De kalium det er et alkalimetall der det kjemiske symbolet er K. Atomnummeret er 19 og det ligger under natrium i det periodiske systemet. Det er et mykt metall som til og med kan skjæres med en kniv. Dessuten er det ganske lett, og det kan flyte på flytende vann mens det reagerer kraftig..
Nykuttet har den en veldig lys sølvhvit farge, men når den utsettes for luft oksiderer den raskt og mister glansen, blir gråaktig (nesten blåaktig, som den på bildet nedenfor)..
Kalium reagerer eksplosivt med vann for å danne kaliumhydroksid og hydrogengass. Det er nettopp denne gassen som får reaksjonen til å eksplodere. Når den brenner i tenneren, farger de glade atomene flammen en intens lilla farge; dette er en av dine kvalitative tester.
Det er det syvende mest vanlige metallet i jordskorpen og representerer 2,6% av vekten. Den finnes hovedsakelig i magmatiske bergarter, skifer og sedimenter, i tillegg til mineraler som sylvitt (KCl). I motsetning til natrium er konsentrasjonen i sjøvann lav (0,39 g / l).
Kalium ble isolert i 1807 av den engelske kjemikeren Sir Humphrey Davy, ved elektrolyse av en løsning av hydroksidet, KOH. Dette metallet var det første som ble isolert ved elektrolyse, og Davy ga det det engelske navnet kalium.
I Tyskland ble imidlertid navnet kalium brukt til å referere til metallet. Nettopp fra dette etternavnet kommer bokstaven 'K', brukt som et kjemisk symbol for kalium.
Selve metallet har liten industriell bruk, men det produserer mange nyttige forbindelser. Biologisk er det imidlertid mye viktigere, siden det er et av de viktigste elementene for kroppen vår.
I planter favoriserer det for eksempel realiseringen av fotosyntese, prosessen med osmose. Det fremmer også proteinsyntese, og derved fremmer plantevekst.
Artikkelindeks
Siden eldgamle tider har mennesket brukt kaliumchlorid som gjødsel, og ignorert eksistensen av kalium, langt mindre forholdet til kaliumklorid. Dette ble tilberedt fra asken fra trærne og bladene til trærne, som det ble tilsatt vann til, som senere ble fordampet.
Grønnsaker inneholder mest kalium, natrium og kalsium. Men kalsiumforbindelser er lite oppløselige i vann. Av denne grunn var potash et konsentrat av kaliumforbindelser. Ordet er avledet fra sammentrekningen av de engelske ordene 'pot' og 'ash'.
I 1702 foreslo G. Ernst Stahl en forskjell mellom natrium- og kaliumsaltene; Dette forslaget ble bekreftet av Henry Duhamel du Monceau i 1736. Da den nøyaktige sammensetningen av saltene ikke var kjent, bestemte Antoine Lavoiser (1789) seg for ikke å ta med alkalier i listen over kjemiske elementer..
I 1797 oppdaget den tyske kjemikeren Martin Klaproth kaliumdioksid i mineralene leucitt og lepidolit, som han konkluderte med at det ikke bare var et produkt av planter.
I 1806 oppdaget den engelske kjemikeren Sir Humphrey Davy at båndet mellom elementene i en forbindelse var elektrisk..
Davy isolerte deretter kalium ved elektrolyse av kaliumhydroksid og observerte kuler av metallisk glans som akkumulerte seg ved anoden. Navngitt metall med det engelske etymologiordet kalium.
I 1809 foreslo Ludwig Wilhelm Gilbert navnet kalium (kalium) for Davys kalium. Berzelius fremkalte navnet kalium for å tildele kalium det kjemiske symbolet "K".
Til slutt oppdaget Justus Liebig i 1840 at kalium var et nødvendig element for planter.
Metallisk kalium krystalliserer under normale forhold i kroppssentrert kubikk (bcc) struktur. Dette er preget av å være lite tett, noe som stemmer overens med egenskapene til kalium. Et K-atom er omgitt av åtte naboer, midt i midten av en kube og med de andre K-atomene i toppunktene.
Denne fasen bcc er også betegnet som fase K-I (den første). Når trykket øker, komprimerer krystallstrukturen seg til den ansiktssentrerte kubiske (fcc) fase. Et trykk på 11 GPa er imidlertid nødvendig for at denne overgangen skal skje spontant..
Denne tettere fcc-fasen er kjent som K-II. Ved høyere trykk (80 GPa) og lavere temperaturer (mindre enn -120 ° C) får kalium en tredje fase: K-III. K-III er preget av sin evne til å imøtekomme andre atomer eller molekyler i krystallinske hulrom..
Det er også to andre krystallinske faser ved enda høyere trykk: K-IV (54 GPa) og K-V (90 GPa). Ved veldig kalde temperaturer viser kalium til og med en amorf fase (med uordnede K-atomer).
Elektronkonfigurasjonen av kalium er:
[Ar] 4s1
4-orbitalen er ytterst og har derfor den eneste valenselektronen. Dette er i teorien ansvarlig for metallbindingen som holder K-atomene sammen for å definere en krystall.
Fra den samme elektronkonfigurasjonen er det lett å forstå hvorfor kalium alltid (eller nesten alltid) har et oksidasjonsnummer på +1. Når du mister et elektron for å danne kationen K+, blir isoelektronisk til edelgassargonen, med sin fulle valensoktet.
I de fleste av dets derivatforbindelser antas det at kalium er funnet som K+ (selv om bindingene dine ikke er rent ioniske).
På den annen side, selv om det er mindre sannsynlig, kan kalium få et elektron med to elektroner i sin 4s-bane. Dermed blir kalsiummetall isoelektronisk:
[Ar] 4sto
Det sies da at den fikk et elektron og har et negativt oksidasjonsnummer, -1. Når dette oksidasjonsnummeret beregnes i en forbindelse, antas eksistensen av potasidanionen K-.
Blank hvitt sølvmetall.
39,0983 g / mol.
83,5 ºC.
759 ºC.
-0,862 g / cm3, i romtemperatur.
-0,828 g / cm3, ved smeltepunkt (væske).
Reagerer voldsomt med vann. Løselig i flytende ammoniakk, etylendiamin og anilin. Løselig i andre alkalimetaller for å danne legeringer og i kvikksølv.
1.4 i forhold til luft tatt som 1.
8 mmHg ved 432 ºC.
Stabil hvis den er beskyttet mot luft og fuktighet.
Det kan være etsende i kontakt med metaller. Ved kontakt kan forårsake forbrenning av hud og øyne.
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 nivå av ionisering: 418,8 kJ / mol.
Andre ioniseringsnivå: 3.052 kJ / mol.
Tredje nivå av ionisering: 4420 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 oksidasjonsnummeret +1 som standard (med helt spesielle unntak). Derfor er (I) på slutten av navnene utelatt i lagernomenklaturen; og i tradisjonell nomenklatur slutter navn med suffikset -ico.
For eksempel er KCl kaliumklorid, ikke kalium (I) klorid. Det tradisjonelle navnet er kaliumklorid eller kaliummonoklorid, i henhold til den systematiske nomenklaturen.
For resten, med mindre de er veldig vanlige navn eller mineraler (som silvin), er nomenklaturen rundt kalium ganske enkel.
Kalium finnes ikke i naturen i metallisk form, men det kan fås industrielt i denne formen for visse bruksområder. Den finnes hovedsakelig i levende vesener, under ionisk form (K+). Generelt er det den viktigste intracellulære kationen.
Kalium er til stede i mange forbindelser, slik som kaliumhydroksid, acetat eller klorid, etc. Det er også en del av ca 600 mineraler, inkludert sylvitt, alunitt, karnalitt, etc..
Kalium danner legeringer med andre alkaliske elementer, som natrium, cesium og rubidium. Det danner også ternære legeringer med natrium og cesium, gjennom såkalte eutektiske fusjoner..
Kalium utgjør sammen med nitrogen og fosfor de tre viktigste plante næringsstoffene. Kalium absorberes av røttene i ionisk form: en prosess som favoriseres av tilstrekkelige forhold med fuktighet, temperatur og oksygenering.
Regulerer åpning og lukking av bladstomata: aktivitet som tillater opptak av karbondioksid, som kombineres med vann under fotosyntese for å danne glukose og oksygen; Dette er ATP-genererende midler som utgjør den viktigste energikilden til levende vesener.
Det letter syntesen av noen enzymer relatert til vekst av planter, i tillegg til stivelse, et energireserve-stoff. Det griper også inn i osmose: en prosess som er nødvendig for rotabsorpsjonen av vann og mineraler; og i stigningen av vannet gjennom xylem.
Klorose er en manifestasjon av kaliummangel i planter. Det er preget av at bladene mister grønt og blir gule, med brente kanter; og til slutt forekommer avblæring med en forsinkelse i plantevekst.
Generelt er kalium det viktigste intracellulære kationet hos dyr med en konsentrasjon på 140 mmol / L; mens den ekstracellulære konsentrasjonen varierer mellom 3,8 og 5,0 mmol / L. 98% av kroppens kalium er begrenset til det intracellulære rommet.
Selv om kaliuminntaket kan variere mellom 40 og 200 mmol / dag, holdes den ekstracellulære konsentrasjonen konstant ved regulering av nyreutskillelsen. Hormonet aldosteron, som regulerer kaliumsekresjon på nivået av samle- og distale tubuli, er involvert i dette..
Kalium er det sentrale ansvaret for vedlikehold av intracellulær osmolaritet, og det er derfor ansvarlig for vedlikehold av mobilitet.
Selv om plasmamembranen er relativt permeabel for kalium, opprettholdes den intracellulære konsentrasjonen av aktiviteten til enzymet Na, ATPase (natrium- og kaliumpumpe) som fjerner tre natriumatomer og introduserer to kaliumatomer.
Spennende celler, sammensatt av nevroner og strierte og glatte muskelceller; og strierte muskelceller, som består av skjelett- og hjertemuskelceller, er alle i stand til å danne handlingspotensialer.
Det indre av exciterende celler er negativt ladet i forhold til det ytre av cellen, men når det er riktig stimulert, øker permeabiliteten til plasmamembranen til celler for natrium. Denne kationen trenger gjennom plasmamembranen og gjør celleinteriøret positivt..
Fenomenet som oppstår kalles handlingspotensial, som har et sett med egenskaper, blant dem er det i stand til å spre seg gjennom nevronet. En kommando utstedt av hjernen reiser som handlingspotensialer til en gitt muskel for å få den til å trekke seg sammen..
For at et nytt handlingspotensial skal oppstå, må celleinnredningen ha en negativ ladning. For å gjøre dette er det en utgang av kalium fra det indre av cellen, og returnerer det til sin opprinnelige negativitet. Denne prosessen kalles repolarisering, som er en hovedfunksjon av kalium.
Derfor sies det at dannelsen av handlingspotensialer og initiering av muskelsammentrekning er et delt ansvar for natrium og kalium..
Kalium har andre funksjoner hos mennesker, som vaskulær tone, kontroll av systemisk blodtrykk og gastrointestinal motilitet..
En økning i plasmakaliumkonsentrasjonen (hyperkalemi) gir en rekke symptomer som angst, kvalme, oppkast, magesmerter og uregelmessigheter i elektrokardiogrammet. T-bølgen som er relatert til ventrikulær repolarisering er høy og bred.
Denne posten er forklart fordi når den ekstracellulære konsentrasjonen av kalium øker, forlater den celleutsiden saktere, slik at ventrikulær repolarisering er langsommere.
En reduksjon i plasmakaliumkonsentrasjonen (hypokalsemi) presenterer blant annet følgende symptomer: muskelsvakhet, nedsatt tarmmotilitet, redusert glomerulær filtrering, hjertearytmi og utflating av T-bølgen i elektrokardiogrammet.
T-bølgen blir forkortet, siden ved å redusere den ekstracellulære konsentrasjonen av kalium, blir dens utgang mot celleutvendelsen lettere og varigheten av repolarisering avtar.
Kalium finnes hovedsakelig i magmatiske bergarter, skifer og sedimenter. Også i mineraler som muskovitt og ortoklas, som er uoppløselig i vann. Orthoclase er et mineral som vanligvis forekommer i magmatiske bergarter og granitt.
Kalium er også til stede i vannløselige mineralforbindelser, som karnalitt (KMgCl36HtoO), sylvitt (KCl) og landbeinitt [KtoMgto(SW4)3], funnet i tørre innsjøer og på havbunnen.
I tillegg finnes kalium i saltlake og som et produkt av forbrenning av plantestammer og blader i en prosess som brukes til produksjon av kali. Selv om konsentrasjonen i sjøvann er lav (0,39 g / l), brukes den også til å skaffe kalium.
Kalium er til stede i store forekomster, som den i Saskatchewan, Canada, rik på mineral sylvitt (KCl) og er i stand til å produsere 25% av verdens kaliumforbruk. Saltvannsvæsker kan inneholde en betydelig mengde kalium, i form av KCl.
Kalium produseres ved to metoder: elektrolyse og termisk. I elektrolyse har metoden som ble brukt av Davy for å isolere kalium blitt fulgt uten større endringer..
Imidlertid har denne metoden fra et industrielt synspunkt ikke vært effektiv, siden det smeltede kaliumforbindelsens høye smeltepunkt må senkes..
Metoden for elektrolyse av kaliumhydroksid ble brukt industrielt på 1920-tallet. Den termiske metoden fortrengte den likevel, og ble den dominerende metoden fra 1950 for produksjon av dette metallet..
I den termiske metoden produseres kalium ved å redusere smeltet kaliumklorid ved 870 ºC. Denne mates kontinuerlig til en destillasjonskolonne pakket med saltet. I mellomtiden passerer natriumdampen gjennom kolonnen for å produsere reduksjon av kaliumklorid..
Kalium er den mest flyktige komponenten i reaksjonen og akkumuleres øverst i destillasjonskolonnen, hvor den samles kontinuerlig. Produksjonen av metallisk kalium ved den termiske metoden kan skisseres i følgende kjemiske ligning:
Na (g) + KCl (l) => K (l) + NaCl (l)
Griesheimer-prosessen, som bruker reaksjonen av kaliumfluorid med kalsiumkarbid, brukes også i kaliumproduksjon:
2 KF + CaCto => 2 K + CaFto + 2 C
Kalium er et svært reaktivt element som reagerer raskt med oksygen og danner tre oksider: oksid (KtoO), peroksid (KtoELLERto) og superoksyd (KOto) kalium.
Kalium er et sterkt reduserende element, og det oksyderer derfor raskere enn de fleste metaller. Den brukes til å redusere metallsalter, erstatte kalium til metallet i saltet. Denne metoden gjør det mulig å oppnå rene metaller:
MgClto + 2 K => Mg + 2 KCl
Kalium reagerer sterkt med vann for å danne kaliumhydroksid og frigjør eksplosiv hydrogengass (bildet nedenfor):
Kaliumhydroksyd kan reagere med karbondioksid for å produsere kaliumkarbonat.
Kalium reagerer med karbonmonoksid ved en temperatur på 60 ° C for å produsere et eksplosivt karbonyl (K6C6ELLER6). Det reagerer også med hydrogen ved 350 ° C og danner et hydrid. Det er også veldig reaktivt med halogener, og eksploderer i kontakt med flytende brom..
Eksplosjoner oppstår også når kalium reagerer med halogenerte syrer, som saltsyre, og blandingen blir rammet eller rystet kraftig. Smeltet kalium reagerer videre med svovel og hydrogensulfid.
Reagerer med organiske forbindelser som inneholder aktive grupper, men som er inerte mot alifatiske og aromatiske hydrokarboner. Kalium reagerer sakte med ammoniakk og danner potasomin (KNHto).
I motsetning til natrium reagerer kalium med karbon i form av grafitt for å danne en serie interlaminære forbindelser. Disse forbindelsene har atomforhold mellom karbon og kalium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; dvs. KC60, for eksempel.
Det er ikke mye industriell etterspørsel etter metallisk kalium. Det meste omdannes til kaliumsuperoksid, brukt i pusteapparater, da det frigjør oksygen og fjerner karbondioksid og vanndamp..
NaK-legering har stor varmeabsorpsjonskapasitet, og det er derfor den brukes som kjølevæske i noen atomreaktorer. På samme måte har fordampet metall blitt brukt i turbiner.
KCl brukes i jordbruket som gjødsel. Det brukes også som et råmateriale for produksjon av andre kaliumforbindelser, for eksempel kaliumhydroksid.
Også kjent som kaustisk potash, KOH, det brukes til fremstilling av såper og vaskemidler.
Dens reaksjon med jod produserer kaliumjodid. Dette saltet tilsettes bordsalt (NaCl) og fôr for å beskytte mot jodmangel. Kaliumhydroksid brukes til fremstilling av alkaliske batterier.
Også kjent som saltpeter, KNO3, den brukes som gjødsel. I tillegg brukes den i utarbeidelsen av fyrverkeri; som matkonserveringsmiddel, og i herdende glass.
Det brukes i produksjonen av gjødsel og kaliumalunproduksjon.
Den brukes til å produsere briller, spesielt de som brukes til å produsere fjernsyn.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.