Kalijum u prirodi (2,4% u Zemljinoj kori). Svojstva kalijuma

Kalijum

KALIJ-I; m.[Arap. kali] Hemijski element (K), srebrno-bijeli metal ekstrahiran iz kalijum karbonata (pepelike).

◁ Kalijum, th, th. K-ti depoziti. K soli. Potash, th, th. K-ta industrija. K đubriva.

kalijum

(lat. Kalium), hemijski element I grupe periodnog sistema, pripada alkalnim metalima. Ime je od arapskog al-kali - potaša (odavno poznato jedinjenje kalija ekstrahirano iz drvenog pepela). Srebrno-bijeli metal, mekan, topljiv; gustina 0,8629 g/cm 3, t pl 63,51ºC. Brzo oksidira na zraku, eksplozivno reagira s vodom. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 7. mjesto (minerali: silvin, kainit, karnalit itd.; vidi kalijeve soli). Dio je tkiva biljnih i životinjskih organizama. Oko 90% ekstrahovanih soli koristi se kao đubrivo. Metalni kalij se koristi u hemijskim izvorima struje, kao getter u elektronskim cijevima, za dobijanje superperoksida KO 2 ; legure K sa Na - rashladne tečnosti u nuklearnim reaktorima.

KALIJ

KALIJUM (lat. Kalium), K (čitaj "kalijum"), hemijski element sa atomskim brojem 19, atomska masa 39,0983.
Kalijum se prirodno javlja kao dva stabilna nuklida (cm. NUKLID): 39 K (93,10% po masi) i 41 K (6,88%), kao i jedan radioaktivni 40 K (0,02%). Vrijeme poluraspada kalija-40 T 1/2 je otprilike 3 puta manje od T 1/2 uranijuma-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. Tokom b-raspada kalijuma-40 nastaje stabilan kalcijum-40, a tokom raspada po tipu hvatanja elektrona (cm. ELEKTRONSKO SNIMANJE) formira se inertni gas argon-40.
Kalijum je jedan od alkalnih metala (cm. ALKALNI METALI). U periodičnom sistemu Mendeljejeva, kalijum zauzima mesto u četvrtom periodu u podgrupi IA. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 1, tako da kalijum uvek pokazuje oksidaciono stanje +1 (valentnost I).
Atomski radijus kalijuma je 0,227 nm, poluprečnik jona je K + 0,133 nm. Energije uzastopne jonizacije atoma kalija su 4,34 i 31,8 eV. Elektronegativnost (cm. ELEKTRIČNA NEGATIVNOST) kalijum prema Paulingu 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
U slobodnom obliku - mekani, lagani, srebrnasti metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalijuma, kao i njegov najbliži hemijski analog - natrijum (cm. NATRIJ), poznati su od antike i korišćeni su u raznim oblastima ljudske delatnosti. Međutim, sami su ovi metali prvi put izolovani u slobodnom stanju tek 1807. godine tokom eksperimenata engleskog naučnika G. Davyja (cm. DEVI Humphrey). Davy je, koristeći galvanske ćelije kao izvor električne struje, izvršio elektrolizu taline potaša (cm. POTASH) i kaustična soda (cm. KAUSTICNA SODA) i tako izolovao metalni kalijum i natrijum, koje je nazvao "kalijum" (otuda naziv kalijuma sačuvan u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj) i "natrijum". Godine 1809. engleski hemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalijum" (od arapskog al-kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalijuma u zemljinoj kori je 2,41% po masi, kalijum je među prvih deset najčešćih elemenata u zemljinoj kori. Glavni minerali koji sadrže kalijum: silvin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na, K) Cl (ovaj mineral je gusto komprimovana mehanička mešavina kristala kalijum hlorida KCl i natrijum hlorida NaCl), karnalit (cm. karnalit) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), razni aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) koji sadrže kalijum, kainit (cm. kainit) KCl MgSO 4 3H 2 O, polihalit (cm. POLYHALITH) K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O, alunit (cm. ALUNITE) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Morska voda sadrži oko 0,04% kalijuma.
Potvrda
Trenutno se kalijum dobija reakcijom sa tečnim natrijumom otopljenim KOH (na 380-450°C) ili KCl (na 760-890°C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalijum se takođe dobija elektrolizom KCl taline pomešane sa K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 °C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalijum se prečišćava od nečistoća vakuum destilacijom.
Fizička i hemijska svojstva
Metalni kalijum je mekan, lako se reže nožem, pogodan za presovanje i valjanje. Ima kubičnu kubičnu rešetku usredsređenu na tijelo, parametar a= 0,5344 nm. Gustina kalijuma je manja od gustine vode i jednaka je 0,8629 g/cm 3 . Kao i svi alkalni metali, kalijum se lako topi (tačka topljenja 63,51°C) i počinje da isparava čak i na relativno niskoj temperaturi (tačka ključanja kalijuma 761°C).
Kalijum je, kao i drugi alkalni metali, hemijski veoma aktivan. Lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom i formira smjesu, koja se uglavnom sastoji od K 2 O 2 peroksida i KO 2 superoksida (K 2 O 4):
2K + O 2 = K 2 O 2, K + O 2 = KO 2.
Kada se zagreje na vazduhu, kalijum gori ljubičastocrvenim plamenom. S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij reagira eksplozijom (nastali vodik se zapali):
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Kiseline koje sadrže kisik mogu se reducirati u ovoj interakciji. Na primjer, atom sumpora sumporne kiseline reducira se na S, SO 2 ili S 2–:
8K + 4H 2 SO 4 \u003d K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Kada se zagrije na 200-300 °C, kalij reaguje sa vodikom da nastane hidrid nalik soli KN:
2K + H 2 = 2KH
Sa halogenima (cm. HALOGENI) kalijum stupa u interakciju s eksplozijom. Zanimljivo je napomenuti da kalijum ne stupa u interakciju sa azotom.
Kao i drugi alkalni metali, kalij se lako otapa u tekućem amonijaku i formira plave otopine. U ovom stanju, kalij se koristi za obavljanje određenih reakcija. Tokom skladištenja, kalijum polako reaguje sa amonijakom i formira amid KNH 2:
2K + 2NH 3 sp. \u003d 2KNH 2 + H 2
Najvažnija jedinjenja kalijuma su K 2 O oksid, K 2 O 2 peroksid, K 2 O 4 superoksid, KOH hidroksid, KI jodid, K 2 CO 3 karbonat i KCl hlorid.
Kalijev oksid K 2 O se u pravilu dobiva posredno reakcijom peroksida i metalnog kalija:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Ovaj oksid pokazuje izražena bazična svojstva, lako reaguje sa vodom i formira kalijum hidroksid KOH:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kalijum hidroksid, ili kaustična potaša, je visoko rastvorljiv u vodi (do 49,10% po težini na 20°C). Dobijeni rastvor je veoma jaka baza vezana za alkalije ( cm. ALKALI). KOH reagira s kiselim i amfoternim oksidima:
SO 2 + 2KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O \u003d 2K (tako da se reakcija odvija u otopini) i
Al 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAlO 2 + H 2 O (ovako se reakcija odvija kada se reagensi spoje).
U industriji se kalijev hidroksid KOH dobija elektrolizom vodenih rastvora KCl ili K 2 CO 3 pomoću jonoizmjenjivačkih membrana i dijafragmi:
2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + Cl 2 + H 2,
ili zbog reakcija izmjene otopina K 2 CO 3 ili K 2 SO 4 sa Ca (OH) 2 ili Ba (OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Dodir sa čvrstim kalijevim hidroksidom ili kapima njegovih rastvora na kožu i oči izaziva teške opekotine kože i sluzokože, pa sa ovim kaustičnim supstancama treba raditi samo uz zaštitne naočale i rukavice. Vodeni rastvori kalijum hidroksida tokom skladištenja uništavaju staklo, topi - porculan.
Kalijev karbonat K 2 CO 3 (obično nazvan potaš) se dobiva neutralizacijom otopine kalijevog hidroksida ugljičnim dioksidom:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
Značajne količine potaše nalaze se u pepelu nekih biljaka.
Aplikacija
Metalni kalij - materijal za elektrode u hemijskim izvorima struje. Kao rashladno sredstvo koristi se legura kalija s drugim alkalnim metalom - natrijem (cm. RASHLADNA SREDSTVA) u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većem obimu od metalnog kalijuma koriste se njegova jedinjenja. Kalijum je važna komponenta mineralne ishrane biljaka, potreban im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se kalijum gnojiva široko koriste. (cm. KALIJSKA GUBRIVA): kalijum hlorid KCl, kalijum nitrat ili kalijum nitrat, KNO 3, potaš K 2 CO 3 i druge kalijumove soli. Potaš se takođe koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika u prečišćavanju gasova, kao sredstvo za dehidrataciju i štavljenje kože.
Kalijum jodid KI se koristi kao lek. Kalijum jodid se takođe koristi u fotografiji i kao mikrođubrivo. Kao antiseptik koristi se rastvor kalijum permanganata KMnO 4 ("kalijum permanganat").
Prema sadržaju radioaktivnog 40 K u stijenama određuje se njihova starost.
kalijuma u organizmu
Kalijum je jedan od najvažnijih biogenih elemenata (cm. BIOGENI ELEMENTI) prisutan u svim ćelijama svih organizama. Kalijum joni K+ su uključeni u rad jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI) i regulacija permeabilnosti bioloških membrana (cm. BIOLOŠKE MEMBRANE), u stvaranju i provođenju nervnog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u različitim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliran je steroidnim hormonima nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku, ljudsko tijelo (tjelesna težina 70 kg) sadrži oko 140 g kalijuma. Stoga, za normalan život hranom, tijelo treba da dobije 2-3 g kalijuma dnevno. Namirnice bogate kalijumom kao što su grožđice, suve kajsije, grašak i druge.
Karakteristike rukovanja metalnim kalijumom
Metalni kalijum može izazvati veoma teške opekotine kože, ako i najmanje čestice kalijuma dospeju u oči, nastaju teške povrede sa gubitkom vida, pa sa metalnim kalijumom možete raditi samo uz zaštitne rukavice i naočare. Ignite potaš se prelije mineralnim uljem ili prelije mješavinom talka i NaCl. Kalijum se čuva u hermetički zatvorenim gvozdenim posudama ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte šta je "kalijum" u drugim rečnicima:

Kalijum 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalijum, sa arapskog. kali, alkali. Meki i lagani metal koji čini bazu Kalija. Otkrio ga je Devi 1807. Objašnjenje 25.000 stranih riječi koje su ušle u upotrebu u ruskom jeziku, sa značenjem njihovih korijena. Michelson A.D., 1865. ... ... Rečnik stranih reči ruskog jezika

- (kalijum), K, hemijski element grupe I periodnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalne metale; mp 63,51shC. U živim organizmima, kalij je glavni unutarćelijski kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Moderna enciklopedija

KALIJ- (Kalijum, s. Kalijum), hem. element, char. K, serijski broj 19, srebrnobijeli, sjajni metal, gustine voska pri običnom ta; otkrio Devi 1807. Oud. in. na 20° 0,8621, atomska težina 39,1, jednovalentno; tačka topljenja … Velika medicinska enciklopedija

Kalijum- (kalijum), K, hemijski element grupe I periodnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalne metale; mp 63,51°C. U živim organizmima, kalij je glavni unutarćelijski kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Ilustrovani enciklopedijski rječnik

- (simbol K), uobičajeni hemijski element vezan za alkalne metale. Prvi ga je izolovao Sir Humphry Davy 1807. Njegove glavne rude su silvin (kalijum hlorid), karnalit i polihalit. Kalijum je rashladno sredstvo u atomskom ... Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik

Muž. kalijum, metal koji čini bazu kalijuma, vrlo sličan natrijumu (natrijum). Kali cf., neskl., biljna alkalna ili alkalna so; kalijum karbonat, čista potaša. Kalijum, koji se odnosi na kalijum. Calistic, koji sadrži kalijum. Objasnjavajuce ... ... Dahlov eksplanatorni rečnik - KALIJ, kalijum, pl. ne, muški, i kali, nejasan, up. (arap. potaš) (kem.). Hemijski element je srebrno-bijeli alkalni metal, ekstrahiran iz ugljiko-kalijeve soli. Objašnjavajući Ušakovljev rječnik. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Objašnjavajući Ušakovljev rječnik

Sadržaj članka

KALIJ(Kalijum) K, hemijski element Grupe 1 (Ia) periodnog sistema, je alkalni element. Atomski broj 19, atomska masa 39,0983. Sastoji se od dva stabilna izotopa 39 K (93,259%) i 41 K (6,729%), kao i radioaktivnog izotopa 40 K sa poluživotom od ~10 9 godina. Ovaj izotop igra posebnu ulogu u prirodi. Njegov udeo u mešavini izotopa je samo 0,01%, međutim, on je izvor skoro celog argona 40 Ar sadržanog u zemljinoj atmosferi, koji nastaje pri radioaktivnom raspadu od 40 K. Osim toga, 40 K je prisutno u svim živih organizama, što, možda, ima neki uticaj na njihov razvoj.

Izotop 40 K se koristi za određivanje starosti stijena metodom kalij-argon. Umjetni izotop 42 K s poluživotom od 15,52 godine koristi se kao radioaktivni tragač u medicini i biologiji.

+1 oksidaciono stanje.

Jedinjenja kalijuma su poznata od davnina. Kalij - kalijev karbonat K 2 CO 3 - odavno je izoliran iz drvnog pepela.

Metalni kalij je 1807. godine dobio elektrolizom rastopljene kaustične potaše (KOH) od strane engleskog hemičara i fizičara Humphryja Davyja. Naziv "kalijum", koji je odabrao Davy, odražava porijeklo ovog elementa iz potaše. Latinski naziv elementa izveden je iz arapskog naziva za potašu - "al-kali". Reč „kalijum“ je u rusku hemijsku nomenklaturu uveo 1831. akademik iz Sankt Peterburga Herman Hes (1802–1850).

Rasprostranjenost kalijuma u prirodi i njegova industrijska ekstrakcija.

Velike naslage kalijevih soli u relativno čistom obliku nastale su kao rezultat isparavanja drevnih mora. Najvažniji minerali kalijuma za hemijsku industriju su silvin (KCl) i silvinit (mešovita so NaCl i KCl). Kalijum se takođe nalazi u obliku dvostrukog hlorida KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalit) i sulfata K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (langbeinit). Masivni slojevi kalijevih soli prvi put su otkriveni u Stassfurtu (Njemačka) 1856. Iz njih se od 1861. do 1972. godine iskopavala potaša u industrijskim razmjerima.

Okeanska voda sadrži oko 0,06% kalijum hlorida. U nekim kopnenim vodama, kao što su Slano jezero ili Mrtvo more, njegova koncentracija može biti i do 1,5%, što ga čini ekonomski isplativim za ekstrakciju elementa. U Jordanu je izgrađena ogromna fabrika koja može da izvuče milione tona kalijumovih soli iz Mrtvog mora.

Iako su natrijuma i kalijuma gotovo podjednako bogati u stijenama, u okeanu ima oko 30 puta manje kalija nego natrijuma. To je posebno zbog činjenice da su kalijeve soli koje sadrže veći kation manje rastvorljive od natrijevih soli, a kalij je jače vezan u kompleksnim silikatima i aluminosilikatima u tlu zbog ionske izmjene u glinama. Osim toga, biljke više apsorbiraju kalijum, koji se izlužuje iz stijena. Procjenjuje se da od hiljadu atoma kalija oslobođenih tokom hemijskog trošenja, samo dva dospiju u morske bazene, a 998 ostane u tlu. „Tlo upija kalijum i to je njegova čudesna moć“, pisao je akademik Aleksandar Jevgenijevič Fersman (1883–1945).

Kalijum je bitan element biljnog života, a razvoj divljih biljaka često je ograničen dostupnošću kalijuma. Uz nedostatak kalija, biljke sporije rastu, listovi, posebno stari, žute i postaju smeđi na rubovima, stabljika postaje tanka i lomljiva, a sjeme gubi sposobnost klijanja. Plodovi takve biljke - to je posebno vidljivo na plodovima - bit će manje slatki od onih biljaka koje su primile normalnu dozu kalija. Nedostatak kalijuma nadoknađuje se đubrivima.

Kalijeva đubriva su glavna vrsta proizvoda koji sadrže kalij (95%). Najviše se koristi KCl, koji čini preko 90% kalijuma koji se koristi kao đubrivo.

Svjetska proizvodnja potašnih đubriva u 2003. procijenjena je na 27,8 miliona tona (u smislu K 2 O, sadržaj kalijuma u potašnim đubrivima se obično pretvara u K 2 O). Od toga, 33% je napravljeno u Kanadi. 13% svjetske proizvodnje potašnih đubriva otpada na proizvodna udruženja Uralkali i Belaruskali.

Karakterizacija jednostavne supstance i industrijska proizvodnja metalnog kalijuma.

Kalijum je meki, srebrno-beli metal sa tačkom topljenja od 63,51°C i tačkom ključanja od 761°C. Daje plamenu karakterističnu crveno-ljubičastu boju, što je posledica lakoće ekscitacije njegovih spoljašnjih elektrona.

Hemijski je vrlo aktivan, lako stupa u interakciju s kisikom i zapali se kada se zagrije na zraku. Glavni proizvod ove reakcije je kalijev superoksid KO 2 .

S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij stupa u interakciju s eksplozijom i paljenjem. Sumporna kiselina se reducira u sumporovodik, sumpor i sumpordioksid, a dušična kiselina u dušikove okside i N 2 .

Kada se zagreje na 200-350°C, kalijum reaguje sa vodonikom i formira KH hidrid. Metalni kalij se pali u atmosferi fluora, slabo stupa u interakciju s tekućim hlorom, ali eksplodira u kontaktu s bromom i trljanjem s jodom. Kalijum reaguje sa halkogenima i fosforom. Sa grafitom na 250–500°C formira slojevita jedinjenja sastava C 8 K–C 60 K.

Kalijum se rastvara u tečnom amonijaku (35,9 g u 100 ml na -70°C) da bi se formirao svetloplavi metastabilni rastvori sa neobičnim svojstvima. Ovu pojavu je očigledno prvi put uočio Sir Humphrey Davy 1808. Rastvori kalijuma u tečnom amonijaku su široko proučavani otkako ih je dobio T. Weil 1863. godine.

Kalijum se ne otapa u tečnom litijumu, magnezijumu, kadmijumu, cinku, aluminijumu i galijumu i ne reaguje sa njima. Sa natrijumom formira intermetalno jedinjenje KNa 2, koje se raspadanjem topi na 7°C. Sa rubidijumom i cezijumom, kalijum daje čvrste rastvore sa minimalnim tačkama topljenja od oko 35°C. Sa živom formira amalgam koji sadrži dva živa KHg. 2 i KHg sa tačkama topljenja 270 i 180°C, respektivno.

Kalij snažno stupa u interakciju s mnogim oksidima, redukujući ih u jednostavne tvari. Sa alkoholima stvara alkoholate.

Za razliku od natrijuma, kalij se ne može dobiti elektrolizom taline hlorida, jer se kalij vrlo dobro otapa u rastopljenom hloridu i ne ispliva na površinu. Dodatnu poteškoću stvara stvaranje superoksida, koji s metalnim kalijem reagira eksplozijom, stoga se metoda industrijske proizvodnje metalnog kalija sastoji u redukciji rastaljenog kalijevog klorida metalnim natrijem na 850 ° C.

Redukcija kalijum hlorida natrijumom je na prvi pogled u suprotnosti sa uobičajenim redosledom reaktivnosti (kalijum je reaktivniji od natrijuma). Međutim, na 850-880 ° C uspostavlja se ravnoteža:

Na(g) + K + (g) Na + (g) + K(g)

Budući da je kalij hlapljiviji, on ranije isparava, što pomiče ravnotežu i potiče reakciju. Kalijum se može dobiti frakcionom destilacijom u napunjenoj koloni čistoće od 99,5%, ali se za transport obično koristi mešavina kalijuma i natrijuma. Legure koje sadrže 15-55% natrijuma su (na sobnoj temperaturi) tečne, pa ih je lakše transportirati.

Ponekad se kalij reducira iz klorida drugim elementima koji formiraju stabilne okside:

6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl 2 + CaO Al 2 O 3 + 6K

Metalni kalijum, koji je teže i skuplji za proizvodnju od natrijuma, proizvodi se u znatno manjim količinama (svjetska proizvodnja je oko 500 tona godišnje). Jedna od najvažnijih oblasti primene je proizvodnja superoksida KO 2 direktnim sagorevanjem metala.

Metalni kalij se koristi kao katalizator u proizvodnji određenih vrsta sintetičke gume, kao iu laboratorijskoj praksi. Legura kalija i natrijuma služi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima. Takođe je redukciono sredstvo u proizvodnji titana.

Kalijum izaziva teške opekotine kože. Ako čak i najmanja njegova mrvica uđe u oči, moguć je gubitak vida. Ignite potaš se prelije mineralnim uljem ili prelije mješavinom talka i natrijum hlorida.

Kalijum se čuva u hermetički zatvorenim kutijama ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja. Otpad od kalija se zbrinjava tretiranjem suhim etanolom ili propanolom, nakon čega slijedi razlaganje nastalih alkoholata vodom.

Jedinjenja kalijuma.

Kalijum formira brojna binarna jedinjenja i soli. Gotovo sve kalijeve soli su visoko rastvorljive. Izuzeci su:

KHC 4 H 4 O 6 - kalijum hidrogen tartarat

KClO 4 - kalijum perhlorat

K 2 Na 6H 2 O - natrijum dikalijum heksanitrokobaltat (III) hidrat

K 2 - kalijum heksakloroplatinat (IV)

kalijum oksid K 2 O formira žućkaste kristale. Dobiva se zagrijavanjem kalija sa hidroksidom, peroksidom, nitratom ili kalijum nitritom:

2KNO 2 + 6K = 4K 2 O + N 2

Koristi se i zagrijavanje mješavine kalijum azida KN 3 i kalijum nitrita ili oksidacija kalijuma rastvorenog u tečnom amonijaku sa izračunatom količinom kiseonika.

Kalijev oksid je aktivator spužvastog željeza, koji se koristi kao katalizator u sintezi amonijaka.

Kalijum peroksid Teško je dobiti K 2 O 2 iz jednostavnih tvari, jer se lako oksidira u superoksid KO 2, pa se koristi oksidacija metala sa NO. Međutim, najbolja metoda za njegovu pripremu je kvantitativna oksidacija metala otopljenog u tekućem amonijaku.

Kalijum peroksid se može smatrati solju dvobazne kiseline H 2 O 2 . Stoga, kada na hladnom stupi u interakciju s kiselinama ili vodom, vodikov peroksid nastaje kvantitativno.

Kalijum superoksid KO 2 (narandžasta) nastaje tokom normalnog sagorevanja metala u vazduhu. Ovaj spoj se koristi kao rezervni izvor kisika u maskama za disanje u rudnicima, podmornicama i svemirskim letjelicama.

Pažljivim termičkim razlaganjem KO 2 nastaje seskvioksid “K 2 O 3” u obliku tamnog paramagnetnog praha, koji se može dobiti i oksidacijom metala rastvorenog u tečnom amonijaku, ili kontrolisanom oksidacijom peroksida. Pretpostavlja se da se radi o dinaperoksid-peroksidu [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2].

Kalijum ozonid KO 3 se može dobiti djelovanjem ozona na prah bezvodnog kalijevog hidroksida na niskoj temperaturi, nakon čega slijedi ekstrakcija proizvoda (crvenog) tečnim amonijakom. Koristi se kao komponenta kompozicija za regeneraciju vazduha u zatvorenim sistemima.

Kalijum hidroksid KOH je jaka baza i pripada alkalijama. Njegov tradicionalni naziv "kaustična potaša" odražava korozivni efekat ove supstance na živa tkiva.

U industriji se kalijev hidroksid dobija elektrolizom vodenih rastvora kalijum hlorida ili karbonata sa gvozdenom ili živinom katodom (svetska proizvodnja je oko 0,7 miliona tona godišnje). Kalijum hidroksid se može izolovati iz filtrata nakon odvajanja precipitata nastalih interakcijom kalijum karbonata sa kalcijum hidroksidom ili kalijum sulfata sa barijum hidroksidom.

Kalijum hidroksid se koristi za proizvodnju tečnog sapuna i raznih jedinjenja kalijuma. Osim toga, služi kao elektrolit u alkalnim baterijama.

Kalijum fluorid KF formira rijedak mineral karobiit. Kalijum fluorid se dobija interakcijom vodenih rastvora fluorovodonika ili amonijum fluorida sa kalijum hidroksidom ili njegovim solima.

Kalijum fluorid se koristi za sintezu različitih jedinjenja kalija koji sadrže fluor, kao sredstvo za fluorisanje u organskoj sintezi, a takođe i kao komponenta kitova otpornih na kiseline i specijalnih stakala.

kalijum hlorid KCl se nalazi u prirodi. Sirovine za njegovu izolaciju su silvin, silvinit, karnalit.

Kalijum hlorid se dobija iz silvinita metodama galurgije i flotacije. Galurgija (u prijevodu s grčkog - "poslovanje soli") uključuje proučavanje sastava i svojstava prirodnih slanih sirovina i razvoj metoda za industrijsku proizvodnju mineralnih soli iz njih. Metoda halurškog odvajanja zasniva se na različitoj rastvorljivosti KCl i NaCl u vodi na povišenim temperaturama. Na normalnoj temperaturi, rastvorljivost kalijum i natrijum hlorida je skoro ista. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost natrijum hlorida se gotovo ne menja, a rastvorljivost kalijum hlorida naglo raste. Na hladnom se priprema zasićeni rastvor obe soli, zatim se zagreva i njime se tretira silvinit. U tom slučaju, otopina je dodatno zasićena kalijum hloridom, a dio natrijum hlorida se istiskuje iz otopine, taloži i odvaja se filtracijom. Rastvor se ohladi i višak kalijum hlorida kristalizuje. Kristali se odvajaju u centrifugama i suše, a matična tekućina se koristi za preradu novog dijela silvinita. Za izolaciju kalijevog hlorida ova metoda se koristi šire od metode flotacije koja se temelji na različitoj kvašljivosti tvari.

Kalijum hlorid je najčešće potašno đubrivo. Osim upotrebe kao gnojiva, uglavnom se koristi za proizvodnju kalijevog hidroksida elektrolizom. Iz njega se dobijaju i druga jedinjenja kalijuma.

Kalijum bromid KBr se dobija reakcijom broma sa kalijum hidroksidom u prisustvu amonijaka, kao i reakcijom broma ili bromida sa kalijumovim solima.

Kalijum bromid se široko koristi u fotografiji. Često služi kao izvor broma u organskoj sintezi. Ranije se kalijum bromid koristio kao sedativ u medicini („brom“). Monokristali kalijum bromida koriste se u proizvodnji prizmi za IR spektrometre, a takođe i kao matrica prilikom snimanja IR spektra čvrstih materija.

kalijum jodid KI stvara bezbojne kristale, koji na svjetlu postaju žućkasti zbog oksidacije atmosferskim kisikom i oslobađanja joda. Stoga se kalijum jodid čuva u tamnim staklenim bocama.

Kalijum jodid se dobija interakcijom joda sa kalijum hidroksidom u prisustvu mravlje kiseline ili vodonik peroksida, kao i reakcijama razmene jodida sa kalijumovim solima. Oksidira se dušičnom kiselinom do kalijum jodata KIO 3 . Kalijum jodid reaguje sa jodom i formira kompleks K rastvorljiv u vodi, a sa hlorom i bromom daje K, odnosno K.

Kalijum jodid se koristi kao lek u medicini i veterini. To je reagens u jodometriji. Kalijum jodid je sredstvo protiv zamagljivanja u fotografiji, komponenta elektrolita u elektrohemijskim pretvaračima, aditiv za povećanje rastvorljivosti joda u vodi i polarnim rastvaračima, mikrođubrivo.

kalijum sulfid K 2 S je visoko rastvorljiv u vodi. Tokom hidrolize stvara alkalno okruženje u rastvoru:

K 2 S = 2K + + S 2– ; S 2– + H 2 O HS – + OH –

Kalij sulfid se lako oksidira na zraku i gori kada se zapali. Dobija se interakcijom kalijuma ili kalijum karbonata sa sumporom bez pristupa vazduhu, kao i redukcijom kalijum sulfata ugljenikom.

Kalijum sulfid je komponenta fotosenzitivnih emulzija u fotografiji. Koristi se kao analitički reagens za odvajanje metalnih sulfida i kao komponenta formulacija za obradu kože.

Kada je vodeni rastvor zasićen vodonik sulfidom, nastaje kalijum hidrosulfid KHS, koji se može izolovati kao bezbojni kristali. Koristi se u analitičkoj hemiji za odvajanje teških metala.

Zagrevanjem kalijum sulfida sa sumporom dobijaju se žuti ili crveni kalijum polisulfidi KS. n (n= 2–6). Vodeni rastvori kalijevih polisulfida mogu se dobiti ključanjem rastvora kalijum hidroksida ili kalijum sulfida sa sumporom. Kada se kalijev karbonat sinteruje sa viškom sumpora u vazduhu, nastaje takozvana sumporna jetra - mešavina KS n i K 2 S 2 O 3 .

Polisulfidi se koriste za sulfidiranje čelika i livenog gvožđa. Sumporna jetra se koristi kao lijek za liječenje kožnih bolesti i kao pesticid.

kalijum sulfat K 2 SO 4 se prirodno nalazi u naslagama kalijumove soli i u vodama slanih jezera. Može se dobiti reakcijom izmjene između kalijevog hlorida i sumporne kiseline ili sulfata drugih elemenata.

Kalijum sulfat se koristi kao đubrivo. Ova tvar je skuplja od kalijevog klorida, ali nije higroskopna i ne zgrušnjava, za razliku od kalijevog klorida, kalijev sulfat se može koristiti na bilo kojem tlu, uključujući slani rastvor.

Stipsa i druga jedinjenja kalijuma dobijaju se iz kalijum sulfata. To je dio punjenja u proizvodnji stakla.

kalijev nitrat KNO 3 je jako oksidaciono sredstvo. Često se naziva kalijum nitratom. U prirodi nastaje tijekom razgradnje organskih tvari kao rezultat vitalne aktivnosti nitrificirajućih bakterija.

Kalijum nitrat se dobija reakcijom razmene između kalijum hlorida i natrijum nitrata, kao i delovanjem azotne kiseline ili azotnih gasova na kalijum karbonat ili hlorid.

Kalijum nitrat je odlično đubrivo koje sadrži i kalij i azot, ali se koristi manje od kalijum hlorida zbog visoke cene proizvodnje. Kalijum nitrat se koristi i za proizvodnju crnog baruta i pirotehničkih kompozicija, u proizvodnji šibica i stakla. Osim toga, koristi se u konzerviranju mesnih proizvoda.

Kalijum karbonat K 2 CO 3 se takođe naziva potaša. Dobiva se djelovanjem ugljičnog dioksida na rastvore kalijum hidroksida ili suspenzije magnezijum karbonata u prisustvu kalijum hlorida. To je nusproizvod u preradi nefelina u glinicu.

Značajna količina kalijum karbonata nalazi se u biljnom pepelu. Najviše kalijuma ima u suncokretovom pepelu - 36,3%. U pepelu drva za ogrjev, kalijum oksida je mnogo manje - od 3,2% (ogrevno drvo smreke) do 13,8% (breza). Još manje kalijuma ima u pepelu treseta.

Kalijum karbonat se uglavnom koristi za proizvodnju visokokvalitetnog stakla koje se koristi u optičkim sočivima, televizijskim cevima u boji i fluorescentnim lampama. Također se koristi u proizvodnji porculana, boja i pigmenata.

Kalijum permanganat KMnO 4 formira tamno ljubičaste kristale. Otopine ove supstance imaju crveno-ljubičastu boju. Kalijum permanganat se dobija anodnom oksidacijom mangana ili feromangana u jako alkalnoj sredini.

Kalijum permanganat je jako oksidaciono sredstvo. Koristi se kao sredstvo za izbjeljivanje, izbjeljivanje i čišćenje. Također se koristi u organskoj sintezi, na primjer, u proizvodnji saharina.

Kalijum hidrid KH je bijela čvrsta supstanca koja se zagrijavanjem raspada u jednostavne tvari. Kalijum hidrid je najjači redukcioni agens. Pali se u vlažnom vazduhu i u okruženju sa fluorom ili hlorom. Kalijev hidrid može se oksidirati čak i sa slabim oksidantima kao što su voda i ugljični dioksid:

KH + H 2 O \u003d KOH + H 2

KH + CO 2 \u003d K (HCOO) (kalijev format)

Kalijum hidrid takođe reaguje sa kiselinama i alkoholima i može da se zapali. Smanjuje vodonik sulfid, klorovodik i druge tvari koje sadrže vodik (I):

2KH + H 2 S = K 2 S + 2H 2

KH + HCl \u003d KCl + H 2

Kalijum hidrid se koristi kao redukciono sredstvo u neorganskim i organskim sintezama.

Kalijum cijanid KCN, poznat kao kalijum cijanid, formira bezbojne kristale koji su dobro rastvorljivi u vodi i nekim nevodenim rastvaračima. U vodenom rastvoru postupno hidrolizira sa oslobađanjem cijanovodonika HCN, a kada se vodeni rastvori prokuvaju, razlaže se na kalijum format i amonijak.

U prisustvu kalijevog cijanida mogu se odvijati ne sasvim uobičajene reakcije, na primjer, bakar reagira s vodom, oslobađajući iz nje vodik i formirajući kalijum dicijanokuprat (I):

U sličnim uslovima, interakcija se odvija iu slučaju zlata. Istina, ovaj manje aktivni metal ne može se oksidirati vodom, ali u prisustvu kisika prelazi u otopinu u obliku cijano kompleksa - kalij-dicijanoaurat(I):

4Au + 8KCN + 2H 2 O + O 2 \u003d 4K + 4NaOH

Kalijum cijanid se dobija reakcijom cijanovodonika sa viškom kalijum hidroksida. Reagens je za ekstrakciju srebra i zlata iz siromašnih ruda, komponenta elektrolita za prečišćavanje platine od srebra i za galvanizaciju pozlate i posrebrenja. Kalijum cijanid se koristi kao reagens u hemijskim analizama za određivanje srebra, nikla i žive.

Kalijum cijanid je veoma toksičan. Smrtonosna doza za ljude je 120 mg.

Kompleksna jedinjenja. Kalij stvara najstabilnije kompleksne spojeve s polidentatnim ligandima (molekule ili ioni koji se mogu kombinirati s atomom putem nekoliko veza), na primjer, s makrocikličkim poliesterima (krunski eteri).

Crown eteri (od engleskog crown - kruna) sadrže više od 11 atoma u ciklusu, od kojih su najmanje četiri atoma kisika. U trivijalnim nazivima krunskih etera, ukupan broj atoma u ciklusu i broj atoma kiseonika označeni su brojevima, koji se stavljaju ispred i iza reči "kruna", respektivno. Takvi nazivi su mnogo kraći od sistematskih. Na primjer, 12-kruna-4 (slika 1) se prema međunarodnoj nomenklaturi naziva 1,4,7,10,13-tetraoksociklododekan.

Rice. jedan. GRAFIČKA FORMULA jedinjenja 12-kruna-4.

Crown eteri formiraju stabilne komplekse sa metalnim katjonima. U ovom slučaju, kation je uključen u intramolekularnu šupljinu kraun etera i tu se zadržava zbog ion-dipol interakcije sa atomima kiseonika. Najstabilniji kompleksi su oni sa katjonima čiji geometrijski parametri odgovaraju šupljini krunskog etera. Najstabilniji kompleksi sa kalijevim katjonom formiraju kraun etere koji sadrže 6 atoma kiseonika, na primer, 18-kraun-6 (slika 2).

Rice. 2. GRAFIČKA FORMULA kalijum kompleks 18-kruna-6 .

Biološka uloga kalijuma(i natrijum). Kalijum zajedno sa natrijem reguliše metaboličke procese u živim organizmima. U ljudskom tijelu ćelije sadrže veliku količinu jona kalija (0,12–0,16 mol/l), ali relativno malo jona natrijuma (0,01 mol/l). Sadržaj jona natrijuma je mnogo veći u ekstracelularnoj tečnosti (oko 0,12 mol/l), stoga joni kalijuma kontrolišu intracelularnu aktivnost, a natrijumi kontrolišu međućelijsku aktivnost. Ovi joni ne mogu zamijeniti jedni druge.

Postojanje natrijum-kalijumovog gradijenta sa unutrašnje i spoljašnje strane ćelijske membrane dovodi do pojave razlike potencijala na suprotnim stranama membrane. Nervna vlakna su u stanju da prenose impulse, a mišići su sposobni da se kontrahuju upravo zbog postojanja unutrašnjeg negativnog naboja u odnosu na vanjsku površinu membrane. Dakle, u tijelu joni natrijuma i kalija vrše fiziološku kontrolu i okidače. Oni doprinose prenošenju nervnih impulsa. Ljudska psiha zavisi od ravnoteže jona natrijuma i kalijuma u telu. Koncentraciju jona natrijuma i kalija koji se zadržavaju i izlučuju kroz bubrege kontroliraju određeni hormoni. Dakle, mineralokortikoidi doprinose povećanju oslobađanja kalijevih iona i smanjenju oslobađanja natrijevih iona.

Joni kalija su dio enzima koji katalizuju prijenos (transport) jona kroz biomembrane, redoks i hidrolitičke procese. Oni također služe za održavanje strukture ćelijskih zidova i kontrolu njihovog stanja. Jon natrijuma aktivira nekoliko enzima koje kalij ne može aktivirati, kao što natrijum jon ne može djelovati na enzime zavisne od kalija. Kada ovi ioni uđu u ćeliju, vezani su odgovarajućim ligandima prema njihovoj hemijskoj aktivnosti. Ulogu takvih liganada imaju makrociklična jedinjenja, čiji su modelni analozi kraun eteri. Neki antibiotici (kao što je valinomicin) prenose jone kalijuma u mitohondrije.

Utvrđeno je da su za rad (Na + –K +)-ATPaze (adenozin trifosfataze), membranskog enzima koji katalizira hidrolizu ATP-a, istovremeno potrebni joni natrijuma i kalija. Transportna ATPaza veže i oslobađa ione natrijuma i kalija u određenim fazama enzimske reakcije, budući da se afinitet aktivnih mjesta enzima za jone natrijuma i kalija mijenja kako se reakcija odvija. Istovremeno, strukturne promjene u enzimu dovode do toga da se katjoni natrija i kalija prihvaćaju s jedne strane membrane, a oslobađaju s druge. Dakle, istovremeno sa hidrolizom ATP-a dolazi i do selektivnog kretanja katjona alkalnih elemenata (rad tzv. Na–K pumpe).

Dnevna potreba za kalijem kod djeteta je 12-13 mg na 1 kg težine, a kod odrasle osobe - 2-3 mg, tj. 4-6 puta manje. Najviše kalijuma koji mu je potreban čovek dobija iz hrane biljnog porekla.

Elena Savinkina

Ovaj članak će okarakterisati kalij sa stanovišta fizike i hemije. Prva od ovih nauka proučava mehanička i vanjska svojstva supstanci. A drugo - njihova međusobna interakcija - je hemija. Kalijum je devetnaesti element u periodnom sistemu. Spada u Ovaj članak će razmotriti elektronsku formulu kalija, i njegovo ponašanje s drugim supstancama, itd. Ovo je jedan od najaktivnijih metala. Nauka koja se bavi proučavanjem ovog i drugih elemenata je hemija. 8. razred predviđa proučavanje njihovih svojstava. Stoga će ovaj članak biti koristan studentima. Dakle, počnimo.

Karakteristike kalijuma u pogledu fizike

Ovo je jednostavna supstanca, koja je u normalnim uslovima u čvrstom agregacionom stanju. Tačka topljenja je šezdeset i tri stepena Celzijusa. Ovaj metal proključa kada temperatura dostigne sedamsto šezdeset jedan stepen Celzijusa. Predmetna supstanca je srebrno-bijele boje. Ima metalik sjaj.

Gustina kalijuma je osamdeset i šest stotinki grama po kubnom centimetru. To je vrlo lagan metal. Formula za kalij je vrlo jednostavna - ne formira molekule. Ova tvar se sastoji od atoma koji se nalaze blizu jedan drugom i imaju kristalnu rešetku. Atomska masa kalijuma je trideset devet grama po molu. Tvrdoća mu je veoma mala - lako se može rezati nožem, kao sir.

Kalijum i hemija

Počnimo s činjenicom da je kalijum hemijski element koji ima vrlo visoku hemijsku aktivnost. Ne možete ga čak ni čuvati na otvorenom, jer odmah počinje da reaguje sa supstancama koje ga okružuju. Kalijum je hemijski element koji pripada prvoj grupi i četvrtom periodu periodnog sistema. Ima sva svojstva koja su karakteristična za metale.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

To uključuje: kiseonik, azot, sumpor, fosfor, halogene (jod, fluor, hlor, brom). U redoslijedu razmotrite interakciju kalija sa svakim od njih. Interakcija sa kiseonikom naziva se oksidacija. Tokom ove hemijske reakcije, kalijum i kiseonik se troše u molarnom odnosu četiri dela prema jedan, što rezultira formiranjem oksida dotičnog metala u količini od dva dela. Ova interakcija se može izraziti pomoću sljedeće jednačine reakcije: 4K + O2 = 2K2O. Kada se kalijum sagori, može se uočiti jarko ljubičasti plamen.

Stoga se ova reakcija smatra kvalitativnom za određivanje kalija. Reakcije s halogenima nazivaju se prema nazivima ovih hemijskih elemenata: to su jodiranje, fluoriranje, hloriranje, bromiranje. Ove interakcije se mogu nazvati reakcijama adicije, jer su atomi dvije različite tvari spojeni u jednu. Primjer takvog procesa je reakcija između kalija i hlora, koja rezultira stvaranjem hlorida dotičnog metala. Da biste izvršili ovu interakciju, potrebno je uzeti ove dvije komponente - dva mola prvog i jedan od drugog. Kao rezultat, formiraju se dva mola jedinjenja kalija. Ova reakcija se izražava sljedećom jednačinom: 2K + CI2 = 2KCI. Sa azotom, kalijum može formirati jedinjenja kada se spaljuje na otvorenom. U ovoj reakciji dotični metal i dušik troše se u molarnom omjeru od šest dijelova prema jedan; kao rezultat ove interakcije nastaje kalijev nitrid u količini od dva dijela. Ovo se može prikazati kao sljedeća jednačina: 6K + N2 = 2K3N. Ovo jedinjenje je zeleno-crni kristal. Sa fosforom dotični metal reaguje po istom principu. Ako uzmemo tri mola kalijuma i jedan mol fosfora, dobićemo jedan mol fosfida. Ova hemijska interakcija se može napisati kao sledeća jednačina reakcije: 3K + P = K3P. Osim toga, kalijum može reagirati s vodonikom, formirajući hidrid. Kao primjer, može se dati sljedeća jednadžba: 2K + H2 \u003d 2KN. Sve reakcije adicije odvijaju se samo u prisustvu visokih temperatura.

Interakcija sa složenim supstancama

Karakteristika kalijuma sa stanovišta hemije omogućava razmatranje ove teme. Kalijum je u stanju da reaguje sa vodom, kiselinama, solima, oksidima. Kod svih njih dotični metal različito reaguje.

kalijum i vodu

Ovaj hemijski element burno reaguje sa njim. U tom slučaju nastaje hidroksid, kao i vodonik. Ako uzmemo dva mola kalijuma i vode, dobićemo istu količinu i jedan mol vodonika. Ova hemijska interakcija se može izraziti pomoću sledeće jednačine: 2K + 2H2O = 2KOH = H2.

Reakcije sa kiselinama

Budući da je kalij aktivan metal, on lako istiskuje atome vodika iz njihovih spojeva. Primjer bi bila reakcija koja se javlja između dotične tvari i klorovodične kiseline. Da biste to izveli, potrebno je uzeti dva mola kalija, kao i kiselinu u istoj količini. Kao rezultat, formiraju se dva mola i vodik - jedan mol. Ovaj proces se može napisati na sljedeći način: 2K + 2HCI = 2KCI + H2.

Kalijum i oksidi

Sa ovom grupom neorganskih supstanci dotični metal reaguje samo uz značajno zagrijavanje. Ako je atom metala koji je dio oksida pasivniji od onog o kojem govorimo u ovom članku, zapravo dolazi do reakcije izmjene. Na primjer, ako uzmemo dva mola kalija i jedan mol bakrovog oksida, onda se kao rezultat njihove interakcije može dobiti jedan mol oksida dotičnog kemijskog elementa i čistog bakra. To se može prikazati u obliku sljedeće jednačine: 2K + CuO = K2O + Cu. Ovdje dolaze do izražaja snažna redukcijska svojstva kalija.

Interakcija sa bazama

Kalijum je u stanju da reaguje sa hidroksidima metala, koji se nalaze desno od njega u elektrohemijskom nizu aktivnosti. U ovom slučaju se očituju i njegova obnavljajuća svojstva. Na primjer, ako uzmemo dva mola kalija i jedan mol barijevog hidroksida, tada ćemo kao rezultat reakcije supstitucije dobiti tvari kao što su kalijev hidroksid u količini od dva mola i čisti barij (jedan mol) - taložiće se . Prikazana hemijska interakcija može se prikazati kao sledeća jednačina: 2K + Ba(OH)2 = 2KOH + Ba.

Reakcije sa solima

U ovom slučaju, kalij i dalje pokazuje svoja svojstva kao jako redukciono sredstvo. Zamjena atoma kemijski pasivnijih elemenata, omogućava vam da dobijete čisti metal. Na primjer, ako u količini od dva mola dodate tri mola kalija, tada kao rezultat ove reakcije dobijemo tri mola kalijevog klorida i dva mola aluminija. Ovaj proces se može izraziti pomoću jednačine na sledeći način: 3K + 2AÍSÍ3 = 3KÍ2 + 2AÍ.

Reakcije sa mastima

Ako se kalij doda bilo kojoj organskoj tvari ove grupe, on će također istisnuti jedan od atoma vodika. Na primjer, kada se stearin pomiješa sa dotičnim metalom, nastaju kalijum stearat i vodonik. Dobivena tvar se koristi za izradu tekućeg sapuna. Tu se završava karakterizacija kalijuma i njegovih interakcija sa drugim supstancama.

Upotreba kalijuma i njegovih spojeva

Kao i svi metali, ovaj o kojem se govori u ovom članku je neophodan za mnoge industrijske procese. Glavna upotreba kalijuma se javlja u hemijskoj industriji. Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, izraženih alkalnih metala i redukcionih svojstava, koristi se kao reagens za mnoge interakcije i dobijanje raznih supstanci. Osim toga, legure koje sadrže kalij koriste se kao rashladna sredstva u nuklearnim reaktorima. Metal koji se razmatra u ovom članku također nalazi svoju primjenu u elektrotehnici. Pored svega navedenog, jedna je od glavnih komponenti gnojiva za biljke. Osim toga, njegovi spojevi se koriste u raznim industrijama. Dakle, u rudarstvu zlata koristi se kalij cijanid, koji služi kao reagens za odvajanje vrijednih metala iz ruda. Fosfati hemijskog elementa koji se razmatra su komponente različitih proizvoda za čišćenje i praha. Šibice sadrže hlorat ovog metala. U proizvodnji filmova za stare fotoaparate korišten je bromid predmetnog elementa. Kao što već znate, može se dobiti bromiranjem kalijuma na visokim temperaturama. U medicini se koristi hlorid ovog hemijskog elementa. U proizvodnji sapuna - stearat i drugi derivati masti.

Dobivanje dotičnog metala

Danas se kalijum vadi u laboratorijama na dva glavna načina. Prvi je obnoviti ga iz hidroksida uz pomoć natrijuma, koji je kemijski čak aktivniji od kalija. A drugi je dobijanje iz hlorida, takođe uz pomoć natrijuma. Ako jednom molu kalijum hidroksida dodate istu količinu natrijuma, nastaje jedan mol natrijum alkalije i čistog kalijuma. Jednačina za ovu reakciju je sljedeća: KOH + Na = NaOH + K. Da biste izveli reakciju drugog tipa, potrebno je pomiješati hlorid dotičnog metala i natrij u jednakim molarnim omjerima. Kao rezultat toga, tvari poput kuhinjske soli i kalija nastaju u istom omjeru. Ova hemijska interakcija se može izraziti pomoću sledeće jednačine reakcije: KSI + Na = NaCl + K.

Struktura kalijuma

Atom ovog hemijskog elementa, kao i svi ostali, sastoji se od jezgra, koje sadrži protone i neutrone, kao i elektrone koji se okreću oko njega. Broj elektrona je uvijek jednak broju protona koji se nalaze unutar jezgra. Ako se bilo koji elektron odvoji ili pridruži atomu, tada on već prestaje biti neutralan i pretvara se u ion. Oni su dva tipa: kationi i anjoni. Prvi su pozitivno nabijeni, dok su drugi negativno nabijeni. Ako se elektron pridruži atomu, onda se pretvara u anion, ali ako bilo koji od elektrona napusti njegovu orbitu, neutralni atom postaje kation. Pošto je redni broj kalijuma, prema periodnom sistemu, devetnaest, u jezgru ovog hemijskog elementa postoji isti broj protona. Stoga možemo zaključiti da se oko jezgra nalazi devetnaest elektrona. Broj protona koji su sadržani u strukturi atoma može se odrediti oduzimanjem serijskog broja hemijskog elementa od atomske mase. Dakle, možemo zaključiti da postoji dvadeset protona u jezgru kalija. Pošto metal razmatran u ovom članku pripada četvrtom periodu, on ima četiri orbite, na kojima su ravnomerno raspoređeni elektroni koji su uvek u pokretu. Šema kalijuma je sljedeća: dva elektrona se nalaze u prvoj orbiti, osam u drugoj; kao i u trećoj, u posljednjoj, četvrtoj, orbiti samo jedan elektron rotira. To objašnjava visoku razinu kemijske aktivnosti ovog metala - njegova posljednja orbita nije u potpunosti ispunjena, pa ima tendenciju spajanja s bilo kojim drugim atomima, zbog čega će njihovi elektroni posljednjih orbita postati uobičajeni.

Gdje se ovaj element može naći u prirodi?

Pošto ima izuzetno visoku hemijsku aktivnost, ne nalazi se nigde na planeti u svom čistom obliku. Može se posmatrati samo kao deo raznih jedinjenja. kalijuma u zemljinoj kori iznosi 2,4 posto. Najčešći minerali koji sadrže kalij su salvinit i karnalit. Prvi ima sledeću hemijsku formulu: NaCl.KCl. Raznobojne je boje i sastoji se od mnogo kristala raznih boja. U zavisnosti od odnosa kalijum hlorida i natrijuma, kao i prisutnosti nečistoća, može sadržavati crvene, plave, ružičaste, narandžaste komponente. Drugi mineral - karnalit - izgleda kao prozirni, blijedoplavi, svijetloružičasti ili blijedo žuti kristali. Njegova hemijska formula izgleda ovako: KCl.MgCl2.6H2O. To je kristalni hidrat.

Uloga kalijuma u organizmu, simptomi nedostatka i viška

Zajedno sa natrijem održava ravnotežu vode i soli u ćeliji. Također učestvuje u prijenosu nervnog impulsa između membrana. Osim toga, reguliše acido-baznu ravnotežu u ćeliji i cijelom tijelu. Učestvuje u metaboličkim procesima, suzbija nastanak edema, deo je citoplazme - oko pedeset posto - soli dotičnog metala. Glavni znakovi da organizmu nedostaje kalijuma su otekline, pojava bolesti poput vodene vode, razdražljivost i poremećaji u radu nervnog sistema, inhibicija reakcije i oštećenje pamćenja.

Osim toga, nedovoljna količina ovog elementa u tragovima negativno utječe na kardiovaskularni i mišićni sistem. Dugi nedostatak kalijuma može izazvati srčani ili moždani udar. Ali zbog viška kalija u tijelu može se razviti čir na tankom crijevu. Da biste uravnotežili svoju ishranu na način da dobijete normalnu količinu kalijuma, morate znati koje namirnice ga sadrže.

Hrana bogata mikronutrijentima u pitanju

Prije svega, to su orašasti plodovi, kao što su indijski orah, orasi, lješnjaci, kikiriki, bademi. Takođe, velika količina se nalazi u krompiru. Osim toga, kalijum se nalazi u sušenom voću kao što su grožđice, suhe kajsije, suve šljive. Pinjoli su takođe bogati ovim elementom. Takođe, njegova visoka koncentracija je uočena u mahunarkama: pasulj, grašak, sočivo. Morske alge su takođe bogate ovim hemijskim elementom. Ostali proizvodi koji sadrže ovaj element u velikim količinama su zeleni čaj i kakao. Osim toga, nalazi se u visokim koncentracijama u mnogim vrstama voća, kao što su avokado, banane, breskve, narandže, grejpfrut i jabuke. Mnoge žitarice su bogate navedenim elementima u tragovima. To je prvenstveno biserni ječam, kao i pšenična i heljdina krupica. Peršun i prokulice takođe su bogati kalijumom. Osim toga, nalazi se u šargarepi i dinji. Luk i beli luk imaju značajnu količinu razmatranog hemijskog elementa. Pileća jaja, mleko i sir takođe su bogati kalijumom. Dnevna norma ovog hemijskog elementa za prosječnu osobu je od tri do pet grama.

Zaključak

Nakon čitanja ovog članka, možemo zaključiti da je kalij izuzetno važan hemijski element. Neophodan je za sintezu mnogih jedinjenja u hemijskoj industriji. Osim toga, koristi se u mnogim drugim industrijama. On je takođe veoma važan za ljudski organizam, pa ga mora redovno i u potrebnoj količini da se tamo odlazi sa hranom.

U prirodi se kalij nalazi samo u spojevima s drugim elementima, na primjer, u morskoj vodi, kao iu mnogim mineralima. Vrlo brzo oksidira na zraku i vrlo lako reagira, posebno s vodom, formirajući alkalije.

Po mnogim svojstvima, kalij je vrlo blizak natrijumu, ali sa stanovišta biološke funkcije i upotrebe od strane ćelija živih organizama, oni su antagonistički.

Istorijat i porijeklo imena

Jedinjenja kalija se koriste od davnina. Dakle, proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) postojala je već u 11. veku. Pepeo koji nastaje pri sagorevanju slame ili drveta tretiran je vodom, a nastali rastvor (lužina) je isparavan nakon filtriranja. Suvi ostatak je, pored kalijum karbonata, sadržavao kalijum sulfat K 2 SO 4 , sodu i kalijum hlorid KCl.

Mjesto rođenja

Najveća nalazišta kalijuma nalaze se u Kanadi (proizvođač PotashCorp), Rusiji (PJSC Uralkali, Berezniki, Solikamsk, Permska teritorija, Verkhnekamskoye ležište kalijuma), Bjelorusiji (PO Belaruskali, Soligorsk, Starobinskoye rude potaša).

Potvrda

Kalijum se, kao i drugi alkalni metali, dobija elektrolizom rastopljenih hlorida ili alkalija. Budući da hloridi imaju višu tačku topljenja (600-650 °C), elektroliza rastopljenih lužina se često provodi uz dodatak sode ili potaše (do 12%). U elektrolizi rastopljenih hlorida, rastopljeni kalij se oslobađa na katodi, a hlor se oslobađa na anodi:

K + + e − → K (\displaystyle (\mathsf (K^(+)+e^(-)\rightarrow K))) 2 C l − → C l 2 (\displaystyle (\mathsf (2Cl^(-)\rightarrow Cl_(2))))

Prilikom elektrolize alkalija, rastopljeni kalij se također oslobađa na katodi, a kisik na anodi:

4 O H − → 2 H 2 O + O 2 (\displaystyle (\mathsf (4OH^(-)\rightarrow 2H_(2)O+O_(2))))

Voda iz taline brzo isparava. Kako bi se spriječila interakcija kalija sa hlorom ili kiseonikom, katoda je napravljena od bakra i iznad nje je postavljen bakarni cilindar. Formirani kalijum u rastopljenom obliku sakuplja se u cilindar. Anoda se takođe izrađuje u obliku cilindra od nikla (u elektrolizi alkalija) ili grafita (u elektrolizi hlorida).

Metode termohemijskog oporavka takođe su od velikog industrijskog značaja:

N a + K O H → N 2 380 − 450 o C N a O H + K (\displaystyle (\mathsf (Na+KOH(\xrightarrow[(N_(2))](380-450^(o)C))NaOH+ K )))

i oporavak iz taline kalijum hlorida sa kalcijum karbidom, aluminijumom ili silicijumom.

Physical Properties

Kalijum je srebrnast metal sa karakterističnim sjajem na sveže formiranoj površini. Veoma lagan i lagan. Relativno dobro rastvorljiv u , formirajući amalgame . Kada se unese u plamen gorionika, kalijum (kao i njegova jedinjenja) boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

Kalijum na sobnoj temperaturi reaguje sa atmosferskim kiseonikom, halogenima; praktički ne reagira s dušikom (za razliku od litijuma i natrijuma). Uz umjereno zagrijavanje, reagira s vodikom i formira hidrid (200-350 ° C):

2 K + H 2 ⟶ 2 K H (\displaystyle (\mathsf (2K+H_(2)\longrightarrow 2KH))) 2 K + 2 N H 3 ⟶ 2 K N H 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2K+2NH_(3)\longrightarrow 2KNH_(2)+H_(2))))

Metalni kalijum reaguje sa alkoholima i formira alkoholate:

2 K + 2 C 2 H 5 O H ⟶ 2 C 2 H 5 O K + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2K+2C_(2)H_(5)OH\longrightarrow 2C_(2)H_(5)OK+H_ (2)\uparrow)))

Alkaholati alkalnih metala (u ovom slučaju kalijum etanolat) su vrlo jake baze i široko se koriste u organskoj sintezi.

Jedinjenja sa kiseonikom

K + O 2 ⟶ K O 2 (\displaystyle (\mathsf (K+O_(2)\longrightarrow KO_(2))))

kalijum oksid može se dobiti zagrijavanjem metala na temperaturu koja ne prelazi 180 °C u okruženju koje sadrži vrlo malo kisika, ili zagrijavanjem mješavine kalijevog superoksida s metalnim kalijem:

K O 2 + 3 K ⟶ 2 K 2 O (\displaystyle (\mathsf (KO_(2)+3K\longrightarrow 2K_(2)O)))

Kalijum oksidi imaju izražena bazična svojstva, burno reaguju sa vodom, kiselinama i kiselim oksidima. Nemaju praktičnu vrijednost. Peroksidi su žućkasto-bijeli prah, koji, topiv u vodi, stvara alkalije i vodikov peroksid:

K 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 (\displaystyle (\mathsf (K_(2)O_(2)+2H_(2)O)\longrightarrow 2KOH+H_(2)O_(2)) ))) 4 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 4 K O H + 3 O 2 (\displaystyle (\mathsf (4KO_(2)+2H_(2)O\longrightarrow 4KOH+3O_(2)\uparrow ))) 4 K O 2 + 2 C O 2 ⟶ 2 K 2 C O 3 + 3 O 2 (\displaystyle (\mathsf (4KO_(2)+2CO_(2)\longrightarrow 2K_(2)CO_(3)+3O_(2))\uparrow )))

Sposobnost izmjene ugljičnog dioksida za kisik koristi se u izolacijskim gas maskama i na podmornicama. Kao apsorber koristi se ekvimolarna mješavina kalijevog superoksida i natrijum peroksida. Ako smjesa nije ekvimolarna, tada će se u slučaju viška natrijevog peroksida apsorbirati više plina nego što je oslobođeno (kada se apsorbiraju dvije zapremine CO 2 oslobađa se jedna zapremina O 2), a pritisak u zatvorenom prostoru prostor će pasti, a u slučaju viška kalijum superoksida (kada se apsorbuju dve zapremine CO 2 oslobađaju se tri zapremine O 2) oslobađa se više gasa nego što se apsorbuje i pritisak raste.

U slučaju ekvimolarne smeše (Na 2 O 2: K 2 O 4 = 1: 1), zapremine apsorbovanih i emitovanih gasova će biti jednake (kada se apsorbuju četiri zapremine CO 2, četiri zapremine O 2 su pušten).

Peroksidi su jaki oksidanti, pa se koriste za izbjeljivanje tkanina u tekstilnoj industriji.

Peroksidi se dobivaju kalciniranjem metala u zraku oslobođenom ugljičnog dioksida.

Poznat je i kalijum ozonid KO 3, narandžasto crvene boje. Može se dobiti interakcijom kalijevog hidroksida s ozonom na temperaturi koja ne prelazi 20 ° C:

4 K O H + 4 O 3 ⟶ 4 K O 3 + O 2 + 2 H 2 O (\displaystyle (\mathsf (4KOH+4O_(3)\longrightarrow 4KO_(3)+O_(2)+2H_(2)O)) )

Kalijev ozonid je vrlo jak oksidant, na primjer, oksidira elementarni sumpor u sulfat i disulfat već na 50 °C:

6 K O 3 + 5 S ⟶ K 2 S O 4 + 2 K 2 S 2 O 7 (\displaystyle (\mathsf (6KO_(3)+5S\longrightarrow K_(2)SO_(4)+2K_(2)S_(2) )O_(7))))

hidroksid

Kalijum hidroksid (ili kaustična potaša) je tvrd, bijeli, neproziran, visoko higroskopski kristal koji se topi na 360°C. Kalijum hidroksid je alkalija. Dobro se otapa u vodi uz oslobađanje velike količine topline. Rastvorljivost kaustične potaše na 20 °C u 100 g vode je 112 g.

Aplikacija

Tečnost na sobnoj temperaturi, legura kalijuma i natrijuma koristi se kao rashladno sredstvo u zatvorenim sistemima, kao što su atomske elektrane na brze neutrone. Osim toga, njegove tekuće legure sa rubidijumom i cezijem imaju široku primjenu. Sastav legure: natrijum 12%, kalijum 47%, cezijum 41% - ima rekordno nisku tačku topljenja od -78 °C.
Jedinjenja kalija su najvažniji biogeni element i stoga se koriste kao gnojiva. Kalijum je jedan od tri osnovna elementa koji su neophodni za rast biljaka zajedno sa azotom i fosforom. Za razliku od dušika i fosfora, kalij je glavni ćelijski kation. Njegovim nedostatkom u biljci prije svega se narušava struktura membrana hloroplasta, ćelijskih organela u kojima se odvija fotosinteza. Izvana, to se očituje u žućenju i naknadnoj smrti lišća. Unošenjem kalijevih gnojiva u biljke povećava se vegetativna masa, produktivnost i otpornost na štetočine.
Kalijeve soli se široko koriste u galvanizaciji, jer su, unatoč relativno visokoj cijeni, često topljivije od odgovarajućih natrijevih soli, te stoga osiguravaju intenzivan rad elektrolita pri povećanoj gustoći struje.

Važne veze

Kalijum bromid se koristi u medicini i kao sedativ za nervni sistem.
Kalijum hidroksid (kaustična potaša) se koristi u alkalnim baterijama i za sušenje gasova.
Kalijum karbonat (potaša) se koristi kao đubrivo, u topljenju stakla, kao dodatak hrani za živinu.
Kalijum hlorid (silvin, "pelijeva sol") se koristi kao gnojivo.
Kalijum nitrat (kalijev nitrat) - đubrivo, komponenta crnog praha.
Kalijum perhlorat i hlorat (bertolet so) se koriste u proizvodnji šibica, raketnog praha, rasvetnih punjenja, eksploziva i galvanizacije.
Kalijum dihromat (hrom) - jako oksidaciono sredstvo, koristi se za pripremu "hromne mešavine" za pranje hemijskog suđa i u preradi kože (štavljenje). Također se koristi za uklanjanje amonijaka, sumporovodika i fosfina iz acetilena u biljkama za acetilen.

Kalijum permanganat je jak oksidant koji se koristi kao antiseptik u medicini i za laboratorijsku proizvodnju kiseonika.
Natrijum kalij-tartrat (Rochelleova sol) kao piezoelektrik.
Kalijum dihidrofosfat i dideuterofosfat u obliku monokristala u laserskoj tehnologiji.
Kalijev peroksid i kalijev superoksid koriste se za regeneraciju zraka u podmornicama i u izolacijskim gas maskama (apsorbira ugljični dioksid uz oslobađanje kisika).
Kalijum fluoroborat je važan fluks za lemljenje čelika i obojenih metala.
Kalijum cijanid se koristi u galvanizaciji (srebrenje, pozlata), vađenju zlata i nitrougljičenju čelika.
Kalijum se zajedno sa kalijum peroksidom koristi u termohemijskoj razgradnji vode na vodonik i kiseonik (kalijumski ciklus „Gas de France“, Francuska).
Kalijum sulfat - koristi se kao đubrivo.

Biološka uloga

Kalijum je najvažniji biogeni element, posebno u biljnom svetu. Sa nedostatkom kalijuma u tlu, biljke se jako slabo razvijaju, prinos se smanjuje, pa se oko 90% ekstrahovanih kalijevih soli koristi kao đubrivo.

Kalijum je otkrio u jesen 1807. godine engleski hemičar Davy tokom elektrolize čvrste kaustične potaše. Nakon što je navlažio kaustičnu potašu, naučnik je izolovao metal, kojem je dao ime kalijum, nagoveštavajući proizvodnju potash(neophodan sastojak za proizvodnju deterdženata) od pepela. Metal je dobio svoje uobičajeno ime dvije godine kasnije, 1809., inicijator preimenovanja supstance bio je L.V. Gilbert, koji je predložio ime kalijum(sa arapskog al-kali- potaša).

Kalijum (lat. Kalium) je meki alkalni metal, element glavne podgrupe grupe I, perioda IV periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, ima atomski broj 19 i oznaku - To.

Biti u prirodi

Kalijum u slobodnom stanju se ne nalazi u prirodi, on je deo svih ćelija. Prilično uobičajen metal, zauzima 7. mjesto po sadržaju u zemljinoj kori (kalorizator). Glavni dobavljači kalijuma su Kanada, Bjelorusija i Rusija, koje imaju velika nalazišta ove supstance.

Fizička i hemijska svojstva

Kalijum je srebrno-bijeli metal niskog topljenja. Ima tendenciju da ofarba otvorenu vatru u jarko ljubičasto-ružičastu boju.

Kalijum ima visoku hemijsku aktivnost, jako je redukciono sredstvo. U reakciji s vodom dolazi do eksplozije, a pri dužem izlaganju zraku potpuno se uništava. Stoga kalijum zahtijeva određene uvjete za skladištenje - prelijeva se slojem kerozina, silikona ili benzina kako bi se isključio kontakt s vodom i atmosferom koja je štetna za metal.

Glavni izvori kalijuma su sušeni puter od kikirikija, agrumi, svo zeleno lisnato povrće. Ima dosta kalijuma u ribi i. Općenito, kalij je dio gotovo svih biljaka. i - šampioni u sadržaju kalijuma.

dnevne potrebe za kalijumom

Dnevna potreba ljudskog organizma za kalijumom zavisi od starosti, fizičkog stanja, pa čak i mesta stanovanja. Odraslim zdravim ljudima potrebno je 2,5 g kalijuma, trudnicama - 3,5 g, sportistima - do 5 grama kalijuma dnevno. Količina kalija potrebna za adolescente izračunava se po težini - 20 mg kalija na 1 kg tjelesne težine.

Korisna svojstva kalijuma i njegov uticaj na organizam

Kalijum je uključen u proces provođenja nervnih impulsa i njihovog prenošenja do inerviranih organa. Potiče bolju moždanu aktivnost, poboljšavajući njegovu opskrbu. Ima pozitivan učinak kod mnogih alergijskih stanja. Kalijum je neophodan za kontrakcije skeletnih mišića. Kalijum reguliše sadržaj soli, lužina i kiselina u organizmu, što pomaže u smanjenju edema.

Kalijum se nalazi u svim intracelularnim tečnostima, neophodan je za normalno funkcionisanje mekih tkiva (mišića, krvnih sudova i kapilara, endokrinih žlezda itd.)

Apsorpcija kalijuma

Kalijum se apsorbuje u organizam iz creva, gde ulazi sa hranom, a izlučuje se urinom, obično u istoj količini. Višak kalijuma se na isti način izlučuje iz organizma, ne zadržava se i ne akumulira. Prepreke normalnoj apsorpciji kalija može poslužiti kao pretjerana konzumacija kafe, šećera, alkohola.

Interakcija sa drugima

Kalijum deluje u bliskom kontaktu sa natrijumom i magnezijumom, uz povećanje koncentracije kalijuma, natrijum se brzo izlučuje iz organizma, a smanjenje količine magnezijuma može poremetiti apsorpciju kalijuma.

Znakovi nedostatka kalijuma

Nedostatak kalija u organizmu karakteriziraju slabost mišića, umor, pad imuniteta, poremećaji u radu miokarda, poremećaji krvnog tlaka, ubrzano i otežano disanje. Koža se može ljuštiti, oštećenja ne zarastaju dobro, kosa postaje jako suva i lomljiva. Postoje smetnje u radu gastrointestinalnog trakta - mučnina, povraćanje, probavne smetnje do gastritisa i čira.

Znakovi viška kalijuma

Višak kalija nastaje kod predoziranja lijekova koji sadrže kalij, a karakteriziraju ga neuromišićni poremećaji, pretjerano znojenje, razdražljivost, razdražljivost i plačljivost. Osoba stalno doživljava osjećaj žeđi, što dovodi do učestalog mokrenja. Gastrointestinalni trakt reagira crijevnim kolikama, naizmjeničnim zatvorom i proljevom.

Upotreba kalijuma u životu

Kalijum u obliku osnovnih jedinjenja ima široku primenu u medicini, poljoprivredi i industriji. Kalijeva đubriva su neophodna za normalan rast i sazrijevanje biljaka, a dobro je poznato kalijum permanganat, ovo nije ništa drugo do kalijum permanganat, vremenski testirani antiseptik.