КАЛИЈУМ: ИСТОРИЈА, СТРУКТУРА, СВОЈСТВА, РЕАКЦИЈЕ, УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2026

Калијума је алкално хемијски симбол К. Њена атомски број 19 и налази се испод натријума у периодном систему. То је мекан метал који се чак може сећи и ножем. Поред тога, прилично је лаган, и може да плута на течној води, а истовремено бурно реагује.

Свјеже изрезан, има врло сјајну сребрнасто-белу боју, али када је изложен ваздуху, брзо се оксидује и губи сјај, претварајући се у сивкасто (готово плавкасто, попут слике испод).

Дјеломично оксидиране комаде калијума похрањене у минералном уљу. Извор: 2 × 910

Калијум експлозивно реагује са водом и формира калијум хидроксид и гас водоник. Управо је тај гас одговоран за експлозивност реакције. Кад сагори у упаљачу, узбуђени атоми боје пламен у интензивну љубичасту боју; ово је један од његових квалитативних тестова.

То је седми најзаступљенији метал у земљиној кори и представља 2,6% његове тежине. Налази се углавном у магнетним стијенама, шкриљцима и седиментима, поред минерала као што је силвит (КЦл). За разлику од натријума, његова концентрација у морској води је мала (0,39 г / Л).

Калијум је изоловао 1807. Године, енглески хемичар Сир Хумпхреи Дави, електролизом раствора његовог хидроксида, КОХ. Овај метал је први изолован електролизом и Дави му је дао енглеско име калијум.

Међутим, у Немачкој је назив калијум коришћен за означавање метала. Управо из овог презимена долази слово 'К' које се користи као хемијски симбол калијума.

Сам метал има малу индустријску употребу, али ствара мноштво корисних једињења. Биолошки је, међутим, много важнији, јер је један од основних елемената за наше тело.

На пример, у биљкама фаворизује фотосинтезу, процес осмозе. Такође подстиче синтезу протеина, па тако фаворизује раст биљака.

Историја

Потасх

Човјек је од давнина користио калијево уље као ђубриво, занемарујући постојање калијума, а још мање његову везу са калијевим калијем. То је припремљено из пепела дебла и лишћа дрвећа, коме је додата вода, која је касније испарена.

Поврће садржи највише калијума, натријума и калцијума. Али једињења калцијума су слабо растворљива у води. Из тог разлога, калијум је био концентрат калијум једињења. Реч је изведена из контракције енглеских речи 'пот' и 'пепео'.

Године 1702. Г. Ернст Стахл предложио је разлику између натријумове и калијумове соли; Овај предлог је верификовао Хенри Духамел ду Монцеау, 1736. Како тачан састав соли није био познат, Антоине Лавоисер (1789) је одлучио да не укључи алкалије у списак хемијских елемената.

Откриће

1797. године немачки хемичар Мартин Клапротх открио је калијум у минералима леуцит и лепидолит, па је закључио да то није само производ биљака.

1806. енглески хемичар Сир Хумпхреи Дави открио је да веза између елемената овог једињења има електричну природу.

Дејв је затим изоловао калијум електролизом калијум хидроксида, посматрајући глобусе металног сјаја који су се акумулирали на аноди. Метал је назвао енглеском етимолошком речју калијум.

1809. Лудвиг Вилхелм Гилберт предложио је име калиум (калиум) за Дави-јев калијум. Берзелиус је евоцирао име калиум, да би калијуму доделио хемијски симбол "К".

Напокон, Јустус Лиебиг 1840. открио је да је калијум неопходан елемент за биљке.

Структура и конфигурација електрона калијума

Метални калијум се кристализира у нормалним условима у кубичној (бцц) структури. Ово карактерише то што је танка, што се слаже са својствима калијума. Атом К окружен је са осам комшија, тачно у средини коцке и са осталим К атомима који се налазе у врховима.

Та фаза бцц је такође означена као фаза КИ (прва). Када се притисак повећава, кристална структура се збија у кубној (фцц) фази усредсређеној на лице. Међутим, потребан је притисак од 11 ГПа да би се ова транзиција догодила спонтано.

Ова густа фцц фаза позната је и као К-ИИ. При вишим притисцима (80 ГПа) и нижим температурама (нижим од -120 ºЦ), калијум добија трећу фазу: К-ИИИ. К-ИИИ карактерише његова способност да прими друге атоме или молекуле унутар својих кристалних шупљина.

Постоје још две кристалне фазе при још већим притисцима: К-ИВ (54 ГПа) и КВ (90 ГПа). На веома хладним температурама, калијум чак показује аморфну ​​фазу (са неуредним К атомима).

Оксидациони број

Конфигурација електрона калијума је:

4с ¹

Орбита 4с је најудаљенија и зато има једини валентни електрон. Ово је у теорији одговорно за металну везу која држи К атоме заједно да би дефинисала кристал.

Из исте конфигурације електрона лако је разумјети зашто калијум обично увек (или скоро увек) има оксидациони број +1. Кад изгуби један електрон да би формирао К ⁺ катион , племенити гасов аргон са својим пуним октетом валенције постаје изоелектронски.

У већини његових деривата претпоставља се да је калијум К ⁺ (чак и ако његове везе нису чисто јонске).

С друге стране, иако је мање вероватно, калијум може да добије електрон са два електрона у својој 4с орбитали. Тако метал калцијума постаје изоелектронски:

4с ²

Затим се каже да је стекао електрон и да има негативан оксидациони број, -1. Када се овај број оксидације израчуна у једињењу, претпоставља се постојање калијевог аниона, К ^- .

Својства

Изглед

Сјајни метал сребрне боје.

Моларна маса

39.0983 г / мол.

Тачка топљења

83.5 ° Ц.

Тачка кључања

759 ° Ц.

Густина

-0,862 г / цм ³ , на собној температури.

-0.828 г / цм ³ , тачка топљења (течност).

Растворљивост

Снажно реагује с водом. Растворљив у течном амонијаку, етилендиамину и анилину. Растворљиви у другим алкалним металима да формирају легуре и живу.

Густина паре

1.4 у односу на ваздух узет као 1.

Притисак паре

8 ммХг на 432 ° Ц.

Стабилност

Стабилан ако је заштићен од ваздуха и влаге.

Корозивност

У контакту са металима може бити корозиван. При контакту може изазвати опекотине на кожи и очима.

Површински напон

86 дин / цм на 100 ° Ц.

Топлина фузије

2,33 кЈ / мол.

Топлина испаравања

76,9 кЈ / мол.

Моларни топлотни капацитет

29.6 Ј / (мол · К).

Електронегативност

0,82 на Паулинг-овој скали.

Енергије јонизације

Први ниво јонизације: 418,8 кЈ / мол.

Други ниво јонизације: 3.052 кЈ / мол.

Трећи ниво јонизације: 4,420 кЈ / мол.

Атомски радио

227 пм.

Ковалентни радијус

203 ± 12 пм.

Термално ширење

83,3 µм / (м · К) на 25 ° Ц.

Топлотна проводљивост

102,5 В / (мК).

Електрична отпорност

72 нΩ · м (на 25 ° Ц).

Тврдоћа

0,4 на Мохсовој скали.

Природни изотопи

Калијум се јавља углавном као три изотопа: ³⁹ К (93,258%), ⁴¹ К (6,73%) и ⁴⁰ К (0,012%, радиоактивна β-емисија)

Номенклатура

Једињења калијума су подразумевано оксидациони број +1 (са врло посебним изузецима). Стога је у номенклатури залиха изостављено (И) на крају имена; а у традиционалној номенклатури називи се завршавају суфиксом -ицо.

На пример, КЦл је калијум хлорид, а не калијум (И) хлорид. Традиционални назив је калијум хлорид или калијум монохлорид, према систематској номенклатури.

За остало, осим ако су у питању врло уобичајена имена или минерали (као што је силвин), номенклатура око калијума је прилично једноставна.

Облици

Калијум се у природи не налази у металном облику, али може се добити индустријски у том облику за одређене намене. Налази се углавном у живим бићима, у јонском облику (К ⁺ ). Опћенито, то је главни унутарћелијски катион.

Калијум је присутан у бројним једињењима, као што су калијум хидроксид, ацетат или хлорид, итд. Такође је део око 600 минерала, укључујући силвит, алунит, карналит итд.

Калијум формира легуре са другим алкалним елементима, као што су натријум, цезијум и рубидијум. Такође формира тернарне легуре натријума и цезијума, такозваним еутектичким фузијама.

Биолошка улога

Биљке

Калијум је, заједно са азотом и фосфором, три главне биљне храњиве материје. Калијум се апсорбује у коренима у јонском облику: процес погодан постојањем адекватних услова влажности, температуре и оксигенације.

Регулише отварање и затварање фолиарних стомата: активност која омогућава унос угљен диоксида, који се у комбинацији са водом током фотосинтезе ствара као глукоза и кисеоник; То су агенси за генерисање АТП-а који представљају главни извор живих бића.

Омогућује синтезу неких ензима који се односе на раст биљака, осим шкроба, резервне супстанце енергије. Такође се умеша у осмозу: процес неопходан за апсорпцију воде и минерала у корену; и у порасту воде кроз ксилем.

Хлороза је манифестација недостатка калијума у ​​биљкама. Карактеришу га листови који губе зеленило и пожуте, са изгорелим ивицама; и на крају, долази до дефолијације, са кашњењем у расту биљака.

Животиње

Калијум је у животињама главни интрацелуларни катион са концентрацијом од 140 ммол / Л; док ванћелијска концентрација варира између 3,8 и 5,0 ммол / Л. 98% телесног калијума је ограничено у ћелију.

Иако унос калијума може варирати између 40 и 200 ммол / дан, његова ванћелијска концентрација се одржава константном регулацијом бубрежне екскреције. У то је укључен хормон алдостерон, који регулише излучивање калијума на нивоу сабирних и дисталних тубула.

Калијум је централно одговоран за одржавање унутарћелијске осмоларности и, самим тим, одговоран је за одржавање ћелијског интегритета.

Иако је плазма мембрана релативно пропусна за калијум, њена унутарћелијска концентрација се одржава активношћу ензима На, АТПазе (натријумске и калијумске пумпе) који уклања три атома натријума и уводи два атома калијума.

Реполаризација ћелија

Узбудљиве ћелије, састављене од неурона и ћелије пругастих и глатких мишића; и пругасте мишићне ћелије, састављене од ћелија скелета и срчаног мишића, све су способне да формирају акционе потенцијале.

Унутрашњост узбудљивих ћелија негативно се набија у односу на спољашњост ћелије, али када се правилно стимулише, пропусност плазма мембране ћелија за натријум расте. Овај катион продире кроз плазма мембрану и претвара унутрашњост ћелије позитивном.

Појава која се догодила назива се акцијски потенцијал, који има низ својстава, међу њима је способан да се шири по читавом неурону. Наредба коју је издао мозак путује као потенцијал акције на дати мишић да би се он стекао.

Да би се догодио нови акциони потенцијал, унутрашњост ћелије мора имати негативан набој. Да бисте то учинили, постоји излаз калијума из ћелије, враћајући му првобитну негативност. Овај процес се назива реполаризација, што је главна функција калијума.

Стога се каже да је формирање акционих потенцијала и покретање контракције мишића заједничка одговорност натријума и калијума.

Остале функције

Калијум служи другим функцијама код људи, као што су васкуларни тонус, контрола системског крвног притиска и гастроинтестинални покретљивост.

Повећање концентрације калијума у ​​плазми (хиперкалемија) изазива низ симптома као што су анксиозност, мучнина, повраћање, бол у трбуху и неправилности електрокардиограма. Талас Т који је повезан са реполаризацијом вентрикула је висок и широк.

Овај запис је објашњен јер како се екстраћелијска концентрација калијума повећава, полако излази из ћелије, па је реполаризација вентрикула спорија.

Смањење концентрације калијума у ​​плазми (хипокалцемија) представља, између осталог, следеће симптоме: мишићна слабост, смањена цревна покретљивост, смањена гломеруларна филтрација, срчана аритмија и спљоштавање Т таласа електрокардиограма.

Талас Т се скраћује, јер смањењем изванстаничне концентрације калијума олакшава се његов излаз према ћелијском спољашњости и смањује се трајање реполаризације.

Где се налази и производи калијум

Силвит кристал, који се практично састоји од калијум хлорида. Извор: Роб Лавински, иРоцкс.цом - ЦЦ-БИ-СА-3.0

Калијум се налази углавном у магнетским стенама, шкриљцима и седиментима. Такође, у минералима попут мусковита и ортоклазе, који су нерастворљиви у води. Ортоклаза је минерал који се обично јавља у магнетним стенама и граниту.

Калијум је такође присутан у води растворљива минералних једињења, као што царналите (КМгЦл ₃ · 6Х ₂ О), силвинит (КЦл), и ландбеините, које се налазе у сувим језера кревета и на морском дну.

Поред тога, калијум се налази у саламури и као производ спаљивања биљних дебла и лишћа у поступку који се користи за производњу калијеве воде. Иако је његова концентрација у морској води мала (0,39 г / Л), такође се користи за добијање калијума.

Калијум је присутан у великим лежиштима, попут оног у Саскатцхевану у Канади, богата је минералним силвитом (КЦл) и способна је да произведе 25% светске потрошње калијума. Течна отпадна течност може да садржи значајну количину калијума, у облику КЦл.

Електролиза

Калијум се производи две методе: електролизом и термичком. У електролизи је коришћен поступак који је Девв изоловао калијум без већих промена.

Међутим, ова метода са индустријског становишта није ефикасна, јер се мора тачка топљених једињења калијума спустити.

Метода електролизе калијум хидроксида индустријски се користила 1920-их година, а термичка метода је ипак замењивала и постала 1950. доминантна метода за производњу овог метала.

Термичка метода

У термичкој методи, калијум се добија смањењем растопљеног калијум хлорида на 870 ° Ц. То се непрекидно доводи у колону за дестилацију са великом соли. У међувремену, пара натријума пролази кроз колону да би се створила редукција калијум хлорида.

Калијум је највише испарљива компонента реакције и накупља се на врху дестилационе колоне, где се континуирано сакупља. Производња металног калијума термичком методом може се приказати у следећој хемијској једначини:

На (г) + КЦл (л) => К (л) + НаЦл (л)

Гриесхеимер-ов поступак, који користи реакцију калијум-флуорида и калцијум-карбида, такође се користи у производњи калијума:

2 КФ + ЦаЦ ₂ => 2 К + ЦаФ ₂ + 2 Ц

Реакције

Неоргански

Калијум је високо реактиван елемент који брзо реагује са кисеоником и формира три оксида: калијум оксид (К ₂ О), пероксид (К ₂ О ₂ ) и супероксид (КО ₂ ).

Калијум је снажно редуцирајући елемент, због чега оксидира брже од већине метала. Користи се за смањење соли метала, замењујући калијум металом у соли. Ова метода омогућава добијање чистих метала:

МгЦл ₂ + 2 К => Мг + 2 КЦл

Калијум јако реагује са водом да формира калијум хидроксид и ослобађа експлозивни гас водоник (слика доле):

Метални калиј који реагује са воденим раствором фенолфталеина, који постаје љубичасто-црвене боје када се ОХ-јони испуштају у медијум. Имајте на уму стварање водоник-гаса. Извор: Озоне аурора и Пхилип Еванс путем Википедије.

Калијум хидроксид може да реагује са угљен-диоксидом да би створио калијум карбонат.

Калијум реагује са угљен-моноксидом на температури од 60 ° Ц да би се створио експлозивни карбонил (К ₆ Ц ₆ О ₆ ). Такође реагује са водоником на 350 ° Ц, формирајући хидрид. Такође је врло реактиван са халогенима и експлодира у контакту са течним бромом.

Експлозије се такође дешавају када калијум реагује са халогенираним киселинама, као што је хлороводонична киселина, и ако се смеша снажно удари или протресе. Истопљени калијум даље реагује са сумпором и водоник сулфидом.

Органиц

Реагира са органским једињењима која садрже активне групе, али је инертна на алифатске и ароматске угљоводонике. Калијум полако реагира са амонијаком да би формирао катасомин (КНХ ₂ ).

За разлику од натријума, калијум реагује са угљеником у облику графита и ствара низ интерламинарних једињења. Ова једињења имају атомске омјере угљеник-калијум: 8, 16, 24, 36, 48, 60 или 1; нпр. КЦ ₆₀ , на пример.

Апликације

Метални калијум

Не постоји велика индустријска потражња за металним калијумом. Већина се претвара у калијум супероксид, који се користи у респираторима, јер ослобађа кисеоник и уклања угљен диоксид и водену пару.

НаК легура има велику способност апсорпције топлоте, због чега се користи као расхладно средство у неким нуклеарним реакторима. Исто тако, испарени метал коришћен је у турбинама.

Једињења

Хлорид

КЦл се користи у пољопривреди као ђубриво. Такође се користи као сировина за производњу осталих једињења калијума, као што је калијум хидроксид.

Хидроксид

Познат и као каустични калијум, КОХ, користи се у производњи сапуна и детерџената.

Његова реакција са јодом ствара калијум јодид. Ова со додаје се у кухињску со (НаЦл) и храни за заштиту од недостатка јода. Калијум хидроксид се користи у производњи алкалних батерија.

Нитрате

Познат и као сољу, КНО ₃ , користи се као ђубриво. Поред тога користи се у изради ватромета; као конзерванс за храну и у стаклу за очврснуће.

Хромат

Користи се у производњи ђубрива и производњи калијум алума.

Карбонат

Користи се у производњи стакла, посебно оних која се користе у производњи телевизора.

Референце

1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија . (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
2. Википедиа. (2019). Калијум. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. МцКеехан ЛВ (1922). Кристална структура калијума. Зборник радова Националне академије наука Сједињених Америчких Држава, 8 (8), 254–255. дои: 10.1073 / пнас.8.8.254
4. Масафуми Саката и др. (2017). Структурни фазни прелаз калијума под условима високог притиска и ниске температуре. Ј. Пхис .: конф. Сер. 950 042020.
5. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Калијум. ПубЦхем база података., ЦИД = 5462222. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
6. Уредници Енцицлопаедиа Британница. (03. мај 2019.) Калијум. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом
7. Краљевско хемијско друштво. (2019). Калијум. Опоравак од: рсц.орг
8. Хелменстине, др Анне Марие (24. јануара 2019). 10 Чињенице калијума. Опоравак од: тхинкцо.цом
9. Бест & Таилор. (2003). Физиолошка основа медицинске праксе. (13. издање на шпанском). Уредништво Медица Панамерицана.
10. Елм ​​Акаиацатл. (02. марта 2018.). Значај калијума (К) у култивисаним биљкама. Опоравак од: блогагрицултура.цом
11. Леннтецх БВ (2019). Калијум. Опоравак од: леннтецх.цом