Kalium (k)

Selitämme, mitä kaliumia, sen historiaa, kemiallista rakennetta, fysikaalisia ja kemiallisia ominaisuuksia, reaktioita, ja paljon muuta.

Mikä on kalium?

Hän kalium Se on emäksinen metalli, jonka kemiallinen symboli on k. Sen atominumero on 19 ja se sijaitsee natriumin alla jaksollisessa taulukossa. Se on pehmeä metalli, joka voidaan jopa leikata veitsellä. Lisäksi se on melko kevyt ja voi kellua nestemäisessä vedessä reagoidessaan voimakkaasti.

Vain leikattu, se on erittäin kirkas hopeaväri, mutta altistuessaan ilmalle se hapettaa nopeasti.

Kalium reagoi räjähtävästi veden kanssa kaliumhydroksidin ja kaasumaisen vedyn muodostamiseksi. Juuri tämä kaasu on syynä reaktion räjähtävyyteen. Kun se palaa vaaleammaksi, niiden innostunut atomit värjäävät voimakkaan lila -värin liekin; Tämä on yksi sen laadullisista todisteista.

Se on maankuoren runsain seitsemäs ja edustaa 2,6% sen painosta. Sitä löytyy pääasiassa muurahaisista kivistä, lutitaista ja sedimenteistä, mineraalien, kuten Silvita (KCL), lisäksi. Toisin kuin natrium, sen pitoisuus merivedessä on alhainen (0,39 g/l).

Kaliumhistoria

Potas

Antiikin jälkeen ihminen on käyttänyt Potassaa lannoitteena, jättäen huomioimatta kaliumin olemassaolon, paljon vähemmän sen suhdetta Potassaan. Tämä valmistettiin puiden runkojen ja lehtien tuhkasta, johon vettä lisättiin, joka myöhemmin haihdutettiin.

Vihannekset sisältävät enimmäkseen kaliumia, natriumia ja kalsiumia. Mutta kalsiumyhdisteet ovat vähän liukenevia veteen. Tästä syystä Potassa oli konsentraatti kaliumyhdisteitä. Sana on johdettu englanninkielisten sanojen 'pot' ja 'tuhkan supistumisesta.

Vuonna 1702 G. Ernst Stahl ehdotti eroa natrium- ja kaliumsuolojen välillä; Ehdotus, jonka todisti Henry Duhamel du Monceau, vuonna 1736. Koska suolojen tarkkaa koostumusta ei tiedetty, Antoine Lavoiser (1789) päätti olla sisällyttämättä alkalista kemiallisten elementtien luetteloon.

Löytö

Vuonna 1797 saksalainen kemisti Martin Klaproth löysi Pilassa Leukitasta ja lepidoliittimineraaleista, joten hän päätteli, että se ei ollut vain kasvien tuote.

Vuonna 1806 englantilainen kemisti Sir Humphrey Davy huomasi, että yhteys yhdisteen elementtien välillä oli sähköinen.

Sitten Davy eristi kaliumin kaliumhydroksidielektrolyysin kautta tarkkailemalla metallisia kirkkauspalloja, jotka kerääntyivät anodiin. Hän kutsui metallia englanninkielisen etymologian kaliumin sanalla.

Vuonna 1809 Ludwig Wilhelm Gilbert ehdotti Kaliumin (Kalio) nimeä Davy's Kaliumille. Berzelius herätti Kaliumin nimen nimeämään kemiallisen symbolin "k" kaliumille.

Lopuksi, Justus Liebig havaitsi vuonna 1840, että kalium oli välttämätön elementti kasveille.

Kaliumelektroninen rakenne ja kokoonpano

Metallinen kalium kiteytyy normaaleissa olosuhteissa kehon keskitetyssä kuutiorakenteessa (BCC). Tälle on ominaista olla pieni tiheä, mikä on yhtä mieltä kaliumominaisuuksista. K -atomia ympäröivät kahdeksan naapuria, aivan kuution keskellä ja muiden kärjessä sijaitsevien K -atomien kanssa.

Tämä BCC-vaihe on myös nimetty vaiheeksi K-I (ensimmäinen). Kun paine kasvaa, kiteinen rakenne on kompakti pintoihin keskittyvään kuutiofaasiin (FCC, kasvojen keskitetyn kuutiometrin avulla). Paine on kuitenkin 11 GPA, jotta tällainen siirtyminen tapahtuu spontaanisti.

Tämä FCC-vaihe, tiheämpi, tunnetaan nimellä K-II. Suurempiin paineisiin (80 GPA) ja alhaisemmat lämpötilat (alempi kuin -120 ºC) kalium saa kolmannen vaiheen: K -III. K-III: lle on ominaista sen kyky sijoittaa muita atomeja tai molekyylejä sen kiteisiin onteloihin.

Voi palvella sinua: Massa: Konsepti, ominaisuudet, esimerkit, laskenta

Kaksi muuta kiteistä vaihetta on myös suurempiin paineisiin: K-IV (54 GPA) ja K-V (90 GPA). Hyvin kylmissä lämpötiloissa kaliumilla on amorfinen faasi (epäjärjestyksellisillä K -atomeilla).

Hapetusnumero

Kaliumelektroninen kokoonpano on:

[AR] 4S¹

4S -kiertorata on uloin ja siksi sillä on ainoa elektroni Valenciassa. Tämä teoriassa on vastuussa metallisesta linkistä, joka pitää K -atomit yhdessä kristallin määrittelemiseksi.

Samasta elektronisesta kokoonpanosta on helppo ymmärtää, miksi kaliumilla on aina (tai melkein aina) hapettumismäärä +1. Kun menetät elektronin muodostaaksesi Kationin⁺, Siitä tulee isolektroninen jalo argon -kaasulle täydellisellä Valencia -oktetilla.

Suurimmassa osassa johdannaisyhdisteitä oletetaan, että kalium on kuin k⁺ (Vaikka linkkisi eivät olisi puhtaasti ionisia).

Toisaalta, vaikkakin vähemmän todennäköistä, kalium voi voittaa elektronin, jolla on kaksi elektronia sen 4S -kiertoradalla. Siten siitä tulee isolektroninen kalsiummetalliin:

[AR] 4S²

Sitten sanotaan voittaneen elektronin ja sillä on negatiivinen hapettumisnumero -1. Kun tämä hapettumisnumero lasketaan yhdisteessä, oletetaan Potasuro -anionin olemassaolo, k^-.

Kaliumominaisuudet

Ulkomuoto

Kirkkaanvalkoinen hopeametalli.

Tehokas ydinkuorma

Kaliumin tehokas ydinkuorma on +1. Sillä on alhainen ionisaatioenergia, joten sen ulkokerroksessa on suuri helppo menettää elektronia.

Moolimassa

39 0983 g/mol.

Sulamispiste

83,5 ºC.

Kiehumispiste

759 ºC.

Tiheys

-0,862 g/cm³, huonelämpötilassa.

-0,828 g/cm³, Sulamispisteessä (neste).

Liukoisuus

Reagoi väkivaltaisesti veden kanssa. Liukoinen nestemäiseen ammoniakkiin, etylendiamiiniin ja aniliiniin. Liukoinen muihin alkalimetalleihin muodostamaan seoksia ja elohopeaa.

Höyrytiheys

1.4 Airisuhteessa 1 otettuna 1.

Höyrynpaine

8 mmHg nopeudella 432 ºC.

Vakaus

Vakaa, jos se on suojattu ilmalta ja kosteelta.

Syövyttävyys

Se voi olla syövyttävää kosketuksessa metallien kanssa. Kosketuksella se voi aiheuttaa ihoa ja silmiä.

Pintajännitys

86 dynaa/cm 100 ºC: ssa.

Sulamislämpö

2,33 kJ/mol.

Höyrystyslämpö

76,9 kJ/mol.

Molaarinen lämpökapasiteetti

29,6 J/(mol · k).

Elektronegatiivisuus

0.82 Pauling -asteikolla.

Ionisaatioenergiat

Ensimmäinen ionisaatiotaso: 418,8 kJ/mol.

Ionisaation toinen taso: 3.052 kJ/mol.

Kolmas ionisaation taso: 4.420 kJ/mol.

Atomiradio

227 pm.

Radiokovalenttinen

203 ± 12 pm.

Lämpölaajeneminen

83,3 um/(m · k) 25 ° C: ssa.

Lämmönjohtokyky

102,5 w/(m · k).

Sähkövastus

72 nω · m (25 ºC: ssa).

Kovuus

0,4 MOHS -asteikolla.

Luonnolliset isotoopit

Kalium esitetään pääasiassa kolmella isotooppina: ³⁹K (93 258 %),⁴¹K (6,73 %) ja ⁴⁰K (0,012 %, radioaktiivinen emissio β)

Nimikkeistö

Kaliumyhdisteillä on oletuksena hapettumisnumero +1 (paitsi erityiset poikkeukset). Siksi varastossa nimikkeistössä (i) jätetään pois nimien lopussa; Ja perinteisessä nimikkeistössä nimet päättyvät jälkiliitteeseen -co.

Esimerkiksi KCl on kaliumkloridi, ei kaliumkloridi (I). Sen perinteinen nimi on kaliumkloridi tai kalium -monokloridi, systemaattisen nimikkeistön mukaan.

Muista, elleivät ne ole hyvin yleisiä tai mineraalimiä (kuten Silvina), nimikkeistö kaliumin ympärillä on melko yksinkertaista.

Voi palvella sinua: Kemialliset muutokset: Ominaisuudet, esimerkit, tyypit

Muodot

Kaliumia ei löydy luonnosta metallisessa muodossa, mutta se voidaan saada teollisesti tässä muodossa tietyissä käytöissä. Sitä löytyy ennen kaikkea elävistä olennoista, ionisessa muodossa (k⁺-A. Yleensä se on tärkein solunsisäinen kationi.

Kaliumia esiintyy lukuisissa yhdisteissä, kuten hydroksidi, asetaatti tai kaliumkloridi jne. Se on myös osa noin 600 mineraalia, mukaan lukien La Silvita, La Alunita, La Carnalita jne.

Kalium muodostaa seoksia muiden alkalisten elementtien, kuten natriumin, cesiumin ja rubidiumin kanssa. Se muodostaa myös nroaaliseokset natriumilla ja cesiumilla, niin kutsuttujen eutktisten fuusioiden läpi.

Biologinen paperi

Lattiat

Kalium muodostaa yhdessä typen ja fosforin kanssa kasvien kolme pääravintoainetta. Sen absorboivat juuret ionisessa muodossa: prosessi, jota suosivat riittävän kosteuden, lämpötilan ja hapettumisolosuhteiden olemassaolo.

Eläimet

Eläimissä yleensä kalium on tärkein solunsisäinen kation, jonka konsentraatio on 140 mmol/L; kun taas solunulkoinen pitoisuus vaihtelee välillä 3,8 - 5,0 mmol/l. 98 % kehon kaliumista on rajoitettu solunsisäiseen osastoon.

Solujen repolarisaatio

Vaikutuspotentiaalien muodostuminen ja lihasten supistumisen alku on yhteinen vastuu natriumista ja kaliumista.

Muut toiminnot

Kalium täyttää muut ihmisten toiminnot, kuten vaskulaarinen sävy, systeemisen verenpaineen hallinta ja maha -suolikanavan liikkuvuus.

Missä on kalium ja tuotanto

Silvita Crystal, joka koostuu käytännössä kaliumkloridista. Lähde: Rob Lavinsky, Irocks.com-cc-by-sa-3.0 [CC BY-SA 3.0 (https: // creativecommons.Org/lisenssit/by-SA/3.0)]

Kaliumia löytyy pääasiassa muurahaisista kivistä, lutitaista ja sedimenteistä. Lisäksi mineraaleissa, kuten muskoviitti ja ortoklaasi, jotka ovat liukenemattomia veteen. Ortoklaasi on mineraali, joka yleensä esitetään niissä ja graniittikiveissä.

Kaliumia esiintyy myös vesiliukoisissa mineraaliyhdisteissä, kuten karnaliitissa (KMGCL₃· 6H₂O), La Silvita (KCL) ja Landbeinita [k₂Mg₂(SW₄-A₃], joita löytyy järvien kuivista sängyistä ja merenpohjasta.

Lisäksi kaliumia löytyy Salmuelasista ja tavaratilojen ja kasvien lehtien polttamisesta potaassatuotantoon käytetyssä prosessissa. Vaikka sen pitoisuus merivedessä on alhainen (0,39 g/l), sitä käytetään myös kaliumin saamiseen.

Kaliumia on esitetty suurissa talletuksissa, kuten Saskatchewanin olemassa olevassa Kanadassa, rikas Silvita -mineraalissa (KCL) ja kykenee tuottamaan 25 % globaalista kaliumkulutuksesta. Salinasjätteenesteet voivat sisältää merkittävän määrän kaliumia KCL: n muodossa.

Elektrolyysi

Kaliumia tuotetaan kahdella menetelmällä: elektrolyysi ja lämpö. Elektrolyysissä Davy -menetelmää kaliumin eristämiseen on noudatettu ilman suuria modifikaatioita.

Tämä teollisuuspisteen menetelmä ei kuitenkaan ole ollut tehokasta, koska sulan kaliumyhdisteiden korkea sulamispiste on vähennettävä.

Kaliumhydroksidielektrolyysimenetelmää käytettiin teollisesti 1920 -luvulla. Lämpömenetelmä kuitenkin korvasi sen, ja siitä tuli hallitseva menetelmä vuodesta 1950 tämän metallin tuottamiseksi.

Lämpömenetelmä

Lämpömenetelmässä kalium tuotetaan vähentämällä sulaa kaliumkloridia 870 ºC: n nopeudella. Tämä ruokkii jatkuvasti suolalla pakattua tislauspylvästä. Samaan aikaan natriumhöyry kulkee pylvään läpi kaliumkloridin pelkistyksen tuottamiseksi.

Voi palvella sinua: Nitraatit: Ominaisuudet, rakenne, nimikkeistö, koulutus

Kalium on reaktion haihtuvin komponentti ja kerääntyy tislauspylvään yläosaan, missä se kerätään jatkuvasti. Metallinen kaliumtuotanto lämpömenetelmällä voidaan kaavioida seuraavassa kemiallisessa yhtälössä:

Na (g) +kcl (l) => k (l) +nacl (l)

Griesheimer -prosessia käytetään myös kaliumtuotannossa, joka käyttää kaliumfluorideaktiota kalsiumkarbidin kanssa:

2 kf +cac₂     => 2 k +kahvi₂    +     2 c

Reaktiot

Epäorgaaninen

Kalium on erittäin reaktiivinen elementti, joka reagoi nopeasti hapen kanssa muodostaen kolme oksidia: oksidia (k₂O), peroksidi (k₂JOMPIKUMPI₂) ja superoksidi (KO₂) Kalium.

Kalium on voimakkaasti pelkistävä elementti, joten se hapettaa nopeammin kuin useimmat metallit. Sitä käytetään metallisuolojen vähentämiseen, kaliumin korvaamiseen suolametalliin. Tämä menetelmä mahdollistaa puhtaiden metallien hankkimisen:

Mgcl₂    +     2 k => mg +2 kcl

Kalium reagoi voimakkaasti veden kanssa kaliumhydroksidin muodostamiseksi ja räjähtävän vetykaasun vapauttamiseksi (alempi kuva):

Metallinen kalium, joka reagoi fenolftaleiinin vesiliuoksella, joka on värjätty violetista punaisesta vapauttamalla OH -ionit väliaineeseen. Huomaa vetykaasun muodostuminen. Lähde: Otsoni Aurora ja Philip Evans Wikipedian kautta.

Kaliumhydroksidi voi reagoida hiilidioksidin kanssa kaliumkarbonaatin tuottamiseksi.

Kalium reagoi hiilimonoksidin kanssa 60 ºC: n lämpötilassa räjähtävän karbonyylin tuottamiseksi (k₆C₆JOMPIKUMPI₆-A. Se reagoi myös vedyn kanssa 350 ºC: n lämpötilassa muodostaen hydridin. Se on myös erittäin reaktiivinen halogeenien kanssa ja räjähtää kosketuksessa nestemäisen bromin kanssa.

Räjähdyksiä tuotetaan myös, kun kalium reagoi halogenoitujen happojen, kuten suolahappojen, kanssa ja seosta on voimakkaasti lyöty tai ravistetaan. Sula kalium reagoi myös rikki- ja rikkivetyllä.

Luomu

Se reagoi aktiivisia ryhmiä sisältävien orgaanisten yhdisteiden kanssa, mutta se on inertti alifaattisiin ja aromaattisiin hiilivetyihin. Kalium reagoi hitaasti ammoniumin kanssa muodostaen potasomiinia (KNH₂-A.

Toisin kuin natrium, kalium reagoi hiilen kanssa grafiitin muodossa muodostaen sarjan interlaminar -yhdisteitä. Näillä yhdisteillä on hiilipotallio-atomisuhteet: 8, 16, 24, 36, 48, 60 tai 1; eli KC_{60 60}, Esimerkiksi.

Kalium käyttää

Metallinen kalium

Metalliselle kaliumille ei ole paljon teollista kysyntää. Suurimmasta osasta tulee kalium -superoksidia, jota käytetään hengityslaitteissa, koska se vapauttaa happea ja eliminoi hiilidioksidin ja vesihöyryn.

Nakin seoksella on suuri lämmön imeytymiskyky, joten sitä käytetään kylmäaineena joissakin ydinreaktoreissa. Myös höyrystettyä metallia on käytetty turbiineissa.

Yhdisteet

Kloridi

KCL: ää käytetään maataloudessa lannoitteena. Sitä käytetään myös raaka -aineena muiden kaliumyhdisteiden, kuten kaliumhydroksidin, tuotantoon.

Hydroksidi

Saippuan ja pesuaineiden valmistuksessa käytetään myös nimellä kaustinen potaassa, KOH,.

Hänen reaktio jodin kanssa tuottaa kaliumjodidia. Tämä suola lisätään pöytäsuolaan (NaCl) ja rehuun suojaamaan sitä jodivajeelta. Kaliumhydroksidia käytetään alkaliparistojen valmistuksessa.

Nitraatti

Tunnetaan myös nimellä Salitre, Kno₃, käytetään lannoitteena. Lisäksi sitä käytetään ilotulitusvälineiden laatimisessa; Ruoan säilöntäaineena ja lasin kovettuessa.

Kromata

Sitä käytetään lannoitteen tuotannossa ja kaliumalumiinin tuotannossa.

Karbonaatti

Sitä käytetään lasin valmistuksessa, etenkin televisioiden valmistuksessa käytettyihin.

Viitteet

1. Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). MC Graw Hill.
2. Kalium. Haettu: vuonna.Wikipedia.org
3. Kalium. Encyclopædia britannica. Toipunut: Britannica.com