinstrahlung vermieden werden, da der Stoff durch Licht verändert werden kann. Das starke Oxidationsmittel stellt auch eine Gefahr für die Mischbarkeit dar, und die angenommenen gefährlichen Zersetzungsprodukte sind Metalloxide.

3. Gefährliche Eigenschaften von Lithiumoxid und rechtliche Informationen

Lithium-Oxid wird in der GHS-Einstufung wie folgt bezeichnet:

• Akute Toxizität – Einatmen (Staub/Nebel): Klasse 3
• Verätzung/Reizung der Haut: Kategorie 1
• Schwere Augenschädigung/Augenreizung: Kategorie 1
• Reproduktionstoxizität: Kategorie 1A
• Spezifische Zielorgan-Toxizität (einmalige Exposition): Kategorie 1

Wie bereits erwähnt, ist dieser Stoff sehr gefährlich für den menschlichen Körper. Tragen Sie beim Umgang mit diesem Stoff geeignete persönliche Schutzausrüstung wie Schutzbrillen, Schutzhandschuhe und Staubmasken und sorgen Sie für eine gute Belüftung der Arbeitsumgebung.

Exponierte Haut, einschließlich Gesicht und Hände, sollten nach der Handhabung gewaschen werden. Bei Berührung mit den Augen müssen diese zunächst mehrere Minuten lang sorgfältig mit Wasser gespült werden, unabhängig davon, ob Kontaktlinsen getragen werden oder nicht.

Es muss in Übereinstimmung mit den Gesetzen und Vorschriften gehandhabt werden.

Was ist Lanthanoxid?

Lanthanoxid ist ein weißes bis fast weißes Pulver, eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel La2O3, dem Molekulargewicht 325,81 und der CAS-Registrierungsnummer 1312-81-8.

Die wichtigsten physikalischen und chemischen Eigenschaften von Lanthanoxid sind ein Schmelz-/Gefrierpunkt von 2315 °C und ein Siedepunkt bzw. erster Destillationspunkt und Siedebereich von 4200 °C. Es ist in Salzsäure und Salpetersäure löslich und in Wasser praktisch unlöslich.

Lanthanoxid ist außerdem hygroskopisch und nimmt leicht Kohlendioxid aus der Luft auf. Für Lanthanoxid gibt es keine wichtigen nationalen Rechtsvorschriften.

Anwendungen von Lanthanoxid

Lanthanoxid wird in der Optikbranche als Rohstoff für optische Linsen verwendet. Es ist auch als Rohstoff für PLZT (Bleilanthanzirkonattitanat) bekannt, das durch seine Verwendung in PLCs (planare Lichtwellenschaltungen) an Bedeutung gewinnt. Im Bereich der elektronischen Bauteile kann es auch als Rohstoff für Keramikkondensatoren und Batteriematerialien verwendet werden.

Lanthanoxid wird auch als Trägermaterial für Zirkoniumoxid (Zr) verwendet, das als Träger für Autoabgaskatalysatoren bekannt ist.

Eigenschaften von Lanthanoxid

Lanthanoxid ist ein geruchloser weißer Feststoff. Je nach pH-Wert der Verbindung können verschiedene Kristallstrukturen erhalten werden.

Lanthanoxid ist hygroskopisch und nimmt daher mit der Zeit an der Luft Feuchtigkeit auf, wobei es sich in Lanthanhydroxid umwandelt. Lanthanoxid hat Halbleitereigenschaften vom p-Typ und eine Bandlücke von etwa 5,8 eV.

Der durchschnittliche spezifische Widerstand bei Raumtemperatur beträgt 10 kΩ-cm und nimmt mit steigender Temperatur ab. Lanthanoxid hat eine sehr hohe Dielektrizitätskonstante von ε = 27 und weist die niedrigste Gitterenergie aller Seltenerdoxide auf.

Struktur von Lanthanoxid

La2O3 weist bei niedrigen Temperaturen eine hexagonale A-M2O3-Struktur auf: Das La3+-Metallatom ist von sieben O2-Atom-Koordinationsgruppen umgeben, und die Sauerstoffionen um das Metallatom haben eine oktaedrische Form. Auf einer Seite des Oktaeders befindet sich ein Sauerstoffion.

Im Gegensatz dazu geht La2O3 bei hohen Temperaturen in eine kubische Struktur von C-M2O3 über: Die La3+-Ionen sind von sechs O2–Ionen umgeben und haben eine hexagonale Form.

Weitere Informationen über Lanthanoxid

1. Synthese von Lanthanoxid

Lanthanoxid kann in polymorphe Formen kristallisiert werden. Zur Herstellung von hexagonalem La2O3 wird ein vorgewärmtes Substrat, das in der Regel aus Metallchalkogeniden besteht, mit einer 0,1 M LaCl3-Lösung besprüht. Bei diesem Verfahren finden zwei Stufen der Hydrolyse und Dehydratisierung statt.

Das Tensid Natriumlaurylsulfat und 2,5 % NH3 können auch kombiniert werden, um hexagonales La2O3 zu erhalten. Aus dieser wässrigen Lösung wird eine kleine Menge La(OH)3 ausgefällt, die dann 24 Stunden lang bei 80 °C erhitzt und gerührt wird, um La2O3 zu erhalten.

2. Reaktion von Lanthanoxid

Lanthanoxid wird als Zusatzstoff für die Entwicklung bestimmter ferroelektrischer Materialien verwendet, insbesondere für La-dotiertes Bi4Ti3O12 (BLT). Optische Gläser, die für optische Materialien verwendet werden, sind häufig mit La2O3 dotiert, das den Brechungsindex, die mechanische Festigkeit und die chemische Beständigkeit des Glases verbessern kann.

Das Mischen einer 3:1-Reaktion von B2O3 und La2O3 in Glasverbundwerkstoffe führt zu einem niedrigeren Schmelzpunkt, da das hohe Molekulargewicht von Lanthan die homogene Schmelzmischung erhöht. Die Zugabe von La2O3 zum geschmolzenen Glas erhöht die Glasübergangstemperatur von 658 °C auf 679 °C. Die Zugabe von La2O3 kann auch die Dichte, den Brechungsindex und die Mikrohärte des Glases erhöhen.

3. Zusammen mit Lanthanoxid gewonnene Elemente

Die langfristige Analyse und Zersetzung des Erzes Gadolinit hat zur Entdeckung mehrerer Elemente geführt. Mit fortschreitender Analyse des Gadolinits wurden die Rückstände zunächst mit Ceroxid, dann mit Lanthanoxid und schließlich mit Yttriumoxid und Elfenbein markiert.

Einige dieser neuen Elemente wurden von Carl Gustaf Mosander entdeckt und isoliert.

Was ist Bortrioxid?

Bortrioxid ist eine Verbindung, die Bor und Sauerstoff enthält. Es ist auch als Boroxid-Pulver, Dibortrioxid und wasserfreie Borsäure bekannt.

Es sind mehrere Arten bekannt, darunter B2O2, B4O3 und B4O5, wobei Bortrioxid die chemischen Formel B2O3 hat.

Es ist farblos, nicht kristallisierend und hygroskopisch. Es ist als gefährlicher und giftiger Stoff eingestuft, der namentlich gekennzeichnet oder gemeldet werden muss (benannter gefährlicher/toxischer Stoff). Nach dem Gesetz zur Förderung des Umgangs mit chemischen Stoffen (PRTR-Gesetz) ist es als bezeichneter chemischer Stoff der Klasse 1 eingestuft.

Anwendungen von Bortrioxid

Bortrioxid wird als Flussmittel und Reinigungsmittel bei der Herstellung von Reagenzgläsern, optischem Glas und anderen Spezialgläsern verwendet. Der Grund dafür ist, dass Bortrioxid Vorteile wie einen niedrigeren Schmelzpunkt, eine höhere Hitzebeständigkeit und mechanische Festigkeit sowie eine bessere Wasser- und Chemikalienbeständigkeit bietet.

Die Kombination von Bortrioxid mit geringen Mengen Bornitrid macht es auch zu einem Bindemittel für Keramik. Bortrioxid wird auch als Katalysator in anderen Anwendungen eingesetzt, z. B. bei der Reaktion und Synthese von organischen Verbindungen und bei der Herstellung von feuerfesten Steinen.

Funktionsweise von Bortrioxid

Das Molekulargewicht von Bortrioxid beträgt 69,62 und seine CAS-Nummer lautet 1303-86-2. Der Schmelzpunkt liegt bei etwa 450 °C und der Siedepunkt bei etwa 1860 °C. Das spezifische Gewicht beträgt 2,46 für Kristalle und 1,8 für Nicht-Kristalle. Es wird durch Dehydratisierung von Borsäure (B(OH)3) gewonnen. Borsäure (Orthoborsäure) wird durch Behandlung von Borax mit Schwefelsäure gewonnen. Borax ist Natriumtetraborat (Na2B4O7) Dekahydrat.

Weitere Informationen über Bortrioxid

1. Bortrioxid als Ausgangsstoff für Glas

Borosilikatglas
Gläser, die aus Bortrioxid und Siliziumdioxid hergestellt werden, nennt man Borosilikatgläser. Wie Silizium verbindet sich Bor mit Sauerstoff und bildet Netzwerke. Borosilicatgläser, die keine Alkalibestandteile und Tonerde (Al2O3) enthalten, werden als Substratglas für Flüssigkristallplatten verwendet.

Poröses Glas
Bortrioxid wird auch für die Herstellung von porösem Glas verwendet. Bei der Herstellung von porösem Glas wird das Glas mit der entsprechenden Zusammensetzung aus SiO2-B2O3-Na2O einer Wärmebehandlung unterzogen, um die SiO2-Phase von der B2O3-Na2O-Phase zu trennen. Durch eine Säurebehandlung wird die B2O3-Na2O-Phase ausgelaugt und es entsteht ein poröses Glas mit einem SiO2-Grundgerüst. Um poröse Gläser zu erhalten, müssen die richtige Zusammensetzung und die richtige Wärmebehandlung verwendet werden, und es muss eine fraktionierte Phase aufgrund der spinodalen Zersetzung auftreten.

2. Synthese von Bornitrid-Keramiken

Ein Verfahren zur Synthese von borhaltigen nichtoxidischen Keramikpulvern ist die thermische Kohlenstoffreduktion von Bortrioxid. Mit dieser Methode lassen sich z. B. Borkarbid (B4C), Bornitrid (BN) und Lanthanhexaborid (LaB6) herstellen. Da es sich um eine endotherme Reaktion in fester Phase handelt, sind hohe Temperaturen erforderlich.

3. Bortrioxidhaltige Erze

Zu den Erzen, die Bortrioxid enthalten, gehören neben Borax die folgenden Bestandteile. Jedes enthält Bortrioxid in unterschiedlichen Anteilen:

• (Na2O, 2B2O3, 4H2O)
• (Na2O, 2B2O3, 10H2O)
• (Na2O, 2CaO, 5B2O3, 16H2O)
• (B2O3, 3H2O)
• (5MgO, MgCl2, 7B2O3)
• (5CaO, 6B2O3, 6H2O)
• (CaO, MgO, 3B2O3, 6H2O)
• (3MgO-B2O3)
• (CaO-B2O3)
• (5MgO, 2B2O3, 1,5H2O)
• (3MgO, B2O3, FeO, Fe2O3)

Die durch Reaktion dieser Erze mit Salzsäure gewonnene Borsäure kann über 413 K erhitzt werden, um Boroxid zu erhalten. Amorphes Bor kann durch Zugabe von Magnesium zu Bortrioxid und Erhitzen auf etwa 1273 K gewonnen werden. Um amorphes Bor mit höherem Reinheitsgrad zu erhalten, wird Borchlorid (BCl3) durch Reaktion von Chlor und Bortrioxid mit Kohlenstoff als Aktivator und anschließendes Erhitzen auf über 1273 K unter Zufuhr von Wasserstoff gewonnen.

Was ist Bariumoxid?

Bariumoxid ist eine anorganische Verbindung, bei der Barium mit der chemischen Formel BaO oxidiert wurde.

Die Kristallstruktur von Bariumoxid ist kubisch und ähnelt der von Natriumchlorid. Bariumoxid ist ein weißes bis hellgrau-braunes Pulver oder eine Masse. Es ist hygroskopisch und löslich in verdünnter Salzsäure. Sein Molekulargewicht beträgt 153,33 und seine CAS-Registrierungsnummer 1304-28-5.

Es wird als Gefahrstoff eingestuft.

Zu den verwandten Stoffen von Bariumoxid gehören Barium, Bariumhydroxid und Bariumperoxid.

Anwendungen von Bariumoxid

Bariumoxid wird als Rohstoff für Glas, Bariumsalze (Bariumchlorid, Bariumsulfat, Bariumnitrat usw.) und Keramiken verwendet. Aufgrund seiner chemischen Stabilität ist es auch ein Rohstoff für Bariumsulfat, das nicht nur in Farben, sondern auch in Druckfarben, Kunststoffen und Kosmetika verwendet wird. Bariumsulfat ist eines der Kontrastmittel bei Röntgenuntersuchungen.

Es ist auch als Rohstoff für Bariumcarbonat bekannt, das in der heutigen IT-Branche breite Anwendung findet. Außerdem wird Bariumoxid in der synthetischen Chemie als Grundstoff und Trocknungsmittel verwendet.

Eigenschaften von Bariumoxid

Bariumoxid hat einen Schmelzpunkt von 1920 °C und einen Siedepunkt von 2000 °C. Bariumoxid reagiert mit Wasser unter Bildung von Bariumhydroxid. Diese Reaktion ist intensiver und exothermer als bei Calciumoxid.

Wie andere wasserlösliche Bariumverbindungen ist es in wässriger Lösung giftig. Aufgrund seines basischen Charakters ist es außerdem korrosiv. Aus Bariumoxid lässt sich durch Erhitzen an Luft oder Sauerstoff Bariumperoxid gewinnen. Bei Temperaturen über 800 °C zersetzt es sich jedoch wieder zu Bariumoxid.

Weitere Informationen zu Bariumoxid

1. Synthese von Bariumoxid

Bariumoxid bildet sich bei der Verbrennung von Bariummetall in Gegenwart von Sauerstoff. Es kann auch durch thermische Zersetzung von Bariumhydroxid und Bariumcarbonat gewonnen werden.

Diese Zersetzungsreaktion erfordert jedoch die höchsten Temperaturen für Erdalkalimetallhydroxide und -carbonate. Im Einzelnen beträgt die Zersetzungstemperatur von Bariumcarbonat bei einem Partialdruck von 1 atm Kohlendioxid 1450 °C und die von Bariumhydroxid bei einem Partialdruck von 1 atm Wasserdampf 998 °C.

2. Eigenschaften von Barium

An der Luft wird Barium allmählich oxidiert, wobei weißes Bariumoxid entsteht. Barium gehört zu den Erdalkalimetallen. Die Ordnungszahl von Barium ist 56 und sein Elementsymbol ist Ba.

3. Merkmale von Bariumhydroxid

Wenn Bariumoxid in Wasser gelöst wird, bildet sich Bariumhydroxid. Diese Hydratationsreaktion ist jedoch intensiver als die Abschreckung von Branntkalk und daher gefährlich. Bei der Umkristallisation des entstehenden Produkts entsteht 8-Hydrat von Bariumhydroxid. Durch Erhitzen an der Luft erhält man Bariumhydroxid-Monohydrat, und durch Erhitzen auf 100 °C unter vermindertem Druck erhält man wasserfreies Bariumhydroxid.

Bariumhydroxid ist das Hydroxid des Bariums. Die chemische Formel lautet Ba(OH)2. Es ist ein Ionenkristall, der aus Hydroxid- und Bariumionen gebildet wird, und gehört zu den basischen anorganischen Verbindungen. In der analytischen Chemie wird Bariumhydroxid zur Titration von schwachen Säuren und organischen Säuren verwendet.

4. Merkmale des Bariumoxids

Wenn Bariumoxid Sauerstoff absorbiert, kann Bariumperoxid entstehen. Da es sich um eine reversible Reaktion handelt, zerfällt es beim Erhitzen in Bariumoxid und Sauerstoff.

Bariumoxid kann auch mit Schwefelsäure unter Bildung von Bariumsulfat und Wasserstoffperoxid reagieren. Bariumoxid ist das Peroxid des Bariums und ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel BaO2. Die Struktur von Bariumoxid ähnelt der von Calciumcarbid.

Bariumoxid wird als Oxidationsmittel und Bleichmittel verwendet und auch Feuerwerkskörpern zugesetzt, da es bei einer Flammenreaktion eine grüne Farbe entwickelt.

Was ist Natriumoxid?

Natriumoxid ist eine Verbindung, die durch Mischen von Natrium mit der richtigen Menge Sauerstoff und eine chemische Reaktion entsteht.

Unter normalen Bedingungen liegt Natriumoxid in Form von weißen Kristallen vor. Es ist gut wasserlöslich und verwandelt sich nach dem Auflösen in Natriumhydroxid. Natriumoxid reagiert heftig, wenn es mit Wasser in Berührung kommt, weshalb es mit Vorsicht gelagert und gehandhabt werden muss.

Natriumoxid wird in der Regel nach der Reaktion mit Wasser als Natriumhydroxid verwendet und gilt als Gefahrstoff.

Anwendungen von Natriumoxid

Natriumoxid wird in der Regel in der Form von Natriumhydroxid nach der Reaktion mit Wasser verwendet. Natriumhydroxid, auch bekannt als Natronlauge, wird in einer Vielzahl von Anwendungen eingesetzt, u. a. in Kunstfasern, Papier, Zellstoff, Chemikalien, in der Lebensmittelindustrie und in Seife.

Ansonsten kann Natriumoxid Kohlendioxid absorbieren und sich in Natriumcarbonat umwandeln und es kann sich auch durch Erhitzen an der Luft in Natriumperoxid verwandeln. Natriumoxid wird häufig als Ausgangsstoff für eine Vielzahl von Verbindungen verwendet.

Eigenschaften von Natriumoxid

Natriumoxid hat einen Schmelzpunkt von 1132 °C und zersetzt sich bei 1950 °C. Bei Erhitzung über 400 °C zersetzt sich Natriumoxid zu Natriumperoxid (Na2O2) und Natrium (Na).

Bei der Verwitterung von Gesteinen löst sich atmosphärisches Kohlendioxid in Wasser, das mit dem Natriumoxid im Feldspat des Gesteins reagiert und zu Natriumbicarbonat wird. Natriumoxid wird auch zu Natriumcarbonat, wenn Kohlendioxid absorbiert wird.

Natriumoxid ist hygroskopisch. Wenn Natriumoxid in Wasser gelöst wird, reagiert es daher heftig mit dem Wasser und verwandelt sich in Natriumhydroxid. Wenn Natriumoxid an der Luft erhitzt wird, bildet es Natriumperoxid.

Struktur von Natriumoxid

Natriumoxid ist eine anorganische Verbindung, die ein Oxid des Natriums ist. Die chemische Formel von Natriumoxid lautet Na2O, seine molare Masse beträgt 61,979 und seine Dichte 2,27 g/cm3.

Natriumoxid-Kristalle sind weiße Kristalle, die dem kubischen Kristallsystem angehören. Es hat eine Struktur vom umgekehrten Fluorit-Typ, wobei die Natriumionen die Positionen der Fluoridionen und die Oxidionen die Positionen der Calciumionen im Calciumfluorid einnehmen. Die Gitterkonstante von Natriumoxid beträgt a = 5,55 Å.

Weitere Informationen zu Natriumoxid

1. Bildung von Natriumoxid

Natriumoxid kann durch eine chemische Reaktion gebildet werden, indem man die richtige Menge an Sauerstoff und Natrium mischt. Wenn Natrium unter Luftüberschuss erhitzt wird, entstehen Natriumoxid sowie etwa 20 % Natriumperoxid.

Relativ reines Natriumoxid kann durch chemische Reaktion von Natrium mit Natriumhydroxid bei 300 °C und Entfernung des nicht umgesetzten Natriums durch Destillation gewonnen werden.

Darüber hinaus entsteht bei der chemischen Reaktion von flüssigem Natrium mit Natriumnitrat ebenfalls Natriumoxid zusammen mit Stickstoff.

2. Andere Natriumoxide

Neben Natriumoxid (Na2O) gibt es noch andere Zusammensetzungen von Natriumoxiden wie Natriumperoxid (Na2O2) und Natriumsuperoxid (NaO2), die Peroxidionen (O22-) enthalten.

Natriumoxid (Na2O2, auch Natriumperoxid genannt) ist eine gelb-weiße, körnige oder pulverförmige Substanz. Natriumoxid ist ein starkes Oxidationsmittel und reagiert heftig mit Wasser, wobei es in Wasserstoffperoxid und Natriumhydroxid zerfällt. Natriumoxid ist daher auch ein Ausgangsstoff für die Herstellung von Wasserstoffperoxid.

Im Gegensatz dazu wird Natriumsuperoxid (NaO2) durch Reaktion von Natriumoxid mit Sauerstoff bei hohen Temperaturen und Druck gewonnen. Alternativ dazu kann Natriumoxid auch durch die Reaktion einer Ammoniaklösung von Natrium mit Sauerstoff gewonnen werden.

Natriumoxid lässt sich leicht zu einer Mischung aus Natriumperoxid und Natriumhydroxid hydrolysieren.

Was ist Titanoxid?

Titanoxid ist ein unlösliches Titanoxid, das durch feines Mahlen von Titanit, einer Art Oxidmineral, gewonnen wird.

Es wird häufig als Weißpigment verwendet, da es eine extrem hohe chemische Stabilität aufweist und einen ausgezeichneten Weißgrad und eine hohe Farbkraft besitzt. Es gibt drei Arten von Titanoxid, je nach Oxidationszahl.

Von diesen ist Titandioxid das stabilste und kann in einem breiten Spektrum von Anwendungen eingesetzt werden. Titandioxid ist auch als Titanoxid oder Titandioxid bekannt.

Anwendungen von Titanoxid

Titanoxid wird aufgrund seines hervorragenden Weißgrades, Deckvermögens, Färbevermögens und seiner extrem hohen chemischen Stabilität als Weißpigment in Farben, Pigmenten, Glasuren, Druckfarben, Verbundfasern und anderen Anwendungen eingesetzt. Andere industriell schwer abbaubare Stoffe werden durch die photokatalytische Wirkung von Titanoxid zersetzt.

Titanoxid wird auch in Sonnenschutzmitteln, Kosmetika, Gesichtsreinigern und -seifen, Nagelprodukten usw. als sicherer Farbstoff und wegen seiner UV-Schutzeigenschaften verwendet.

Eigenschaften von Titanoxid

Titanoxid ist löslich in heißer konzentrierter Schwefelsäure, Flusssäure und geschmolzenen Alkalisalzen, aber unlöslich in Säuren wie Salpetersäure. Es ist auch unlöslich in Alkalien, Wasser und organischen Lösungsmitteln.

Der Brechungsindex von Titanoxid ist höher als der von Diamant. Es ist photokatalytisch und erzeugt bei Lichteinwirkung eine starke Oxidationskraft an seiner Oberfläche.

Struktur von Titanoxid

Titanoxid (IV) weist die Kristallstrukturen Anatas, Rutil und Brookit auf. Die Anatas- und Rutiltypen sind tetragonal, während der Brookittyp orthorhombisch ist.

Wenn der Anatas-Typ auf über 900 °C und der Brookit-Typ auf über 650 °C erhitzt wird, wandelt sich der Rutil-Typ in den Rutil-Typ um. Die stabilste Struktur ist die rutile Form. Wenn die Rutilform einmal in die Rutilform übergegangen ist, bleibt die Struktur daher auch dann erhalten, wenn die Temperatur wieder auf einen niedrigen Wert gesenkt wird.

Die in der Industrie verwendeten Kristallstrukturen sind der Rutil- und der Anatas-Typ. Sie unterscheiden sich in Bezug auf den Brechungsindex und andere Eigenschaften und Anwendungen. In der Natur kommt Titanoxid (IV) als Hauptbestandteil von Goldrotstein, Pyrit und Plattentitanit vor. Die tetragonale Kristallstruktur von Purpurstein und Pyrit ist tetragonal, während die orthorhombische Kristallstruktur von Plattentitanit orthorhombisch ist.

Weitere Informationen über Titanoxid

1. Herstellung von Titanoxid

Als Rohstoffe werden Rutilerz und Ilmeniterz (FeTiO3) verwendet. Die wichtigsten Verfahren für die industrielle Herstellung sind die Chlormethode und die Schwefelsäuremethode.

Die Chlormethode wird auch als Gasphasenmethode bezeichnet. Zunächst wird Rutilerz mit Koks und Chlor umgesetzt, um gasförmiges Titantetrachlorid zu erzeugen. Anschließend wird es in einen flüssigen Zustand abgekühlt und bei hohen Temperaturen mit Sauerstoff umgesetzt, um das Chlorgas abzutrennen, das dann zur Herstellung von Titanoxid verwendet werden kann.

Die Schwefelsäuremethode wird auch als Flüssigphasenmethode bezeichnet. Ilmeniterz wird in konzentrierter Schwefelsäure aufgelöst, und die Verunreinigungen werden als Eisensulfat abgetrennt, um Titanoxytitanat zu bilden. Durch Hydrolyse wird Titanoxid ausgefällt, das gewaschen, getrocknet und kalziniert werden kann, um Titanoxid zu erhalten.

2. Reduktion von Titanoxid durch Wasserstoff

Oberhalb von 600 °C wird Titandioxid (IV) teilweise durch Wasserstoffgas reduziert, wobei ein Oxid mit blauem Titan (III) entsteht. Bei Kontakt mit Sauerstoff kehrt es jedoch schnell zu Titanoxid (IV) zurück.

Wenn Edelmetallkatalysatoren auf Titandioxid (IV) bei hohen Temperaturen reduziert werden, neigen sie zu SMSI (englisch: Strong Metal Support Interaction), einem Phänomen, bei dem sich die Aktivität des Katalysators erheblich ändert, wenn die Metallnanopartikel auf dem Oxidträger dem Reaktionsgas ausgesetzt werden.

Bei der Wasserstoffreduktion bei Temperaturen über 900 °C entsteht TiOx (x = 1,85-1,94), das dunkelblau und von unbestimmter Zusammensetzung ist. Diese Zusammensetzung ist stabil, wenn es bei Umgebungstemperatur und -druck Sauerstoff ausgesetzt wird.

Was ist Wolframoxid?

Wolframoxid ist eine anorganische Verbindung, die aus Wolfram und Sauerstoff besteht.

Je nach der Oxidationszahl von Wolfram gibt es verschiedene Verbindungen. Eine der häufigsten Arten von Wolframoxid ist Wolframoxid (VI). Andere bekannte Verbindungen sind Wolframoxid (IV) und Wolframoxid (III).

Anwendungen von Wolframoxid

Wolframoxid wird industriell als Rohstoff für Katalysatoren (z. B. auf sichtbares Licht ansprechende Photokatalysatoren) und Wolfram-Metall, als Zusatzstoff für Keramik, Glas und andere Sintermetalle, als Zusatzstoff für Sekundärbatterien und als elektronisches Material verwendet. Sie können auch als analytische Zusatzstoffe für Elemente wie Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff verwendet werden.

Es wird auch als Szintillator (ein Oberbegriff für Materialien, die bei Bestrahlung Fluoreszenz emittieren) für radiographische und zerstörungsfreie Prüfungen verwendet.

Eigenschaften von Wolframoxid

Wolframoxid (VI) hat einen Schmelzpunkt von 1473 °C und einen Siedepunkt von etwa 1750 °C. Es ist schwer löslich in Wasser, löslich in Alkali- und Ammoniakwasser und bildet Wolframate. Wolframoxid (VI) ist das letzte Oxid von Wolfram und ist an der Luft und in wässrigen Lösungen stabil. Mit Hilfe von Reduktionsmitteln können jedoch alle niedrigeren Oxide gebildet werden.

Es ist an der Luft bei Raumtemperatur stabil; bei 1500-1600 °C zersetzt es sich und wird zu Wolframoxid (VI) oxidiert. Bei der Verbrennung in einem Wasserstoffstrom wird es zu Wolframmetall reduziert. Wolframoxid (IV) hat eine hohe elektrische Leitfähigkeit und ist in Säuren und Kalilaugen löslich, aber unlöslich in Wasser.

Struktur von Wolframoxid

Wolframoxid (VI) wird auch als Wolfram-Trioxid bezeichnet. Seine chemische Formel lautet WO3 und es ist ein gelbes Pulver mit einer Molmasse von 231,84 g/mol und einer Dichte von 7,16 g/cm³. Die Kristallstruktur von Wolframoxid (VI) variiert mit der Temperatur. Von -50 bis 17 °C ist es triklin, von 17 bis 330 °C monoklin, von 330 bis 740 °C orthorhombisch und über 740 °C tetragonal.

Wolframoxid (IV), auch Wolfram-Dioxid genannt, hat die chemische Formel WO2 und eine molare Masse von 215,84 g/mol. Es ist ein bronzefarbener Feststoff, dessen Kristalle das monokline System annehmen und eine verzerrte rutilartige Struktur bilden, deren Zentrum ein oktaedrisch koordiniertes WO6 mit kurzen W-W-Bindungen von 248 pm ist, wobei jedes W-Zentrum eine d2-Elektronenkonfiguration einnimmt.

Die chemische Formel für Wolframoxid (III) ist W2O3 mit einer molaren Masse von 415,68 g/mol.

Weitere Informationen über Wolframoxid

1. Synthese von Wolframoxid

Wolframoxid (VI) wird durch Erhitzen von Wolfram-Metall, anderen Wolframoxiden und Wolfram-Sulfiden in Luft oder Sauerstoff gebildet. Außerdem entsteht bei der Reaktion von CaWO4 oder Asche-Schwergestein mit Salzsäure Wolframsäure, die mit heißem Wasser reagiert und sich in Wolframoxid (VI) zersetzt. Außerdem kann Wolframoxid (VI) durch Kalzinierung von Ammoniumparawolframat unter oxidierenden Bedingungen synthetisiert werden.

Wolframoxid (IV) kann durch Erhitzen von Wolframoxid (VI) gewonnen werden. Konkret wird Wolframoxid (VI) durch Wolfram-Pulver bei 900 °C für 40 Stunden reduziert. Die Reaktion verläuft mit teilweiser Reduktion über den gemischten Wertigkeitszustand W18O49 als Zwischenprodukt der Reaktion.

2. Andere Verbindungen des Wolframoxids

Neben WO3, WO2 und W2O3 sind weitere Wolframoxid-Verbindungen bekannt, darunter W4O3, W3O, WO, W2O5, W3O8, W4O8, W5O9 und W5O14.

Die Farbe der Wolframoxide ändert sich mit zunehmender Oxidationszahl von grau, braun, violett, blau und gelb. So gilt beispielsweise das blau-violette W2O5 als Hauptbestandteil von Wolframblau.

Was ist eine Ceriumoxid?

Ceriumoxid ist eine weiße oder hellgelbe anorganische Pulververbindung.

Es besteht aus Cer und Sauerstoff und hat die chemische Formel CeO2, ein Molekulargewicht von 172,11 und die CAS-Registrierungsnummer 1306-38-3. Es handelt sich um ein Seltenerdoxid, das auch als Ceroxid bekannt ist. Es hat einen Schmelz-/Gefrierpunkt von 2600 °C, einen Siedepunkt oder ersten Destillationspunkt und Siedebereich von 3285 °C und eine Dichte/relative Dichte von 7,132. Was die Löslichkeit betrifft, so ist es unlöslich in Salzsäure und Salpetersäure und praktisch unlöslich in Wasser.

Struktur des Ceriumoxids

Ceriumoxid hat die gleiche Struktur wie Fluorit (#225) mit 8-fach koordiniertem Ce4+ und 4-fach koordiniertem O2- und einer Raumgruppe von Fm3m (#225).

Gitterdefekte werden durch den Sauerstoffpartialdruck und die mechanische Belastung erzeugt, und von besonderem Interesse ist die Bildung von Polaronen durch Sauerstoffdefekte und in den Cer-Ionen lokalisierte Elektronen. Aufgrund seiner Eigenschaften – erhöhte Ionenleitfähigkeit und erhöhte Diffusionsrate von Oxidionen bei zunehmender Anzahl von Sauerstoffdefekten – hat Ceriumoxid Potenzial als Festelektrode in Festoxidbrennstoffzellen (SOFC).

Anwendungen von Ceriumoxid

1. Schleifmittel

Ceriumoxid wird als Rohmaterial für Schleifmittel für Glas, optische Linsen und Kathodenstrahlröhren verwendet. Aus Ceriumoxid hergestellte Schleifmittel rasieren nicht nur die Oberfläche, sondern bewirken auch eine chemische Reaktion mit Siliziumdioxid, dem Hauptbestandteil von Glas, wodurch die Oberfläche glatter wird. Traditionell wurden Oxide wie Eisenoxid und Zirkoniumdioxid verwendet, die jedoch nach und nach durch Ceriumoxid ersetzt wurden.

2. Mittel zur Streuung von ultraviolettem Licht

Ceriumoxid wird als UV-Streuungsmittel für den UV-Schutz von Glas und für den Farbschutz von Kathodenstrahlröhren sowie als Zusatz in Kosmetika mit UV-Schutz verwendet. Es erregt Aufmerksamkeit als Alternative zu Titandioxid und Zinkoxid.

3. Katalysatoren

Ceriumoxid wird aufgrund seiner Eigenschaft, seine Zusammensetzung reversibel zu verändern, als Katalysator für Oxidationsreaktionen verwendet. Mit Ceriumoxid dotiertes Thoriumoxid wird im leuchtenden Teil von weißen Benzinlaternen verwendet, wo durch die Luftoxidation von Brenngasen über einem Ceriumoxid-Katalysator Wärme erzeugt wird. Es wird auch in Sensoren in Dreiwege-Katalysatoren verwendet, die die Abgase von Kraftfahrzeugen aufspalten und dazu beitragen, das Luft-Kraftstoff-Verhältnis zu regulieren und NOx und Kohlenmonoxid zu reduzieren.

4. Optische Materialien

Ceriumoxid wird auch als hochbrechendes Material mit einem Transmissionswellenlängenbereich vom sichtbaren Licht bis zum Infrarotbereich verwendet. Es bildet kristalline Schichten, hat eine ausgezeichnete chemische und thermische Stabilität und gilt als gittergleich mit Silizium. Es zeichnet sich auch dadurch aus, dass es bei relativ niedrigen Temperaturen verdampft und zu den Materialien mit hohem Brechungsindex im Wellenlängenbereich des sichtbaren Lichts gehört.

5. Andere

Ceriumoxid wird auch als Rohstoff für Batterieanodenmaterialien und Feinkeramik verwendet. Es wird auch als Entfärbungsmittel für Glas verwendet und kann grünliche zweiwertige Eisenverunreinigungen in fast farbloses dreiwertiges Eisenoxid umwandeln. Aufgrund seiner ausgezeichneten ionischen und leitenden Eigenschaften wird es voraussichtlich auch als gemischter Ionen-Elektronen-Leiter verwendet werden.

Weitere Informationen über Ceriumoxid

1. Herstellungsverfahren von Ceriumoxid

Ceriumoxid kann aus natürlichem Cer gewonnen werden, das als Gemisch mit anderen Seltenen Erden aus Bastnaesit und Monazit gewonnen wird. Nach der Extraktion in einer basischen wässrigen Lösung wird ein Oxidationsmittel hinzugefügt und der pH-Wert eingestellt, um das Cer abzutrennen. Die Technik nutzt die geringe Löslichkeit von Ceriumoxid und die Tatsache, dass andere Seltenerdelemente nicht oxidiert werden.

2. Rechtliche Informationen

Ceriumoxid unterliegt keinen wichtigen nationalen Gesetzen oder Verordnungen, wie z. B. dem PRTR-Gesetz.

3. Vorsichtsmaßnahmen bei der Handhabung und Lagerung

Bei der Handhabung und Lagerung sind folgende Vorsichtsmaßnahmen zu beachten:

• Den Behälter fest verschließen und an einem trockenen, kühlen und dunklen Ort lagern.
• Nur im Freien oder in gut belüfteten Räumen verwenden.
• Es ist darauf zu achten, dass kein Staub aufgewirbelt wird.
• Bei der Verwendung Schutzhandschuhe und Schutzbrille tragen.
• Nach der Handhabung die Hände gründlich waschen.
• Bei Kontakt mit der Haut mit Wasser und Seife waschen.
• Bei Berührung mit den Augen mehrere Minuten lang sorgfältig mit Wasser ausspülen.

Was ist Kaliumoxid?

Kaliumoxid ist eine Verbindung, die durch Erhitzen von Kaliumnitrat und Kalium gewonnen wird.

Bei Raumtemperatur liegt Kaliumoxid in Form von farblosen Kristallen oder einem grauen Feststoff vor. Es wird in der Regel in Form von Kaliumhydroxid verwendet.

Es wird als Gefahrstoff eingestuft so dass beim Umgang mit ihm Vorsicht geboten ist. Zu den verwandten Stoffen von Kaliumoxid gehören Kalium (Englisch: potassium), Kaliumhydroxid (Englisch: potassium hydroxide) und Kaliumperoxid (Englisch: potassium peroxide).

Anwendungen von Kaliumoxid

Kaliumoxid wird häufig in Form von Kaliumhydroxid verwendet, das mit Wasser reagiert. Kaliumhydroxid wird in einem breiten Spektrum von Anwendungen eingesetzt, insbesondere als Rohstoff für Flüssigseife, Reinigungsmittel und chemische Düngemittel sowie als Elektrolyt in Alkalibatterien.

Kaliumhydroxid gilt unter den Waschmittelbestandteilen als basische Verbindung mit starken Reinigungseigenschaften. Es wird häufig in Reinigungsmitteln für den professionellen Gebrauch verwendet, da es besonders stark Ölflecken abbaut und auflöst.

Eigenschaften von Kaliumoxid

Kaliumoxid zersetzt sich bei 350 °C in Kalium und Kaliumperoxid. Seine Dichte beträgt 2,35 g/cm3. Es ist gut wasserlöslich und verwandelt sich nach dem Auflösen in Kaliumhydroxid. Kaliumoxid ist gefährlich, weil es an der Luft mit Wasser reagiert. Außerdem ist es ätzend.

Kaliumoxid ist ein Oxid des Kaliums und hat die chemische Formel K2O. Die kristallinen Festkörper von Kaliumoxid gehören zum kubischen Kristallsystem. Es weist eine Antifluoritstruktur auf, bei der das Kaliumion an der Stelle des Fluoridions von Calciumfluorid und das Oxidion an der Stelle des Calciumions steht. Die Gitterkonstante von Kaliumoxid beträgt a = 6,436 Å.

Weitere Informationen zu Kaliumoxid

1. Bildung von Kaliumoxid

Kaliumoxid kann durch Reaktion einer kleinen Menge Luft mit Kaliummetall synthetisiert werden. Überschüssiges, nicht umgesetztes Kaliummetall kann durch Destillation entfernt werden.

Kaliumoxid kann auch durch Erhitzen von Kaliummetall und Kaliumnitrat gewonnen werden.

2. Kaliumoxid in Gesteinen

Die Zusammensetzung von Gesteinen wird im Allgemeinen in Form von Oxiden dargestellt. Kaliumoxid ist jedoch nicht als Kaliumoxid enthalten, sondern als Silikat, z. B. Orthoklas mit einer Struktur wie KAlSi3O8. Wenn Granit beispielsweise mit einer Zusammensetzung von 4,5 % K2O angegeben wird, enthält er etwa 26,6 % Orthoklas.

Das Gleiche gilt für die Kennzeichnung der Zusammensetzung von Kalidüngemitteln. Das bedeutet, dass der Kaliumgehalt in K2O umgerechnet wird, auch wenn es sich um Kaliumcarbonat oder Kaliumsulfat handelt.

3. Eigenschaften von Kalium

Bei 350 °C zersetzt sich Kaliumoxid zusammen mit Kaliumperoxid in Kalium. Kalium ist ein Element mit der Ordnungszahl 19. Es ist ein Alkalimetall mit dem Elementsymbol K. Es ist eines der typischen Elemente und ein wesentliches Element für lebende Organismen. Kaliumoxid wird an der Luft schnell oxidiert.

4. Merkmale von Kaliumhydroxid

Wenn man Kaliumoxid zu Wasser hinzufügt, entwickelt es große Hitze und es entsteht Kaliumhydroxid. Kaliumhydroxid ist das Hydroxid des Kaliums und hat die chemische Formel KOH. Es ist ein Ionenkristall, der aus Hydroxid- und Kaliumionen besteht und ein harter, spröder weißer Feststoff ist. Kaliumhydroxid wird auch als Ätzkali bezeichnet.

5. Merkmale des Kaliumoxids

Bei 350 °C zersetzt sich Kaliumoxid zusammen mit Kalium zu Kaliumperoxid. Kaliumoxid ist ein Peroxid des Kaliums, das auch als Kaliumperoxid bezeichnet wird. Seine chemische Formel lautet K2O2.

Wenn Kaliummetall in flüssigem Ammoniak gelöst und Sauerstoff bei -50 °C in die dunkelblaue Lösung eingeblasen wird, führt die Reaktion dazu, dass die Lösung farblos wird und sich Kaliumoxid als orangefarbener Niederschlag bildet.