KALIJ: ZGODOVINA, STRUKTURA, LASTNOSTI, REAKCIJE, UPORABE - KEMIJA - 2026

Kalija je alkalna kemijski simbol je K. Njena atomsko število je 19 in se nahaja pod natrija v periodnem. To je mehka kovina, ki jo je mogoče rezati celo z nožem. Poleg tega je precej lahka in lahko plava na tekoči vodi, medtem ko burno reagira.

Sveže razrezan ima zelo svetlo srebrno belo barvo, vendar se, ko je izpostavljen zraku, hitro oksidira in izgubi sijaj ter se spremeni v sivkasto barvo (skoraj modrikasto, kot je na sliki spodaj).

Delno oksidirane koščke kalija, shranjene v mineralnem olju. Vir: 2 × 910

Kalij eksplozivno reagira z vodo in tvori kalijev hidroksid in vodikov plin. Prav ta plin je odgovoren za eksplozivnost reakcije. Ko gori vžigalnik, razburjeni atomi barvijo plamen v intenzivno lila barvo; to je eden njegovih kvalitativnih testov.

Je sedma najpogostejša kovina v zemeljski skorji in predstavlja 2,6% njene teže. Najdemo ga predvsem v magnetnih kamninah, skrilavcih in usedlinah, poleg mineralov, kot je silvit (KCl). Za razliko od natrija je njegova koncentracija v morski vodi nizka (0,39 g / L).

Kalij je leta 1807 izoliral angleški kemik Sir Humphrey Davy z elektrolizo raztopine njegovega hidroksida KOH. Ta kovina je bila prva izolirana z elektrolizo in Davy ji je dal angleško ime kalij.

V Nemčiji pa se je ime kalium uporabljalo za označevanje kovine. Prav iz tega priimka izvira črka K, ki se uporablja kot kemični simbol za kalij.

Sama kovina ima malo industrijske uporabe, vendar kljub temu daje veliko uporabnih spojin. Vendar je biološko veliko pomembnejši, saj je eden bistvenih elementov našega telesa.

Pri rastlinah na primer daje prednost fotosintezi, procesu osmoze. Spodbuja tudi sintezo beljakovin in s tem spodbuja rast rastlin.

Zgodovina

Krompir

Človek je že od antičnih časov uporabljal kalij kot gnojilo, pri čemer je ignoriral obstoj kalija, še manj pa njegovo povezanost s kalijem. To so pripravili iz pepela debla in listov dreves, ki so jim dodali vodo, ki je kasneje izhlapela.

Zelenjava vsebuje večinoma kalij, natrij in kalcij. Toda kalcijeve spojine so v vodi slabo topne. Iz tega razloga je bil kalijev koncentrat kalijevih spojin. Beseda izhaja iz krčenja angleških besed 'pot' in 'pepel'.

G. 170 Ernst Stahl je leta 1702 predlagal razliko med natrijevo in kalijevo soljo; Ta predlog je leta 1736 potrdil Henry Duhamel du Monceau. Ker natančna sestava soli ni bila znana, se je Antoine Lavoiser (1789) odločil, da ne bo vključeval alkalij na seznam kemičnih elementov.

Odkritje

Leta 1797 je nemški kemik Martin Klaproth odkril kalij v rudninah levcit in lepidolit, zato je sklenil, da ne gre le za proizvod rastlin.

Leta 1806 je angleški kemik Sir Humphrey Davy odkril, da je vez med elementi spojine električna.

Davy je nato izoliral kalij z elektrolizo kalijevega hidroksida in opazoval krogle s kovinskim sijajem, ki se je nabral na anodi. Kovino je poimenoval z angleško etimološko besedo kalij.

Leta 1809 je Ludwig Wilhelm Gilbert za Davyjev kalij predlagal ime kalium (kalium). Berzelius je izzval ime kalium, da je kaliju dodelil kemični simbol "K".

Končno je Justus Liebig leta 1840 odkril, da je kalij nujen element za rastline.

Struktura in elektronska konfiguracija kalija

Kovinski kalij kristalizira v normalnih pogojih v telesu v središču kubične (bcc) strukture. Za to je značilno, da je tanek, kar se ujema z lastnostmi kalija. Atom K je obkrožen z osmimi sosedi, točno v središču kocke in z drugimi atomi K, ki se nahajajo v konicah.

Ta faza bcc je označena tudi kot faza KI (prva). Ko se tlak poveča, se kristalna struktura zbije na kubično (fcc) fazo, ki je usmerjena v obraz. Vendar je za ta prehod potreben pritisk 11 GPa.

Ta gostejša faza fcc je znana kot K-II. Pri višjih tlakih (80 GPa) in nižjih temperaturah (nižjih od -120 ºC) kalij pridobi tretjo fazo: K-III. Za K-III je značilna njegova sposobnost, da v svoje kristalne votline sprejme druge atome ali molekule.

Obstajata tudi dve drugi kristalni fazi pri še višjih tlakih: K-IV (54 GPa) in KV (90 GPa). Pri zelo hladnih temperaturah ima kalij celo amorfno fazo (z neurejenimi K-atomi).

Oksidacijsko število

Elektronska konfiguracija kalija je:

4s ¹

Orbita 4s je najbolj zunanja in ima zato edini valenčni elektron. To je teoretično odgovorno za kovinsko vez, ki drži atome K skupaj za določitev kristala.

Iz iste elektronske konfiguracije je enostavno razbrati, zakaj ima kalij vedno (ali skoraj vedno) oksidacijsko število +1. Ko izgubi en elektron in tvori kation K ⁺ , žlahtni plinski argon s svojim polnim valencijskim oktetom postane izoelektronski.

V večini njegovih derivatov se kalij domneva kot K ⁺ (tudi če njegove vezi niso čisto ionske).

Po drugi strani pa lahko kalij, čeprav manj verjetno, pridobi elektron in ima v svoji 4s orbitali dva elektrona. Tako kovina kalcija postane izoelektronska:

4s ²

Nato se reče, da je pridobil elektron in ima negativno oksidacijsko število, -1. Ko je to število oksidacije izračunano v spojini, se domneva obstoj kalijevega aniona, K ^- .

Lastnosti

Videz

Sijajna bela srebrna kovina.

Molarna masa

39.0983 g / mol.

Tališče

83,5 ° C.

Vrelišče

759 ° C.

Gostota

-0,862 g / cm ³ , pri sobni temperaturi.

-0,828 g / cm ³ , tališče (tekočina).

Topnost

Burno reagira z vodo. Topen v tekočem amoniaku, etilendiaminu in anilinu. Topen v drugih alkalijskih kovinah, da tvori zlitine, in v živem srebru.

Gostota hlapov

1.4 glede na zrak, vzet kot 1.

Parni tlak

8 mmHg pri 432 ° C.

Stabilnost

Stabilen, če je zaščiten pred zrakom in vlago.

Jedkost

V stiku s kovinami je lahko jedko. Ob stiku lahko povzroči opekline kože in oči.

Površinska napetost

86 din / cm pri 100 ° C.

Vročina fuzije

2,33 kJ / mol.

Toplota izparevanja

76,9 kJ / mol.

Molarna toplotna zmogljivost

29,6 J / (mol · K).

Elektronegativnost

0,82 po Paulingovi lestvici.

Ionizacijske energije

Prva stopnja ionizacije: 418,8 kJ / mol.

Druga stopnja ionizacije: 3.052 kJ / mol.

Tretja stopnja ionizacije: 4,420 kJ / mol.

Atomski radio

227 popoldne.

Kovalentni polmer

203 ± 12.00.

Toplotno raztezanje

83,3 µm / (m · K) pri 25 ° C.

Toplotna prevodnost

102,5 W / (mK).

Električni upor

72 nΩ · m (pri 25 ° C).

Trdota

0,4 po Mohsovi lestvici.

Naravni izotopi

Kalij se pojavlja predvsem v treh izotopih: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) in ⁴⁰ K (0,012%, radioaktivna β-emisija)

Nomenklatura

Kalijeve spojine imajo privzeto oksidacijsko številko +1 (z zelo posebnimi izjemami). Zato je v nomenklaturi zalog izpuščeno (I) na koncu imen; v tradicionalni nomenklaturi pa se imena končajo s pripono -ico.

Na primer, KCl je kalijev klorid, ne kalijev (I) klorid. Tradicionalno ime je kalijev klorid ali kalijev monoklorid v skladu s sistematično nomenklaturo.

Za ostalo pa je nomenklatura okrog kalija zelo preprosta, razen če gre za zelo pogosta imena ali minerale (kot je silvin).

Oblike

Kalija v naravi ne najdemo v kovinski obliki, vendar ga lahko v tej obliki industrijsko dobimo za določene namene. Najdemo ga predvsem v živih bitjih, v ionski obliki (K ⁺ ). Na splošno je glavni medcelični kation.

Kalij je prisoten v številnih spojinah, kot so kalijev hidroksid, acetat ali klorid itd. Prav tako je del približno 600 mineralov, vključno s silvitom, alunitom, karnalitom itd.

Kalij tvori zlitine z drugimi alkalnimi elementi, kot so natrij, cezij in rubidij. Prav tako tvori ternarne zlitine z natrijem in cezijem s tako imenovanimi evtektičnimi fuzijami.

Biološka vloga

Rastline

Kalij je skupaj z dušikom in fosforjem tri glavna rastlinska hranila. Kalij absorbirajo korenine v ionski obliki: postopek, ki ga podpira obstoj ustreznih pogojev vlažnosti, temperature in oksigenacije.

Uravnava odpiranje in zapiranje listnih stoma: aktivnost, ki omogoča vnos ogljikovega dioksida, ki se med fotosintezo kombinira z vodo, da tvori glukozo in kisik; To so povzročitelji ATP, ki predstavljajo glavni vir živih bitij.

Omogoča sintezo nekaterih encimov, povezanih z rastjo rastlin, poleg škroba, ki je energetska rezervna snov. Vmešava se tudi v osmozo: postopek, potreben za koreninsko absorpcijo vode in mineralov; in pri dvigu vode skozi ksilem.

Kloroza je manifestacija pomanjkanja kalija v rastlinah. Zanj je značilno, da listi izgubijo zelenost in postanejo rumeni, z zažganimi robovi; in končno pride do odmaševanja z zamikom rasti rastlin.

Živali

Na splošno je kalij glavni znotrajcelični kation s koncentracijo 140 mmol / L; medtem ko se zunajcelična koncentracija giblje med 3,8 in 5,0 mmol / L. 98% kalija v telesu je omejeno na medcelični oddelek.

Čeprav se vnos kalija lahko giblje med 40 in 200 mmol / dan, njegova zunajcelična koncentracija ohranja svojo regulacijo ledvičnega izločanja konstantno. Pri tem sodeluje hormon aldosteron, ki uravnava izločanje kalija na ravni zbiralnih in distalnih tubulov.

Kalij je osrednje odgovoren za vzdrževanje medcelične osmolarnosti, zato je odgovoren za vzdrževanje celične celovitosti.

Čeprav je plazemska membrana relativno prepustna za kalij, se njena znotrajcelična koncentracija vzdržuje z aktivnostjo encima Na, ATPaze (natrijeve in kalijeve črpalke), ki odstrani tri natrijeve atome in vnese dva kalijeva atoma.

Repolarizacija celic

Razburljive celice, sestavljene iz nevronov in progastih in gladkih mišičnih celic; in progaste mišične celice, sestavljene iz skeletnih in srčnih mišičnih celic, so vse sposobne tvoriti akcijske potenciale.

Notranjost vznemirljivih celic je negativno nabita glede na zunanjost celice, vendar se ob pravilnem spodbujanju poveča prepustnost plazemske membrane celic za natrij. Ta kation prodira skozi plazemsko membrano in notranjost celice pretvori v pozitivno.

Pojav, ki se je zgodil, imenujemo akcijski potencial, ki ima nabor lastnosti, med njimi pa se je sposoben širiti po nevronu. Možgani, ki jih izdajo možgani, potujejo kot akcijski potenciali določeni mišici, da bi jo stegnili.

Da se lahko pojavi nov akcijski potencial, mora imeti notranjost celice negativen naboj. Če želite to narediti, obstaja izhod kalija iz notranjosti celice, ki ga vrne v prvotno negativnost. Ta proces imenujemo repolarizacija, ki je glavna funkcija kalija.

Zato naj bi bila tvorba akcijskih potencialov in začetek krčenja mišic skupna odgovornost natrija in kalija.

Druge funkcije

Kalij služi drugim ljudem, kot so žilni tonus, nadzor nad sistemskim krvnim tlakom in motiliteto prebavil.

Povišanje plazemske koncentracije kalija (hiperkalemija) povzroči vrsto simptomov, kot so tesnoba, slabost, bruhanje, bolečine v trebuhu in nepravilnosti na elektrokardiogramu. T val, ki je povezan z repolarizacijo prekata, je visok in širok.

Ta zapis je razložen, ker ko se zunajcelična koncentracija kalija počasneje prepušča zunanjosti celice, je tako repolarizacija prekata počasnejša.

Znižanje koncentracije kalija v plazmi (hipokalcemija) med drugim predstavlja naslednje simptome: mišična oslabelost, zmanjšana črevesna gibljivost, zmanjšana glomerulna filtracija, srčna aritmija in sploščanje vala T elektrokardiograma.

T val se skrajša, saj se z zmanjšanjem zunajcelične koncentracije kalija olajša njegov izhod proti celici in se trajanje repolarizacije zmanjša.

Kje najdemo kalij in proizvodnjo

Silvit kristal, ki ga sestavlja praktično kalijev klorid. Vir: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kalij najdemo predvsem v magnetnih kamninah, skrilavcih in usedlinah. Tudi v mineralih, kot sta muskovit in ortoklaza, ki so v vodi netopni. Ortoklaza je mineral, ki se običajno pojavlja v magnetnih kamninah in granitu.

Kalij je prisoten tudi v vodotopnih mineralnih spojinah, kot so karnalit (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), silvit (KCl) in landbeinit, ki jih najdemo v suhih jezerskih dnih in na morskem dnu.

Poleg tega se kalij nahaja v slanicah in kot proizvod sežiganja rastlinskih debla in listov v postopku, ki se uporablja za proizvodnjo pepelike. Čeprav je njegova koncentracija v morski vodi majhna (0,39 g / L), se uporablja tudi za pridobivanje kalija.

Kalij je prisoten v velikih nahajališčih, kot je tista v Saskatchewanu v Kanadi, bogata z mineralnim silvitom (KCl) in lahko proizvede 25% svetovne porabe kalija. Salin odpadne tekočine lahko vsebujejo veliko količino kalija v obliki KCl.

Elektroliza

Kalij nastaja na dve metodi: elektrolizo in toplotno. Pri elektrolizi je sledila metoda, ki jo je Davy uporabil za izolacijo kalija brez večjih sprememb.

Vendar ta metoda z industrijskega vidika ni učinkovita, saj je treba znižati visoko tališče staljene kalijeve spojine.

Metodo elektrolize kalijevega hidroksida so industrijsko uporabljali v dvajsetih letih 20. Kljub temu je toplotna metoda izpodrinila in je od leta 1950 postala prevladujoča metoda za proizvodnjo te kovine.

Termična metoda

Pri termični metodi se kalij proizvaja z zmanjšanjem staljenega kalijevega klorida pri 870 ºC. Ta se neprekinjeno dovaja v destilacijsko kolono, napolnjeno s soljo. Medtem natrijeva para prehaja skozi kolono, da ustvari redukcijo kalijevega klorida.

Kalij je najbolj hlapna sestavina reakcije in se nabira na vrhu destilacijske kolone, kjer se zbira neprestano. Proizvodnjo kovinskega kalija s termično metodo lahko opišemo v naslednji kemijski enačbi:

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

Griesheimerjev postopek, ki uporablja reakcijo kalijevega fluorida s kalcijevim karbidom, se uporablja tudi pri proizvodnji kalija:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

Reakcije

Anorganske

Kalij je zelo reaktiven element, ki hitro reagira s kisikom in tvori tri okside: kalijev oksid (K ₂ O), peroksid (K ₂ O ₂ ) in superoksid (KO ₂ ).

Kalij je močno reducirajoč element, zato oksidira hitreje kot večina kovin. Uporablja se za zmanjšanje kovinskih soli, nadomešča kalij s kovino v soli. Ta metoda omogoča pridobivanje čistih kovin:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Kalij močno reagira z vodo, da tvori kalijev hidroksid in sprošča eksploziven vodikov plin (slika spodaj):

Kovinsko kalij reagira z vodno raztopino fenolftaleina, ki postane vijolično rdeča, ko se OH-ioni sprostijo v medij. Upoštevajte nastanek vodikovega plina. Vir: Ozone aurora in Philip Evans prek Wikipedije.

Kalijev hidroksid lahko reagira z ogljikovim dioksidom, da nastane kalijev karbonat.

Kalij reagira z ogljikovim monoksidom pri temperaturi 60 ° C, da nastane eksploziven karbonil (K ₆ C ₆ O ₆ ). Prav tako reagira z vodikom pri 350 ° C in tvori hidrid. Prav tako je zelo reaktiven s halogeni in eksplodira v stiku s tekočim bromom.

Do eksplozij pride tudi, kadar kalij reagira s halogeniranimi kislinami, kot je klorovodikova kislina, in mešanico udarimo ali močno stresemo. Staljeni kalij nadalje reagira z žveplom in vodikovim sulfidom.

Ekološko

Reagira z organskimi spojinami, ki vsebujejo aktivne skupine, vendar je inerten do alifatskih in aromatičnih ogljikovodikov. Kalij počasi reagira z amonijakom, da tvori katasomin (KNH ₂ ).

Za razliko od natrija kalij reagira z ogljikom v obliki grafita, da tvori vrsto interlaminarnih spojin. Te spojine imajo atomsko razmerje med ogljikom in kalijem: 8, 16, 24, 36, 48, 60 ali 1; npr. KC ₆₀ .

Prijave

Kovinski kalij

Industrijsko povpraševanje po kovinskem kaliju ni veliko. Večinoma se pretvori v kalijev superoksid, ki se uporablja v dihalnih aparatih, saj sprošča kisik in odstranjuje ogljikov dioksid in vodno paro.

NaK zlitina ima veliko sposobnost absorpcije toplote, zato se uporablja kot hladilno sredstvo v nekaterih jedrskih reaktorjih. Prav tako se je v turbinah uporabljala uparjena kovina.

Spojine

Klorid

KCl se uporablja v kmetijstvu kot gnojilo. Uporablja se tudi kot surovina za proizvodnjo drugih kalijevih spojin, kot je kalijev hidroksid.

Hidroksid

Znan tudi kot kavstični pepeliko, KOH, uporablja se pri izdelavi mil in detergentov.

Njegova reakcija z jodom ustvarja kalijev jodid. Ta sol se doda namizni soli (NaCl) in krmi, da jo zaščiti pred pomanjkanjem joda. Kalijev hidroksid se uporablja pri izdelavi alkalnih baterij.

Nitrati

Znan tudi kot solno kašo, KNO ₃ , uporablja se kot gnojilo. Poleg tega se uporablja pri izdelavi ognjemetov; kot konzervans za hrano in v utrjevalnem steklu.

Kromat

Uporablja se pri proizvodnji gnojil in pri proizvodnji kalijevih alumov.

Karbonat

Uporablja se pri izdelavi stekla, zlasti tistih, ki se uporabljajo pri izdelavi televizorjev.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija. (Četrta izdaja). Mc Graw Hill.
2. Wikipedija. (2019). Kalij. Pridobljeno: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Kristalna struktura kalija. Zbornik Nacionalne akademije znanosti Združenih držav Amerike, 8 (8), 254–255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata idr. (2017). Strukturni fazni prehod kalija v stanju visokega tlaka in nizke temperature. J. Phys .: konf. Ser. 950 042020.
5. Nacionalni center za informacije o biotehnologiji. (2019). Kalij. Baza podatkov PubChem., CID = 5462222. Pridobljeno: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Uredniki Encyclopeedia Britannica. (03. maj 2019). Kalij. Encyclopædia Britannica. Pridobljeno: britannica.com
7. Royal Society of Chemistry. (2019). Kalij. Pridobljeno od: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, dr. (24. januar 2019). 10 Kalijev dejstva. Pridobljeno: misel.com
9. Najboljši in Taylor (2003). Fiziološka osnova medicinske prakse. (13. izdaja v španščini). Uredništvo Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (02.03.2018). Pomen kalija (K) v gojenih rastlinah. Pridobljeno: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Kalij. Pridobljeno: lenntech.com