KALIUM: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKABER, REAKTIONER, ANVENDELSER - KEMI

Den kalium er en alkalisk kemisk symbol er K. Dens atomnummer er 19 og er placeret under natrium i det periodiske system. Det er et blødt metal, der endda kan klippes med en kniv. Derudover er det ret let, og det kan flyde på flydende vand, mens det reagerer kraftigt.

Friskskåret har den en meget lys sølvhvid farve, men når den udsættes for luft oxiderer den hurtigt og mister sin glans og vender sig til en grålig farve (næsten blålig, som den på billedet nedenfor).

Delvis oxiderede stykker kalium opbevaret i mineralolie. Kilde: 2 × 910

Kalium reagerer eksplosivt med vand til dannelse af kaliumhydroxid og hydrogengas. Det er netop denne gas, der er ansvarlig for reaktionens eksplosivitet. Når det brænder i lighteren, farver dets ophidsede atomer flammen en intens lillafarve; dette er en af hans kvalitative prøver.

Det er det syvende mest rigelige metal i jordskorpen og repræsenterer 2,6% af dets vægt. Det findes hovedsageligt i stødende klipper, skifer og sedimenter ud over mineraler såsom sylvite (KCl). I modsætning til natrium er dens koncentration 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 dens 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. Præcis fra dette efternavn kommer bogstavet 'K', der bruges som et kemisk symbol på kalium.

Metallet i sig selv har lidt industriel anvendelse, men det giver anledning til mange nyttige forbindelser. Biologisk er det imidlertid meget vigtigere, da det er et af de væsentlige elementer for vores krop.

I planter favoriserer det for eksempel fotosyntesen, processen med osmose. Det fremmer også proteinsyntese og favoriserer derved væksten af planter.

Historie

Potash

Siden oldtiden har mennesket brugt potash som gødning og ignoreret eksistensen af kalium, langt mindre dens forhold til kalium. Dette blev fremstillet ud fra asken i trunkerne og blade af træerne, hvortil vand blev føjet, som senere blev fordampet.

Grøntsager indeholder for det meste kalium, natrium og calcium. Men calciumforbindelser er dårligt opløselige i vand. Af denne grund var kaliumkoncentrat 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 kaliumsalte; Dette forslag blev bekræftet af Henry Duhamel du Monceau i 1736. Da den nøjagtige sammensætning af salte ikke var kendt, besluttede Antoine Lavoiser (1789) ikke at medtage alkalier på listen over kemiske elementer.

Opdagelse

I 1797 opdagede den tyske kemiker Martin Klaproth potash i mineralerne leucit og lepidolit, så han konkluderede, at det ikke kun var et produkt af planter.

I 1806 opdagede den engelske kemiker Sir Humphrey Davy, at bindingen mellem elementerne i en forbindelse var elektrisk.

Davy isolerede derefter kalium ved elektrolyse af kaliumhydroxid, idet man observerede kugler af metallisk glans, der akkumulerede ved anoden. Han navngav metallet med det engelske etymologiord kalium.

I 1809 foreslog Ludwig Wilhelm Gilbert navnet kalium (kalium) for 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.

Struktur og elektronkonfiguration af kalium

Metallisk kalium krystalliserer under normale forhold i kropscentreret kubisk struktur. Dette er kendetegnet ved at være tynd, hvilket stemmer overens med egenskaberne ved kalium. Et K-atom er omgivet af otte naboer, lige i midten af en terning og med de andre K-atomer, der er placeret ved toppunktet.

Denne fase bcc betegnes også som fase KI (den første). Når trykket øges, komprimeres krystalkonstruktionen til den fladcentrede 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 KV (90 GPa). Ved meget kolde temperaturer udviser kalium endda en amorf fase (med forstyrrede K-atomer).

Oxidationsnummer

Elektronkonfigurationen af kalium er:

4s ¹

4s-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 normalt altid (eller næsten altid) har et oxidationsnummer på +1. Når den mister et elektron til dannelse af K ⁺ -kationen, bliver den ædelgasargonon med sin fulde valentoktet isoelektronisk.

I de fleste af dens derivatforbindelser antages kalium at være K ⁺ (selvom dens bindinger ikke er rent ioniske).

På den anden side, selvom mindre sandsynligt, kan kalium få en elektron ved at have to elektroner i sin 4s-bane. Calciummetal bliver således isoelektronisk:

4s ²

Det siges derefter, at det fik et elektron og har et negativt oxidationsnummer, -1. Når dette oxidationsnummer beregnes i en forbindelse, antages eksistensen af kaliumanionen K ^-.

Ejendomme

Udseende

Glanset hvidt sølvmetal.

Molar masse

39,0983 g / mol.

Smeltepunkt

83,5 ° C

Kogepunkt

759 ° C

Massefylde

-0,862 g / cm ³, ved stuetemperatur.

-0,828 g / cm ³, ved smeltepunkt (væske).

Opløselighed

Reagerer voldsomt med vand. Opløselig i flydende ammoniak, ethylendiamin og anilin. Opløseligt i andre alkalimetaller til dannelse af legeringer og i kviksølv.

Dampdensitet

1.4 i forhold til luft taget som 1.

Damptryk

8 mmHg ved 432 ° C

Stabilitet

Stabil, hvis den er beskyttet mod luft og fugt.

ætsende virkning

Det kan være ætsende i kontakt med metaller. Ved kontakt kan det forårsage forbrændinger på hud og øjne.

Overfladespænding

86 dyner / cm ved 100 ° C

Fusionsvarme

2,33 kJ / mol.

Fordampningsvarme

76,9 kJ / mol.

Molær varmekapacitet

29,6 J / (mol · K).

elektronegativitet

0,82 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

Første ioniseringsniveau: 418,8 kJ / mol.

Andet ioniseringsniveau: 3.052 kJ / mol.

Tredje ioniseringsniveau: 4.420 kJ / mol.

Atomradio

227.

Kovalent radius

203 ± 12 pm.

Varmeudvidelse

83,3 um / (m · K) ved 25 ° C.

Varmeledningsevne

102,5 W / (mK).

Elektrisk modstand

72 nm · (ved 25 ° C).

Hårdhed

0,4 på Mohs-skalaen.

Naturlige isotoper

Kalium forekommer hovedsageligt som tre isotoper: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) og ⁴⁰ K (0,012%, radioaktiv ß-emission)

nomenklatur

Kaliumforbindelser har som standard oxidationsnummeret +1 (med meget specielle undtagelser). Derfor udelades (I) i slutningen af navnene i lagernomenklaturen; og i traditionel nomenklatur slutter navne med suffikset -ico.

F.eks. Er KCI kaliumchlorid, ikke kalium (I) -chlorid. Dets traditionelle navn er kaliumchlorid eller kaliummonochlorid i henhold til den systematiske nomenklatur.

For resten, medmindre det er meget almindelige navne eller mineraler (såsom silvin), er nomenklaturen omkring kalium ganske enkel.

Former

Kalium findes ikke i naturen i metallisk form, men det kan fås industrielt i denne form til visse anvendelser. Det findes hovedsageligt i levende væsener i 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 omkring 600 mineraler, herunder sylvite, alunite, carnalite osv.

Kalium danner legeringer med andre alkaliske elementer, såsom natrium, cæsium og rubidium. Det danner også ternære legeringer med natrium og cæsium gennem såkaldte eutektiske fusioner.

Biologisk rolle

Planter

Kalium udgør sammen med nitrogen og fosfor de tre vigtigste plantenæringsstoffer. Kalium absorberes af rødderne i ionisk form: en proces, der er favoriseret af eksistensen af tilstrækkelige betingelser for fugtighed, temperatur og iltning.

Regulerer åbning og lukning af bladstomata: aktivitet, der tillader optagelse af kuldioxid, som kombineres med vand under fotosyntesen til dannelse af glukose og ilt; Disse er ATP-genererende midler, der udgør den vigtigste energikilde for levende væsener.

Det letter syntese af nogle enzymer relateret til plantevækst, ud over stivelse, et energireservestof. Det griber også ind i osmose: en proces, der er nødvendig til rodoptagelse af vand og mineraler; og i stigningen af vandet gennem xylemen.

Chlorose er en manifestation af en kaliummangel hos planter. Det er kendetegnet ved, at bladene mister deres grønhed og bliver gule med brændte kanter; og endelig forekommer affedning med en forsinkelse i plantevæksten.

Dyr

Hos dyr er kalium generelt den største 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 kaliumindtagelse kan variere mellem 40 og 200 mmol / dag, holdes dets ekstracellulære koncentration konstant ved regulering af renal udskillelse. Hormonet aldosteron, der regulerer kaliumsekretion på niveauet for opsamlings- og distale tubuli, er involveret i dette.

Kalium er centralt ansvarlig for opretholdelse af intracellulær osmolaritet og er derfor ansvarlig for opretholdelse af cellulær integritet.

Selvom plasmamembranen er relativt permeabel for kalium, opretholdes dens intracellulære koncentration ved aktiviteten af enzymet Na, ATPase (natrium- og kaliumpumpe), der fjerner tre natriumatomer og indfører to kaliumatomer.

Cellepolarisering

Spændende celler, der består af neuroner og striberede og glatte muskelceller; og strierede muskelceller, der består af skelet- og hjertemuskelceller, er alle i stand til at danne handlingspotentialer.

Det indre af exciterbare celler er negativt ladet i forhold til det ydre af cellen, men når de er korrekt stimuleret, øges permeabiliteten af cellens plasmamembran for natrium. Denne kation trænger gennem plasmamembranen og gør celleindretningen positiv.

Det fænomen, der opstod, kaldes handlingspotentiale, som har et sæt egenskaber, blandt dem, det er i stand til at udbrede sig gennem neuronet. En kommando udstedt af hjernen rejser 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 celleindretningen, hvilket bringer den tilbage til sin oprindelige negativitet. Denne proces kaldes repolarisering, idet den er en hovedfunktion af kalium.

Derfor siges dannelsen af handlingspotentialer og igangsætning af muskelkontraktion at være et delt ansvar for natrium og kalium.

Andre funktioner

Kalium tjener andre funktioner hos mennesker, såsom vaskulær tone, kontrol af systemisk blodtryk og gastrointestinal motilitet.

En stigning i plasmakoncentrationen af kalium (hyperkalæmi) frembringer en række symptomer såsom angst, kvalme, opkast, mavesmerter og uregelmæssigheder i elektrokardiogrammet. T-bølgen, der er relateret til ventrikulær repolarisering, er høj og bred.

Denne registrering forklares, fordi når den ekstracellulære koncentration af kalium øges, forlader den cellen udvendigt langsommere, så ventrikulær repolarisering er langsommere.

Et fald i plasmakaliumkoncentrationen (hypokalcæmi) viser blandt andet følgende symptomer: muskelsvaghed, nedsat tarmmotilitet, nedsat glomerulær filtrering, hjertearytmi og udfladning af T-bølgen i elektrokardiogrammet.

T-bølgen er forkortet, da ved at nedsætte den ekstracellulære koncentration af kalium, lempes dens udgang mod celleudvendigt, og varigheden af repolarisering falder.

Hvor findes kalium og produktion

Silvitkrystall, der praktisk talt består af kaliumchlorid. Kilde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kalium findes hovedsageligt i stødende klipper, skifer og sedimenter. Også i mineraler som muscovite og orthoclase, som er uopløselige i vand. Orthoclase er et mineral, der normalt forekommer i stødende klipper og granit.

Kalium er også til stede i vandopløselige mineralske forbindelser, såsom carnalite (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvinit (KCI) og landbeinite, som findes i tørre sø senge og på havbunden.

Derudover findes kalium i saltlage og som et produkt af forbrænding af plantestammer og blade i en proces, der anvendes til fremstilling af kalium. Selvom dets koncentration i havvand er lav (0,39 g / L), bruges det også til at få kalium.

Kalium er til stede i store aflejringer, såsom den i Saskatchewan, Canada, rig på mineralsk sylvite (KCl) og er i stand til at producere 25% af verdens kaliumforbrug. Saltvandaffald kan indeholde en betydelig mængde kalium i form af KCl.

Elektrolyse

Kalium produceres ved to metoder: elektrolyse og termisk. Ved elektrolyse er metoden anvendt af Davy til isolering af kalium uden større ændringer.

Imidlertid har denne fremgangsmåde fra industrielt synspunkt ikke været effektiv, da det smeltede kaliumforbunds høje smeltepunkt skal sænkes.

Metoden til elektrolyse af kaliumhydroxid blev brugt industrielt i 1920'erne. Den termiske metode erstattede den alligevel og blev den dominerende metode til fremstilling af dette metal efter 1950.

Termisk metode

I den termiske metode produceres kalium ved at reducere smeltet kaliumchlorid ved 870 ºC. Dette føres kontinuerligt til en destillationssøjle pakket med saltet. I mellemtiden passerer natriumdampen gennem søjlen for at frembringe reduktion af kaliumchlorid.

Kalium er den mest flygtige komponent i reaktionen og akkumuleres øverst i destillationssøjlen, hvor den opsamles kontinuerligt. Produktionen af metallisk kalium ved den termiske metode kan beskrives i følgende kemiske ligning:

Na (g) + KCI (l) => K (l) + NaCl (l)

Griesheimer-processen, der bruger reaktionen af kaliumfluorid med calciumcarbid, bruges også til kaliumproduktion:

2 KF + CAC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

Reaktioner

uorganisk

Kalium er en meget reaktiv element, som reagerer hurtigt med oxygen til dannelse af tre oxider: kaliumoxid (K ₂ O), peroxid (K ₂ O ₂), og superoxid (KO ₂).

Kalium er et stærkt reducerende element, hvorfor det oxideres hurtigere end de fleste metaller. Det bruges til at reducere metallsalte ved at erstatte kalium til metallet i saltet. Denne metode tillader opnåelse af rene metaller:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCI

Kalium reagerer kraftigt med vand for at danne kaliumhydroxid og frigiver eksplosiv brintgas (billede nedenfor):

Metallisk kalium reagerer med en vandig opløsning af phenolphthalein, som bliver lilla rød, når OH-ioner frigøres i mediet. Bemærk dannelsen af brintgas. Kilde: Ozone aurora og Philip Evans via Wikipedia.

Kaliumhydroxid kan reagere med kuldioxid for at producere kaliumcarbonat.

Kalium reagerer med carbonmonoxid ved en temperatur på 60 ° C til frembringelse af en eksplosiv carbonyl (K ₆ C ₆ O ₆). Det reagerer også med brint ved 350 ° C og danner et hydrid. Det er også stærkt reaktivt med halogener og eksploderer i kontakt med flydende brom.

Eksplosioner opstår også, når kalium reagerer med halogenerede syrer, såsom saltsyre, og blandingen rammer eller rystes kraftigt. Smeltet kalium reagerer yderligere med svovl og hydrogensulfid.

Økologisk

Reagerer med organiske forbindelser, der indeholder aktive grupper, men er inerte over for alifatiske og aromatiske kulbrinter. Kalium reagerer langsomt med ammoniak til dannelse af kalium (KNH ₂).

I modsætning til natrium reagerer kalium med kulstof i form af grafit til dannelse af en række interlaminariske forbindelser. Disse forbindelser har atom-forhold mellem carbon og kalium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; dvs. KC ₆₀, for eksempel.

Applikationer

Metallisk kalium

Der er ikke meget industriel efterspørgsel efter metallisk kalium. Det meste af det omdannes til kaliumsuperoxid, der bruges i åndedrætsværn, da det frigiver ilt og fjerner kuldioxid og vanddamp.

NaK-legering har stor varmeabsorptionskapacitet, hvorfor den bruges som kølemiddel i nogle atomreaktorer. Ligeledes er fordampet metal blevet brugt i turbiner.

forbindelser

chloride

KCl bruges i landbruget som gødning. Det bruges også som et råmateriale til produktion af andre kaliumforbindelser, såsom kaliumhydroxid.

hydroxid

Også kendt som kaustisk potash, KOH, bruges til fremstilling af sæber og vaskemidler.

Dens reaktion med jod producerer kaliumiodid. Dette salt tilsættes til bordsalt (NaCl) og fodres for at beskytte det mod iodmangel. Kaliumhydroxid bruges til fremstilling af alkaliske batterier.

Nitrat

Også kendt som saltpeter, KNO ₃, bruges det som gødning. Derudover bruges det til udarbejdelse af fyrværkeri; som et konserveringsmiddel til fødevarer og i hærdet glas.

chromat

Det bruges til produktion af gødning og kaliumalumproduktion.

Carbonat

Det bruges til fremstilling af glas, især dem, der bruges til fremstilling af fjernsyn.

Referencer

Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
Wikipedia. (2019). Kalium. Gendannet fra: en.wikipedia.org
McKeehan LW (1922). Krystallstrukturen af kalium. Forløb fra Det Nationale Akademi for Videnskaber i Amerikas Forenede Stater, 8 (8), 254–255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
Masafumi Sakata et al. (2017). Strukturfaseovergang af kalium under højt tryk og lav temperatur. J. Phys.: konf. Ser. 950 042020.
National Center for Biotechnology Information. (2019). Kalium. PubChem-database., CID = 5462222. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Redaktørerne af Encyclopaedia Britannica. (3. maj 2019). Kalium. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
Royal Society of Chemistry. (2019). Kalium. Gendannes fra: rsc.org
Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (24. januar 2019). 10 kaliumfakta. Gendannes fra: thoughtco.com
Bedste & Taylor. (2003). Fysiologisk grundlag for medicinsk praksis. (13. udgave på spansk). Redaktionel Médica Panamericana.
Elm Axayacatl. (02. marts 2018). Betydningen af kalium (K) i kultiverede planter. Gendannes fra: blogagricultura.com
Lenntech BV (2019). Kalium. Gendannes fra: lenntech.com

KALIUM: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKABER, REAKTIONER, ANVENDELSER - KEMI - 2025