De kalium det är en alkalimetall vars kemiska symbol är K. Dess atomnummer är 19 och ligger under natrium i det periodiska systemet. Det är en mjuk metall som till och med kan skäras med en kniv. Det är också ganska lätt och det kan flyta på flytande vatten medan det reagerar kraftigt..
Nyskuren har en mycket ljus silvervit färg, men när den utsätts för luft oxiderar den snabbt och tappar sin glans och blir gråaktig (nästan blåaktig, som den på bilden nedan)..
Kalium reagerar explosivt med vatten för att bilda kaliumhydroxid och vätgas. Det är just denna gas som får reaktionen att explodera. När den brinner i tändaren färgar dess upphetsade atomer lågan en intensiv lila färg; det här är ett av dina kvalitativa tester.
Det är den sjunde vanligaste metallen i jordskorpan och representerar 2,6% av dess vikt. Det finns huvudsakligen i vulkaniska bergarter, skiffer och sediment, förutom mineraler som sylvit (KCl). Till skillnad från natrium är dess koncentration i havsvatten låg (0,39 g / l).
Kalium isolerades 1807 av den engelska kemisten Sir Humphrey Davy genom elektrolys av en lösning av dess hydroxid, KOH. Denna metall var den första som isolerades genom elektrolys och Davy gav den det engelska namnet kalium.
I Tyskland användes emellertid namnet kalium för att hänvisa till metallen. Just från detta efternamn kommer bokstaven 'K', som används som en kemisk symbol för kalium.
Metallen i sig har liten industriell användning, men den producerar många användbara föreningar. Biologiskt är det dock mycket viktigare, eftersom det är ett av de viktigaste elementen för vår kropp.
I växter gynnar det till exempel förverkligandet av fotosyntes, processen för osmos. Det främjar också proteinsyntes och främjar därigenom växttillväxt.
Artikelindex
Sedan urminnes tider har människan använt kalium som gödselmedel och ignorerat förekomsten av kalium, mycket mindre dess förhållande till kaliumklorid. Detta bereddes från askarna i trädstammarna och löven, till vilka vatten tillsattes, som senare avdunstades.
Grönsaker innehåller mest kalium, natrium och kalcium. Men kalciumföreningar är dåligt lösliga i vatten. Av denna anledning var kaliumklorid ett koncentrat av kaliumföreningar. Ordet härrör från sammandragningen av de engelska orden 'pot' och 'ash'.
År 1702 föreslog G. Ernst Stahl en skillnad mellan natrium- och kaliumsalterna; Detta förslag verifierades av Henry Duhamel du Monceau 1736. Eftersom den exakta sammansättningen av salterna inte var känd, beslöt Antoine Lavoiser (1789) att inte ta med alkalier i listan över kemiska element..
1797 upptäckte den tyska kemisten Martin Klaproth kalium i mineralerna leucit och lepidolit, för vilken han drog slutsatsen att det inte bara var en produkt av växter.
1806 upptäckte den engelska kemisten Sir Humphrey Davy att bindningen mellan elementen i en förening var av elektrisk natur..
Davy isolerade sedan kalium genom elektrolys av kaliumhydroxid och observerade kulor av metallisk glans som ackumulerades vid anoden. Namngiven metall med det engelska etymologiska ordet kalium.
1809 föreslog Ludwig Wilhelm Gilbert namnet kalium (kalium) för Davys kalium. Berzelius framkallade namnet kalium för att tilldela kalium den kemiska symbolen "K".
Slutligen upptäckte Justus Liebig 1840 att kalium var ett nödvändigt element för växter.
Metalliskt kalium kristalliserar under normala förhållanden i kroppscentrerad kubisk (bcc) struktur. Detta kännetecknas av att det är lite tätt, vilket överensstämmer med kaliumets egenskaper. En K-atom är omgiven av åtta grannar, mitt i en kub och med de andra K-atomerna i hörnen.
Denna fas-bcc betecknas också som fas K-I (den första). När trycket ökar komprimeras kristallstrukturen till den ansiktscentrerade kubiska fasen. Ett tryck på 11 GPa behövs dock för att denna övergång ska ske spontant..
Denna tätare fcc-fas kallas K-II. Vid högre tryck (80 GPa) och lägre temperaturer (mindre än -120 ° C) får kalium en tredje fas: K-III. K-III kännetecknas av dess förmåga att rymma andra atomer eller molekyler i dess kristallhålor..
Det finns också två andra kristallina faser vid ännu högre tryck: K-IV (54 GPa) och K-V (90 GPa). Vid mycket kalla temperaturer uppvisar kalium till och med en amorf fas (med störda K-atomer).
Elektronkonfigurationen av kalium är:
[Ar] 4s1
4s-banan är den yttersta och har därför den enda valenselektronen. Detta är i teorin ansvarig för den metalliska bindningen som håller K-atomerna samman för att definiera en kristall.
Från samma elektronkonfiguration är det lätt att förstå varför kalium alltid (eller nästan alltid) har ett oxidationsnummer på +1. När du tappar en elektron för att bilda katjonen K+, blir isoelektroniskt mot ädelgasargonet med sin fulla valensoktet.
I de flesta av dess derivatföreningar antas att kalium finns som K+ (även om dina bindningar inte är rent joniska).
Å andra sidan, även om det är mindre troligt, kan kalium få en elektron med två elektroner i sin 4s-omlopp. Således blir kalciummetall isoelektronisk:
[Ar] 4stvå
Det sägs sedan att den fick en elektron och har ett negativt oxidationsnummer, -1. När detta oxidationsnummer beräknas i en förening antas förekomsten av potasidanjonen, K,-.
Blank vit silvermetall.
39,0983 g / mol.
83,5 ºC.
759 ºC.
-0,862 g / cm3, vid rumstemperatur.
-0,828 g / cm3, vid smältpunkt (flytande).
Reagerar våldsamt med vatten. Löslig i flytande ammoniak, etylendiamin och anilin. Lösligt i andra alkalimetaller för att bilda legeringar och i kvicksilver.
1.4 i förhållande till luft som tas 1.
8 mmHg vid 432 ºC.
Stabil om den skyddas mot luft och fukt.
Det kan vara frätande vid kontakt med metaller. Vid kontakt kan orsaka brännskador på hud och ögon.
86 dyn / cm vid 100 ° C.
2,33 kJ / mol.
76,9 kJ / mol.
29,6 J / (mol K).
0,82 på Pauling-skalan.
Första joniseringsnivån: 418,8 kJ / mol.
Andra joniseringsnivån: 3,052 kJ / mol.
Tredje joniseringsnivån: 4420 kJ / mol.
227.
203 ± 12.00.
83,3 µm / (mK) vid 25 ºC.
102,5 W / (m K).
72 nΩ · m (vid 25 ºC).
0,4 på Mohs-skalan.
Kalium förekommer som tre huvudisotoper: 39K (93,258%),41K (6,73%) och 40K (0,012%, radioaktivt P-emitterande)
Kaliumföreningar har som standard oxidationsnummer +1 (med mycket speciella undantag). Därför utelämnas (I) i slutet av namnen i beståndsnomenklaturen; och i traditionell nomenklatur slutar namnen med suffixet -ico.
Till exempel är KCl kaliumklorid, inte kalium (I) klorid. Dess traditionella namn är kaliumklorid eller kaliummonoklorid, enligt den systematiska nomenklaturen.
För resten, såvida det inte är mycket vanliga namn eller mineraler (som silvin), är nomenklaturen kring kalium ganska enkel.
Kalium finns inte i naturen i metallisk form, men det kan erhållas industriellt i denna form för vissa användningsområden. Det finns främst i levande varelser, under jonform (K+). I allmänhet är det den huvudsakliga intracellulära katjonen.
Kalium finns i många föreningar, såsom kaliumhydroxid, acetat eller klorid, etc. Det är också en del av cirka 600 mineraler, inklusive sylvit, alunit, karnalit, etc..
Kalium bildar legeringar med andra alkaliska element, såsom natrium, cesium och rubidium. Det bildar också ternära legeringar med natrium och cesium, genom så kallade eutektiska fusioner..
Kalium utgör tillsammans med kväve och fosfor de tre viktigaste växtnäringsämnena. Kalium absorberas av rötterna i jonform: en process som gynnas av förekomsten av adekvata förhållanden med fukt, temperatur och syresättning.
Reglerar öppningen och stängningen av bladstomaten: aktivitet som gör det möjligt att ta upp koldioxid, som kombineras med vatten under fotosyntes för att bilda glukos och syre; Dessa är ATP-genererande medel som utgör de viktigaste energikällorna för levande varelser.
Det underlättar syntesen av vissa enzymer relaterade till växternas tillväxt, förutom stärkelse, en energireservsubstans. Det ingriper också i osmos: en process som är nödvändig för rotabsorptionen av vatten och mineraler; och i uppgången av vattnet genom xylem.
Kloros är en manifestation av kaliumbrist hos växter. Det kännetecknas av att bladen tappar grönheten och blir gula med brända kanter. och slutligen inträffar avblåsning med en fördröjning av växttillväxten.
Hos djur är kalium i allmänhet den huvudsakliga intracellulära katjonen med en koncentration på 140 mmol / L; medan den extracellulära koncentrationen varierar mellan 3,8 och 5,0 mmol / L. 98% av kroppens kalium är begränsat till det intracellulära facket.
Även om kaliumintaget kan variera mellan 40 och 200 mmol / dag, hålls dess extracellulära koncentration konstant genom dess reglering av renal utsöndring. Hormonet aldosteron, som reglerar kaliumsekretion på nivån av uppsamlings- och distala tubuli, är involverat i detta..
Kalium är det centrala ansvaret för upprätthållandet av intracellulär osmolaritet och därför ansvarar det för upprätthållandet av cellulär integritet.
Även om plasmamembranet är relativt permeabelt för kalium, bibehålls dess intracellulära koncentration av aktiviteten hos enzymet Na, ATPase (natrium- och kaliumpump) som avlägsnar tre natriumatomer och introducerar två kaliumatomer.
Excitativa celler, som består av nervceller och strimmiga och glatta muskelceller; och strimmiga muskelceller, som består av skelett- och hjärtmuskelceller, kan alla bilda handlingspotentialer.
Det inre av exciterande celler är negativt laddat i förhållande till cellens utsida, men när det stimuleras ordentligt ökar permeabiliteten hos plasmamembranet hos celler för natrium. Denna katjon tränger igenom plasmamembranet och gör cellens inre positivt..
Fenomenet som uppstår kallas åtgärdspotential, som har en uppsättning egenskaper, bland dem kan det spridas i hela neuronet. Ett kommando som utfärdas av hjärnan reser som handlingspotential till en viss muskel för att få den att dra ihop sig..
För att en ny åtgärdspotential ska kunna inträffa måste cellinredningen ha en negativ laddning. För att göra detta finns det en utgång av kalium från cellens inre och återför det till sin ursprungliga negativitet. Denna process kallas ompolarisering, som är en huvudfunktion av kalium.
Därför sägs det att bildandet av åtgärdspotentialer och initiering av muskelsammandragning är ett delat ansvar för natrium och kalium..
Kalium har andra funktioner hos människor, såsom vaskulär ton, kontroll av systemiskt blodtryck och gastrointestinal motilitet..
En ökning av plasmakaliumkoncentrationen (hyperkalemi) ger en serie symtom som ångest, illamående, kräkningar, buksmärtor och oregelbundenheter i elektrokardiogrammet. T-vågen som är relaterad till ventrikulär repolarisering är lång och bred.
Denna post förklaras för att när den extracellulära koncentrationen av kalium ökar, lämnar den cellens yttre långsammare, så ventrikulär repolarisering är långsammare.
En minskning av plasmakaliumkoncentrationen (hypokalcemi) presenterar bland annat följande symtom: muskelsvaghet, minskad tarmmotilitet, minskad glomerulär filtrering, hjärtarytmi och utplattning av T-vågen i elektrokardiogrammet.
T-vågen förkortas, eftersom genom att minska den extracellulära koncentrationen av kalium underlättas dess utgång mot cellens yttre och repolariseringens varaktighet minskar.
Kalium finns främst i magmatiska bergarter, skiffer och sediment. Också i mineraler som muskovit och ortoklas, som är olösliga i vatten. Ortoklas är ett mineral som vanligtvis förekommer i vulkaniska bergarter och granit.
Kalium finns också i vattenlösliga mineralföreningar, såsom karnalit (KMgCl36HtvåO), sylvit (KCl) och landbeinit [KtvåMgtvå(SW4)3], finns i torra sjöbäddar och på havsbotten.
Dessutom finns kalium i saltlake och som en produkt av förbränning av växtstammar och löv i en process som används för produktion av kaliumklorid. Även om koncentrationen i havsvatten är låg (0,39 g / l) används den också för att erhålla kalium.
Kalium finns i stora avlagringar, såsom den i Saskatchewan, Kanada, rik på mineral sylvit (KCl) och kan producera 25% av världens kaliumförbrukning. Saltavfallsvätskor kan innehålla en betydande mängd kalium, i form av KCl.
Kalium produceras med två metoder: elektrolys och termisk. Vid elektrolys har metoden som används av Davy för att isolera kalium följts utan större ändringar..
Emellertid har denna metod ur industriell synpunkt inte varit effektiv eftersom den höga smältpunkten för de smälta kaliumföreningarna måste sänkas..
Metoden för elektrolys av kaliumhydroxid användes industriellt på 1920-talet. Den termiska metoden ersatte den ändå och blev den dominerande metoden från 1950 för produktion av denna metall..
Enligt den termiska metoden produceras kalium genom att reducera smält kaliumklorid vid 870 ºC. Detta matas kontinuerligt till en destillationskolonn packad med saltet. Under tiden passerar natriumångan genom kolonnen för att producera en minskning av kaliumklorid..
Kalium är den mest flyktiga komponenten i reaktionen och ackumuleras högst upp i destillationskolonnen, där den samlas kontinuerligt. Produktionen av metalliskt kalium med den termiska metoden kan beskrivas i följande kemiska ekvation:
Na (g) + KCl (l) => K (l) + NaCl (l)
Griesheimer-processen, som använder reaktionen av kaliumfluorid med kalciumkarbid, används också vid kaliumproduktion:
2 KF + CaCtvå => 2 K + CaFtvå + 2 C
Kalium är ett mycket reaktivt element som reagerar snabbt med syre och bildar tre oxider: oxid (KtvåO), peroxid (KtvåELLERtvå) och superoxid (KOtvåkalium.
Kalium är ett starkt reducerande element, varför det oxiderar snabbare än de flesta metaller. Det används för att minska metallsalter och ersätta kalium till metallen i saltet. Denna metod gör det möjligt att erhålla rena metaller:
MgCltvå + 2 K => Mg + 2 KCl
Kalium reagerar starkt med vatten för att bilda kaliumhydroxid och frigöra explosiv vätgas (bild nedan):
Kaliumhydroxid kan reagera med koldioxid för att producera kaliumkarbonat.
Kalium reagerar med kolmonoxid vid en temperatur av 60 ° C för att producera en explosiv karbonyl (K6C6ELLER6). Det reagerar också med väte vid 350 ° C och bildar en hydrid. Det är också mycket reaktivt med halogener och exploderar i kontakt med flytande brom..
Explosioner uppstår också när kalium reagerar med halogenerade syror, såsom saltsyra, och blandningen träffas eller skakas kraftigt. Smält kalium reagerar vidare med svavel och vätesulfid.
Reagerar med organiska föreningar som innehåller aktiva grupper men är inerta mot alifatiska och aromatiska kolväten. Kalium reagerar långsamt med ammoniak för att bilda potasomin (KNHtvå).
Till skillnad från natrium reagerar kalium med kol i form av grafit för att bilda en serie interlaminära föreningar. Dessa föreningar har kol-kalium-atomförhållanden: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; dvs. KC60, till exempel.
Det finns inte mycket industriell efterfrågan på metalliskt kalium. Det mesta omvandlas till kaliumsuperoxid, som används i andningsapparater, eftersom det släpper ut syre och avlägsnar koldioxid och vattenånga..
NaK-legering har stor värmeabsorptionsförmåga, varför den används som kylvätska i vissa kärnreaktorer. På samma sätt har förångad metall använts i turbiner.
KCl används i jordbruket som gödningsmedel. Det används också som råvara för produktion av andra kaliumföreningar, såsom kaliumhydroxid.
Även känd som kaustisk kalium, KOH, används den vid tillverkning av tvålar och tvättmedel.
Dess reaktion med jod ger kaliumjodid. Detta salt tillsätts till bordssalt (NaCl) och foder för att skydda mot jodbrist. Kaliumhydroxid används vid tillverkning av alkaliska batterier.
Kallas också saltpeter, KNO3, det används som gödningsmedel. Dessutom används den vid utarbetandet av fyrverkerier; som livsmedelskonserveringsmedel och i härdande glas.
Det används vid produktion av gödsel- och kaliumalunproduktion.
Det används vid tillverkning av glasögon, särskilt de som används vid tillverkning av tv-apparater.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.