KALIUM: HISTORIA, RAKENNE, OMINAISUUDET, REAKTIOT, KÄYTTÖ - KEMIA - 2026

Kalium on alkalinen kemiallinen merkki on K. Sen järjestysluku on 19, ja sijaitsee alapuolella natriumia jaksollisen. Se on pehmeä metalli, joka voidaan leikata jopa veitsellä. Lisäksi se on melko kevyt ja voi kellua nestemäisessä vedessä reagoidessaan voimakkaasti.

Juuri leikattu, siinä on erittäin kirkas hopeanvalkoinen väri, mutta ilmaan joutuessaan se hapettuu nopeasti ja menettää kiilteensa muuttuessa harmahtavaksi (melkein sinertäväksi, kuten alla olevassa kuvassa).

Mineraaliöljyyn varastoituneet osittain kaliumpalat. Lähde: 2 × 910

Kalium reagoi räjähtävästi veden kanssa muodostaen kaliumhydroksidia ja vetykaasua. Juuri tämä kaasu on vastuussa reaktion räjähtävyydestä. Kun se palaa sytyttimessä, sen kiihtyneet atomit värjäävät liekin voimakkaasti lilaksi; tämä on yksi hänen laadullisista kokeistaan.

Se on seitsemänneksi yleisin metalli maankuoressa ja edustaa 2,6% sen painosta. Sitä esiintyy pääasiassa muissa kiveissä, liuskeissa ja sedimenteissä, mineraalien, kuten sylviten (KCl), lisäksi. Toisin kuin natrium, sen pitoisuus merivedessä on alhainen (0,39 g / l).

Englantilainen kemisti Sir Humphrey Davy erotti kaliumin vuonna 1807 elektrolysoimalla sen hydroksidiliuoksen KOH. Tämä metalli eristettiin ensimmäisenä elektrolyysillä ja Davy antoi sille englanninkielisen nimen kalium.

Saksassa nimellä kalium käytettiin kuitenkin metallia. Juuri tästä sukunimestä tulee kirjain 'K', jota käytetään kaliumin kemiallisena symbolina.

Itse metallilla on vähän teollista käyttöä, mutta se tuottaa monia hyödyllisiä yhdisteitä. Biologisesti se on kuitenkin paljon tärkeämpi, koska se on yksi kehomme tärkeimmistä osista.

Esimerkiksi kasveissa se suosii fotosynteesiä, osmoosiprosessia. Se myös edistää proteiinisynteesiä, mikä suosii kasvien kasvua.

Historia

potaska

Muinaisista ajoista lähtien ihminen on käyttänyt potaskaa lannoitteena, jättäen huomiotta kaliumin olemassaolon, paljon vähemmän sen suhteen potaskaan. Tämä valmistettiin puiden runkojen ja lehtien tuhkasta, johon lisättiin vettä, joka myöhemmin haihdutettiin.

Vihannekset sisältävät pääasiassa kaliumia, natriumia ja kalsiumia. Mutta kalsiumyhdisteet liukenevat heikosti veteen. Tästä syystä potaska oli kaliumyhdisteiden konsentraatti. Sana on johdettu englannin sanojen "pot" ja "ash" supistumisesta.

Vuonna 1702 G. Ernst Stahl ehdotti eroa natrium- ja kaliumsuolojen välillä; Henry Duhamel du Monceau vahvisti tämän ehdotuksen vuonna 1736. Koska suolojen tarkkaa koostumusta ei tiedetty, Antoine Lavoiser (1789) päätti olla sisällyttämättä emäksiä kemiallisten alkuaineiden luetteloon.

Löytö

Vuonna 1797 saksalainen kemisti Martin Klaproth löysi potaskaa mineraaleissa leusiitista ja lepidoliitista, joten hän päätteli, että se ei ollut vain kasvien tuote.

Englantilainen kemisti Sir Humphrey Davy havaitsi vuonna 1806, että yhdisteen elementtien välinen sidos oli luonteeltaan sähköinen.

Sitten Davy eristi kaliumin elektrolyysillä kaliumhydroksidia tarkkailemalla anodiin kertyneitä metallisen kiilteen palloja. Hän nimitti metallin englanninkielisellä etymologia-sanalla kalium.

Vuonna 1809 Ludwig Wilhelm Gilbert ehdotti nimeä kalium (kalium) Davyn kaliumille. Berzelius herätti nimen kalium määrittääkseen kaliumille kemiallisen symbolin "K".

Lopuksi Justus Liebig havaitsi vuonna 1840, että kalium oli välttämätön alkuaine kasveille.

Kaliumin rakenne ja elektronikonfiguraatio

Metallinen kalium kiteytyy normaaleissa olosuhteissa kehon keskitetyssä kuutiomaisessa (bcc) rakenteessa. Tälle on tunnusomaista, että se on ohut, mikä sopii yhteen kaliumin ominaisuuksien kanssa. K-atomia ympäröi kahdeksan naapuria, suoraan kuution keskellä ja muiden K-atomien ollessa kärjessä.

Tätä vaihe-bcc: tä nimitetään myös vaihe KI: ksi (ensimmäinen). Kun paine nousee, kiderakenne tiivistyy pintakeskeiseen kuutiofaasiin (fcc). Kuitenkin tarvitaan 11 GPa: n paine, jotta tämä muutos tapahtuu spontaanisti.

Tämä tiheämpi fcc-faasi tunnetaan nimellä K-II. Korkeammissa paineissa (80 GPa) ja matalammissa lämpötiloissa (alle -120 ºC) kalium saa kolmannen vaiheen: K-III. K-III: lle on ominaista sen kyky sovittaa muita atomeja tai molekyylejä kiteisiin onteloihinsa.

On myös kahta muuta kidefaasia vielä korkeammissa paineissa: K-IV (54 GPa) ja KV (90 GPa). Hyvin kylmissä lämpötiloissa kaliumilla on jopa amorfinen faasi (epäorgaanisilla K-atomeilla).

Hapetusnumero

Kaliumin elektronikonfiguraatio on:

4s ¹

4s: n kiertorata on uloin ja siksi sillä on ainoa valenssielektroni. Tämä teoriassa on vastuussa metallisesta sidoksesta, joka pitää K-atomeja yhdessä kristalin määrittelemiseksi.

Samasta elektronikonfiguraatiosta on helppo ymmärtää, miksi kaliumilla on yleensä aina (tai melkein aina) hapetusluku +1. Kun se menettää yhden elektronin K ⁺ -kationin muodostamiseksi, jalokaasun argonista, täydellisellä valenssin oktetilla, tulee isoelektroninen.

Suurimmassa osassa sen johdannaisyhdisteitä kaliumin oletetaan olevan K ⁺ (vaikka sen sidokset eivät olisi puhtaasti ionisia).

Toisaalta, vaikkakin vähemmän todennäköistä, kalium voi saada elektronin, jolla on kaksi elektronia sen 4s: n kiertoradalla. Siten kalsiummetallista tulee isoelektroninen:

4s ²

Sitten sanotaan, että se sai elektronin ja että sillä on negatiivinen hapetusluku -1. Kun tämä hapetusluku lasketaan yhdisteessä, oletetaan potasidi-anionin, K ^- olemassaolo.

ominaisuudet

Ulkomuoto

Kiiltävä valkoinen hopeametalli.

Moolimassa

39,0983 g / mol.

Sulamispiste

83,5 ° C.

Kiehumispiste

759 ° C.

Tiheys

-0,862 g / cm ³, huoneenlämpötilassa.

-0,828 g / cm ³, on sulamispiste (neste).

Liukoisuus

Reagoi kiivaasti veden kanssa. Liukenee nestemäiseen ammoniakkiin, etyleenidiamiiniin ja aniliiniin. Liukenee muihin alkalimetalleihin muodostaen seoksia ja elohopeaan.

Höyryn tiheys

1.4 suhteessa ilmaan, joka lasketaan 1: ksi.

Höyrynpaine

8 mmHg 432 ° C: ssa.

pysyvyys

Vakaa, jos se on suojattu ilmalta ja kosteudelta.

korrodoivuus

Se voi olla syövyttävä kosketuksessa metallien kanssa. Kosketuksessa se voi aiheuttaa ihon ja silmien palovammoja.

Pintajännitys

86 dyneä / cm 100 ° C: ssa.

Fuusion lämpö

2,33 kJ / mol.

Höyrystymislämpö

76,9 kJ / mol.

Molaarinen lämpökapasiteetti

29,6 J / (mol-K).

elektronegatiivisuus

0,82 Paulingin asteikolla.

Ionisaatioenergiat

Ensimmäinen ionisaatiotaso: 418,8 kJ / mol.

Toinen ionisaatiotaso: 3,052 kJ / mol.

Kolmas ionisaatiotaso: 4 420 kJ / mol.

Atomiradio

227 pm.

Kovalenttinen säde

203 ± 12 pm.

Lämpölaajeneminen

83,3 um / (m · K) 25 ° C: ssa.

Lämmönjohtokyky

102,5 W / (mK).

Sähkövastus

72 nΩm (25 ° C: ssa).

Kovuus

0,4 Mohsin asteikolla.

Luonnolliset isotoopit

Kaliumia esiintyy kolmena pääisotooppina: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) ja ⁴⁰ K (0,012%, radioaktiivinen päästö β)

nimistö

Kaliumyhdisteillä on oletusarvoisesti hapetusluku +1 (erittäin erityisillä poikkeuksilla). Tästä syystä osakeantomenetelmässä (I) nimien lopussa jätetään pois. ja perinteisessä nimikkeistössä nimet päättyvät loppuliitteeseen -ico.

Esimerkiksi KCl on kaliumkloridi, ei kalium (I) kloridi. Sen perinteinen nimi on systemaattisen nimikkeistön mukaan kaliumkloridi tai kaliummonokloridi.

Muussa tapauksessa kaliumin nimikkeistö on melko yksinkertainen, elleivät ne ole hyvin yleisiä nimiä tai mineraaleja (kuten silviini).

Muodot

Kaliumia ei löydy luonnossa metallimuodossa, mutta sitä voidaan saada teollisesti tässä muodossa tiettyihin käyttötarkoituksiin. Sitä esiintyy pääasiassa elävissä olennoissa, ionisessa muodossa (K ⁺). Yleensä se on tärkein solunsisäinen kationi.

Kaliumia on läsnä monissa yhdisteissä, kuten kaliumhydroksidissa, asetaatissa tai kloridissa jne. Se on myös osa noin 600 mineraalista, mukaan lukien sylviitti, aluniitti, karnaliitti jne.

Kalium muodostaa seoksia muiden emäksisten elementtien, kuten natriumin, cesiumin ja rubidiumin kanssa. Se muodostaa myös kolmiosaisia ​​seoksia natriumin ja cesiumin kanssa niin kutsuttujen eutektisten fuusioiden avulla.

Biologinen rooli

kasvit

Kalium muodostaa yhdessä typen ja fosforin kanssa kasvien kolme pääravinnetta. Juuret absorboivat kaliumia ionisessa muodossa: prosessi, jota suosivat riittävät kosteus-, lämpötila- ja hapetusolosuhteet.

Säätelee lehtien stomaattien avautumista ja sulkeutumista: aktiivisuus, joka sallii hiilidioksidinoton, joka yhdistyy veden kanssa fotosynteesin aikana muodostaen glukoosia ja happea; Nämä ovat ATP: tä tuottavia aineita, jotka muodostavat elävien olentojen pääasiallisen energialähteen.

Se helpottaa joidenkin kasvien kasvuun liittyvien entsyymien synteesiä tärkkelyksen lisäksi, energiavarantoaineena. Se puuttuu myös osmoosiin: prosessi, joka tarvitaan veden ja mineraalien juurten imeytymiseen; ja veden nousussa ksylemin läpi.

Kloosi on osoitus kasvien kaliumvajeesta. Sille on ominaista, että lehdet menettävät vihreyden ja muuttuvat keltaisiksi, ja niiden reunat ovat palaneet; ja lopuksi tapahtuu defoliaatio viivästyttäen kasvien kasvua.

Eläimet

Eläimissä yleensä kalium on tärkein solunsisäinen kationi pitoisuutena 140 mmol / l; kun taas solunulkoinen pitoisuus vaihtelee välillä 3,8 - 5,0 mmol / L. 98% kehon kaliumista rajoittuu solunsisäiseen osastoon.

Vaikka kaliumin saanti voi vaihdella välillä 40 - 200 mmol / päivä, sen solunulkoinen pitoisuus pidetään vakiona säätelemällä munuaisten erittymistä. Aldosteronihormoni, joka säätelee kaliumin eritystä keräys- ja distaaliputkien tasolla, on mukana tässä.

Kalium on keskeisesti vastuussa solunsisäisen osmolaarisuuden ylläpidosta, ja siksi se on vastuussa solujen eheyden ylläpidosta.

Vaikka plasmamembraani on suhteellisen kaliuminläpäisevä, sen solunsisäistä pitoisuutta ylläpitää Na, ATPaasi-entsyymin (natrium- ja kaliumpumppu) aktiivisuus, joka poistaa kolme natriumatomia ja lisää kaksi kaliumatomia.

Solujen repolarisaatio

Ärsyttävät solut, jotka koostuvat neuroneista ja nauhoitetuista ja sileistä lihassoluista ja raidoitetut lihassolut, jotka koostuvat luuranko- ja sydänlihassoluista, kaikki kykenevät muodostamaan toimintapotentiaalit.

Ärsyttävien solujen sisäosa on negatiivisesti varautunut suhteessa solun ulkopintaan, mutta kun sitä stimuloidaan oikein, solujen plasmamembraanin läpäisevyys natriumille kasvaa. Tämä kationi tunkeutuu plasmakalvon läpi ja muuttaa solun sisätilan positiiviseksi.

Tapahtunutta ilmiötä kutsutaan toimintapotentiaaliksi, jolla on joukko ominaisuuksia, muun muassa se pystyy etenemään koko hermossa. Aivojen antama komento kulkee toimintapotentiaalina tiettyyn lihakseen aiheuttamaan sen supistumisen.

Jotta uusi toimintapotentiaali tapahtuu, solun sisätilassa on oltava negatiivinen varaus. Tätä varten kalium poistuu solun sisäpuolelta palauttaen sen alkuperäiseen negatiivisuuteen. Tätä prosessia kutsutaan repolarisaatioksi, joka on kaliumin päätoiminto.

Siksi toimintapotentiaalien muodostumisen ja lihasten supistumisen aloittamisen sanotaan olevan natriumin ja kaliumin yhteinen vastuu.

Muut toiminnot

Kalium palvelee muita ihmisten toimintoja, kuten verisuonten sävyä, systeemisen verenpaineen hallintaa ja maha-suolikanavan liikkuvuutta.

Kaliumpitoisuuden nousu plasmassa (hyperkalemia) tuottaa sarjan oireita, kuten ahdistusta, pahoinvointia, oksentelua, vatsakipuja ja epäsäännöllisyyksiä elektrokardiogrammissa. Kammion repolarisaatioon liittyvä T-aalto on pitkä ja leveä.

Tämä ennätys selitetään, koska kun solunulkoinen kaliumpitoisuus kasvaa, se jättää solun ulkopuolelta hitaammin, joten kammion repolarisaatio on hitaampaa.

Plasman kaliumpitoisuuden laskussa (hypokalsemia) esiintyy muun muassa seuraavia oireita: lihasheikkous, vähentynyt suolen motiliteetti, vähentynyt glomerulusten suodatus, sydämen rytmihäiriöt ja elektrokardiogrammin T-aallon tasoittuminen.

T-aalto lyhenee, koska vähentämällä solunulkoista kaliumkonsentraatiota helpottuu sen poistuminen kohti solun ulkopintaa ja repolarisaation kesto vähenee.

Mistä löytyy kaliumia ja tuotantoa

Silviittikide, joka koostuu käytännössä kaliumkloridista. Lähde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kaliumia esiintyy pääasiassa muissa kivissä, liuskeissa ja sedimenteissä. Myös mineraaleissa, kuten muskoviitti ja ortoklaasi, jotka eivät liukene veteen. Ortoklaasi on mineraali, jota esiintyy yleensä muissa kivissä ja graniitissa.

Kaliumia esiintyy myös vesiliukoisissa mineraaliyhdisteissä, kuten karnaliitissa (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvitessä (KCl) ja maabeiniitissä, joita löytyy kuivista järvipenkeistä ja merenpohjasta.

Lisäksi kaliumia löytyy suolavedessä ja kasvien runkojen ja lehtien polttamisen tuotteesta potaskan tuotannossa käytetyssä prosessissa. Vaikka sen pitoisuus merivedessä on alhainen (0,39 g / l), sitä käytetään myös kaliumin saamiseksi.

Kaliumia esiintyy suurissa saostumissa, kuten esimerkiksi Kanadan Saskatchewanissa, runsaasti mineraali-sylviteä (KCl) ja joka pystyy tuottamaan 25% maailman kaliuminkulutuksesta. Suolat suolajätteet voivat sisältää merkittävän määrän kaliumia KCl: n muodossa.

elektrolyysin

Kalium valmistetaan kahdella menetelmällä: elektrolyysillä ja termisellä. Elektrolyysissä Davyn käyttämää menetelmää kaliumin eristämiseksi on noudatettu ilman suuria muutoksia.

Tämä menetelmä teollisuuden kannalta ei kuitenkaan ole ollut tehokasta, koska sulan kaliumyhdisteiden korkea sulamispiste on laskettava.

Kaliumhydroksidin elektrolyysimenetelmää käytettiin teollisesti 1920-luvulla. Lämpömenetelmä kuitenkin korvasi sen ja siitä tuli hallitseva menetelmä tämän metallin valmistuksessa vuoden 1950 jälkeen.

Lämpömenetelmä

Termisessä menetelmässä kaliumia tuotetaan pelkistämällä sula sula kaliumkloridi 870 ºC: ssa. Tätä syötetään jatkuvasti tislauskolonniin, joka on pakattu suolalla. Samaan aikaan natriumhöyry kulkee pylvään läpi kaliumkloridin pelkistyksen tuottamiseksi.

Kalium on reaktion haihtuvin komponentti ja se kertyy tislauskolonnin yläosaan, missä sitä kerätään jatkuvasti. Metallisen kaliumin tuottaminen lämpömenetelmällä voidaan hahmotella seuraavassa kemiallisessa yhtälössä:

Na (g) + KCl (l) => K (l) + NaCl (l)

Griesheimer-prosessia, jossa käytetään kaliumfluoridin reaktiota kalsiumkarbidin kanssa, käytetään myös kaliumin tuotannossa:

2 KF + SERTIn ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

reaktiot

Epäorgaaninen

Kalium on erittäin reaktiivinen alkuaine, joka reagoi nopeasti hapen kanssa muodostaen kolme oksidia: kaliumoksidia (K ₂ O), peroksidia (K ₂ O ₂) ja superoksidia (KO ₂).

Kalium on voimakkaasti pelkistävä alkuaine, minkä vuoksi se hapettuu nopeammin kuin useimmat metallit. Sitä käytetään metallisuolojen pelkistämiseen korvaamalla kalium suolan metalliin. Tämä menetelmä mahdollistaa puhtaiden metallien saamisen:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCI

Kalium reagoi voimakkaasti veden kanssa muodostaen kaliumhydroksidia ja vapauttaa räjähtävää vetykaasua (kuva alla):

Metallinen kalium reagoi fenoliftaleiinin vesiliuoksen kanssa, joka muuttuu violettipunaiseksi, kun OH-ioneja vapautuu väliaineeseen. Huomaa vetykaasun muodostuminen. Lähde: otsoni aurora ja Philip Evans Wikipedian kautta.

Kaliumhydroksidi voi reagoida hiilidioksidin kanssa kaliumkarbonaatin tuottamiseksi.

Kalium reagoi hiilimonoksidin kanssa lämpötilassa 60 ° C, jolloin muodostuu räjähtävä karbonyyli (K ₆ C ₆ O ₆). Se reagoi myös vedyn kanssa 350ºC: ssa, muodostaen hydridin. Se on myös erittäin reaktiivinen halogeenien kanssa ja räjähtää kosketuksessa nestemäisen bromin kanssa.

Räjähdyksiä tapahtuu myös, kun kalium reagoi halogenoitujen happojen, kuten kloorivetyhapon, kanssa ja seosta lyödä tai ravistetaan voimakkaasti. Sula kalium reagoi edelleen rikin ja rikkivedyn kanssa.

Luomu

Reagoi aktiivisia ryhmiä sisältävien orgaanisten yhdisteiden kanssa, mutta on inertti alifaattisille ja aromaattisille hiilivedyille. Kalium reagoi hitaasti ammoniakin kanssa potasomiiniksi (KNH ₂).

Toisin kuin natrium, kalium reagoi hiilen kanssa grafiitin muodossa muodostaen sarjan välikarvoisia yhdisteitä. Näillä yhdisteillä on hiili-kalium-atomisuhteet: 8, 16, 24, 36, 48, 60 tai 1; ts. esimerkiksi KC ₆₀.

Sovellukset

Metallinen kalium

Metallikaliumille ei ole paljon teollista kysyntää. Suurin osa siitä muuttuu kalium-superoksidiksi, jota käytetään hengityssuojaimissa, koska se vapauttaa happea ja poistaa hiilidioksidin ja vesihöyryn.

NaK-lejeeringillä on suuri lämmön absorptiokyky, minkä vuoksi sitä käytetään jäähdytysnesteenä joissain ydinreaktoreissa. Samoin höyrytettyä metallia on käytetty turbiineissa.

Yhdisteet

Kloridi

KCl: tä käytetään maataloudessa lannoitteena. Sitä käytetään myös raaka-aineena muiden kaliumyhdisteiden, kuten kaliumhydroksidin, valmistukseen.

hydroksidi

Tunnetaan myös nimellä kaustinen potaska, KOH, sitä käytetään saippuan ja pesuaineiden valmistuksessa.

Sen reaktio jodin kanssa tuottaa kaliumjodidia. Tämä suola lisätään ruokasuolaan (NaCl) ja syötetään sen suojaamiseksi jodin puutokselta. Kaliumhydroksidia käytetään alkaliparistojen valmistuksessa.

nitraatti

Tunnetaan myös nimellä suolapeteri, KNO ₃, sitä käytetään lannoitteena. Lisäksi sitä käytetään ilotulitteiden valmistukseen; ruuan säilöntäaineena ja kovettuvassa lasissa.

Chromate

Sitä käytetään lannoitteiden ja kaliumalunan tuotannossa.

karbonaatti

Sitä käytetään lasin, erityisesti televisioiden valmistuksessa, valmistuksessa.

Viitteet

1. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kalium. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Kaliumin kiderakenne. Amerikan yhdysvaltojen kansallisen tiedeakatemian julkaisut, 8 (8), 254–255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata et ai. (2017). Kaliumin rakennefaasimuutos korkeassa paineessa ja matalassa lämpötilassa. J. Phys.: Conf. Ser. 950 042020.
5. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Kalium. PubChem-tietokanta., CID = 5462222. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Encyclopaedia Britannican toimittajat. (03. toukokuuta 2019). Kalium. Encyclopædia Britannica. Palautettu osoitteesta: britannica.com
7. Royal Society of Chemistry. (2019). Kalium. Palautettu osoitteesta: rsc.org
8. Helmenstine, tohtori Anne Marie (24. tammikuuta 2019). 10 kaliumin tosiasiat. Palautettu osoitteesta: gondo.com
9. Paras & Taylor. (2003). Lääketieteellisen käytännön fysiologinen perusta. (13. painos espanjaksi). Toimittaja Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (2. maaliskuuta 2018). Kaliumin (K) merkitys viljellyissä kasveissa. Palautettu osoitteesta: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Kalium. Palautettu sivustolta: lenntech.com