Kalium (k)

Vi forklarer hva kalium, dens historie, kjemiske struktur, fysiske og kjemiske egenskaper, reaksjoner, bruksområder og mer.

Hva er kalium?

Han kalium Det er et alkalisk metall hvis kjemiske symbol er k. Atomnummeret er 19 og ligger under natrium i det periodiske bordet. Det er et mykt metall som til og med kan kuttes med en kniv. I tillegg er det ganske lett, og kan flyte på flytende vann mens du reagerer kraftig.

Bare kuttet, den presenterer en veldig lys sølvfarge, men når den blir utsatt for luften oksiderer den raskt.

Kalium reagerer eksplosivt med vann for å danne kaliumhydroksyd og gassformig hydrogen. Nettopp denne gassen er årsaken til reaksjonens eksplosivitet. Når det brenner i lighteren, flekker deres begeistrede atomer flammen til en intens syrinfarge; Dette er et av dets kvalitative bevis.

Det er den mest tallrike syvende i jordskorpen og representerer 2,6% av vekten. Det finnes hovedsakelig i stollende bergarter, lutitas og sedimenter, i tillegg til mineraler som Silvita (KCL). I motsetning til natrium, er konsentrasjonen i sjøvann lav (0,39 g/l).

Kaliumhistorie

Potash

Siden antikken har mennesket brukt Potassa som gjødsel, ignorerer eksistensen av kalium, mye mindre forholdet til Potassa. Dette ble fremstilt fra asken på trunkene og bladene på trærne, som vann ble tilsatt, som deretter ble fordampet.

Grønnsaker inneholder stort sett kalium, natrium og kalsium. Men kalsiumforbindelser er lite oppløselige i vann. Av denne grunn var Potassa et konsentrat av kaliumforbindelser. Ordet er avledet fra sammentrekningen av de engelske ordene 'Pot' og 'Ash'.

I 1702, g. Ernst Stahl antydet en forskjell mellom natrium og kaliumsalter; Forslag som ble bevist av Henry Duhamel du Monceau, i 1736. Ettersom den eksakte sammensetningen av saltene ikke var kjent, bestemte Antoine Lavoiser (1789) ikke å inkludere alkalier i listen over kjemiske elementer.

Oppdagelse

I 1797 oppdaget den tyske kjemikeren Martin Klaproth Potassa i Leukita og Lepidolite -mineraler, så han konkluderte med at det ikke bare var et produkt av planter.

I 1806 oppdaget den engelske kjemikeren Sir Humphrey Davy at koblingen mellom elementene i en forbindelse var av elektrisk karakter.

Deretter isolerte Davy kalium gjennom kaliumhydroksydelektrolyse, og observerer metallisk lysstyrke -kuler som akkumulerte i anoden. Han kalte metallet med ordet engelsk etymologi kalium.

I 1809 foreslo Ludwig Wilhelm Gilbert navnet Kalium (Kalio) for Davys kalium. Berzelius fremkalte Kaliums navn for å tilordne det kjemiske symbolet "K" til kalium.

Til slutt oppdaget Justus Liebig i 1840 at kalium var et nødvendig element for planter.

Kaliumelektronisk struktur og konfigurasjon

Metallisk kalium krystalliserer under normale forhold i kropp -senteret kubisk struktur (BCC). Dette er preget av å være lite tett, som stemmer overens med kaliumegenskaper. Et K -atom er omgitt av åtte naboer, midt i en kube og med de andre K -atomer som ligger i hjørnene.

Denne BCC-fasen er også betegnet som fase K-I (den første). Når trykket øker, er den krystallinske strukturen kompakt til den kubiske fasen sentrert på ansiktene (FCC, etter ansiktssentrert kubikk). Imidlertid er et trykk på 11 GPa nødvendig for at en slik overgang skal oppstå spontant.

Denne FCC-fasen, tettere, er kjent som K-II. Til høyere trykk (80 GPa) og lavere temperaturer (lavere enn -120 ºC), får kaliumet en tredje fase: K -iii. K-III er preget av dens evne til å huse andre atomer eller molekyler i sine krystallinske hulrom.

Kan tjene deg: Masse: konsept, egenskaper, eksempler, beregning

Det er også to andre krystallinske faser til enda større trykk: K-IV (54 GPa) og K-V (90 GPa). Ved veldig kalde temperaturer viser kalium en amorf fase (med uordnede K -atomer).

Oksidasjonsnummer

Kaliumelektronisk konfigurasjon er:

[AR] 4S¹

4S -orbitalen er den ytterste, og derfor har den det eneste elektronet i Valencia. Dette i teorien er ansvarlig for den metalliske koblingen som holder K -atomene sammen for å definere en krystall.

Fra den samme elektroniske konfigurasjonen er det lett å forstå hvorfor kalium alltid har (eller nesten alltid) et oksidasjonsnummer på +1. Når du mister et elektron for å danne K -kationen⁺, Det blir isolert for edongass, med sin komplette Valencia -oktett.

I de fleste av sine derivatforbindelser antas det at kalium er som k⁺ (Selv om koblingene dine ikke er rent ioniske).

På den annen side, selv om det er mindre sannsynlig, kan kalium vinne et elektron, med to elektroner i 4S -orbitalen. Dermed blir det isolektronisk for kalsiummetallet:

[AR] 4S²

Det sies da at han vant et elektron og har et negativt oksidasjonsnummer, -1. Når dette oksidasjonsnummeret beregnes i en forbindelse, antas eksistensen av Potasuro -anionen, k^-.

Kaliumegenskaper

Utseende

Lyst hvitt sølvmetall.

Effektiv kjernefysisk belastning

Den effektive kjernefysiske belastningen av kalium er +1. Den har lav ioniseringsenergi, så den har stor letthet å miste det eneste elektronet som er til stede i det ytre laget.

Molmasse

39.0983 g/mol.

Smeltepunkt

83,5 ºC.

Kokepunkt

759 ºC.

Tetthet

-0,862 g/cm³, i romtemperatur.

-0,828 g/cm³, På smeltepunktet (væske).

Løselighet

Reagerer voldsomt med vann. Løselig i flytende ammoniakk, etylendiamin og anilin. Løselig i andre alkaliske metaller for å danne legeringer, og i kvikksølv.

Damptetthet

1.4 I luftforhold tatt som 1.

Damptrykk

8 mmHg ved 432 ºC.

Stabilitet

Stabil hvis det er beskyttet mot luft og fuktighet.

Korrosivitet

Det kan være etsende i kontakt med metaller. Ved kontakt kan det føre til at hud- og øynene brenner.

Overflatespenning

86 dynas/cm ved 100 ºC.

Fusjonsvarme

2,33 kJ/mol.

Fordampningsvarme

76,9 kJ/mol.

Molar termisk kapasitet

29,6 j/(mol · k).

Elektronegativitet

0,82 på Pauling -skalaen.

Ioniseringsenergier

Første ioniseringsnivå: 418,8 kJ/mol.

Andre nivå av ionisering: 3.052 kJ/mol.

Tredje ioniseringsnivå: 4.420 kJ/mol.

Atomisk radio

227.

Radiokovalent

203 ± 12 pm.

Termisk ekspansjon

83,3 um/(m · k) ved 25 ° C.

Termisk ledningsevne

102,5 w/(m · k).

Elektrisk resistivitet

72 nΩ · m (ved 25 ºC).

Hardhet

0.4 på MOHS -skalaen.

Naturlige isotoper

Kalium presenteres hovedsakelig som tre isotoper: ³⁹K (93 258 %),⁴¹K (6,73 %) og ⁴⁰K (0,012 %, radioaktiv emisjon β)

Nomenklatur

Kaliumforbindelser har oksidasjonsnummer +1 som standard (bortsett fra veldig spesielle unntak). Derfor er (i) i aksjen nomenklatur utelatt på slutten av navnene; Og i den tradisjonelle nomenklaturen slutter navnene med suffikset -ICO.

For eksempel er KCl kaliumklorid, og ikke kaliumklorid (I). Det tradisjonelle navnet er kaliumklorid eller kaliummonoklorid, i henhold til den systematiske nomenklaturen.

Av resten, med mindre de er veldig vanlige eller mineralnavn (for eksempel Silvina), er nomenklatur rundt kalium ganske enkelt.

Kan tjene deg: Kjemiske endringer: Kjennetegn, eksempler, typer

Former

Kalium finnes ikke i naturen i metallisk form, men kan oppnås industrielt under denne formen for visse bruksområder. Det finnes fremfor alt i levende vesener, i ionisk form (k⁺). Generelt er det den viktigste intracellulære kationen.

Kalium er til stede i mange forbindelser, for eksempel hydroksyd, acetat eller kaliumklorid, etc. Det er også en del av rundt 600 mineraler, inkludert La Silvita, La Alunita, La Carnalita, etc.

Kalium danner legeringer med andre alkaliske elementer, for eksempel natrium, cesium og rubidium. Det danner også noundale legeringer med natrium og cesium, gjennom de så kalt eutctic fusjoner.

Biologisk papir

Gulv

Kalium utgjør, sammen med nitrogen og fosfor, de tre viktigste næringsstoffene til planter. Det blir absorbert av røtter i ionisk form: prosess favorisert av eksistensen av tilstrekkelig luftfuktighet, temperatur og oksygeneringsforhold.

Dyr

Hos dyr er generelt kalium den viktigste intracellulære kationen med en konsentrasjon på 140 mmol/l; Mens ekstracellulær konsentrasjon varierer mellom 3,8 og 5,0 mmol/l. 98 % av kroppens kalium er innesperret i det intracellulære rommet.

Cellepolarisering

Dannelsen av handlingspotensialer og begynnelsen av muskelsammentrekning er et delt ansvar for natrium og kalium.

Andre funksjoner

Kalium oppfyller andre funksjoner hos mennesker, for eksempel vaskulær tone, kontroll av systemisk blodtrykk og gastrointestinal bevegelighet.

Hvor er kalium og produksjon

Silvita Crystal, som består praktisk talt kaliumklorid. Kilde: Rob Lavinsky, Irocks.COM-CC-BY-SA-3.0 [CC By-SA 3.0 (https: // creativecommons.Org/lisenser/by-SA/3.0)]

Kalium finnes hovedsakelig i stollende bergarter, lutitas og sedimenter. I tillegg, i mineraler som Muscovite og Ortoclase, som er uoppløselige i vann. Ortoklase er et mineral som vanligvis presenteres i stollende og granittbergarter.

Kalium er også til stede i vannløselige mineralforbindelser, for eksempel Carnalite (KMGCL₃· 6H₂O), La Silvita (KCL) og Landbeinita [K₂Mg₂(SW₄)₃], som finnes i tørre senger av innsjøer og i havbunnen.

I tillegg finnes kalium i Salmuelas og som et produkt av forbrenning av badebukser og planteblader i en prosess som brukes til Potassa -produksjon. Selv om konsentrasjonen i sjøvann er lav (0,39 g/l), brukes den også til å oppnå kalium.

Kalium har blitt presentert i store forekomster, for eksempel den eksisterende i Saskatchewan, i Canada, rik på Silvita -mineralet (KCL) og i stand til å produsere 25 % av det globale kaliumforbruket. Salinas avfallsvæsker kan inneholde en betydelig mengde kalium, i form av KCL.

Elektrolyse

Kalium produseres ved to metoder: elektrolyse og termisk. I elektrolyse er metoden som ble brukt av Davy for å isolere kalium blitt fulgt, uten store modifikasjoner.

Denne metoden fra industripunktet har imidlertid ikke vært effektiv, siden det høye smeltepunktet for smeltet kaliumforbindelser må reduseres.

Kaliumhydroksydelektrolysemetoden ble brukt industrielt på 1920 -tallet. Den termiske metoden erstattet den likevel, og ble den dominerende metoden fra 1950 for produksjon av dette metallet.

Termisk metode

I den termiske metoden produseres kaliumet ved reduksjon av smeltet kaliumklorid ved 870 ºC. Dette mater kontinuerlig en destillasjonskolonne pakket med salt. I mellomtiden passerer natriumdamp gjennom kolonnen for å produsere reduksjon av kaliumklorid.

Kan tjene deg: nitrater: egenskaper, struktur, nomenklatur, trening

Kalium er den mest flyktige komponenten i reaksjonen og akkumuleres øverst i destillasjonskolonnen, hvor den kontinuerlig samles. Metallisk kaliumproduksjon ved den termiske metoden kan skjematiseres i følgende kjemiske ligning:

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

Griesheimer -prosessen brukes også i kaliumproduksjon, som bruker kaliumfluoridreaksjonen med kalsiumkarbid:

2 KF +CAC₂     => 2 K +kaffe₂    +     2 c

Reaksjoner

Uorganisk

Kalium er et veldig reaktivt element som reagerer raskt med oksygen for å danne tre oksider: oksid (k₂O), peroksyd (k₂ENTEN₂) og superoksyd (KO₂) Kalium.

Kalium er et sterkt reduserende element, så det oksiderer raskere enn de fleste metaller. Det brukes til å redusere metallsalter, og erstatte kalium til saltmetall. Denne metoden gjør det mulig å oppnå rene metaller:

Mgcl₂    +     2 k => mg +2 kcl

Kalium reagerer sterkt med vann for å danne kaliumhydroksyd og frigjøre eksplosiv hydrogengass (nedre bilde):

Metallisk kalium som reagerer med en vandig løsning av fenolftalein, som er farget fra fiolett rødt ved å frigjøre OH -ioner til mediet. Legg merke til dannelsen av hydrogengass. Kilde: Ozone Aurora og Philip Evans via Wikipedia.

Kaliumhydroksyd kan reagere med karbondioksid for å produsere kaliumkarbonat.

Kalium reagerer med karbonmonoksid ved en temperatur på 60 ºC for å produsere en eksplosiv karbonyl (k₆C₆ENTEN₆). Den reagerer også med hydrogen ved 350 ºC, og danner hydrid. Det er også veldig reaktivt med halogener, og eksploderer i kontakt med flytende brom.

Eksplosjoner produseres også når kalium reagerer med halogenerte syrer, for eksempel saltsyre, og blandingen blir sterkt slått eller ristet. Det smeltede kaliumet reagerer også med svovel og hydrogensulfid.

Organisk

Den reagerer med organiske forbindelser som inneholder aktive grupper, men den er inert til alifatiske og aromatiske hydrokarboner. Kalium reagerer sakte med ammonium for å danne potasomin (KNH₂).

I motsetning til natrium reagerer kalium med karbon i form av grafitt for å danne en serie interlaminarforbindelser. Disse forbindelsene har karbon-potassium-atomiske relasjoner: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; det vil si KC₆₀, For eksempel.

Kalium bruker

Metallisk kalium

Det er ikke mye industriell etterspørsel etter metallisk kalium. Det meste av det blir kaliumsuperoksyd, brukt i pusteutstyr, siden det frigjør oksygen og eliminerer karbondioksid og vanndamp.

Nak's legering har stor varmeabsorpsjonskapasitet, så den brukes som kjølemedium i noen kjernefysiske reaktorer. Også fordampet metall har blitt brukt i turbiner.

Forbindelser

Klorid

KCL brukes i landbruket som gjødsel. Det brukes også som råstoff for produksjon av andre kaliumforbindelser, for eksempel kaliumhydroksyd.

Hydroksyd

Også kjent som Caustic Potassa, KOH, brukes til fremstilling av såper og vaskemidler.

Hans reaksjon med jod produserer kaliumjodid. Dette saltet tilsettes til bordsalt (NaCl) og ved fôret for å beskytte det mot en jodmangel. Kaliumhydroksyd brukes til fremstilling av alkaliske batterier.

Nitrat

Også kjent som Salitre, Kno₃, brukes som gjødsel. I tillegg brukes det i utdyping av fyrverkeri; som mat konserveringsmiddel, og i herding av glass.

Kromat

Det brukes til produksjon av gjødsel og produksjon av kaliumaluminium.

Karbonat

Det brukes til fremstilling av glass, spesielt de som brukes i fremstilling av TV -apparater.

Referanser

1. Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Kalium. Hentet fra: i.Wikipedia.org
3. Kalium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: Britannica.com