Kalij u prirodi (2,4% u Zemljinoj kori). Svojstva kalija

Kalij

KALIJ-ja; m.[Arapski. kali] Kemijski element (K), srebrnobijeli metal koji se ekstrahira iz kalijevog karbonata (potaša).

◁ Kalij, th, th. K-th naslage. K soli. Potaša, th, th. K-ta industrija. K gnojiva.

kalij

(lat. Kalium), kemijski element I. skupine periodnog sustava, pripada alkalijskim metalima. Naziv je od arapske riječi al-kali - potaša (odavno poznati spoj kalija ekstrahiran iz drvenog pepela). Srebrnobijeli metal, mekan, topljiv; gustoća 0,8629 g / cm 3, t pl 63,51ºC. Na zraku brzo oksidira, s vodom reagira eksplozivno. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 7. mjesto (minerali: silvin, kainit, karnalit i dr.; vidi Kalijeve soli). Dio je tkiva biljnih i životinjskih organizama. Oko 90% ekstrahirane soli koristi se kao gnojivo. Metalni kalij se koristi u kemijskim izvorima struje, kao geter u elektronskim cijevima, za dobivanje superperoksida KO 2 ; legure K s Na - rashladna sredstva u nuklearnim reaktorima.

KALIJ

KALIJ (lat. Kalium), K (čitaj "kalij"), kemijski element atomskog broja 19, atomske mase 39,0983.
Kalij se prirodno pojavljuje 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 približno je 3 puta manje od T 1/2 urana-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. Tijekom b-raspada kalija-40 nastaje stabilni kalcij-40, a tijekom raspada tipom zarobljavanja elektrona (cm. ELEKTRONIČKO SNIMANJE) nastaje inertni plin argon-40.
Kalij je jedan od alkalnih metala (cm. ALKALNI METALI). U periodnom sustavu Mendeljejeva, kalij zauzima mjesto u četvrtoj periodi u podskupini IA. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 1, tako da kalij uvijek pokazuje oksidacijsko stanje +1 (valencija I).
Atomski polumjer kalija je 0,227 nm, polumjer iona je K + 0,133 nm. Energije uzastopne ionizacije atoma kalija su 4,34 i 31,8 eV. Elektronegativnost (cm. ELEKTRIČNA NEGATIVNOST) kalija po Paulingu 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
U slobodnom obliku - mekani, lagani, srebrnasti metal.
Povijest otkrića
Spojevi kalija, kao i njegov najbliži kemijski analog - natrij (cm. NATRIJ), poznati su od davnina i korišteni su u raznim područjima ljudske djelatnosti. Međutim, sami ovi metali su prvi put izolirani u slobodnom stanju tek 1807. godine tijekom pokusa engleskog znanstvenika G. Davyja (cm. DEVI Humphrey). Davy je, koristeći galvanske članke kao izvor električne struje, proveo elektrolizu talina potaše. (cm. POTAŠA) i kaustična soda (cm. KAUSTIČNA SODA) i tako izolirao metalni kalij i natrij koje je nazvao "kalij" (odatle ime kalija sačuvano u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj) i "natrij". Godine 1809. engleski kemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalij" (od arapskog al-kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalija u zemljinoj kori je 2,41% po masi, kalij je među prvih deset najčešćih elemenata u zemljinoj kori. Glavni minerali koji sadrže kalij: silvin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na, K) Cl (ovaj mineral je gusto komprimirana mehanička mješavina kristala kalijevog klorida KCl i natrijevog klorida NaCl), karnalit (cm. CARNALITE) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), razni aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) koji sadrži kalij, 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. ALUNIT) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Morska voda sadrži oko 0,04% kalija.
Priznanica
Trenutno se kalij dobiva reakcijom s tekućim natrijevim rastaljenim KOH (na 380-450 °C) ili KCl (na 760-890 °C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalij se također dobiva elektrolizom taline KCl pomiješane s K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 ° C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalij se pročišćava od nečistoća vakuumskom destilacijom.
Fizička i kemijska svojstva
Kalij je mekan, lako se reže nožem i podložan je prešanju i valjanju. Ima kubičnu kubičnu rešetku usmjerenu na tijelo, parametar a= 0,5344 nm. Gustoća kalija manja je od gustoće vode i iznosi 0,8629 g/cm 3 . Kao i svi alkalijski metali, kalij se lako tali (talište 63,51°C) i počinje isparavati čak i pri relativno niskoj temperaturi (vrelište kalija 761°C).
Kalij je, kao i drugi alkalijski metali, kemijski vrlo aktivan. Lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom stvarajući smjesu koja se uglavnom sastoji od K 2 O 2 peroksida i KO 2 superoksida (K 2 O 4):
2K + O 2 \u003d K 2 O 2, K + O 2 \u003d KO 2.
Kada se zagrijava na zraku, kalij gori ljubičastocrvenim plamenom. S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij stupa u eksploziju (nastali vodik se zapali):
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Kiseline koje sadrže kisik mogu se reducirati u ovoj interakciji. Na primjer, atom sumpora u sumpornoj kiselini 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 reagira s vodikom i tvori hidrid KN poput soli:
2K + H2 = 2KH
S halogenima (cm. HALOGENI) kalij stupa u interakciju s eksplozijom. Zanimljivo je primijetiti da kalij ne stupa u interakciju s dušikom.
Kao i drugi alkalijski metali, kalij se lako otapa u tekućem amonijaku stvarajući plave otopine. U tom se stanju kalij koristi za izvođenje određenih reakcija. Tijekom skladištenja, kalij polako reagira s amonijakom i nastaje amid KNH 2:
2K + 2NH 3 fl. \u003d 2KNH2 + H2
Najvažniji spojevi kalija 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 klorid.
Kalijev oksid K 2 O, u pravilu, dobiva se neizravno reakcijom peroksida i metalnog kalija:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Ovaj oksid pokazuje izražena bazična svojstva, lako reagira s vodom pri čemu nastaje kalijev hidroksid KOH:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kalijev hidroksid, ili kaustična potaša, vrlo je topiv u vodi (do 49,10% težine na 20°C). Dobivena otopina je vrlo jaka baza povezana s alkalijama ( cm. ALKALNI). 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 odvija reakcija kada se reagensi spoje).
U industriji se kalijev hidroksid KOH dobiva elektrolizom vodenih otopina KCl ili K 2 CO 3 pomoću ionsko-izmjenjivačkih 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 s Ca (OH) 2 ili Ba (OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Dodir s krutim kalijevim hidroksidom ili kapljicama njegovih otopina na koži i očima uzrokuje ozbiljne opekline kože i sluznice, stoga s ovim kaustičnim tvarima radite samo u zaštitnim naočalama i rukavicama. Vodene otopine kalijevog hidroksida tijekom skladištenja uništavaju staklo, otapaju - porculan.
Kalijev karbonat K 2 CO 3 (uobičajeno zvan potaša) dobiva se 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.
Primjena
Metalni kalij - materijal za elektrode u kemijskim izvorima struje. Kao rashladno sredstvo koristi se legura kalija s drugim alkalnim metalom - natrijem (cm. RASHLADNA TEKUĆINA) u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većoj mjeri od metalnog kalija, njegovi spojevi se koriste. Kalij je važna komponenta mineralne ishrane biljaka, potrebna im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se kalijeva gnojiva široko koriste. (cm. POTAŠNA GNOJIVA): kalijev klorid KCl, kalijev nitrat, ili kalijev nitrat, KNO 3, kalijev klorid K 2 CO 3 i druge kalijeve soli. Potaša se također koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika u pročišćavanju plinova, kao sredstvo za dehidraciju i u štavljenju kože.
Kao lijek koristi se kalijev jodid KI. Kalijev jodid također se koristi u fotografiji i kao mikrognojivo. Kao antiseptik koristi se otopina kalijevog permanganata KMnO 4 ("kalijev permanganat").
Prema sadržaju radioaktivnog 40 K u stijenama određuje se njihova starost.
kalija u tijelu
Kalij je jedan od najvažnijih biogenih elemenata (cm. BIOGENI ELEMENTI) prisutan u svim stanicama svih organizama. Ioni kalija K + sudjeluju u radu ionskih kanala (cm. IONSKI KANALI) te regulaciju propusnosti bioloških membrana (cm. BIOLOŠKE MEMBRANE), u stvaranju i provođenju živčanog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u raznim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliran je steroidnim hormonima nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku ljudsko tijelo (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Dakle, za normalan život s hranom, tijelo treba primiti 2-3 g kalija dnevno. Namirnice bogate kalijem kao što su grožđice, suhe marelice, grašak i druge.
Značajke rukovanja metalnim kalijem
Metalni kalij može uzrokovati vrlo teške opekline kože, ako i najmanje čestice kalija dospiju u oči, dolazi do teških ozljeda s gubitkom vida, stoga s metalnim kalijem možete raditi samo u zaštitnim rukavicama i naočalama. Zapaljena potaša se prelije mineralnim uljem ili prekrije mješavinom talka i NaCl. Kalij se skladišti u hermetički zatvorenim željeznim posudama pod slojem dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte što je "kalij" u drugim rječnicima:

Kalij 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalium, od arapskog. kali, lužina. Mekani i lagani metal koji čini bazu Kali. 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. ... ... Rječnik stranih riječi ruskog jezika

- (Kalij), K, kemijski element I. skupine periodnog sustava, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalijske metale; tt 63,51 °C. U živim organizmima, kalij je glavni unutarstanični kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Moderna enciklopedija

KALIJ- (Kalij, s. Kalij), kem. element, čar. K, redni broj 19, srebrnobijeli, sjajni metal, gustoće voska kod običnog ta; otkrio Devi 1807. Oud. u. na 20° 0,8621, atomska težina 39,1, monovalentan; točka topljenja … Velika medicinska enciklopedija

Kalij- (Kalij), K, kemijski element I. skupine periodnog sustava, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalijske metale; t.t. 63,51°C. U živim organizmima, kalij je glavni unutarstanični kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Ilustrirani enciklopedijski rječnik

- (simbol K), uobičajeni kemijski element vezan uz alkalijske metale. Prvi ga je izolirao Sir Humphry Davy 1807. Njegove glavne rude su silvin (kalijev klorid), karnalit i polihalit. Kalij je rashladno sredstvo u atomskim ... Znanstveni i tehnički enciklopedijski rječnik

Suprug. kalij, metal koji čini bazu kalija, vrlo sličan natriju (natrij). Kali usp., neskl., biljna lužina ili lužnata sol; kalijev karbonat, čista potaša. Kalij, koji se odnosi na kalij. Calistic, koji sadrži kalij. Objašnjenje ... ... Dahlov objasnidbeni rječnik - KALIJ, kalij, mn. ne, muški rod, i kali, nejasno, usp. (arap. potash) (kem.). Kemijski element je srebrno-bijeli alkalni metal, ekstrahiran iz ugljično-kalijeve soli. Objašnjavajući rječnik Ušakova. D.N. Ushakov. 1935. 1940. ... Objašnjavajući rječnik Ušakova

Sadržaj članka

KALIJ(Kalij) K, kemijski element 1. skupine (Ia) periodnog sustava, alkalni je 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 s vremenom poluraspada od ~10 9 godina. Ovaj izotop ima posebnu ulogu u prirodi. Njegov udio u mješavini izotopa je samo 0,01%, međutim, on je izvor gotovo cjelokupnog argona 40 Ar sadržanog u zemljinoj atmosferi, koji nastaje tijekom radioaktivnog raspada 40 K. Osim toga, 40 K je prisutan u svim živih organizama, što, možda, ima neki utjecaj na njihov razvoj.

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

+1 oksidacijsko stanje.

Spojevi kalija poznati su od davnina. Potaša - kalijev karbonat K 2 CO 3 - odavno je izoliran iz drvenog pepela.

Metalni kalij dobio je elektrolizom rastaljene kaustične potaše (KOH) 1807. godine engleski kemičar i fizičar Humphry Davy. Naziv "kalij", koji je odabrao Davy, odražava porijeklo ovog elementa iz kalijeve soli. Latinsko ime elementa potječe od arapskog naziva za potašu - "al-kali". Riječ "kalij" u rusku kemijsku nomenklaturu uveo je 1831. petrogradski akademik Hermann Hess (1802–1850).

Rasprostranjenost kalija u prirodi i njegovo industrijsko dobivanje.

Velike naslage kalijevih soli u relativno čistom obliku nastale su kao rezultat isparavanja drevnih mora. Najvažniji kalijevi minerali za kemijsku industriju su silvin (KCl) i silvinit (mješavina soli NaCl i KCl). Kalij se također nalazi u obliku dvostrukog klorida 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. industrijskom vađenju kalijeve soli.

Oceanska voda sadrži oko 0,06% kalijevog klorida. U nekim kopnenim vodama, poput Slanog jezera ili Mrtvog mora, njegova koncentracija može biti visoka i do 1,5%, što čini ekstrakciju elementa ekonomski isplativom. U Jordanu je izgrađena ogromna tvornica koja može izvući milijune tona kalijeve soli iz Mrtvog mora.

Iako su natrij i kalij gotovo jednako zastupljeni u stijenama, kalija je oko 30 puta manje nego natrija u oceanu. To je posebno zbog činjenice da su kalijeve soli koje sadrže veći kation manje topive od natrijevih soli, a kalij je čvršće vezan u složenim silikatima i alumosilikatima u tlu zbog ionske izmjene u glinama. Osim toga, kalij, koji se ispire iz stijena, biljke više apsorbiraju. Procjenjuje se da od tisuću atoma kalija oslobođenih tijekom kemijskog trošenja samo dva dospijevaju u morske bazene, a 998 ostaje u tlu. “Tlo apsorbira kalij, i to je njegova čudesna moć”, napisao je akademik Alexander Evgenievich Fersman (1883-1945).

Kalij je bitan element biljnog života, a razvoj divljih biljaka često je ograničen dostupnošću kalija. S nedostatkom kalija biljke sporije rastu, listovi, osobito stari, žute i posmeđe na rubovima, stabljika postaje tanka i lomljiva, a sjeme gubi sposobnost klijavosti. Plodovi takve biljke - to je posebno vidljivo na voću - bit će manje slatki od onih biljaka koje su primile normalnu dozu kalija. Nedostatak kalija nadoknađuje se gnojivima.

Kalijeva gnojiva glavna su vrsta proizvoda koji sadrže kalij (95%). KCl se najviše koristi i čini više od 90% kalija koji se koristi kao gnojivo.

Svjetska proizvodnja kalijevih gnojiva u 2003. procijenjena je na 27,8 milijuna tona (u smislu K 2 O, sadržaj kalija u kalijevim gnojivima obično se pretvara u K 2 O). Od toga je 33% proizvedeno u Kanadi. 13% svjetske proizvodnje kalijevih gnojiva čine proizvodna udruženja Uralkali i Belaruskali.

Karakterizacija jednostavne tvari i industrijska proizvodnja metalnog kalija.

Kalij je mekan, srebrnastobijeli metal s talištem od 63,51 ° C i vrelištem od 761 ° C. Daje plamenu karakterističnu crveno-ljubičastu boju, što je posljedica lakoće pobuđivanja njegovih vanjskih elektrona.

Kemijski je vrlo aktivan, lako stupa u interakciju s kisikom i zapali se zagrijavanjem na zraku. Glavni produkt ove reakcije je kalijev superoksid KO 2 .

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

Kada se zagrije na 200-350°C, kalij reagira s vodikom i tvori KH hidrid. Metalni kalij se zapali u atmosferi fluora, slabo djeluje s tekućim klorom, ali eksplodira u kontaktu s bromom i trljanjem s jodom. Kalij reagira s halkogenima i fosforom. S grafitom na 250–500°C stvara slojevite spojeve sastava C 8 K–C 60 K.

Kalij se otapa u tekućem amonijaku (35,9 g u 100 ml na -70°C) i stvara svijetloplave metastabilne otopine neobičnih svojstava. Ovu pojavu je očito prvi put uočio Sir Humphrey Davy 1808. Otopine kalija u tekućem amonijaku su naširoko proučavane otkad ih je dobio T. Weil 1863.

Kalij se ne otapa u tekućem litiju, magneziju, kadmiju, cinku, aluminiju i galiju i ne reagira s njima. S natrijem tvori intermetalni spoj KNa 2, koji se tali uz raspad na 7°C. S rubidijem i cezijem, kalij daje čvrste otopine s minimalnim talištem od oko 35°C. Sa živom, tvori amalgam koji sadrži dva merkurida KHg 2 i KHg s talištem 270 odnosno 180°C.

Kalij snažno djeluje s mnogim oksidima, reducirajući ih na jednostavne tvari. S alkoholima stvara alkoholate.

Za razliku od natrija, kalij se ne može dobiti elektrolizom taline klorida, jer se kalij vrlo dobro otapa u rastaljenom kloridu i ne isplivava 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 s metalnim natrijem na 850 ° C.

Redukcija kalijevog klorida s natrijem, na prvi pogled, proturječi uobičajenom redu reaktivnosti (kalij je reaktivniji od natrija). Međutim, na 850–880 ° C uspostavlja se ravnoteža:

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

Budući da je kalij hlapljiviji, ranije ispari, što pomiče ravnotežu i potiče reakciju. Kalij se može dobiti frakcijskom destilacijom u napunjenoj koloni čistoće 99,5%, ali se za transport obično koristi mješavina kalija i natrija. Legure koje sadrže 15–55 % natrija su (na sobnoj temperaturi) tekuće, pa se lakše transportiraju.

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

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

Metalni kalij, koji je teže i skuplji za proizvodnju od natrija, proizvodi se u mnogo manjim količinama (svjetska proizvodnja je oko 500 tona godišnje). Jedno od najvažnijih područja primjene je proizvodnja superoksida KO 2 izravnim izgaranjem metala.

Metalni kalij se koristi kao katalizator u proizvodnji pojedinih vrsta sintetičkog kaučuka, kao iu laboratorijskoj praksi. Legura kalija i natrija služi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima. Također je redukcijsko sredstvo u proizvodnji titana.

Kalij uzrokuje ozbiljne opekline kože. Ako čak i najmanje njegove mrvice dospiju u oči, moguć je gubitak vida. Zapaljena potaša se prelije mineralnim uljem ili prekrije mješavinom talka i natrijevog klorida.

Kalij se skladišti u hermetički zatvorenim kutijama pod slojem dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja. Otpad kalija zbrinjava se obradom suhim etanolom ili propanolom, nakon čega slijedi razgradnja nastalih alkoholata vodom.

Spojevi kalija.

Kalij tvori brojne binarne spojeve i soli. Gotovo sve kalijeve soli su visoko topljive. Iznimke su:

KHC 4 H 4 O 6 - kalijev hidrogentartrat

KClO 4 - kalijev perklorat

K 2 Na 6H 2 O - natrijev dikalijev heksanitrokobaltat (III) hidrat

K 2 - kalijev heksakloroplatinat (IV)

kalijev oksid K 2 O stvara žućkaste kristale. Dobiva se zagrijavanjem kalija s hidroksidom, peroksidom, nitratom ili kalijevim nitritom:

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

Primjenjuje se i zagrijavanje smjese kalijevog azida KN 3 i kalijevog nitrita ili oksidacija kalija otopljenog u tekućem amonijaku s izračunatom količinom kisika.

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

Kalijev peroksid Teško je dobiti K 2 O 2 iz jednostavnih tvari, budući da se lako oksidira u superoksid KO 2, stoga se koristi oksidacija metala s NO. Međutim, najbolja metoda za njegovu pripremu je kvantitativna oksidacija metala otopljenog u tekućem amonijaku.

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

Kalijev superoksid KO 2 (narančasto) nastaje pri normalnom izgaranju metala u zraku. Ovaj se spoj koristi kao pomoćni izvor kisika u maskama za disanje u rudnicima, podmornicama i svemirskim letjelicama.

Pažljivom termičkom razgradnjom KO 2 nastaje seskvioksid “K 2 O 3 ” u obliku tamnog paramagnetskog praha, koji se može dobiti i oksidacijom metala otopljenog u tekućem amonijaku ili kontroliranom oksidacijom peroksida. Pretpostavlja se da se radi o dinaperoksid-peroksidu [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2].

Kalijev ozonid KO 3 se može dobiti djelovanjem ozona na prah bezvodnog kalijevog hidroksida na niskoj temperaturi, nakon čega slijedi ekstrakcija produkta (crveno) tekućim amonijakom. Koristi se kao komponenta sastava za regeneraciju zraka u zatvorenim sustavima.

Kalij hidroksid KOH je jaka baza i spada u lužine. Njegov tradicionalni naziv "kaustična potaša" odražava korozivni učinak ove tvari na živa tkiva.

U industriji se kalijev hidroksid dobiva elektrolizom vodenih otopina kalijevog klorida ili karbonata sa željeznom ili živinom katodom (svjetska proizvodnja je oko 0,7 milijuna tona godišnje). Kalijev hidroksid može se izolirati iz filtrata nakon odvajanja taloga nastalih interakcijom kalijevog karbonata s kalcijevim hidroksidom ili kalijevog sulfata s barijevim hidroksidom.

Kalijev hidroksid koristi se za proizvodnju tekućeg sapuna i raznih spojeva kalija. Osim toga, služi kao elektrolit u alkalnim baterijama.

Kalijev fluorid KF tvori rijedak mineral karobiit. Kalijev fluorid dobiva se interakcijom vodenih otopina fluorovodika ili amonijevog fluorida s kalijevim hidroksidom ili njegovim solima.

Kalijev fluorid koristi se za sintezu raznih kalijevih spojeva koji sadrže fluor, kao sredstvo za fluoriranje u organskoj sintezi, a također i kao komponenta kitova otpornih na kiseline i specijalnih stakala.

kalijev klorid KCl se nalazi u prirodi. Sirovine za njegovu izolaciju su silvin, silvinit, karnalit.

Kalijev klorid dobiva se iz silvinita metodama galurgije i flotacije. Galurgija (u prijevodu s grčkog - "posao soli") uključuje proučavanje sastava i svojstava prirodnih sirovina soli i razvoj metoda za industrijsku proizvodnju mineralnih soli iz njih. Metoda halurške separacije temelji se na različitoj topivosti KCl i NaCl u vodi pri povišenim temperaturama. Pri normalnoj temperaturi topljivost kalijevih i natrijevih klorida gotovo je ista. S povećanjem temperature, topljivost natrijeva klorida gotovo se ne mijenja, a topljivost kalijevog klorida naglo raste. Na hladnom se priprema zasićena otopina obje soli, zatim se zagrijava i njome se tretira silvinit. U tom slučaju otopina se dodatno zasiti kalijevim kloridom, a dio natrijevog klorida se istisne iz otopine, istaloži i odvoji filtracijom. Otopina se ohladi i višak kalij klorida kristalizira. Kristali se odvajaju u centrifugama i suše, a matična otopina se koristi za preradu nove porcije silvinita. Za izolaciju kalijevog klorida ova metoda ima širu primjenu od metode flotacije koja se temelji na različitoj močivosti tvari.

Kalijev klorid je najčešće kalijevo gnojivo. Osim što se koristi kao gnojivo, uglavnom se koristi za proizvodnju kalijevog hidroksida elektrolizom. Iz njega se dobivaju i drugi spojevi kalija.

Kalijev bromid KBr se dobiva reakcijom broma s kalijevim hidroksidom u prisutnosti amonijaka, kao i reakcijom broma ili bromida s kalijevim solima.

Kalijev bromid naširoko se koristi u fotografiji. Često služi kao izvor broma u organskoj sintezi. Ranije se kalijev bromid koristio kao sedativ u medicini ("brom"). Monokristali kalijevog bromida koriste se u proizvodnji prizmi za IR spektrometre, a također i kao matrica pri snimanju IR spektara čvrstih tvari.

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

Kalijev jodid dobiva se interakcijom joda s kalijevim hidroksidom u prisutnosti mravlje kiseline ili vodikovog peroksida, kao i reakcijama izmjene jodida s kalijevim solima. Oksidira se dušičnom kiselinom u kalijev jodat KIO 3 . Kalijev jodid reagira s jodom stvarajući u vodi topljivi kompleks K, a s klorom i bromom daje K odnosno K.

Kalijev jodid koristi se kao lijek u medicini i veterini. To je reagens u jodometriji. Kalijev jodid je sredstvo protiv zamagljivanja u fotografiji, komponenta elektrolita u elektrokemijskim pretvaračima, dodatak za povećanje topljivosti joda u vodi i polarnim otapalima, mikrognojivo.

kalijev sulfid K 2 S je visoko topljiv u vodi. Tijekom hidrolize stvara alkalno okruženje u otopini:

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

Kalijev sulfid lako oksidira na zraku i gori kad se zapali. Dobiva se interakcijom kalija ili kalijevog karbonata sa sumporom bez pristupa zraku, kao i redukcijom kalijevog sulfata s ugljikom.

Kalijev sulfid je sastavni dio fotoosjetljivih emulzija u fotografiji. Koristi se kao analitički reagens za odvajanje metalnih sulfida i kao komponenta formulacija za obradu kože.

Kada se vodena otopina zasiti vodikovim sulfidom, nastaje kalijev hidrosulfid KHS, koji se može izolirati kao bezbojni kristali. Koristi se u analitičkoj kemiji za odvajanje teških metala.

Zagrijavanjem kalijevog sulfida sa sumporom dobivaju se žuti ili crveni kalijevi polisulfidi KS. n (n= 2–6). Vodene otopine kalijevih polisulfida mogu se dobiti kuhanjem otopina kalijevog hidroksida ili kalijevog sulfida sa sumporom. Kada se kalijev karbonat sinterira s viškom sumpora na zraku, nastaje tzv. sumporna jetra - mješavina KS n i K2S2O3.

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

kalijev sulfat K 2 SO 4 se prirodno pojavljuje u naslagama kalijeve soli i u vodama slanih jezera. Može se dobiti reakcijom izmjene između kalijevog klorida i sumporne kiseline ili sulfata drugih elemenata.

Kalijev sulfat se koristi kao gnojivo. Ova tvar je skuplja od kalijevog klorida, ali nije higroskopna i ne stvrdnjava se, za razliku od kalijevog klorida, kalijev sulfat se može koristiti na bilo kojem tlu, uključujući slanu otopinu.

Stipsa i drugi spojevi kalija dobivaju se iz kalijevog sulfata. Dio je šarže u proizvodnji stakla.

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

Kalijev nitrat dobiva se reakcijom izmjene između kalijevog klorida i natrijevog nitrata, kao i djelovanjem dušične kiseline ili nitroznih plinova na kalijev karbonat ili klorid.

Kalijev nitrat izvrsno je gnojivo koje sadrži i kalij i dušik, ali se koristi manje od kalijevog klorida zbog visokih troškova proizvodnje. Kalijev nitrat također se koristi za proizvodnju crnog baruta i pirotehničkih sastava, u proizvodnji šibica i stakla. Osim toga, koristi se u konzerviranju mesnih proizvoda.

Kalijev karbonat K 2 CO 3 naziva se i potaša. Dobiva se djelovanjem ugljičnog dioksida na otopine kalijevog hidroksida ili suspenzije magnezijevog karbonata u prisutnosti kalijevog klorida. To je nusproizvod u preradi nefelina u glinicu.

Značajna količina kalijevog karbonata nalazi se u biljnom pepelu. Najviše kalija ima u pepelu suncokreta - 36,3%. U pepelu drva za ogrjev kalijev oksid je mnogo manji - od 3,2% (ogrjevno drvo smreke) do 13,8% (ogrjevno drvo breze). U pepelu od treseta još je manje kalija.

Kalijev karbonat se uglavnom koristi za proizvodnju visokokvalitetnog stakla koje se koristi u optičkim lećama, televizijskim cijevima u boji i fluorescentnim svjetiljkama. Također se koristi u proizvodnji porculana, boja i pigmenata.

Kalijev permanganat KMnO 4 stvara tamnoljubičaste kristale. Otopine ove tvari imaju crveno-ljubičastu boju. Kalijev permanganat se dobiva anodnom oksidacijom mangana ili feromangana u jako alkalnom mediju.

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

Kalijev hidrid KH je bijela krutina koja se zagrijavanjem raspada na jednostavne tvari. Kalijev hidrid je najjače redukcijsko sredstvo. Zapaljuje se na vlažnom zraku i u sredinama s fluorom ili klorom. Kalijev hidrid može se oksidirati čak i sa slabim oksidacijskim sredstvima kao što su voda i ugljikov dioksid:

KH + H2O \u003d KOH + H2

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

Kalijev hidrid također reagira s kiselinama i alkoholima i može se zapaliti. Reducira sumporovodik, klorovodik i druge tvari koje sadrže vodik (I):

2KH + H2S = K2S + 2H2

KH + HCl \u003d KCl + H 2

Kalijev hidrid se koristi kao redukcijsko sredstvo u anorganskim i organskim sintezama.

Kalijev cijanid KCN, poznat kao kalijev cijanid, tvori bezbojne kristale koji su visoko topljivi u vodi i nekim nevodenim otapalima. U vodenoj otopini postupno hidrolizira uz oslobađanje cijanovodika HCN, a kuhanjem vodenih otopina raspada se na kalijev format i amonijak.

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

Pod sličnim uvjetima, interakcija se odvija u slučaju zlata. Istina, ovaj manje aktivni metal nije sposoban oksidirati vodom, ali u prisutnosti kisika prelazi u otopinu u obliku cijano kompleksa - kalij dicijanoaurata(I):

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

Kalijev cijanid se priprema reakcijom cijanovodika sa suviškom kalijevog hidroksida. Reagens je za ekstrakciju srebra i zlata iz siromašnih ruda, sastojak elektrolita za pročišćavanje platine iz srebra te za galvansko pozlaćivanje i posrebrenje. Kalijev cijanid se koristi kao reagens u kemijskoj analizi za određivanje srebra, nikla i žive.

Kalijev cijanid je vrlo otrovan. Smrtonosna doza za ljude je 120 mg.

Složeni spojevi. Kalij tvori najstabilnije kompleksne spojeve s polidentatnim ligandima (molekulama ili ionima koji se mogu povezati s atomom pomoću nekoliko veza), na primjer, s makrocikličkim poliesterima (krunski eteri).

Krunski 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 kisika označavaju se brojevima, koji se nalaze ispred, odnosno iza riječi "kruna". Takvi su nazivi puno kraći od sustavnih. Na primjer, 12-kruna-4 (slika 1) se prema međunarodnoj nomenklaturi naziva 1,4,7,10,13-tetraoksociklododekan.

Riža. jedan. GRAFIČKA FORMULA spojevi 12-kruna-4.

Krunski eteri tvore stabilne komplekse s metalnim kationima. U ovom slučaju, kation je uključen u intramolekularnu šupljinu krunskog etera i tamo se zadržava zbog ion-dipolne interakcije s atomima kisika. Najstabilniji kompleksi su oni s kationima čiji geometrijski parametri odgovaraju šupljini krunskog etera. Najstabilniji kompleksi s kalijevim kationom tvore krunske etere koji sadrže 6 atoma kisika, na primjer 18-kruna-6 (slika 2).

Riža. 2. GRAFIČKA FORMULA kompleks kalija 18-kruna-6 .

Biološka uloga kalija(i natrija). Kalij zajedno s natrijem regulira metaboličke procese u živim organizmima. U ljudskom tijelu stanice sadrže veliku količinu iona kalija (0,12–0,16 mol/l), ali relativno malo iona natrija (0,01 mol/l). Sadržaj natrijevih iona znatno je veći u izvanstaničnoj tekućini (oko 0,12 mol / l), stoga ioni kalija kontroliraju unutarstaničnu aktivnost, a ioni natrija kontroliraju međustaničnu aktivnost. Ovi ioni ne mogu zamijeniti jedni druge.

Postojanje natrij-kalijevog gradijenta s unutarnje i vanjske strane stanične membrane dovodi do pojave razlike potencijala na suprotnim stranama membrane. Živčana vlakna mogu prenositi impulse, a mišići se mogu kontrahirati upravo zahvaljujući postojanju unutarnjeg negativnog naboja u odnosu na vanjsku površinu membrane. Dakle, u tijelu ioni natrija i kalija vrše fiziološku kontrolu i okidače. Oni doprinose prijenosu živčanih impulsa. Ljudska psiha ovisi o ravnoteži iona natrija i kalija u tijelu. Koncentraciju iona natrija i kalija koji se zadržavaju i izlučuju putem bubrega kontroliraju određeni hormoni. Dakle, mineralokortikoidi doprinose povećanju oslobađanja iona kalija i smanjenju oslobađanja iona natrija.

Ioni kalija ulaze u sastav enzima koji kataliziraju prijenos (transport) iona kroz biomembrane, redoks i hidrolitičke procese. Također služe za održavanje strukture staničnih stijenki i kontrolu njihovog stanja. Ion natrija aktivira nekoliko enzima koje kalij ne može aktivirati, kao što ion natrija ne može djelovati na enzime ovisne o kaliju. Kada ti ioni uđu u stanicu, vežu ih odgovarajući ligand u skladu s njihovom kemijskom aktivnošću. Ulogu takvih liganada igraju makrociklički spojevi, čiji su modelni analozi krunski eteri. Neki antibiotici (poput valinomicina) prenose ione kalija u mitohondrije.

Utvrđeno je da su za rad (Na + –K +)-ATPaze (adenozin trifosfataze), membranskog enzima koji katalizira hidrolizu ATP-a, istovremeno potrebni ioni natrija i kalija. Transportna ATPaza veže i otpušta ione natrija i kalija u određenim fazama enzimske reakcije, budući da se afinitet aktivnih mjesta enzima za ione natrija i kalija mijenja kako reakcija napreduje. Istodobno, strukturne promjene u enzimu dovode do toga da se natrijevi i kalijevi kationi prihvaćaju s jedne strane membrane, a oslobađaju s druge. Dakle, istodobno s hidrolizom ATP-a dolazi i do selektivnog kretanja kationa alkalnih elemenata (rad tzv. Na–K pumpe).

Dnevna potreba za kalijem kod djeteta iznosi 12-13 mg po 1 kg težine, a kod odrasle osobe 2-3 mg, tj. 4-6 puta manje. Osoba dobiva većinu kalija koji mu je potreban iz hrane biljnog podrijetla.

Elena Savinkina

Ovaj članak će karakterizirati kalij sa stajališta fizike i kemije. Prva od tih znanosti proučava mehanička i vanjska svojstva tvari. A drugo - njihova međusobna interakcija - je kemija. Kalij je devetnaesti element u periodnom sustavu. Pripada U ovom će se članku razmotriti elektronska formula kalija, njegovo ponašanje s drugim tvarima itd. Ovo je jedan od najaktivnijih metala. Znanost koja se bavi proučavanjem ovog i drugih elemenata je kemija. Razred 8 predviđa proučavanje njihovih svojstava. Stoga će ovaj članak biti koristan studentima. Dakle, počnimo.

Karakteristike kalija u smislu fizike

Ovo je jednostavna tvar, koja je u normalnim uvjetima u čvrstom agregatnom stanju. Točka topljenja je šezdeset tri stupnja Celzijusa. Ovaj metal vrije kada temperatura dosegne sedamsto šezdeset i jedan stupanj Celzijusa. Dotična tvar ima srebrno-bijelu boju. Ima metalni sjaj.

Gustoća kalija je osamdeset i šest stotinki grama po kubnom centimetru. To je vrlo lagan metal. Formula za kalij je vrlo jednostavna – ne stvara molekule. Ova tvar se sastoji od atoma koji se nalaze blizu jedan drugome i imaju kristalnu rešetku. Atomska masa kalija je trideset devet grama po molu. Tvrdoća mu je vrlo mala - lako se reže nožem, poput sira.

Kalij i kemija

Počnimo s činjenicom da je kalij kemijski element koji ima vrlo visoku kemijsku aktivnost. Ne možete ga čak ni čuvati na otvorenom, jer odmah počinje reagirati s tvarima koje ga okružuju. Kalij je kemijski element koji pripada prvoj skupini i četvrtoj periodi periodnog sustava elemenata. Ima sva svojstva koja su karakteristična za metale.

Interakcija s jednostavnim tvarima

Tu spadaju: kisik, dušik, sumpor, fosfor, halogeni (jod, fluor, klor, brom). Redom, razmotrite interakciju kalija sa svakim od njih. Interakcija s kisikom naziva se oksidacija. Tijekom te kemijske reakcije troše se kalij i kisik u molarnom omjeru četiri prema jedan, pri čemu nastaje oksid dotičnog metala u količini od dva dijela. Ova interakcija može se izraziti pomoću sljedeće jednadžbe reakcije: 4K + O2 = 2K2O. Kada se kalij spali, može se primijetiti svijetli ljubičasti plamen.

Stoga se ova reakcija smatra kvalitativnom za određivanje kalija. Reakcije s halogenima nazivaju se prema nazivima tih kemijskih elemenata: to su jodiranje, fluoriranje, kloriranje, bromiranje. Te se interakcije mogu nazvati adicijskim reakcijama, jer se atomi dviju različitih tvari spajaju u jednu. Primjer takvog procesa je reakcija između kalija i klora, koja rezultira stvaranjem klorida predmetnog metala. Za izvođenje ove interakcije potrebno je uzeti ove dvije komponente - dva mola prve i jednu mola druge. Kao rezultat toga nastaju dva mola kalijevog spoja. Ova reakcija se izražava sljedećom jednadžbom: 2K + CI2 = 2KCI. S dušikom, kalij može stvarati spojeve kada izgara na otvorenom. Tijekom te reakcije troše se predmetni metal i dušik u molarnom omjeru šest prema jedan, a kao rezultat te interakcije nastaje kalijev nitrid u količini od dva dijela. To se može prikazati kao sljedeća jednadžba: 6K + N2 = 2K3N. Ovaj spoj su zeleno-crni kristali. S fosforom dotični metal reagira po istom principu. Ako uzmemo tri mola kalija i jedan mol fosfora, dobit ćemo jedan mol fosfida. Ova kemijska interakcija može se napisati kao sljedeća reakcijska jednadžba: 3K + P = K3P. Osim toga, kalij može reagirati s vodikom, stvarajući hidrid. Kao primjer može se dati sljedeća jednadžba: 2K + H2 \u003d 2KN. Sve adicijske reakcije odvijaju se samo u prisutnosti visokih temperatura.

Interakcija sa složenim tvarima

Karakteristike kalija s gledišta kemije omogućuju razmatranje ove teme. Kalij može reagirati s vodom, kiselinama, solima, oksidima. Kod svih njih dotični metal različito reagira.

kalija i vode

Ovaj kemijski element burno reagira s njim. U tom slučaju nastaje hidroksid, kao i vodik. Ako uzmemo dva mola kalija i vode, dobit ćemo istu količinu i jedan mol vodika. Ova kemijska interakcija može se izraziti pomoću sljedeće jednadžbe: 2K + 2H2O = 2KOH = H2.

Reakcije s kiselinama

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

Kalij i oksidi

S ovom skupinom anorganskih tvari dotični metal reagira samo uz značajno zagrijavanje. Ako je atom metala koji je dio oksida pasivniji od onog o kojem govorimo u ovom članku, dolazi zapravo do reakcije izmjene. Na primjer, ako uzmemo dva mola kalija i jedan mol bakrovog oksida, tada se kao rezultat njihove interakcije može dobiti jedan mol oksida dotičnog kemijskog elementa i čisti bakar. To se može prikazati u obliku sljedeće jednadžbe: 2K + CuO = K2O + Cu. Ovdje dolazi do izražaja snažna redukcijska svojstva kalija.

Interakcija s bazama

Kalij može reagirati s metalnim hidroksidima, koji se nalaze desno od njega u elektrokemijskom nizu aktivnosti. U ovom slučaju očituju se i njegova restorativna 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) - on će se istaložiti . Prikazana kemijska interakcija može se prikazati kao sljedeća jednadžba: 2K + Ba(OH)2 = 2KOH + Ba.

Reakcije sa solima

U ovom slučaju kalij još uvijek pokazuje svoja svojstva jakog redukcijskog sredstva. Zamjenom atoma kemijski pasivnijih elemenata, omogućuje vam dobivanje čistog metala. Na primjer, ako u količini od dva mola dodate tri mola kalija, tada kao rezultat ove reakcije dobivamo tri mola kalijevog klorida i dva mola aluminija. Ovaj se proces može izraziti pomoću jednadžbe na sljedeći način: 3K + 2AÍSÍ3 = 3KÍ2 + 2AÍ.

Reakcije s mastima

Doda li se kalij bilo kojoj organskoj tvari ove skupine, on će također istisnuti jedan od atoma vodika. Na primjer, kada se stearin pomiješa s predmetnim metalom, nastaju kalijev stearat i vodik. Dobivena tvar koristi se za izradu tekućeg sapuna. Ovdje završava karakterizacija kalija i njegovih interakcija s drugim tvarima.

Primjena kalija i njegovih spojeva

Kao i svi metali, ovaj o kojem se govori u ovom članku neophodan je za mnoge industrijske procese. Glavna uporaba kalija događa se u kemijskoj industriji. Zbog visoke kemijske aktivnosti, izraženih alkalnih metala i redukcijskih svojstava, koristi se kao reagens za mnoge interakcije i dobivanje raznih tvari. 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. Uz sve navedeno, jedna je od glavnih komponenti gnojiva za biljke. Osim toga, njegovi se spojevi koriste u raznim industrijama. Dakle, u rudarstvu zlata koristi se kalijev cijanid, koji služi kao reagens za izdvajanje vrijednih metala iz ruda. Fosfati kemijskog elementa koji se razmatra sastavni su dijelovi raznih proizvoda za čišćenje i prašaka. Šibice sadrže klorat ovog metala. U proizvodnji filmova za stare fotoaparate korišten je bromid predmetnog elementa. Kao što već znate, može se dobiti bromiranjem kalija na visokim temperaturama. U medicini se koristi klorid ovog kemijskog elementa. U izradi sapuna - stearat i drugi derivati masti.

Dobivanje predmetnog metala

Danas se kalij vadi u laboratorijima na dva glavna načina. Prvi je obnoviti ga iz hidroksida uz pomoć natrija, koji je kemijski još aktivniji od kalija. A drugi je dobivanje iz klorida, također uz pomoć natrija. Ako dodate istu količinu natrija jednom molu kalijevog hidroksida, nastaje jedan mol natrijeve lužine i čistog kalija. Jednadžba za ovu reakciju je sljedeća: KOH + Na = NaOH + K. Za izvođenje reakcije drugog tipa potrebno je pomiješati klorid dotičnog metala i natrij u jednakim molarnim omjerima. Zbog toga se u istom omjeru stvaraju tvari poput kuhinjske soli i kalija. Ova kemijska interakcija može se izraziti pomoću sljedeće reakcijske jednadžbe: KSI + Na = NaCl + K.

Struktura kalija

Atom ovog kemijskog elementa, kao i svi ostali, sastoji se od jezgre, koja sadrži protone i neutrone, kao i elektrone koji kruže oko nje. Broj elektrona uvijek je jednak broju protona koji se nalaze unutar jezgre. Ako se bilo koji elektron odvoji ili pridruži atomu, tada on već prestaje biti neutralan i pretvara se u ion. Postoje dvije vrste: kationi i anioni. Prvi su pozitivno nabijeni, dok su drugi negativno nabijeni. Ako se elektron pridruži atomu, on se pretvara u anion, ali ako bilo koji od elektrona napusti njegovu orbitu, neutralni atom postaje kation. Budući da je redni broj kalija prema periodnom sustavu devetnaest, toliki je broj protona i u jezgri ovog kemijskog elementa. Stoga možemo zaključiti da se oko jezgre nalazi devetnaest elektrona. Broj protona sadržanih u strukturi atoma može se odrediti oduzimanjem rednog broja kemijskog elementa od atomske mase. Dakle, možemo zaključiti da je u jezgri kalija dvadeset protona. Budući da metal koji se razmatra u ovom članku pripada četvrtom razdoblju, on ima četiri orbite, na kojima su ravnomjerno raspoređeni elektroni, koji su uvijek u pokretu. Shema kalija je sljedeća: dva elektrona nalaze se u prvoj orbiti, osam u drugoj; kao i u trećoj, u zadnjoj, četvrtoj, orbiti, okreće se samo jedan elektron. To objašnjava visoku razinu kemijske aktivnosti ovog metala - njegova posljednja orbita nije u potpunosti ispunjena, pa se nastoji spojiti s bilo kojim drugim atomima, zbog čega će njihovi elektroni posljednjih orbita postati zajednički.

Gdje se ovaj element može naći u prirodi?

Budući da ima izuzetno visoku kemijsku aktivnost, ne nalazi se nigdje na planeti u svom čistom obliku. Može se vidjeti samo kao dio niza spojeva. kalija u zemljinoj kori iznosi 2,4 posto. Najčešći minerali koji sadrže kalij su salvinit i karnalit. Prvi ima sljedeću kemijsku formulu: NaCl.KCl. Šarene je boje i sastoji se od mnogo kristala raznih boja. Ovisno o omjeru kalijevog klorida i natrija, kao i prisutnosti nečistoća, može sadržavati crvene, plave, ružičaste, narančaste komponente. Drugi mineral - karnalit - izgleda kao prozirni, blijedo plavi, svijetlo ružičasti ili blijedo žuti kristali. Njegova kemijska formula izgleda ovako: KCl.MgCl2.6H2O. To je kristalni hidrat.

Uloga kalija u organizmu, simptomi nedostatka i viška

Zajedno s natrijem održava ravnotežu vode i soli u stanici. Također sudjeluje u prijenosu živčanog impulsa između membrana. Osim toga, regulira kiselo-baznu ravnotežu u stanici i cijelom tijelu u cjelini. Sudjeluje u metaboličkim procesima, suzbija pojavu edema, dio je citoplazme - oko pedeset posto - sol dotičnog metala. Glavni znakovi da tijelu nedostaje kalija su otekline, pojava bolesti kao što je vodena bolest, razdražljivost i poremećaji u radu živčanog sustava, inhibicija reakcije i oštećenje pamćenja.

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

Hrana s visokim udjelom dotičnog mikronutrijenta

Prije svega, to su orašasti plodovi, poput indijskih oraha, oraha, lješnjaka, kikirikija, badema. Također, velika količina ga se nalazi u krumpiru. Osim toga, kalij se nalazi u suhom voću kao što su grožđice, suhe marelice, suhe šljive. Pinjoli su također bogati ovim elementom. Također, njegova visoka koncentracija opažena je u mahunarkama: grah, grašak, leća. Morske alge također su bogate ovim kemijskim elementom. Drugi 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, naranče, grejp i jabuke. Mnoge žitarice su bogate dotičnim elementom u tragovima. To je prije svega biserni ječam, kao i pšenična i heljdina krupica. Peršin i prokulica također su bogati kalijem. Osim toga, ima ga u mrkvi i dinji. Luk i češnjak imaju značajnu količinu razmatranog kemijskog elementa. Kokošja jaja, mlijeko i sir također su bogati kalijem. Dnevna norma ovog kemijskog elementa za prosječnu osobu je od tri do pet grama.

Zaključak

Nakon čitanja ovog članka možemo zaključiti da je kalij iznimno važan kemijski element. Neophodan je za sintezu mnogih spojeva u kemijskoj industriji. Osim toga, koristi se u mnogim drugim industrijama. Također je vrlo važno za ljudsko tijelo, tako da mora biti redovito iu potrebnoj količini ići tamo s hranom.

U prirodi se kalij javlja 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, stvarajući lužinu.

U mnogim je svojstvima kalij vrlo blizak natriju, ali s gledišta biološke funkcije i upotrebe od strane stanica živih organizama oni su antagonisti.

Povijest i porijeklo imena

Spojevi kalija korišteni su od davnina. Dakle, proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) postojala je već u 11. stoljeću. Pepeo nastao izgaranjem slame ili drva tretiran je vodom, a dobivena otopina (lužina) je nakon filtriranja isparena. Suhi ostatak, osim kalijevog karbonata, sadrži kalijev sulfat K 2 SO 4 , sodu i kalijev klorid KCl.

Mjesto rođenja

Najveća nalazišta kalija nalaze se u Kanadi (proizvođač PotashCorp), Rusiji (PJSC Uralkali, Berezniki, Solikamsk, Permski teritorij, Verkhnekamskoye nalazište kalija), Bjelorusiji (PO Belaruskali, Soligorsk, Starobinskoye nalazišta kalija).

Priznanica

Kalij se, kao i drugi alkalijski metali, dobiva elektrolizom rastaljenih klorida ili lužina. Budući da kloridi imaju više talište (600-650 °C), elektroliza rastaljenih lužina često se provodi uz dodatak sode ili potaše (do 12%). U elektrolizi rastaljenih klorida rastaljeni kalij se oslobađa na katodi, a klor 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))))

Tijekom elektrolize lužina na katodi se oslobađa i rastaljeni kalij, a na anodi kisik:

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

Voda iz taline brzo ispari. Kako bi se spriječilo međudjelovanje kalija s klorom ili kisikom, katoda je izrađena od bakra, a iznad nje postavljen je bakreni cilindar. Nastali kalij u rastaljenom obliku skuplja se u cilindru. Anoda se također izrađuje u obliku cilindra od nikla (kod elektrolize lužina) ili grafita (kod elektrolize klorida).

Metode termokemijske oporabe također su od velike industrijske važnosti:

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 obnavljanje iz taline kalijevog klorida s kalcijevim karbidom, aluminijem ili silicijem.

Fizička svojstva

Kalij je srebrnasti metal karakterističnog sjaja na svježe oblikovanoj površini. Vrlo lagan i lagan. Relativno dobro topljiv u , tvoreći amalgame . Kad se unese u plamen plamenika, kalij (kao i njegovi spojevi) boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Interakcija s jednostavnim tvarima

Kalij na sobnoj temperaturi reagira s atmosferskim kisikom, halogenima; praktički ne reagira s dušikom (za razliku od litija i natrija). Uz umjereno zagrijavanje, reagira s vodikom u 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 kalij reagira s alkoholima u 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)))

Alkalijski alkoholati (u ovom slučaju kalijev etanolat) su vrlo jake baze i naširoko se koriste u organskoj sintezi.

Spojevi s kisikom

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

kalijev oksid može se dobiti zagrijavanjem metala na temperaturu koja ne prelazi 180 °C u okolini koja sadrži vrlo malo kisika ili zagrijavanjem smjese kalijevog superoksida s metalnim kalijem:

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

Kalijevi oksidi imaju izražena bazična svojstva, burno reagiraju s vodom, kiselinama i kiselim oksidima. Nemaju praktičnu vrijednost. Peroksidi su žućkasto-bijeli prašci, koji topljivi u vodi stvaraju lužine 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 plinskim maskama i na podmornicama. Kao apsorber koristi se ekvimolarna smjesa kalijevog superoksida i natrijevog peroksida. Ako smjesa nije ekvimolarna, tada će se u slučaju suviška natrijevog peroksida više plina apsorbirati nego osloboditi (kada se apsorbiraju dva volumena CO 2, oslobađa se jedan volumen O 2), a tlak u zatvorenom prostor će pasti, au slučaju viška kalijevog superoksida (kada se apsorbiraju dva volumena CO 2 oslobađaju se tri volumena O 2) oslobađa se više plina nego što se apsorbira i tlak raste.

U slučaju ekvimolarne smjese (Na 2 O 2: K 2 O 4 \u003d 1: 1), volumeni apsorbiranih i emitiranih plinova bit će jednaki (kada se apsorbiraju četiri volumena CO 2, četiri volumena O 2 su pušten).

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

Peroksidi se dobivaju kalciniranjem metala u zraku oslobođenom od ugljičnog dioksida.

Poznat je i kalijev ozonid KO 3 , narančasto-crvene boje. Može se dobiti interakcijom kalijevog hidroksida s ozonom na temperaturi ne višoj od 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 oksidans, npr. već na 50 °C oksidira elementarni sumpor u sulfat i disulfat:

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

Kalijev hidroksid (ili kaustična potaša) je tvrd, bijeli, neproziran, visoko higroskopan kristal koji se tali na 360°C. Kalijev hidroksid je lužina. Dobro se otapa u vodi uz oslobađanje velike količine topline. Topljivost kaustične potaše na 20 °C u 100 g vode je 112 g.

Primjena

Tekućina na sobnoj temperaturi, legura kalija i natrija koristi se kao rashladno sredstvo u zatvorenim sustavima, kao što su atomske elektrane na brze neutrone. Osim toga, naširoko se koriste njegove tekuće legure s rubidijem i cezijem. Sastav legure: natrij 12%, kalij 47%, cezij 41% - ima rekordno nisko talište od −78 °C.
Spojevi kalija najvažniji su biogeni element i stoga se koriste kao gnojiva. Kalij je uz dušik i fosfor jedan od tri osnovna elementa neophodna za rast biljaka. Za razliku od dušika i fosfora, kalij je glavni stanični kation. Njegovim nedostatkom u biljci prije svega dolazi do poremećaja strukture membrana kloroplasta, staničnih organela u kojima se odvija fotosinteza. Izvana se to očituje u žućenju i naknadnoj smrti lišća. Uvođenjem kalijevih gnojiva u biljke povećava se vegetativna masa, produktivnost i otpornost na štetočine.
Kalijeve soli se naširoko koriste u galvanizaciji, jer su, unatoč relativno visokoj cijeni, često topljivije od odgovarajućih natrijevih soli, pa stoga osiguravaju intenzivan rad elektrolita pri povećanoj gustoći struje.

Važne veze

Kalijev bromid koristi se u medicini i kao sedativ za živčani sustav.
Kalijev hidroksid (kaustična potaša) koristi se u alkalnim baterijama i za sušenje plinova.
Kalijev karbonat (potaša) koristi se kao gnojivo, u topljenju stakla, kao dodatak hrani za perad.
Kalijev klorid (silvin, "kalijeva sol") koristi se kao gnojivo.
Kalijev nitrat (kalijev nitrat) - gnojivo, komponenta crnog praha.
Kalijev perklorat i klorat (bertoletova sol) koriste se u proizvodnji šibica, raketnog praha, munjevitih punjenja, eksploziva i galvanizacije.
Kalijev dikromat (kromni) - jako oksidacijsko sredstvo, koristi se za pripremu "kromne smjese" za pranje kemijskog posuđa i u obradi kože (štavljenju). Također se koristi za uklanjanje amonijaka, sumporovodika i fosfina iz acetilena u postrojenjima za proizvodnju acetilena.

Kalijev permanganat je jako oksidacijsko sredstvo koje se koristi kao antiseptik u medicini i za laboratorijsku proizvodnju kisika.
Natrijev kalijev tartarat (Rochelleova sol) kao piezoelektrik.
Kalijev dihidrofosfat i dideuterofosfat u obliku monokristala u laserskoj tehnici.
Kalijev peroksid i kalijev superoksid koriste se za regeneraciju zraka u podmornicama i u izolacijskim plinskim maskama (upija ugljični dioksid uz oslobađanje kisika).
Kalijev fluoroborat je važno sredstvo za lemljenje čelika i obojenih metala.
Kalijev cijanid koristi se u galvanizaciji (posrebrivanju, pozlaćivanju), vađenju zlata i nitrokarburizaciji čelika.
Kalij se zajedno s kalijevim peroksidom koristi u termokemijskoj razgradnji vode na vodik i kisik (kalijev ciklus "Gas de France", Francuska).
Kalijev sulfat - koristi se kao gnojivo.

Biološka uloga

Kalij je najvažniji biogeni element, posebice u biljnom svijetu. S nedostatkom kalija u tlu, biljke se vrlo slabo razvijaju, prinos se smanjuje, pa se oko 90% ekstrahiranih kalijevih soli koristi kao gnojiva.

Kalij je u jesen 1807. godine otkrio engleski kemičar Davy tijekom elektrolize krute kaustične kalijeve soli. Nakon što je navlažio kaustičnu potašu, znanstvenik je izolirao metal kojem je dao ime kalij, nagovještavajući proizvodnju potaša(neophodan sastojak za proizvodnju deterdženata) od pepela. Metal je dobio svoje uobičajeno ime dvije godine kasnije, 1809., inicijator preimenovanja tvari bio je L.V. Gilberta, koji je predložio ime kalij(s arapskog al-kali- potaša).

Kalij (lat. Kalium) je meki alkalni metal, element glavne podskupine I. skupine, IV. periode periodnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, ima atomski broj 19 i oznaku - Do.

Biti u prirodi

Kalij se u prirodi ne nalazi u slobodnom stanju, ulazi u sastav svih stanica. Prilično čest metal, zauzima 7. mjesto po sadržaju u zemljinoj kori (kalorizator). Glavni dobavljači kalija su Kanada, Bjelorusija i Rusija, koje imaju velika nalazišta ove tvari.

Fizička i kemijska svojstva

Kalij je srebrnobijeli metal niskog tališta. Nastoji obojiti otvorenu vatru u svijetlu ljubičasto-ružičastu boju.

Kalij ima visoku kemijsku aktivnost, jako je redukcijsko sredstvo. Pri reakciji s vodom dolazi do eksplozije, a pri duljem izlaganju zraku potpuno se uništava. Stoga kalij 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 kalija u hrani su sušeno voće, maslac od kikirikija, agrumi, svo zeleno lisnato povrće. U ribi ima puno kalija i. Općenito, kalij je dio gotovo svih biljaka. i - prvaci u sadržaju kalija.

dnevne potrebe za kalijem

Dnevna potreba ljudskog tijela za kalijem ovisi o dobi, fizičkom stanju, pa čak i mjestu stanovanja. Odrasli zdravi ljudi trebaju 2,5 g kalija, trudnice - 3,5 g, sportaši - do 5 grama kalija dnevno. Količina kalija potrebna za adolescente izračunava se prema težini - 20 mg kalija na 1 kg tjelesne težine.

Korisna svojstva kalija i njegov učinak na tijelo

Kalij je uključen u proces provođenja živčanih impulsa i njihovog prijenosa do inerviranih organa. Promiče bolju aktivnost mozga, poboljšavajući njegovu opskrbu. Pozitivno djeluje kod mnogih alergijskih stanja. Kalij je neophodan za kontrakcije skeletnih mišića. Kalij regulira sadržaj soli, lužina i kiselina u tijelu, što pomaže u smanjenju edema.

Kalij se nalazi u svim unutarstaničnim tekućinama, neophodan je za normalno funkcioniranje mekih tkiva (mišića, krvnih žila i kapilara, endokrinih žlijezda i dr.)

Apsorpcija kalija

Kalij se apsorbira u tijelo iz crijeva, gdje ulazi s hranom, te se izlučuje urinom, obično u istoj količini. Višak kalija se na isti način izlučuje iz organizma, ne zadržava se i ne nakuplja. Prepreke normalnoj apsorpciji kalija mogu poslužiti kao prekomjerna konzumacija kave, šećera, alkohola.

Interakcija s drugima

Kalij djeluje u bliskoj vezi s natrijem i magnezijem, povećanjem koncentracije kalija natrij se brzo izlučuje iz organizma, a smanjenje količine magnezija može poremetiti apsorpciju kalija.

Znakovi nedostatka kalija

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

Znakovi viška kalija

Višak kalija javlja se kod predoziranja lijekovima koji sadrže kalij, a karakteriziran je neuromuskularnim poremećajima, prekomjernim znojenjem, razdražljivošću, razdražljivošću i plačljivošću. Osoba stalno doživljava osjećaj žeđi, što dovodi do učestalog mokrenja. Gastrointestinalni trakt reagira crijevnim kolikama, naizmjeničnim zatvorom i proljevom.

Korištenje kalija u životu

Kalij u obliku bazičnih spojeva ima široku primjenu u medicini, poljoprivredi i industriji. Kalijeva gnojiva neophodna su za normalan rast i sazrijevanje biljaka, a dobro su poznata kalijev permanganat, ovo nije ništa više od kalijevog permanganata, vremenski testiranog antiseptika.