Hat die Zersetzung von K2O in K und K2O2 kinetische Gründe? Energetisch erscheint es mir unlogisch, vor allem weil K+ "freiwillig" zum Metall reduziert wird. Darüber hinaus müsste sich KNO3 laut Temperaturangabe diekt zu K2O2 zersetzen. --89.50.30.10 23:13, 11. Mai 2009 (CEST)
- Von Disproportionierung zu K und K2O2 steht nichts (mehr) im Artikel. Es ist allerdings die einzige halbwegs sinnvolle Möglichkeit, wie das Zeug von sich aus bei 350°C zerfallen kann. Merkwürdig ist nur, dass es bei den übrigen Alkalimetallen umgekehrt ist: Bei hinreichend hoher Temperatur zerfällt das Peroxid zum Oxid und Sauerstoff.
- Es kann aber auch sein, dass mit "Zersetzung" die Oxidation an Luft zu K2O2 (durch den Luftsauerstoff) gemeint ist. Müsste man mal genau in der Quelle nachlesen... --79.243.239.70 22:45, 19. Apr. 2014 (CEST)
- Zitate aus den GESTIS-Einträgen (sinngemäß):
- Kaliumoxid: Zersetzung bei 350°C zu Kalium und Kaliumperoxid
- Kaliumperoxid: Zersetzung ab 400°C zu Kalium und Sauerstoff
- Kaliumhyperoxid: Zersetzung oberhalb Schmelztemperatur (380°C) zu Kaliumoxid und Sauerstoff
- ... widerspricht sich irgendwie gegenseitig. Wahrscheinlich gelten die Zersetzungsreaktionen und -temperaturen bei unterschiedlichen Bedingungen. Und noch etwas widersprüchliches: Einerseits reagieren Kalium und Sauerstoff heftig miteinander (lernt man bereits in der Schulchemie), andererseits sind sämtliche Kaliumoxide laut den GESTIS-Einträgen chemisch instabil (was ja immerhin mit den obigen Zersetzungsangaben übereinstimmt).
- Was ist denn nu stabiler und was weniger? Und was zerfällt zu was, wenn es unter normalen Bedingungen erhitzt wird? --79.243.254.106 22:09, 9. Mai 2014 (CEST)
Ich vermute, die angegebenen Zersetzungstemperaturen und -reaktionen wurden im Vakuum ermittelt. Und da man in einem Vakuumsystem permanent pumpen muss, damit das Vakuum längerfristig eines bleibt, ist die Ermittlung von chemischen Gleichgewichten in einem solchen Vakuum schwierig bis unmöglich: Sämtliche flüchtigen Reaktanden werden zusammen mit dem Restgas permanent abgepumpt, sodass sich chemische Reaktionen auf die Seite der flüchtigeren Substanzen verschieben. Somit ist es nicht verwunderlich, dass sich Verbindungen zersetzen, von denen man es bei entsprechender Temperatur (noch) nicht erwartet, z.B. Metalloxide Sauerstoff abgeben. Das Ausmaß dieser Gleichgewichtsverschiebung ist natürlich von der Pumprate des Systems abhängig.
...Und wieso untersucht man dann die chemische Stabilität von Substanzen im Vakuum? Weil sie, wie beispielsweise K2O, an normaler Umgebungsluft unbeständig sind und spontan, oder spätestens beim Erhitzen, mit Sauerstoff und/oder Luftfeuchtigkeit reagieren. Man könnte es alternativ mit einer Inertgasathmosphäre (z.B. Ar) versuchen, aber die bekommt man nicht völlig frei von Sauerstoff und Wasser (erreichbare Partialdrücke sind deutlich höher als im Vakuum). Vielleicht ist K2O so reaktiv, dass es selbst in Schutzgas mit den noch vorhandenen H2O-Resten reagiert... dann bleibt nur noch, es im Vakuum aufzubewahren, mit oben beschriebenen Nebenwirkungen. --79.243.226.243 21:28, 18. Dez. 2016 (CET)