Kalium in de natuur (2,4% in de aardkorst). Eigenschappen van kalium

Potassium

POTASSIUM-L; m.[Arabisch. kali] Een chemisch element (K), een zilverwit metaal gewonnen uit kaliumcarbonaat (kalium).

◁ Kalium, th, th. K-de deposito's. K zouten. Potas, th, th. K-de industrie. K-meststoffen.

potassium

(lat. Kalium), een chemisch element van groep I van het periodiek systeem, behoort tot de alkalimetalen. De naam komt van het Arabische al-kali - potas (een al lang bekende kaliumverbinding die wordt gewonnen uit houtas). Zilverwit metaal, zacht, smeltbaar; dichtheid 0,8629 g / cm 3, t pl 63.51ºC. Het oxideert snel in de lucht, reageert explosief met water. In termen van prevalentie in de aardkorst neemt het de 7e plaats in (mineralen: sylvin, kainite, carnalliet, enz.; zie Kaliumzouten). Het maakt deel uit van de weefsels van plantaardige en dierlijke organismen. Ongeveer 90% van de gewonnen zouten wordt gebruikt als meststof. Kaliummetaal wordt gebruikt in chemische stroombronnen, als een getter in elektronenbuizen, om superperoxide KO 2 te verkrijgen; legeringen K met Na - koelmiddelen in kernreactoren.

POTASSIUM

KALIUM (lat. Kalium), K (lees "kalium"), een chemisch element met atoomnummer 19, atoommassa 39.0983.
Kalium komt van nature voor als twee stabiele nucliden (cm. NUCLIDE): 39 K (93,10 massa%) en 41 K (6,88%), evenals één radioactieve 40 K (0,02%). De halfwaardetijd van kalium-40 T 1/2 is ongeveer 3 keer minder dan T 1/2 van uranium-238 en is 1,28 miljard jaar. Tijdens het b-verval van kalium-40 wordt stabiel calcium-40 gevormd, en tijdens het verval door het type elektronenvangst (cm. ELEKTRONISCHE OPNAME) het inerte gas argon-40 wordt gevormd.
Kalium is een van de alkalimetalen (cm. ALKALIMETALEN). In het periodiek systeem van Mendelejev neemt kalium een ​​plaats in in de vierde periode in de subgroep IA. Configuratie buitenste elektronenlaag 4 s 1, dus kalium vertoont altijd een oxidatietoestand van +1 (valentie I).
De atomaire straal van kalium is 0,227 nm, de straal van het ion is K + 0,133 nm. De energieën van opeenvolgende ionisatie van het kaliumatoom zijn 4,34 en 31,8 eV. Elektronegativiteit (cm. ELEKTRISCHE NEGATIVITEIT) kalium volgens Pauling 0,82, wat de uitgesproken metaaleigenschappen aangeeft.
In vrije vorm - zacht, licht, zilverachtig metaal.
ontdekkingsgeschiedenis
Verbindingen van kalium, evenals zijn dichtstbijzijnde chemische analoog - natrium (cm. NATRIUM), zijn al sinds de oudheid bekend en worden op verschillende gebieden van menselijke activiteit gebruikt. Deze metalen zelf werden echter pas in 1807 voor het eerst geïsoleerd in een vrije staat tijdens de experimenten van de Engelse wetenschapper G. Davy (cm. DEVI Humphrey). Davy, die galvanische cellen als bron van elektrische stroom gebruikte, voerde de elektrolyse uit van kalismelt (cm. POTAS) en bijtende soda (cm. BIJTEND SODA) en zo geïsoleerd metallisch kalium en natrium, die hij "kalium" noemde (vandaar de naam van kalium bewaard in Engelstalige landen en Frankrijk) en "natrium". In 1809 stelde de Engelse chemicus L. V. Gilbert de naam "kalium" voor (van het Arabische al-kali - potas).
In de natuur zijn
Het gehalte aan kalium in de aardkorst is 2,41 massaprocent, kalium behoort tot de top tien van meest voorkomende elementen in de aardkorst. De belangrijkste mineralen die kalium bevatten: sylvin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), sylviniet (Na, K) Cl (dit mineraal is een dicht samengeperst mechanisch mengsel van kristallen van kaliumchloride KCl en natriumchloride NaCl), carnalliet (cm. CARNALITE) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), verschillende aluminosilicaten (cm. ALUMOSILICATES) met kalium, kainite (cm. Cainite) KCl MgSO 4 3H 2 O, polyhaliet (cm. POLYHALITH) K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O, aluniet (cm. ALUNIET) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Zeewater bevat ongeveer 0,04% kalium.
Bon
Momenteel wordt kalium verkregen door te reageren met vloeibaar natrium gesmolten KOH (bij 380-450°C) of KCl (bij 760-890°C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalium wordt ook verkregen door elektrolyse van een KCl-smelt gemengd met K 2 CO 3 bij temperaturen dicht bij 700 ° C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalium wordt gezuiverd van onzuiverheden door vacuümdestillatie.
Fysische en chemische eigenschappen
Kaliummetaal is zacht, kan gemakkelijk met een mes worden gesneden en kan worden geperst en gerold. Het heeft een kubisch lichaam-gecentreerd kubisch rooster, de parameter a= 0,5344 nm. De dichtheid van kalium is kleiner dan de dichtheid van water en is gelijk aan 0,8629 g/cm3. Zoals alle alkalimetalen smelt kalium gemakkelijk (smeltpunt 63,51°C) en begint te verdampen, zelfs bij relatief lage temperaturen (kaliumkookpunt 761°C).
Kalium is, net als andere alkalimetalen, chemisch zeer actief. Interageert gemakkelijk met atmosferische zuurstof om een ​​mengsel te vormen, voornamelijk bestaande uit K 2 O 2 peroxide en KO 2 superoxide (K 2 O 4):
2K + O 2 \u003d K 2 O 2, K + O 2 \u003d KO 2.
Bij verhitting in lucht brandt kalium met een violetrode vlam. Met water en verdunde zuren interageert kalium met een explosie (de resulterende waterstof ontbrandt):
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Zuurstofhoudende zuren kunnen in deze interactie worden gereduceerd. Het zwavelatoom van zwavelzuur wordt bijvoorbeeld gereduceerd tot S, SO 2 of S 2–:
8K + 4H 2 SO 4 \u003d K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Bij verhitting tot 200-300 °C reageert kalium met waterstof om zoutachtig hydride KH te vormen:
2K + H2 = 2KH
Met halogenen (cm. HALOGENEN) kalium interageert met de explosie. Het is interessant op te merken dat kalium geen interactie aangaat met stikstof.
Net als andere alkalimetalen lost kalium gemakkelijk op in vloeibare ammoniak om blauwe oplossingen te vormen. In deze toestand wordt kalium gebruikt om bepaalde reacties uit te voeren. Tijdens opslag reageert kalium langzaam met ammoniak om het amide KNH 2 te vormen:
2K + 2NH 3 fl. \u003d 2KNH 2 + H 2
De belangrijkste kaliumverbindingen zijn K 2 O oxide, K 2 O 2 peroxide, K 2 O 4 superoxide, KOH hydroxide, KI jodide, K 2 CO 3 carbonaat en KCl chloride.
Kaliumoxide K 2 O wordt in de regel indirect verkregen door de reactie van peroxide en metallisch kalium:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Dit oxide vertoont uitgesproken basische eigenschappen, reageert gemakkelijk met water om kaliumhydroxide KOH te vormen:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kaliumhydroxide, of kaliloog, is zeer goed oplosbaar in water (tot 49,10 gew.% bij 20°C). De resulterende oplossing is een zeer sterke base verwant aan alkaliën ( cm. ALKALI). KOH reageert met zure en amfotere oxiden:
SO 2 + 2KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O \u003d 2K (dus de reactie verloopt in oplossing) en
Al 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAlO 2 + H 2 O (zo verloopt de reactie wanneer de reagentia worden gefuseerd).
In de industrie wordt kaliumhydroxide KOH verkregen door elektrolyse van waterige oplossingen van KCl of K 2 CO 3 met behulp van ionenuitwisselingsmembranen en diafragma's:
2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + Cl 2 + H 2,
of door uitwisselingsreacties van oplossingen van K 2 CO 3 of K 2 SO 4 met Ca (OH) 2 of Ba (OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3
Contact met vast kaliumhydroxide of druppels van zijn oplossingen op huid en ogen veroorzaakt ernstige brandwonden aan huid en slijmvliezen, daarom mag met deze bijtende stoffen alleen worden gewerkt met een veiligheidsbril en handschoenen. Waterige oplossingen van kaliumhydroxide tijdens opslag vernietigen glas, smelt - porselein.
Kaliumcarbonaat K 2 CO 3 (gewoonlijk kalium genoemd) wordt verkregen door een oplossing van kaliumhydroxide te neutraliseren met kooldioxide:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
In de as van sommige planten worden aanzienlijke hoeveelheden kalium aangetroffen.
Sollicitatie
Metaalkalium - materiaal voor elektroden in chemische stroombronnen. Een legering van kalium met een ander alkalimetaal - natrium wordt gebruikt als koelmiddel (cm. KOELMIDDEL) in kernreactoren.
Op een veel grotere schaal dan metallisch kalium worden de verbindingen ervan gebruikt. Kalium is een belangrijk onderdeel van de minerale voeding van planten, ze hebben het in aanzienlijke hoeveelheden nodig voor een normale ontwikkeling, daarom worden kalimeststoffen veel gebruikt. (cm. KALMESTSTOFFEN): kaliumchloride KCl, kaliumnitraat of kaliumnitraat, KNO 3, potas K 2 CO 3 en andere kaliumzouten. Potas wordt ook gebruikt bij de vervaardiging van speciale optische glazen, als absorber van waterstofsulfide bij de zuivering van gassen, als dehydratatiemiddel en bij het looien van leer.
Kaliumjodide KI wordt als medicijn gebruikt. Kaliumjodide wordt ook gebruikt in fotografie en als micromeststof. Als antisepticum wordt een oplossing van kaliumpermanganaat KMnO 4 ("kaliumpermanganaat") gebruikt.
Afhankelijk van het gehalte aan radioactief 40 K in gesteenten, wordt hun leeftijd bepaald.
kalium in het lichaam
Kalium is een van de belangrijkste biogene elementen (cm. BIOGENE ELEMENTEN) aanwezig in alle cellen van alle organismen. Kaliumionen K+ zijn betrokken bij de werking van ionkanalen (cm. ION KANALEN) en regulering van de permeabiliteit van biologische membranen (cm. BIOLOGISCHE MEMBRANEN), bij het genereren en geleiden van een zenuwimpuls, bij de regulatie van de activiteit van het hart en andere spieren, bij verschillende stofwisselingsprocessen. Het kaliumgehalte in de weefsels van dieren en mensen wordt gereguleerd door steroïde hormonen van de bijnieren. Het menselijk lichaam (lichaamsgewicht 70 kg) bevat gemiddeld ongeveer 140 g kalium. Daarom moet het lichaam voor een normaal leven met voedsel 2-3 g kalium per dag krijgen. Kaliumrijk voedsel zoals rozijnen, gedroogde abrikozen, erwten en andere.
Kenmerken van het omgaan met metallisch kalium
Kaliummetaal kan zeer ernstige brandwonden op de huid veroorzaken, als de kleinste deeltjes kalium in de ogen komen, ontstaan ​​ernstige verwondingen met verlies van gezichtsvermogen, dus u kunt met kaliummetaal alleen werken met beschermende handschoenen en een veiligheidsbril. Ignite potas wordt gegoten met minerale olie of bedekt met een mengsel van talk en NaCl. Kalium wordt opgeslagen in hermetisch afgesloten ijzeren containers onder een laag gedehydrateerde kerosine of minerale olie.

encyclopedisch woordenboek. 2009 .

synoniemen:

Kijk wat "kalium" is in andere woordenboeken:

Kalium 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalium, uit het Arabisch. kali, alkali. Het zachte en lichte metaal waaruit de basis van Kali bestaat. Ontdekt door Devi in ​​1807. Verklaring van 25.000 vreemde woorden die in de Russische taal zijn gebruikt, met de betekenis van hun wortels. Michelson na Christus, 1865. ... ... Woordenboek van vreemde woorden van de Russische taal

- (Kalium), K, een chemisch element van groep I van het periodiek systeem, atoomnummer 19, atoommassa 39.0983; verwijst naar alkalimetalen; mp 63.51shC. In levende organismen is kalium het belangrijkste intracellulaire kation dat betrokken is bij het genereren van bio-elektrische ... ... Moderne Encyclopedie

POTASSIUM- (Kalium, v. Kalium), chem. element, char. K, serienummer 19, zilverwit, glanzend metaal, met de dichtheid van was bij gewone ta; ontdekt door Devi in ​​1807. Oud. in. bij 20° 0,8621, atoomgewicht 39,1, eenwaardig; smeltpunt … Grote Medische Encyclopedie

Potassium- (Kalium), K, een chemisch element van groep I van het periodiek systeem, atoomnummer 19, atoommassa 39.0983; verwijst naar alkalimetalen; smeltpunt 63,51°C. In levende organismen is kalium het belangrijkste intracellulaire kation dat betrokken is bij het genereren van bio-elektrische ... ... Geïllustreerd encyclopedisch woordenboek

- (symbool K), een veel voorkomend chemisch element dat verband houdt met alkalimetalen. Het werd voor het eerst geïsoleerd door Sir Humphry Davy in 1807. De belangrijkste ertsen zijn sylvin (kaliumchloride), carnalliet en polyhaliet. Kalium is een koelmiddel in atom... Wetenschappelijk en technisch encyclopedisch woordenboek

Echtgenoot. kalium, een metaal dat de basis vormt van kalium, zeer vergelijkbaar met natrium (natrium). Kali cf., neskl., plantaardig alkali of alkalisch zout; kaliumcarbonaat, zuivere kalium. Kalium, met betrekking tot kalium. Calistic, met kalium. Verklarend ... ... Dahl's verklarend woordenboek - KALIUM, kalium, pl. nee, mannelijk, en kali, onduidelijk, vgl. (arabische potas) (chem.). Het chemische element is een zilverwit alkalimetaal, gewonnen uit koolstof-kaliumzout. Verklarende Woordenboek van Ushakov. DN Oesjakov. 1935 1940 ... Verklarend woordenboek van Ushakov

De inhoud van het artikel

POTASSIUM(Kalium) K, een chemisch element van groep 1 (Ia) van het periodiek systeem, is een alkalisch element. Atoomnummer 19, atoommassa 39.0983. Het bestaat uit twee stabiele isotopen 39 K (93,259%) en 41 K (6,729%), evenals een radioactieve isotoop 40 K met een halfwaardetijd van ~ 109 jaar. Deze isotoop speelt een bijzondere rol in de natuur. Zijn aandeel in het mengsel van isotopen is slechts 0,01%, maar het is de bron van bijna al het argon 40 Ar in de atmosfeer van de aarde, dat wordt gevormd tijdens het radioactieve verval van 40 K. Bovendien is 40 K is aanwezig in alle levende organismen, wat misschien enige invloed heeft op hun ontwikkeling.

De 40 K-isotoop wordt gebruikt om de ouderdom van gesteenten te bepalen volgens de kalium-argonmethode. De kunstmatige isotoop 42 K met een halfwaardetijd van 15,52 jaar wordt gebruikt als radioactieve tracer in de geneeskunde en biologie.

+1 oxidatietoestand.

Kaliumverbindingen zijn al sinds de oudheid bekend. Potas - kaliumcarbonaat K 2 CO 3 - wordt al lang geïsoleerd uit houtas.

Kaliummetaal werd in 1807 verkregen door elektrolyse van gesmolten kaliloog (KOH) door de Engelse scheikundige en natuurkundige Humphry Davy. De naam "kalium", gekozen door Davy, weerspiegelt de oorsprong van dit element uit kalium. De Latijnse naam van het element is afgeleid van de Arabische naam voor potas - "al-kali". Het woord "kalium" werd in 1831 in de Russische chemische nomenclatuur geïntroduceerd door de Sint-Petersburgse academicus Hermann Hess (1802-1850).

Distributie van kalium in de natuur en de industriële winning ervan.

Grote afzettingen van kaliumzouten in een relatief zuivere vorm werden gevormd als gevolg van de verdamping van oude zeeën. De belangrijkste kaliummineralen voor de chemische industrie zijn sylvin (KCl) en sylviniet (een gemengd zout van NaCl en KCl). Kalium wordt ook gevonden in de vorm van dubbelchloride KCl MgCl 2 6H 2 O (carnalliet) en sulfaat K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (langbeiniet). Massieve lagen kaliumzouten werden voor het eerst ontdekt in Stassfurt (Duitsland) in 1856. Hieruit werd van 1861 tot 1972 op industriële schaal kalium gewonnen.

Oceaanwater bevat ongeveer 0,06% kaliumchloride. In sommige binnenwateren, zoals het zoutmeer of de Dode Zee, kan de concentratie oplopen tot 1,5%, waardoor het economisch haalbaar is om het element te extraheren. In Jordanië is een enorme fabriek gebouwd die miljoenen tonnen kaliumzouten uit de Dode Zee kan winnen.

Hoewel natrium en kalium bijna even veel voorkomen in rotsen, is er ongeveer 30 keer minder kalium dan natrium in de oceaan. Dit komt met name doordat kaliumzouten die een groter kation bevatten, minder oplosbaar zijn dan natriumzouten en kalium sterker wordt gebonden in complexe silicaten en aluminosilicaten in de bodem door ionenuitwisseling in klei. Bovendien wordt kalium, dat wordt uitgeloogd uit rotsen, meer opgenomen door planten. Er wordt geschat dat van de duizend kaliumatomen die vrijkomen bij chemische verwering, er slechts twee de zeebekkens bereiken en 998 in de bodem achterblijven. "De bodem absorbeert kalium, en dit is zijn wonderbaarlijke kracht", schreef academicus Alexander Evgenievich Fersman (1883-1945).

Kalium is een essentieel onderdeel van het plantenleven en de ontwikkeling van wilde planten wordt vaak beperkt door de beschikbaarheid van kalium. Bij gebrek aan kalium groeien planten langzamer, worden hun bladeren, vooral oude, geel en bruin aan de randen, wordt de stengel dun en breekbaar en verliezen de zaden hun kiemkracht. De vruchten van zo'n plant - dit valt vooral op bij vruchten - zullen minder zoet zijn dan die van planten die een normale dosis kalium hebben gekregen. Het gebrek aan kalium wordt gecompenseerd door meststoffen.

Kaliummeststoffen zijn het belangrijkste type kaliumbevattende producten (95%). KCl wordt het meest gebruikt, goed voor meer dan 90% van het kalium dat als meststof wordt gebruikt.

De wereldproductie van kalimeststoffen in 2003 werd geschat op 27,8 miljoen ton (in termen van K 2 O wordt het kaliumgehalte in kalimeststoffen meestal omgerekend naar K 2 O). Hiervan werd 33% gemaakt in Canada. 13% van de wereldproductie van kalimeststoffen is voor rekening van de productieverenigingen Uralkali en Belaruskali.

Karakterisering van een eenvoudige stof en industriële productie van kaliummetaal.

Kalium is een zacht, zilverwit metaal met een smeltpunt van 63,51 ° C en een kookpunt van 761 ° C. Het geeft de vlam een ​​karakteristieke rood-violette kleur, die te wijten is aan het gemak van excitatie van de buitenste elektronen.

Het is chemisch zeer actief, interageert gemakkelijk met zuurstof en ontbrandt bij verhitting in lucht. Het belangrijkste product van deze reactie is kaliumsuperoxide KO 2 .

Met water en verdunde zuren interageert kalium met explosie en ontsteking. Zwavelzuur wordt gereduceerd tot waterstofsulfide, zwavel en zwaveldioxide, en salpeterzuur tot stikstofoxiden en N2.

Bij verhitting tot 200-350°C reageert kalium met waterstof om KH-hydride te vormen. Kaliummetaal ontbrandt in een atmosfeer van fluor, heeft een zwakke wisselwerking met vloeibaar chloor, maar explodeert bij contact met broom en wrijven met jodium. Kalium reageert met chalcogenen en fosfor. Met grafiet bij 250-500°C vormt het gelaagde verbindingen met de samenstelling C 8 K-C 60 K.

Kalium lost op in vloeibare ammoniak (35,9 g in 100 ml bij -70°C) om helderblauwe metastabiele oplossingen met ongebruikelijke eigenschappen te vormen. Dit fenomeen werd blijkbaar voor het eerst waargenomen door Sir Humphrey Davy in 1808. Kaliumoplossingen in vloeibare ammoniak zijn uitgebreid bestudeerd sinds ze werden verkregen door T. Weil in 1863.

Kalium lost niet op in vloeibaar lithium, magnesium, cadmium, zink, aluminium en gallium en reageert er niet mee. Met natrium vormt het een intermetallische verbinding KNa 2, die bij ontleding bij 7 ° C smelt. Met rubidium en cesium geeft kalium vaste oplossingen met een minimum smeltpunt van ongeveer 35 ° C. Met kwik vormt het een amalgaam met daarin twee kwikzilver KHg 2 en KHg met smeltpunten van respectievelijk 270 en 180°C.

Kalium interageert krachtig met veel oxiden, waardoor ze worden gereduceerd tot eenvoudige stoffen. Met alcoholen vormt het alcoholaten.

In tegenstelling tot natrium kan kalium niet worden verkregen door elektrolyse van een chloridesmelt, aangezien kalium zeer goed oplost in gesmolten chloride en niet naar de oppervlakte drijft. Een extra moeilijkheid wordt gevormd door de vorming van superperoxide, dat explosief reageert met metallisch kalium, dus de industriële productie van metallisch kalium bestaat uit de reductie van gesmolten kaliumchloride met metallisch natrium bij 850 ° C.

De reductie van kaliumchloride met natrium is op het eerste gezicht in tegenspraak met de gebruikelijke volgorde van reactiviteit (kalium is reactiever dan natrium). Bij 850-880 ° C wordt echter een evenwicht bereikt:

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

Omdat kalium vluchtiger is, verdampt het eerder, wat het evenwicht verschuift en de reactie bevordert. Kalium kan worden verkregen door gefractioneerde destillatie in een gepakte kolom met een zuiverheid van 99,5%, maar voor het transport wordt meestal een mengsel van kalium en natrium gebruikt. Legeringen die 15-55% natrium bevatten, zijn (bij kamertemperatuur) vloeibaar, dus gemakkelijker te transporteren.

Soms wordt kalium uit chloride gereduceerd door andere elementen die stabiele oxiden vormen:

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

Kaliummetaal, dat moeilijker en duurder te produceren is dan natrium, wordt in veel kleinere hoeveelheden geproduceerd (wereldproductie is ongeveer 500 ton per jaar). Een van de belangrijkste toepassingsgebieden is de productie van superoxide KO 2 door directe verbranding van het metaal.

Kaliummetaal wordt als katalysator gebruikt bij de productie van bepaalde soorten synthetisch rubber, maar ook in de laboratoriumpraktijk. Een legering van kalium en natrium dient als koelmiddel in kernreactoren. Het is ook een reductiemiddel bij de productie van titanium.

Kalium veroorzaakt ernstige brandwonden op de huid. Als zelfs de kleinste kruimels in de ogen komen, is verlies van gezichtsvermogen mogelijk. Ignite potas wordt gegoten met minerale olie of bedekt met een mengsel van talk en natriumchloride.

Kalium wordt opgeslagen in hermetisch afgesloten dozen onder een laag gedehydrateerde kerosine of minerale olie. Kaliumafvalstoffen worden verwijderd door ze te behandelen met droge ethanol of propanol, gevolgd door ontleding van de resulterende alcoholaten met water.

Kalium verbindingen.

Kalium vormt talrijke binaire verbindingen en zouten. Bijna alle kaliumzouten zijn goed oplosbaar. Uitzonderingen zijn:

KHC 4 H 4 O 6 - kaliumwaterstoftartraat

KClO 4 - kaliumperchloraat

K 2 Na 6H 2 O - n(III) hydraat

K 2 - kaliumhexachloorplatinaat (IV)

kaliumoxide K20 vormt gelige kristallen. Het wordt verkregen door kalium te verhitten met hydroxide, peroxide, nitraat of kaliumnitriet:

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

Verwarming van een mengsel van kaliumazide KN 3 en kaliumnitriet of oxidatie van kalium opgelost in vloeibare ammoniak met een berekende hoeveelheid zuurstof wordt ook gebruikt.

Kaliumoxide is een activator van sponsijzer, dat wordt gebruikt als katalysator bij de synthese van ammoniak.

Kaliumperoxide Het is moeilijk om K 2 O 2 te verkrijgen uit eenvoudige stoffen, omdat het gemakkelijk wordt geoxideerd tot superoxide KO 2, daarom wordt metaaloxidatie met NO gebruikt. De beste methode voor de bereiding ervan is echter de kwantitatieve oxidatie van het metaal opgelost in vloeibare ammoniak.

Kaliumperoxide kan worden beschouwd als een dibasisch zuurzout H 2 O 2 . Daarom wordt waterstofperoxide kwantitatief gevormd wanneer het in wisselwerking staat met zuren of water in de kou.

Kaliumsuperoxide KO 2 (oranje) wordt gevormd tijdens de normale verbranding van metaal in lucht. Deze verbinding wordt gebruikt als reservebron van zuurstof in ademmaskers in mijnen, onderzeeërs en ruimtevaartuigen.

Bij zorgvuldige thermische ontleding van KO 2 wordt het sesquioxide "K 2 O 3 " gevormd in de vorm van een donker paramagnetisch poeder. Het kan ook worden verkregen door oxidatie van een metaal opgelost in vloeibare ammoniak of door gecontroleerde oxidatie van peroxide. Aangenomen wordt dat het dinaperoxide-peroxide [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2] is.

Kaliumozonide KO 3 kan worden verkregen door de inwerking van ozon op watervrij kaliumhydroxidepoeder bij lage temperatuur, gevolgd door extractie van het product (rood) met vloeibare ammoniak. Het wordt gebruikt als onderdeel van composities voor regeneratie van lucht in gesloten systemen.

Kaliumhydroxide KOH is een sterke base en behoort tot alkaliën. De traditionele naam "bijtende potas" weerspiegelt het corrosieve effect van deze stof op levende weefsels.

In de industrie wordt kaliumhydroxide verkregen door elektrolyse van waterige oplossingen van kaliumchloride of carbonaat met een ijzer- of kwikkathode (wereldproductie is ongeveer 0,7 miljoen ton per jaar). Kaliumhydroxide kan uit het filtraat worden geïsoleerd na afscheiding van de neerslag gevormd door de interactie van kaliumcarbonaat met calciumhydroxide of kaliumsulfaat met bariumhydroxide.

Kaliumhydroxide wordt gebruikt om vloeibare zeep en verschillende kaliumverbindingen te produceren. Bovendien dient het als elektrolyt in alkalinebatterijen.

Kaliumfluoride KF vormt het zeldzame mineraal carobbiiet. Kaliumfluoride wordt verkregen door de interactie van waterige oplossingen van waterstoffluoride of ammoniumfluoride met kaliumhydroxide of zijn zouten.

Kaliumfluoride wordt gebruikt voor de synthese van verschillende fluorhoudende kaliumverbindingen, als fluoreringsmiddel bij organische synthese en ook als onderdeel van zuurbestendige plamuren en speciale glazen.

kaliumchloride KCl komt in de natuur voor. De grondstoffen voor zijn isolatie zijn sylvin, sylviniet, carnalliet.

Kaliumchloride wordt verkregen uit sylviniet door de methoden van galurgie en flotatie. Galurgy (vertaald uit het Grieks - "zouthandel") omvat de studie van de samenstelling en eigenschappen van natuurlijke zoutgrondstoffen en de ontwikkeling van methoden voor de industriële productie van minerale zouten daaruit. De halurgische scheidingsmethode is gebaseerd op de verschillende oplosbaarheid van KCl en NaCl in water bij verhoogde temperaturen. Bij normale temperatuur is de oplosbaarheid van kalium- en natriumchloride bijna hetzelfde. Bij toenemende temperatuur verandert de oplosbaarheid van natriumchloride bijna niet en neemt de oplosbaarheid van kaliumchloride sterk toe. In de kou wordt een verzadigde oplossing van beide zouten bereid, vervolgens wordt deze verwarmd en wordt sylviniet ermee behandeld. In dit geval wordt de oplossing bovendien met kaliumchloride verzadigd en wordt een deel van het natriumchloride uit de oplossing verdrongen, neergeslagen en door filtratie afgescheiden. De oplossing wordt afgekoeld en overmaat kaliumchloride kristalliseert uit. De kristallen worden in centrifuges gescheiden en gedroogd, en de moederloog wordt gebruikt om een ​​nieuwe portie sylviniet te verwerken. Voor de isolatie van kaliumchloride wordt deze methode breder gebruikt dan de flotatiemethode, die gebaseerd is op verschillende bevochtigbaarheid van stoffen.

Kaliumchloride is de meest voorkomende kalimeststof. Naast het gebruik als meststof, wordt het voornamelijk gebruikt voor de productie van kaliumhydroxide door elektrolyse. Er worden ook andere kaliumverbindingen uit gewonnen.

Kaliumbromide KBr wordt verkregen door broom te laten reageren met kaliumhydroxide in aanwezigheid van ammoniak, evenals door broom of bromiden te laten reageren met kaliumzouten.

Kaliumbromide wordt veel gebruikt in de fotografie. Het dient vaak als een bron van broom in organische synthese. Voorheen werd kaliumbromide gebruikt als een kalmerend middel in de geneeskunde ("broom"). Eenkristallen van kaliumbromide worden gebruikt bij de vervaardiging van prisma's voor IR-spectrometers, en ook als matrix bij het nemen van IR-spectra van vaste stoffen.

kaliumjodide KI vormt kleurloze kristallen, die in het licht gelig worden door oxidatie met zuurstof uit de lucht en het vrijkomen van jodium. Daarom wordt kaliumjodide bewaard in donkere glazen flessen.

Kaliumjodide wordt verkregen door de interactie van jodium met kaliumhydroxide in aanwezigheid van mierenzuur of waterstofperoxide, evenals door de uitwisselingsreacties van jodiden met kaliumzouten. Het wordt geoxideerd met salpeterzuur tot kaliumjodaat KIO 3 . Kaliumjodide reageert met jodium om een ​​in water oplosbaar complex K te vormen, en met chloor en broom geeft respectievelijk K en K.

Kaliumjodide wordt gebruikt als medicijn in de geneeskunde en diergeneeskunde. Het is een reagens in jodometrie. Kaliumjodide is een middel tegen beslaan in de fotografie, een elektrolytcomponent in elektrochemische converters, een additief om de oplosbaarheid van jodium in water en polaire oplosmiddelen te verhogen, een micromeststof.

kaliumsulfide K 2 S is zeer goed oplosbaar in water. Tijdens hydrolyse creëert het een alkalisch milieu in de oplossing:

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

Kaliumsulfide wordt gemakkelijk geoxideerd in de lucht en verbrandt bij ontsteking. Het wordt verkregen door de interactie van kalium of kaliumcarbonaat met zwavel zonder toegang tot lucht, evenals de reductie van kaliumsulfaat met koolstof.

Kaliumsulfide is een bestanddeel van lichtgevoelige emulsies in fotografie. Het wordt gebruikt als analytisch reagens voor het scheiden van metaalsulfiden en als onderdeel van formuleringen voor huidbehandeling.

Wanneer een waterige oplossing wordt verzadigd met waterstofsulfide, wordt kaliumhydrosulfide KHS gevormd, dat kan worden geïsoleerd als kleurloze kristallen. Het wordt gebruikt in de analytische chemie voor de scheiding van zware metalen.

Door kaliumsulfide met zwavel te verhitten, worden gele of rode kaliumpolysulfiden KS verkregen. n (n= 2–6). Waterige oplossingen van kaliumpolysulfiden kunnen worden verkregen door oplossingen van kaliumhydroxide of kaliumsulfide met zwavel te koken. Wanneer kaliumcarbonaat wordt gesinterd met overtollig zwavel in lucht, wordt de zogenaamde zwavellever gevormd - een mengsel van KS n en K2S203.

Polysulfiden worden gebruikt voor het sulfideren van staal en gietijzer. Zwavellever wordt gebruikt als medicijn voor de behandeling van huidziekten en als pesticide.

kaliumsulfaat K 2 SO 4 komt van nature voor in kaliumzoutafzettingen en in de wateren van zoutmeren. Het kan worden verkregen door een uitwisselingsreactie tussen kaliumchloride en zwavelzuur of sulfaten van andere elementen.

Kaliumsulfaat wordt gebruikt als meststof. Deze stof is duurder dan kaliumchloride, maar niet hygroscopisch en niet-klonterig, in tegenstelling tot kaliumchloride kan kaliumsulfaat op elke grond worden gebruikt, inclusief zoutoplossing.

Aluin en andere kaliumverbindingen worden verkregen uit kaliumsulfaat. Het maakt deel uit van de lading in de glasproductie.

kaliumnitraat KNO 3 is een sterk oxidatiemiddel. Het wordt vaak kaliumnitraat genoemd. In de natuur wordt het gevormd tijdens de afbraak van organische stoffen als gevolg van de vitale activiteit van nitrificerende bacteriën.

Kaliumnitraat wordt verkregen door een uitwisselingsreactie tussen kaliumchloride en natriumnitraat, evenals door de inwerking van salpeterzuur of nitreuze gassen op kaliumcarbonaat of -chloride.

Kaliumnitraat is een uitstekende meststof die zowel kalium als stikstof bevat, maar wordt vanwege de hoge productiekosten minder gebruikt dan kaliumchloride. Kaliumnitraat wordt ook gebruikt voor de vervaardiging van zwart poeder en pyrotechnische composities, bij de productie van lucifers en glas. Daarnaast wordt het gebruikt bij het conserveren van vleesproducten.

Kaliumcarbonaat K 2 CO 3 wordt ook wel potas genoemd. Verkregen door de inwerking van kooldioxide op oplossingen van kaliumhydroxide of suspensies van magnesiumcarbonaat in aanwezigheid van kaliumchloride. Het is een bijproduct bij de verwerking van nepheline tot aluminiumoxide.

Een aanzienlijke hoeveelheid kaliumcarbonaat wordt gevonden in plantenas. Kalium zit vooral in zonnebloemas - 36,3%. In de as van brandhout is kaliumoxide veel minder - van 3,2% (vuren brandhout) tot 13,8% (berken brandhout). Er zit nog minder kalium in veenas.

Kaliumcarbonaat wordt voornamelijk gebruikt om glas van hoge kwaliteit te produceren dat wordt gebruikt in optische lenzen, kleurentelevisiebuizen en fluorescentielampen. Het wordt ook gebruikt bij de productie van porselein, kleurstoffen en pigmenten.

Kaliumpermanganaat KMnO 4 vormt donkerpaarse kristallen. Oplossingen van deze stof hebben een rood-violette kleur. Kaliumpermanganaat wordt verkregen door anodische oxidatie van mangaan of ferromangaan in een sterk alkalisch milieu.

Kaliumpermanganaat is een sterk oxidatiemiddel. Het wordt gebruikt als bleek-, bleek- en reinigingsmiddel. Het wordt ook gebruikt bij de organische synthese, bijvoorbeeld bij de productie van sacharine.

Kaliumhydride KH is een witte vaste stof die bij verhitting uiteenvalt in eenvoudige stoffen. Kaliumhydride is het sterkste reductiemiddel. Het ontsteekt in vochtige lucht en in fluor- of chlooromgevingen. Kaliumhydride kan zelfs worden geoxideerd met zwakke oxidatiemiddelen zoals water en kooldioxide:

KH + H 2 O \u003d KOH + H 2

KH + CO 2 \u003d K (HCOO) (kaliumformiaat)

Kaliumhydride reageert ook met zuren en alcoholen en kan ontbranden. Het reduceert waterstofsulfide, waterstofchloride en andere stoffen die waterstof (I) bevatten:

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

KH + HCl \u003d KCl + H 2

Kaliumhydride wordt gebruikt als reductiemiddel in anorganische en organische syntheses.

Kaliumcyanide KCN, bekend als kaliumcyanide, vormt kleurloze kristallen die zeer goed oplosbaar zijn in water en sommige niet-waterige oplosmiddelen. In een waterige oplossing hydrolyseert het geleidelijk met de afgifte van waterstofcyanide HCN, en wanneer waterige oplossingen worden gekookt, ontleedt het in kaliumformiaat en ammoniak.

In aanwezigheid van kaliumcyanide kunnen niet helemaal gewone reacties plaatsvinden, bijvoorbeeld koper reageert met water, waarbij waterstof vrijkomt en kaliumdicyanocupraat (I) wordt gevormd:

Onder vergelijkbare omstandigheden vindt interactie plaats in het geval van goud. Toegegeven, dit minder actieve metaal kan niet door water worden geoxideerd, maar in aanwezigheid van zuurstof gaat het over in oplossing in de vorm van een cyanocomplex - kaliumdicyaanauraat (I):

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

Kaliumcyanide wordt bereid door waterstofcyanide te laten reageren met een overmaat kaliumhydroxide. Het is een reagens voor de extractie van zilver en goud uit arme ertsen, een component van elektrolyten voor de zuivering van platina uit zilver en voor het galvaniseren van vergulden en verzilveren. Kaliumcyanide wordt gebruikt als reagens in chemische analyse voor de bepaling van zilver, nikkel en kwik.

Kaliumcyanide is zeer giftig. De dodelijke dosis voor mensen is 120 mg.

Complexe verbindingen. Kalium vormt de meest stabiele complexe verbindingen met polydentate liganden (moleculen of ionen die zich door meerdere bindingen met een atoom kunnen verbinden), bijvoorbeeld met macrocyclische polyesters (kroonethers).

Kroonethers (van het Engelse kroon - kroon) bevatten meer dan 11 atomen in de cyclus, waarvan minstens vier zuurstofatomen. In de triviale namen van kroonethers wordt het totale aantal atomen in de cyclus en het aantal zuurstofatomen aangegeven met getallen, die respectievelijk voor en na het woord "kroon" worden geplaatst. Dergelijke namen zijn veel korter dan systematische. 12-kroon-4 (Fig. 1) wordt bijvoorbeeld 1,4,7,10,13-tetraoxocyclododecaan genoemd volgens de internationale nomenclatuur.

Rijst. een. GRAFISCHE FORMULE verbindingen 12-kroon-4.

Kroonethers vormen stabiele complexen met metaalkationen. In dit geval wordt het kation opgenomen in de intramoleculaire holte van de kroonether en wordt het daar vastgehouden vanwege de ion-dipoolinteractie met zuurstofatomen. De meest stabiele complexen zijn die met kationen waarvan de geometrische parameters overeenkomen met de kroonetherholte. De meest stabiele complexen met het kaliumkation vormen kroonethers die 6 zuurstofatomen bevatten, bijvoorbeeld 18-kroon-6 (Fig. 2).

Rijst. 2. GRAFISCHE FORMULE kaliumcomplex 18-kroon-6 .

De biologische rol van kalium(en natrium). Kalium regelt samen met natrium de stofwisselingsprocessen in levende organismen. In het menselijk lichaam bevatten cellen veel kaliumionen (0,12–0,16 mol/l), maar relatief weinig natriumionen (0,01 mol/l). Het gehalte aan natriumionen is veel hoger in de extracellulaire vloeistof (ongeveer 0,12 mol/l), daarom controleren kaliumionen de intracellulaire activiteit en controleren natriumionen de intercellulaire activiteit. Deze ionen kunnen elkaar niet vervangen.

Het bestaan ​​van een natrium-kaliumgradiënt van de binnen- en buitenzijde van het celmembraan leidt tot het verschijnen van een potentiaalverschil aan weerszijden van het membraan. Zenuwvezels kunnen impulsen doorgeven en spieren kunnen juist samentrekken vanwege het bestaan ​​van een interne negatieve lading ten opzichte van het buitenoppervlak van het membraan. Zo oefenen natrium- en kaliumionen in het lichaam fysiologische controle en triggers uit. Ze dragen bij aan de overdracht van zenuwimpulsen. De menselijke psyche is afhankelijk van de balans van natrium- en kaliumionen in het lichaam. De concentratie van natrium- en kaliumionen die worden vastgehouden en uitgescheiden via de nieren wordt gecontroleerd door bepaalde hormonen. Zo dragen mineralocorticoïden bij tot een toename van de afgifte van kaliumionen en een afname van de afgifte van natriumionen.

Kaliumionen maken deel uit van enzymen die de overdracht (transport) van ionen door biomembranen, redox en hydrolytische processen katalyseren. Ze dienen ook om de structuur van celwanden te behouden en hun toestand onder controle te houden. Het natriumion activeert verschillende enzymen die kalium niet kan activeren, net zoals het natriumion niet kan inwerken op kaliumafhankelijke enzymen. Wanneer deze ionen de cel binnenkomen, worden ze gebonden door de juiste liganden op basis van hun chemische activiteit. De rol van dergelijke liganden wordt gespeeld door macrocyclische verbindingen, waarvan de modelanalogen kroonethers zijn. Sommige antibiotica (zoals valinomycine) transporteren kaliumionen naar de mitochondriën.

Vast staat dat voor de werking van (Na + –K +)-ATPase (adenosinetrifosfatase), een membraanenzym dat de hydrolyse van ATP katalyseert, natrium- en kaliumionen gelijktijdig nodig zijn. Het transport-ATPase bindt en geeft natrium- en kaliumionen af ​​in bepaalde stadia van de enzymatische reactie, aangezien de affiniteit van de actieve plaatsen van het enzym voor natrium- en kaliumionen verandert naarmate de reactie vordert. Tegelijkertijd leiden structurele veranderingen in het enzym ertoe dat natrium- en kaliumkationen aan de ene kant van het membraan worden opgenomen en aan de andere kant worden afgegeven. Gelijktijdig met de hydrolyse van ATP is er dus ook een selectieve beweging van kationen van alkalische elementen (de werking van de zogenaamde Na-K-pomp).

De dagelijkse behoefte aan kalium bij een kind is 12-13 mg per 1 kg gewicht, en bij een volwassene - 2-3 mg, d.w.z. 4-6 keer minder. Een persoon krijgt het meeste kalium dat hij nodig heeft uit voedsel van plantaardige oorsprong.

Elena Savinina

Dit artikel zal kalium karakteriseren vanuit het oogpunt van natuurkunde en scheikunde. De eerste van deze wetenschappen bestudeert de mechanische en externe eigenschappen van stoffen. En de tweede - hun interactie met elkaar - is chemie. Kalium is het negentiende element in het periodiek systeem. Het behoort tot Dit artikel gaat in op de elektronische formule van kalium en het gedrag ervan met andere stoffen, enz. Dit is een van de meest actieve metalen. De wetenschap die zich bezighoudt met de studie van deze en andere elementen is scheikunde. Graad 8 voorziet in de studie van hun eigenschappen. Daarom is dit artikel nuttig voor studenten. Laten we beginnen.

Kenmerken van kalium in termen van fysica

Dit is een eenvoudige stof, die zich onder normale omstandigheden in een vaste staat van aggregatie bevindt. Het smeltpunt is drieënzestig graden Celsius. Dit metaal kookt wanneer de temperatuur zevenhonderdeenenzestig graden Celsius bereikt. De stof in kwestie heeft een zilverwitte kleur. Heeft een metaalachtige glans.

De dichtheid van kalium is zesentachtig honderdsten van een gram per kubieke centimeter. Het is een heel licht metaal. De formule voor kalium is heel eenvoudig - het vormt geen moleculen. Deze stof bestaat uit atomen die dicht bij elkaar liggen en een kristalrooster hebben. De atoommassa van kalium is negenendertig gram per mol. De hardheid is erg laag - het kan gemakkelijk met een mes worden gesneden, zoals kaas.

Kalium en chemie

Laten we beginnen met het feit dat kalium een ​​chemisch element is met een zeer hoge chemische activiteit. Je kunt het niet eens in de open lucht bewaren, omdat het onmiddellijk begint te reageren met de stoffen eromheen. Kalium is een scheikundig element dat behoort tot de eerste groep en de vierde periode van het periodiek systeem. Het heeft alle eigenschappen die kenmerkend zijn voor metalen.

Interactie met eenvoudige stoffen

Deze omvatten: zuurstof, stikstof, zwavel, fosfor, halogenen (jodium, fluor, chloor, broom). Overweeg in volgorde de interactie van kalium met elk van hen. De interactie met zuurstof wordt oxidatie genoemd. Tijdens deze chemische reactie worden kalium en zuurstof verbruikt in een molaire verhouding van vier delen tot één, wat resulteert in de vorming van een oxide van het betreffende metaal in de hoeveelheid van twee delen. Deze interactie kan worden uitgedrukt met behulp van de volgende reactievergelijking: 4K + O2 = 2K2O. Bij het verbranden van kalium kan een felpaarse vlam worden waargenomen.

Daarom wordt deze reactie als kwalitatief beschouwd voor de bepaling van kalium. Reacties met halogenen worden genoemd naar de namen van deze chemische elementen: dit zijn jodering, fluorering, chlorering, bromering. Deze interacties kunnen additiereacties worden genoemd, omdat de atomen van twee verschillende stoffen worden gecombineerd tot één. Een voorbeeld van een dergelijk proces is de reactie tussen kalium en chloor, waarbij chloride van het betreffende metaal ontstaat. Om deze interactie uit te voeren, is het noodzakelijk om deze twee componenten te nemen - twee mol van de eerste en een van de tweede. Als resultaat worden twee mol van de kaliumverbinding gevormd. Deze reactie wordt uitgedrukt door de volgende vergelijking: 2K + CI2 = 2KCI. Met stikstof kan kalium verbindingen vormen bij verbranding in de open lucht. Tijdens deze reactie worden het betreffende metaal en stikstof verbruikt in een molaire verhouding van zes delen tot één; als resultaat van deze interactie wordt kaliumnitride gevormd in een hoeveelheid van twee delen. Dit kan worden weergegeven als de volgende vergelijking: 6K + N2 = 2K3N. Deze verbinding is een groen-zwarte kristallen. Met fosfor reageert het betreffende metaal volgens hetzelfde principe. Als we drie mol kalium en één mol fosfor nemen, krijgen we één mol fosfide. Deze chemische interactie kan worden geschreven als de volgende reactievergelijking: 3K + P = K3P. Bovendien kan kalium reageren met waterstof, waardoor een hydride wordt gevormd. Als voorbeeld kan de volgende vergelijking worden gegeven: 2K + H2 \u003d 2KN. Alle additiereacties vinden alleen plaats in aanwezigheid van hoge temperaturen.

Interactie met complexe stoffen

Het kenmerk van kalium vanuit het oogpunt van chemie zorgt voor de overweging van dit onderwerp. Kalium kan reageren met water, zuren, zouten, oxiden. Bij allemaal reageert het betreffende metaal anders.

kalium en water

Dit chemische element reageert er heftig mee. In dit geval wordt hydroxide gevormd, evenals waterstof. Als we twee mol kalium en water nemen, krijgen we dezelfde hoeveelheid en één mol waterstof. Deze chemische interactie kan worden uitgedrukt met de volgende vergelijking: 2K + 2H2O = 2KOH = H2.

Reacties met zuren

Omdat kalium een ​​actief metaal is, verdringt het gemakkelijk waterstofatomen uit hun verbindingen. Een voorbeeld is de reactie die optreedt tussen de betreffende stof en zoutzuur. Om het uit te voeren, moet u twee mol kalium nemen, evenals zuur in dezelfde hoeveelheid. Als resultaat worden twee mol en waterstof - één mol gevormd. Dit proces kan als volgt worden geschreven: 2K + 2HCI = 2KCI + H2.

Kalium en oxiden

Met deze groep anorganische stoffen reageert het betreffende metaal alleen bij significante verhitting. Als het atoom van het metaal dat deel uitmaakt van het oxide passiever is dan waar we het in dit artikel over hebben, treedt er in feite een uitwisselingsreactie op. Als we bijvoorbeeld twee mol kalium en één mol cuprumoxide nemen, kan als gevolg van hun interactie één mol van het oxide van het betreffende chemische element en pure cuprum worden verkregen. Dit kan worden weergegeven in de vorm van de volgende vergelijking: 2K + CuO = K2O + Cu. Dit is waar de sterk reducerende eigenschappen van kalium in het spel komen.

Interactie met bases

Kalium kan reageren met metaalhydroxiden, die zich rechts ervan bevinden in de elektrochemische reeks van activiteit. In dit geval komen ook de herstellende eigenschappen tot uiting. Als we bijvoorbeeld twee mol kalium en één mol bariumhydroxide nemen, krijgen we als resultaat van de substitutiereactie stoffen zoals kaliumhydroxide in de hoeveelheid van twee mol en puur barium (één mol) - het zal neerslaan . De gepresenteerde chemische interactie kan worden weergegeven als de volgende vergelijking: 2K + Ba(OH)2 = 2KOH + Ba.

Reacties met zouten

In dit geval vertoont kalium nog steeds zijn eigenschappen als een sterk reductiemiddel. Door de atomen te vervangen door chemisch meer passieve elementen, kun je een puur metaal krijgen. Als u bijvoorbeeld in de hoeveelheid van twee mol drie mol kalium toevoegt, krijgen we als resultaat van deze reactie drie mol kaliumchloride en twee mol aluminium. Dit proces kan als volgt worden uitgedrukt met behulp van een vergelijking: 3К + 2АІСІ3 = 3КІ2 + 2АІ.

Reacties met vetten

Als kalium wordt toegevoegd aan een organische stof van deze groep, zal het ook een van de waterstofatomen verdringen. Wanneer bijvoorbeeld stearine wordt gemengd met het betreffende metaal, ontstaat kaliumstearaat en waterstof. De resulterende stof wordt gebruikt om vloeibare zeep te maken. Dit is waar de karakterisering van kalium en zijn interacties met andere stoffen eindigt.

Het gebruik van kalium en zijn verbindingen

Zoals alle metalen, is degene die in dit artikel wordt besproken, noodzakelijk voor veel industriële processen. Het belangrijkste gebruik van kalium vindt plaats in de chemische industrie. Vanwege zijn hoge chemische activiteit, uitgesproken alkalimetaal en reducerende eigenschappen, wordt het gebruikt als reagens voor veel interacties en het verkrijgen van een verscheidenheid aan stoffen. Daarnaast worden legeringen die kalium bevatten gebruikt als koelmiddel in kernreactoren. Het metaal dat in dit artikel wordt besproken, vindt ook zijn toepassing in de elektrotechniek. Naast al het bovenstaande is het een van de belangrijkste componenten van meststoffen voor planten. Bovendien worden de verbindingen ervan in een groot aantal verschillende industrieën gebruikt. Bij de goudwinning wordt dus kaliumcyanide gebruikt, dat dient als reagens voor het scheiden van waardevolle metalen uit ertsen. Fosfaten van het betreffende chemische element zijn componenten van verschillende reinigingsproducten en poeders. Lucifers bevatten chloraat van dit metaal. Bij de vervaardiging van films voor oude camera's werd het bromide van het betreffende element gebruikt. Zoals u al weet, kan het worden verkregen door kalium bij hoge temperaturen te bromeren. In de geneeskunde wordt chloride van dit chemische element gebruikt. Bij het maken van zeep - stearaat en andere vetderivaten.

Het betreffende metaal verkrijgen

Tegenwoordig wordt kalium op twee manieren in laboratoria gewonnen. De eerste is om het te herstellen van hydroxide met behulp van natrium, dat chemisch nog actiever is dan kalium. En de tweede is het krijgen van chloride, ook met behulp van natrium. Als u dezelfde hoeveelheid natrium toevoegt aan één mol kaliumhydroxide, wordt één mol natriumalkali en zuiver kalium gevormd. De vergelijking voor deze reactie is als volgt: KOH + Na = NaOH + K. Om de reactie van het tweede type uit te voeren, moet je het chloride van het betreffende metaal en natrium in gelijke molaire verhoudingen mengen. Hierdoor worden stoffen als keukenzout en kalium in dezelfde verhouding gevormd. Deze chemische interactie kan worden uitgedrukt met behulp van de volgende reactievergelijking: KSI + Na = NaCl + K.

De structuur van kalium

Een atoom van dit chemische element bestaat, net als alle andere, uit een kern, die protonen en neutronen bevat, evenals elektronen die eromheen draaien. Het aantal elektronen is altijd gelijk aan het aantal protonen dat zich in de kern bevindt. Als een elektron zich losmaakte of zich bij het atoom voegde, is het al niet meer neutraal en verandert het in een ion. Ze zijn van twee soorten: kationen en anionen. De eerste zijn positief geladen, terwijl de laatste negatief geladen zijn. Als een elektron zich bij een atoom voegt, verandert het in een anion, maar als een van de elektronen zijn baan verlaat, wordt het neutrale atoom een ​​kation. Aangezien het serienummer van kalium, volgens het periodiek systeem, negentien is, zijn er hetzelfde aantal protonen in de kern van dit chemische element. Daarom kunnen we concluderen dat er negentien elektronen rond de kern zijn. Het aantal protonen dat zich in de structuur van een atoom bevindt, kan worden bepaald door het serienummer van een chemisch element af te trekken van de atoommassa. We kunnen dus concluderen dat er twintig protonen in de kaliumkern zitten. Omdat het metaal dat in dit artikel wordt beschouwd tot de vierde periode behoort, heeft het vier banen, waarop elektronen gelijkmatig zijn verdeeld, die constant in beweging zijn. Het schema van kalium is als volgt: twee elektronen bevinden zich in de eerste baan, acht in de tweede; evenals in de derde, in de laatste, vierde baan draait slechts één elektron. Dit verklaart de hoge chemische activiteit van dit metaal - zijn laatste baan is niet volledig gevuld, dus het heeft de neiging om te combineren met andere atomen, waardoor hun elektronen van de laatste banen gemeengoed zullen worden.

Waar is dit element in de natuur te vinden?

Omdat het een extreem hoge chemische activiteit heeft, wordt het nergens op de planeet in zijn pure vorm gevonden. Het kan alleen worden gezien als onderdeel van een verscheidenheid aan verbindingen. kalium in de aardkorst is 2,4 procent. De meest voorkomende mineralen die kalium bevatten zijn salviniet en carnalliet. De eerste heeft de volgende chemische formule: NaCl.KCl. Het heeft een bonte kleur en bestaat uit veel kristallen van verschillende kleuren. Afhankelijk van de verhouding van kaliumchloride en natrium, evenals de aanwezigheid van onzuiverheden, kan het rode, blauwe, roze, oranje componenten bevatten. Het tweede mineraal - carnalliet - ziet eruit als transparante, lichtblauwe, lichtroze of lichtgele kristallen. De chemische formule ziet er als volgt uit: KCl.MgCl2.6H2O. Het is een kristallijn hydraat.

De rol van kalium in het lichaam, symptomen van tekort en overmaat

Samen met natrium houdt het de water-zoutbalans van de cel in stand. Het neemt ook deel aan de overdracht tussen de membranen van de zenuwimpuls. Bovendien reguleert het het zuur-base-evenwicht in de cel en in het hele lichaam. Het neemt deel aan stofwisselingsprocessen, gaat het optreden van oedeem tegen, maakt deel uit van het cytoplasma - ongeveer vijftig procent ervan - het zout van het betreffende metaal. De belangrijkste tekenen van een kaliumgebrek in het lichaam zijn zwelling, het optreden van een ziekte zoals waterzucht, prikkelbaarheid en stoornissen in het functioneren van het zenuwstelsel, remming van de reactie en geheugenstoornissen.

Bovendien heeft een onvoldoende hoeveelheid van dit sporenelement een nadelige invloed op het cardiovasculaire en spierstelsel. Een langdurig gebrek aan kalium kan een hartaanval of beroerte veroorzaken. Maar door een teveel aan kalium in het lichaam kan er een zweer in de dunne darm ontstaan. Om uw dieet zo in evenwicht te brengen dat u een normale hoeveelheid kalium binnenkrijgt, moet u weten welke voedingsmiddelen dit bevatten.

Voedingsmiddelen met een hoog gehalte aan de betreffende micronutriënten

Allereerst zijn dit noten, zoals cashewnoten, walnoten, hazelnoten, pinda's, amandelen. Ook wordt een grote hoeveelheid ervan aangetroffen in aardappelen. Bovendien wordt kalium gevonden in gedroogd fruit zoals rozijnen, gedroogde abrikozen, pruimen. Pijnboompitten zijn ook rijk aan dit element. Ook wordt de hoge concentratie ervan waargenomen in peulvruchten: bonen, erwten, linzen. Zeewier is ook rijk aan dit chemische element. Andere producten die dit element in grote hoeveelheden bevatten, zijn groene thee en cacao. Bovendien wordt het in hoge concentraties aangetroffen in veel fruit, zoals avocado's, bananen, perziken, sinaasappels, grapefruits en appels. Veel granen zijn rijk aan het betreffende spoorelement. Dit is voornamelijk Alkmaarse gort, maar ook tarwe en boekweitgrutten. Peterselie en spruitjes bevatten ook veel kalium. Daarnaast wordt het gevonden in wortelen en meloenen. Uien en knoflook hebben een aanzienlijke hoeveelheid van het beschouwde chemische element. Kippeneieren, melk en kaas bevatten ook veel kalium. De dagelijkse norm van dit chemische element voor de gemiddelde persoon is van drie tot vijf gram.

Conclusie

Na het lezen van dit artikel kunnen we concluderen dat kalium een ​​uiterst belangrijk chemisch element is. Het is noodzakelijk voor de synthese van veel verbindingen in de chemische industrie. Bovendien wordt het in veel andere industrieën gebruikt. Het is ook erg belangrijk voor het menselijk lichaam, dus het moet regelmatig en in de benodigde hoeveelheid zijn om daar met voedsel naartoe te gaan.

In de natuur komt kalium alleen voor in verbindingen met andere elementen, bijvoorbeeld in zeewater, maar ook in veel mineralen. Het oxideert zeer snel aan de lucht en reageert zeer gemakkelijk, vooral met water, onder vorming van een alkali.

In veel eigenschappen ligt kalium heel dicht bij natrium, maar vanuit het oogpunt van biologische functie en gebruik door de cellen van levende organismen zijn ze antagonistisch.

Geschiedenis en oorsprong van de naam

Kaliumverbindingen worden al sinds de oudheid gebruikt. De productie van kali (die als wasmiddel werd gebruikt) bestond dus al in de 11e eeuw. De as die ontstaat bij de verbranding van stro of hout werd behandeld met water en de resulterende oplossing (loog) werd na filtratie verdampt. Het droge residu bevatte, naast kaliumcarbonaat, kaliumsulfaat K2S04, soda en kaliumchloride KCl.

Geboorteplaats

De grootste kaliumafzettingen bevinden zich in Canada (fabrikant PotashCorp), Rusland (PJSC Uralkali, Berezniki, Solikamsk, Perm Territory, Verkhnekamskoye potash erts deposit), Wit-Rusland (PO Belaruskali, Soligorsk, Starobinskoye potash deposit ores).

Bon

Kalium wordt, net als andere alkalimetalen, verkregen door elektrolyse van gesmolten chloriden of alkaliën. Omdat chloriden een hoger smeltpunt hebben (600-650 °C), wordt elektrolyse van gesmolten alkaliën vaak uitgevoerd met toevoeging van soda of kalium (tot 12%). Bij de elektrolyse van gesmolten chloriden komt gesmolten kalium vrij aan de kathode en chloor aan de anode:

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

Tijdens de elektrolyse van alkaliën komt ook gesmolten kalium vrij aan de kathode en zuurstof aan de anode:

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

Het water uit de smelt verdampt snel. Om te voorkomen dat kalium interageert met chloor of zuurstof, is de kathode gemaakt van koper en is er een koperen cilinder boven geplaatst. Het gevormde kalium wordt in gesmolten vorm opgevangen in de cilinder. De anode is ook gemaakt in de vorm van een cilinder van nikkel (bij de elektrolyse van alkaliën) of grafiet (bij de elektrolyse van chloriden).

Methoden voor thermochemisch herstel zijn ook van groot industrieel belang:

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

en terugwinning uit een kaliumchloridesmelt met calciumcarbide, aluminium of silicium.

Fysieke eigenschappen

Kalium is een zilverachtig metaal met een karakteristieke glans op een vers gevormd oppervlak. Zeer lichtgewicht en lichtgewicht. Relatief goed oplosbaar in, vormende amalgamen. Kalium (evenals zijn verbindingen) wordt geïntroduceerd in de vlam van de brander en kleurt de vlam in een karakteristieke roze-violette kleur.

Interactie met eenvoudige stoffen

Kalium reageert bij kamertemperatuur met zuurstof uit de lucht, halogenen; reageert praktisch niet met stikstof (in tegenstelling tot lithium en natrium). Bij matige verwarming reageert het met waterstof om een ​​hydride te vormen (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))))

Kaliummetaal reageert met alcoholen om alcoholaten te vormen:

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)\pijl omhoog)))

Alkalimetaalalcoholaten (in dit geval kaliumethanolaat) zijn zeer sterke basen en worden veel gebruikt in de organische synthese.

Verbindingen met zuurstof

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

kaliumoxide kan worden verkregen door het metaal te verhitten tot een temperatuur van maximaal 180 ° C in een omgeving met zeer weinig zuurstof, of door een mengsel van kaliumsuperoxide met kaliummetaal te verwarmen:

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

Kaliumoxiden hebben uitgesproken basische eigenschappen, reageren heftig met water, zuren en zuuroxiden. Ze hebben geen praktische waarde. Peroxiden zijn geelachtig witte poeders, die, oplosbaar in water, alkaliën en waterstofperoxide vormen:

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 )))

Het vermogen om koolstofdioxide uit te wisselen voor zuurstof wordt gebruikt in isolerende gasmaskers en op onderzeeërs. Als absorptiemiddel wordt een equimolair mengsel van kaliumsuperoxide en natriumperoxide gebruikt. Als het mengsel niet equimolair is, dan zal bij een overmaat aan natriumperoxide meer gas worden opgenomen dan vrijkomen (wanneer twee volumes CO 2 worden opgenomen, komt er één volume O 2 vrij) en de druk in de bijgevoegde de ruimte zal afnemen en bij een overmaat aan kaliumsuperoxide (bij twee volumina CO worden geabsorbeerd 2 komen drie volumina O vrij 2) komt er meer gas vrij dan wordt geabsorbeerd en stijgt de druk.

In het geval van een equimolair mengsel (Na 2 O 2: K 2 O 4 \u003d 1: 1) zullen de volumes geabsorbeerde en uitgestoten gassen gelijk zijn (wanneer vier volumes CO 2 worden geabsorbeerd, zijn er vier volumes O 2 vrijgelaten).

Peroxiden zijn sterke oxidatiemiddelen en worden daarom gebruikt om stoffen in de textielindustrie te bleken.

Peroxiden worden verkregen door metalen te calcineren in lucht die vrij is van kooldioxide.

Ook bekend is kaliumozonide KO 3 , oranjerood van kleur. Het kan worden verkregen door de interactie van kaliumhydroxide met ozon bij een temperatuur van maximaal 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)) )

Kaliumozonide is een zeer sterk oxidatiemiddel, het oxideert bijvoorbeeld elementaire zwavel al bij 50 °C tot sulfaat en disulfaat:

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))))

Hydroxide

Kaliumhydroxide (of bijtende potas) is een hard, wit, ondoorzichtig, zeer hygroscopisch kristal dat smelt bij 360°C. Kaliumhydroxide is een alkali. Het lost goed op in water met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte. De oplosbaarheid van kaliloog bij 20 °C in 100 g water is 112 g.

Sollicitatie

• Vloeibaar bij kamertemperatuur, een legering van kalium en natrium wordt gebruikt als koelmiddel in gesloten systemen, zoals snelle neutronen atoomcentrales. Bovendien worden de vloeibare legeringen met rubidium en cesium veel gebruikt. De samenstelling van de legering: natrium 12%, kalium 47%, cesium 41% - heeft een laag smeltpunt van -78 °C.
• Kaliumverbindingen zijn het belangrijkste biogene element en worden daarom als meststof gebruikt. Kalium is een van de drie basiselementen die essentieel zijn voor plantengroei, samen met stikstof en fosfor. In tegenstelling tot stikstof en fosfor is kalium het belangrijkste cellulaire kation. Met zijn tekort aan een plant wordt allereerst de structuur van de membranen van chloroplasten, de celorganellen waarin fotosynthese plaatsvindt, verstoord. Uiterlijk komt dit tot uiting in de vergeling en daaropvolgende dood van de bladeren. Met de introductie van kalimeststoffen in planten nemen de vegetatieve massa, productiviteit en weerstand tegen plagen toe.
• Kaliumzouten worden veel gebruikt bij het galvaniseren, omdat ze, ondanks hun relatief hoge kosten, vaak beter oplosbaar zijn dan de overeenkomstige natriumzouten en daarom zorgen voor een intensieve werking van elektrolyten bij een verhoogde stroomdichtheid.

Belangrijke verbindingen

• Kaliumbromide wordt gebruikt in de geneeskunde en als kalmerend middel voor het zenuwstelsel.
• Kaliumhydroxide (bijtende kaliumhydroxide) wordt gebruikt in alkalinebatterijen en voor het drogen van gassen.
• Kaliumcarbonaat (kalium) wordt gebruikt als meststof, bij het smelten van glas, als toevoegingsmiddel voor pluimvee.
• Kaliumchloride (sylvin, "kaliumzout") wordt gebruikt als meststof.
• Kaliumnitraat (kaliumnitraat) - meststof, bestanddeel van zwart poeder.
• Kaliumperchloraat en chloraat (bertoletzout) worden gebruikt bij de productie van lucifers, raketpoeder, verlichtingsladingen, explosieven en galvanisatie.
• Kaliumdichromaat (chroom) - een sterk oxidatiemiddel, gebruikt om een ​​"chroommengsel" te bereiden voor het wassen van chemische gerechten en bij de verwerking van leer (looierij). Wordt ook gebruikt om ammoniak, waterstofsulfide en fosfine te verwijderen uit acetyleen in acetyleenfabrieken.

• Kaliumpermanganaat is een sterk oxidatiemiddel dat wordt gebruikt als antisepticum in de geneeskunde en voor de zuurstofproductie in laboratoria.
• Natriumkaliumtartraat (Rochelle-zout) als piëzo-elektrisch.
• Kaliumdihydrofosfaat en dideuterofosfaat in de vorm van eenkristallen in lasertechnologie.
• Kaliumperoxide en kaliumsuperoxide worden gebruikt voor luchtregeneratie in onderzeeërs en in isolerende gasmaskers (absorbeert koolstofdioxide onder afgifte van zuurstof).
• Kaliumfluorboraat is een belangrijk vloeimiddel voor het hardsolderen van staal en non-ferrometalen.
• Kaliumcyanide wordt gebruikt bij het galvaniseren (verzilveren, vergulden), goudwinning en het nitrocarbureren van staal.
• Kalium wordt samen met kaliumperoxide gebruikt bij de thermochemische ontleding van water in waterstof en zuurstof (kaliumcyclus "Gas de France", Frankrijk).
• Kaliumsulfaat - gebruikt als meststof.

biologische rol

Kalium is het belangrijkste biogene element, vooral in het plantenrijk. Bij een gebrek aan kalium in de bodem ontwikkelen planten zich zeer slecht, de opbrengst neemt af, dus ongeveer 90% van de gewonnen kaliumzouten wordt gebruikt als meststof.

Kalium werd in de herfst van 1807 ontdekt door de Engelse chemicus Davy tijdens de elektrolyse van vast caustisch kalium. Nadat hij bijtende potas had bevochtigd, isoleerde de wetenschapper het metaal, dat hij de naam gaf potassium, hint naar productie potas(een noodzakelijk ingrediënt voor de vervaardiging van wasmiddelen) uit as. Het metaal kreeg twee jaar later zijn gebruikelijke naam, in 1809, de initiatiefnemer van het hernoemen van de stof was L.V. Gilbert, die de naam suggereerde potassium(uit het Arabisch alkali- kalium).

Kalium (lat. Kalium) is een zacht alkalimetaal, een element van de hoofdsubgroep van groep I, periode IV van het periodiek systeem van chemische elementen D.I. Mendelejev, heeft atoomnummer 19 en de aanduiding - Tot.

In de natuur zijn

Kalium in vrije staat komt in de natuur niet voor, het maakt deel uit van alle cellen. Een vrij algemeen metaal, het bezet de 7e plaats in termen van inhoud in de aardkorst (calorizator). De belangrijkste leveranciers van kalium zijn Canada, Wit-Rusland en Rusland, die grote afzettingen van deze stof hebben.

Fysische en chemische eigenschappen

Kalium is een laagsmeltend, zilverwit metaal. Het heeft de neiging om een ​​open vuur in een fel paars-roze kleur te schilderen.

Kalium heeft een hoge chemische activiteit, het is een sterk reductiemiddel. Bij reactie met water treedt een explosie op; bij langdurige blootstelling aan lucht wordt deze volledig vernietigd. Daarom vereist kalium bepaalde voorwaarden voor opslag - het wordt gegoten met een laag kerosine, siliconen of benzine om contact met water en de voor het metaal schadelijke atmosfeer uit te sluiten.

De belangrijkste voedselbronnen van kalium zijn gedroogd, pindakaas, citrusvruchten, alle groene bladgroenten. Er zit veel kalium in vis en. Over het algemeen maakt kalium deel uit van bijna alle planten. en - kampioenen in kaliumgehalte.

dagelijkse behoefte aan kalium

De dagelijkse behoefte van het menselijk lichaam aan kalium hangt af van leeftijd, fysieke conditie en zelfs woonplaats. Volwassen gezonde mensen hebben 2,5 g kalium nodig, zwangere vrouwen - 3,5 g, atleten - tot 5 gram kalium per dag. De hoeveelheid kalium die nodig is voor adolescenten wordt berekend op basis van gewicht - 20 mg kalium per 1 kg lichaamsgewicht.

Nuttige eigenschappen van kalium en het effect ervan op het lichaam

Kalium is betrokken bij het proces van het geleiden van zenuwimpulsen en het overbrengen ervan naar de geïnnerveerde organen. Bevordert een betere hersenactiviteit en verbetert de toevoer ervan. Het heeft een positief effect bij veel allergische aandoeningen. Kalium is essentieel voor de contracties van de skeletspieren. Kalium reguleert het gehalte aan zouten, logen en zuren in het lichaam, wat helpt om oedeem te verminderen.

Kalium wordt aangetroffen in alle intracellulaire vloeistoffen, het is noodzakelijk voor de normale werking van zachte weefsels (spieren, bloedvaten en haarvaten, endocriene klieren, enz.)

Kaliumabsorptie

Kalium wordt vanuit de darmen in het lichaam opgenomen, waar het met voedsel binnenkomt en wordt uitgescheiden in de urine, meestal in dezelfde hoeveelheid. Overtollig kalium wordt op dezelfde manier uit het lichaam uitgescheiden, het blijft niet hangen en hoopt zich niet op. Belemmeringen voor de normale opname van kalium kunnen dienen als overmatige consumptie van koffie, suiker, alcohol.

Interactie met anderen

Kalium werkt in nauw contact met natrium en magnesium, met een verhoging van de kaliumconcentratie, natrium wordt snel uit het lichaam uitgescheiden en een afname van de hoeveelheid magnesium kan de opname van kalium verstoren.

Tekenen van kaliumtekort

Gebrek aan kalium in het lichaam wordt gekenmerkt door spierzwakte, vermoeidheid, verminderde immuniteit, myocardiale storingen, bloeddrukstoornissen, snelle en moeilijke ademhaling. De huid kan loslaten, de schade geneest niet goed, het haar wordt erg droog en broos. Er zijn storingen in het werk van het maagdarmkanaal - misselijkheid, braken, indigestie tot gastritis en zweren.

Tekenen van teveel kalium

Een overmaat aan kalium treedt op bij een overdosis van geneesmiddelen die kalium bevatten en wordt gekenmerkt door neuromusculaire aandoeningen, overmatig zweten, prikkelbaarheid, prikkelbaarheid en tranen. Een persoon ervaart constant een gevoel van dorst, wat leidt tot frequent urineren. Het maagdarmkanaal reageert met darmkoliek, afwisselend constipatie en diarree.

Het gebruik van kalium in het leven

Kalium in de vorm van basische verbindingen wordt veel gebruikt in de geneeskunde, landbouw en industrie. Kaliummeststoffen zijn nodig voor de normale groei en rijping van planten, en de bekende kaliumpermanganaat, dit is niets meer dan kaliumpermanganaat, een beproefd antisepticum.