Det kalium det er et alkalimetal, hvis kemiske symbol er K. Dets atomnummer er 19, og det er placeret under natrium i det periodiske system. Det er et blødt metal, der endda kan skæres med en kniv. Det er også ret let, og det kan flyde på flydende vand, mens det reagerer kraftigt..
Frisk skåret, den har en meget lys sølv-hvid farve, men når den udsættes for luft oxideres den hurtigt og mister sin glans og bliver grålig (næsten blålig som den i billedet nedenfor)..
Kalium reagerer eksplosivt med vand til dannelse af kaliumhydroxid og brintgas. Det er netop denne gas, der får reaktionen til at eksplodere. Når den brænder i tænderen, farver dens ophidsede atomer flammen en intens lilla farve; dette er en af dine kvalitative tests.
Det er det syvende mest forekommende metal i jordskorpen og repræsenterer 2,6% af dets vægt. Det findes hovedsageligt i vulkanske klipper, skifer og sedimenter, ud over mineraler såsom sylvite (KCl). I modsætning til natrium er koncentrationen i havvand lav (0,39 g / l).
Kalium blev isoleret i 1807 af den engelske kemiker Sir Humphrey Davy ved elektrolyse af en opløsning af dets hydroxid, KOH. Dette metal var det første, der blev isoleret ved elektrolyse, og Davy gav det det engelske navn kalium.
I Tyskland blev navnet kalium imidlertid brugt til at henvise til metallet. Netop fra dette efternavn kommer bogstavet 'K', der bruges som et kemisk symbol for kalium.
Selve metallet har ringe industriel anvendelse, men det producerer mange nyttige forbindelser. Biologisk er det dog meget vigtigere, da det er et af de væsentlige elementer i vores krop.
I planter favoriserer det for eksempel realiseringen af fotosyntese, processen med osmose. Det fremmer også proteinsyntese og derved fremmer plantevækst.
Artikelindeks
Siden oldtiden har mennesket brugt kaliumchlorid som gødning og ignoreret eksistensen af kalium, meget mindre dets forhold til kaliumchlorid. Dette blev fremstillet ud fra asken fra træstammerne og træernes blade, hvortil der blev tilsat vand, som senere blev fordampet.
Grøntsager indeholder for det meste kalium, natrium og calcium. Men calciumforbindelser er dårligt opløselige i vand. Af denne grund var kaliumchlorid et koncentrat af kaliumforbindelser. Ordet stammer fra sammentrækningen af de engelske ord 'pot' og 'ash'.
I 1702 foreslog G. Ernst Stahl en forskel mellem natrium- og kaliumsaltene; Dette forslag blev verificeret af Henry Duhamel du Monceau i 1736. Da den nøjagtige sammensætning af saltene ikke var kendt, besluttede Antoine Lavoiser (1789) ikke at medtage alkalier på listen over kemiske grundstoffer..
I 1797 opdagede den tyske kemiker Martin Klaproth kaliumchlorid i mineralerne leucit og lepidolit, for hvilket han konkluderede, at det ikke kun var et produkt af planter.
I 1806 opdagede den engelske kemiker Sir Humphrey Davy, at båndet mellem elementerne i en forbindelse var elektrisk..
Davy isolerede derefter kalium ved elektrolyse af kaliumhydroxid og observerede kugler af metallisk glans, der akkumulerede ved anoden. Navngivet metal med det engelske etymologiord kalium.
I 1809 foreslog Ludwig Wilhelm Gilbert navnet kalium til Davys kalium. Berzelius fremkaldte navnet kalium for at tildele kalium det kemiske symbol "K".
Endelig opdagede Justus Liebig i 1840, at kalium var et nødvendigt element for planter.
Metallisk kalium krystalliserer under normale forhold i kropscentreret kubisk (bcc) struktur. Dette er karakteriseret ved at være lidt tæt, hvilket stemmer overens med kaliumets egenskaber. Et K-atom er omgivet af otte naboer, lige i midten af en terning og med de andre K-atomer placeret ved hjørnerne.
Denne fase bcc er også betegnet som fase K-I (den første). Når trykket stiger, komprimerer krystalstrukturen sig til den ansigtscentrerede kubiske fase (fcc). Imidlertid er der behov for et tryk på 11 GPa for at denne overgang kan ske spontant..
Denne tættere fcc-fase er kendt som K-II. Ved højere tryk (80 GPa) og lavere temperaturer (mindre end -120 ºC) får kalium en tredje fase: K-III. K-III er kendetegnet ved dets evne til at rumme andre atomer eller molekyler i dets krystallinske hulrum..
Der er også to andre krystallinske faser ved endnu højere tryk: K-IV (54 GPa) og K-V (90 GPa). Ved meget kolde temperaturer udviser kalium endda en amorf fase (med uordnede K-atomer).
Elektronkonfigurationen af kalium er:
[Ar] 4s1
4-orbitalen er den yderste og har derfor den eneste valenselektron. Dette er i teorien ansvarlig for den metalliske binding, der holder K-atomerne sammen for at definere en krystal.
Fra den samme elektronkonfiguration er det let at forstå, hvorfor kalium altid (eller næsten altid) har et oxidationsnummer på +1. Når du mister en elektron for at danne kationen K+, bliver isoelektronisk til ædelgasargonen med sin fulde valensoktet.
I de fleste af dets afledte forbindelser antages det, at kalium findes som K+ (selvom dine obligationer ikke er rent ioniske).
På den anden side kan kalium, selv om det er mindre sandsynligt, få en elektron med to elektroner i sin 4s orbital. Således bliver calciummetal isoelektronisk:
[Ar] 4sto
Det siges derefter, at det fik en elektron og har et negativt oxidationsnummer, -1. Når dette oxidationstal beregnes i en forbindelse, antages eksistensen af potasidanionen K-.
Blankt hvidt sølvmetal.
39,0983 g / mol.
83,5 ºC.
759 ºC.
-0,862 g / cm3, ved stuetemperatur.
-0,828 g / cm3, ved smeltepunkt (væske).
Reagerer voldsomt med vand. Opløselig i flydende ammoniak, ethylendiamin og anilin. Opløselig i andre alkalimetaller til dannelse af legeringer og i kviksølv.
1.4 i forhold til luft taget som 1.
8 mmHg ved 432 ºC.
Stabil, hvis den er beskyttet mod luft og fugt.
Det kan være ætsende i kontakt med metaller. Ved kontakt kan forårsage forbrændinger af hud og øjne.
86 dyn / cm ved 100 ° C.
2,33 kJ / mol.
76,9 kJ / mol.
29,6 J / (mol K).
0,82 på Pauling-skalaen.
Første niveau af ionisering: 418,8 kJ / mol.
Andet ioniseringsniveau: 3.052 kJ / mol.
Tredje ioniseringsniveau: 4.420 kJ / mol.
227 pm.
203 ± 12 pm.
83,3 µm / (mK) ved 25 ºC.
102,5 W / (m K).
72 nΩ · m (ved 25 ºC).
0,4 på Mohs-skalaen.
Kalium forekommer som tre hovedisotoper: 39K (93,258%),41K (6,73%) og 40K (0,012%, radioaktiv β-emitterende)
Kaliumforbindelser har som standard oxidationsnummeret +1 (med meget specielle undtagelser). Derfor er (I) i slutningen af navnene i lagernomenklaturen udeladt; og i traditionel nomenklatur slutter navne med suffikset -ico.
For eksempel er KCl kaliumchlorid, ikke kalium (I) chlorid. Dens traditionelle navn er kaliumchlorid eller kaliummonochlorid ifølge den systematiske nomenklatur.
For resten, medmindre de er meget almindelige navne eller mineraler (såsom silvin), er nomenklaturen omkring kalium ret enkel.
Kalium findes ikke i naturen i metallisk form, men det kan fås industrielt i denne form til bestemte anvendelser. Det findes hovedsageligt i levende væsener under den ioniske form (K+). Generelt er det den vigtigste intracellulære kation.
Kalium er til stede i adskillige forbindelser, såsom kaliumhydroxid, acetat eller chlorid osv. Det er også en del af ca. 600 mineraler, herunder sylvite, alunite, carnalite osv..
Kalium danner legeringer med andre alkaliske grundstoffer, såsom natrium, cæsium og rubidium. Det danner også ternære legeringer med natrium og cæsium gennem såkaldte eutektiske fusioner..
Kalium udgør sammen med nitrogen og fosfor de tre vigtigste plante næringsstoffer. Kalium absorberes af rødderne i ionform: en proces, der foretrækkes ved tilstedeværelsen af passende fugtighedsforhold, temperatur og iltning.
Regulerer åbning og lukning af bladstomata: aktivitet, der tillader optagelse af kuldioxid, der kombineres med vand under fotosyntese til dannelse af glukose og ilt; Disse er ATP-genererende stoffer, der udgør de vigtigste energikilder for levende væsener.
Det letter syntesen af nogle enzymer relateret til væksten af planter ud over stivelse, et energireserve-stof. Det griber også ind i osmose: en proces, der er nødvendig for rodabsorptionen af vand og mineraler; og i stigningen af vandet gennem xylem.
Klorose er en manifestation af kaliummangel i planter. Det er kendetegnet ved, at bladene mister deres grønt og bliver gule med brændte kanter; og til sidst forekommer affblæring med en forsinkelse i plantevækst.
Hos dyr er kalium generelt den vigtigste intracellulære kation med en koncentration på 140 mmol / L; mens den ekstracellulære koncentration varierer mellem 3,8 og 5,0 mmol / L. 98% af kroppens kalium er begrænset til det intracellulære rum.
Selvom kaliumindtag kan variere mellem 40 og 200 mmol / dag, holdes dets ekstracellulære koncentration konstant ved sin regulering af renal udskillelse. Hormonet aldosteron, som regulerer kaliumsekretion på niveauet af opsamlings- og distale tubuli, er involveret i dette..
Kalium er det centrale ansvar for vedligeholdelsen af intracellulær osmolaritet, og det er derfor ansvarlig for opretholdelsen af cellulær integritet.
Selvom plasmamembranen er relativt permeabel for kalium, opretholdes dens intracellulære koncentration af aktiviteten af enzymet Na, ATPase (natrium- og kaliumpumpe), der fjerner tre natriumatomer og indfører to kaliumatomer.
Spændende celler, der består af neuroner og stribede og glatte muskelceller; og stribede muskelceller, der består af skelet- og hjertemuskelceller, er alle i stand til at danne handlingspotentialer.
Det indre af exciterende celler er negativt ladet i forhold til det ydre af cellen, men når det stimuleres ordentligt, øges permeabiliteten af plasmamembranen i celler til natrium. Denne kation trænger gennem plasmamembranen og gør celleindretningen positiv..
Det fænomen, der opstår, kaldes handlingspotentiale, som har et sæt egenskaber, blandt dem er det i stand til at sprede sig i hele neuronen. En kommando udstedt af hjernen bevæger sig som handlingspotentialer til en given muskel for at få den til at trække sig sammen..
For at der kan opstå et nyt handlingspotentiale, skal celleindretningen have en negativ ladning. For at gøre dette er der en udgang af kalium fra det indre af cellen, hvilket returnerer det til sin oprindelige negativitet. Denne proces kaldes repolarisering, der er en hovedfunktion af kalium.
Derfor siges det, at dannelsen af handlingspotentialer og initiering af muskelsammentrækning er et fælles ansvar for natrium og kalium..
Kalium har andre funktioner hos mennesker, såsom vaskulær tone, kontrol af systemisk blodtryk og gastrointestinal motilitet..
En stigning i plasmakaliumkoncentrationen (hyperkalæmi) frembringer en række symptomer som angst, kvalme, opkastning, mavesmerter og uregelmæssigheder i elektrokardiogrammet. T-bølgen, der er relateret til ventrikulær repolarisering, er høj og bred.
Denne optegnelse forklares, fordi når den ekstracellulære koncentration af kalium stiger, forlader den celleudvendigheden langsommere, så ventrikulær repolarisering er langsommere.
Et fald i plasmakaliumkoncentration (hypokalcæmi) præsenterer blandt andet følgende symptomer: muskelsvaghed, nedsat tarmmotilitet, nedsat glomerulær filtrering, hjertearytmi og udfladning af T-bølgen i elektrokardiogrammet.
T-bølgen forkortes, da ved at formindske den ekstracellulære koncentration af kalium letter dens udgang mod celleudvendigheden, og varigheden af repolarisering falder.
Kalium findes primært i vulkanske klipper, skifer og sedimenter. Også i mineraler som muskovit og orthoclase, som er uopløselige i vand. Orthoclase er et mineral, der normalt forekommer i vulkanske klipper og granit.
Kalium er også til stede i vandopløselige mineralforbindelser, såsom carnalite (KMgCl36HtoO), sylvit (KCl) og landbeinit [KtoMgto(SW4)3], findes i tørre søbede og på havbunden.
Derudover findes kalium i saltlage og som et produkt af forbrænding af plantestammer og blade i en proces, der anvendes til produktion af kaliumchlorid. Selvom koncentrationen i havvand er lav (0,39 g / l), bruges den også til at opnå kalium.
Kalium er til stede i store aflejringer, såsom den i Saskatchewan, Canada, rig på mineral sylvit (KCl) og er i stand til at producere 25% af verdens kaliumforbrug. Saltopløsningsvæsker kan indeholde en betydelig mængde kalium i form af KCl.
Kalium produceres ved to metoder: elektrolyse og termisk. I elektrolyse er metoden, der anvendes af Davy til at isolere kalium, blevet fulgt uden større ændringer..
Imidlertid har denne metode set fra det industrielle synspunkt ikke været effektiv, da det høje smeltepunkt for de smeltede kaliumforbindelser skal sænkes..
Metoden til elektrolyse af kaliumhydroxid blev anvendt industrielt i 1920'erne. Den termiske metode fortrængte den alligevel og blev den dominerende metode fra 1950 til produktion af dette metal..
I den termiske metode produceres kalium ved at reducere smeltet kaliumchlorid ved 870 ºC. Denne tilføres kontinuerligt til en destillationskolonne pakket med saltet. I mellemtiden passerer natriumdampen gennem søjlen for at producere reduktion af kaliumchlorid..
Kalium er den mest flygtige komponent i reaktionen og akkumuleres øverst i destillationskolonnen, hvor den opsamles kontinuerligt. Produktionen af metallisk kalium ved den termiske metode kan skitseres i følgende kemiske ligning:
Na (g) + KCl (l) => K (l) + NaCl (l)
Griesheimer-processen, der bruger reaktionen af kaliumfluorid med calciumcarbid, bruges også til kaliumproduktion:
2 KF + CaCto => 2 K + CaFto + 2 C
Kalium er et stærkt reaktivt element, der reagerer hurtigt med ilt til dannelse af tre oxider: oxid (KtoO), peroxid (KtoELLERto) og superoxid (KOto) kalium.
Kalium er et stærkt reducerende element, hvorfor det oxiderer hurtigere end de fleste metaller. Det bruges til at reducere metalsalte, erstatte kalium til metallet i saltet. Denne metode muliggør opnåelse af rene metaller:
MgClto + 2 K => Mg + 2 KCl
Kalium reagerer stærkt med vand for at danne kaliumhydroxid og frigive eksplosiv brintgas (billedet nedenfor):
Kaliumhydroxid kan reagere med kuldioxid for at producere kaliumcarbonat.
Kalium reagerer med kulilte ved en temperatur på 60 ° C for at frembringe en eksplosiv carbonyl (K6C6ELLER6). Det reagerer også med hydrogen ved 350 ° C og danner et hydrid. Det er også meget reaktivt med halogener og eksploderer i kontakt med flydende brom..
Eksplosioner opstår også, når kalium reagerer med halogenerede syrer, såsom saltsyre, og blandingen rammes eller rystes kraftigt. Smeltet kalium reagerer yderligere med svovl og hydrogensulfid.
Reagerer med organiske forbindelser, der indeholder aktive grupper, men som er inaktive over for alifatiske og aromatiske carbonhydrider. Kalium reagerer langsomt med ammoniak til dannelse af potasomin (KNHto).
I modsætning til natrium reagerer kalium med kulstof i form af grafit for at danne en række interlaminære forbindelser. Disse forbindelser har carbon-kalium-atomforhold: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; dvs. KC60, for eksempel.
Der er ikke meget industriel efterspørgsel efter metallisk kalium. Det meste omdannes til kaliumsuperoxid, der bruges i åndedrætsværn, da det frigiver ilt og fjerner kuldioxid og vanddamp..
NaK-legering har stor varmeabsorptionsevne, hvorfor den bruges som kølemiddel i nogle atomreaktorer. Ligeledes er der anvendt fordampet metal i turbiner.
KCl bruges i landbruget som gødning. Det bruges også som råmateriale til produktion af andre kaliumforbindelser, såsom kaliumhydroxid.
Også kendt som kaustisk kaliumchlorid, KOH, det bruges til fremstilling af sæber og vaskemidler.
Dens reaktion med iod producerer kaliumiodid. Dette salt tilsættes til bordsalt (NaCl) og foder for at beskytte mod jodmangel. Kaliumhydroxid anvendes til fremstilling af alkaliske batterier.
Også kendt som saltpeter, KNO3, det bruges som gødning. Derudover bruges det til udarbejdelse af fyrværkeri; som fødevarekonserveringsmiddel og i hærdningsglas.
Det bruges til produktion af gødning og kaliumalunproduktion.
Det bruges til fremstilling af briller, især dem, der anvendes til fremstilling af fjernsyn.
Endnu ingen kommentarer