KĀLIJS: VĒSTURE, STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS, REAKCIJAS, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Kālija ir sārmaina ķīmiskais simbols ir K. Tās atomu skaits ir 19 un atrodas zem nātrija periodiskā tabula. Tas ir mīksts metāls, kuru var pat sagriezt ar nazi. Turklāt tas ir diezgan viegls, un enerģiski reaģējot, tas var peldēt uz šķidra ūdens.

Svaigi sagriezts, tam ir ļoti spilgta sudrabaini balta krāsa, bet, pakļaujoties gaisam, tas ātri oksidējas un zaudē spīdumu, kļūst pelēcīgs (gandrīz zilgans, tāpat kā zemāk redzamajā attēlā).

Daļēji oksidēti kālija gabali, kas glabājas minerāleļļā. Avots: 2 × 910

Kālijs sprādzienbīstami reaģē ar ūdeni, veidojot kālija hidroksīdu un ūdeņraža gāzi. Tieši šī gāze ir atbildīga par reakcijas eksploziju. Kad tas deg gaismā, tā satraukti atomi krāso liesmu intensīvā ceriņu krāsā; šis ir viens no viņa kvalitatīvajiem pārbaudījumiem.

Tas ir septītais bagātīgākais metāls zemes garozā un veido 2,6% no tā svara. Tas atrodams galvenokārt nezināmos iežos, slānekļos un nogulumos, kā arī minerālvielās, piemēram, sivvitā (KCl). Atšķirībā no nātrija, tā koncentrācija jūras ūdenī ir zema (0,39 g / L).

Kāliju 1807. gadā izolēja angļu ķīmiķis Sers Humfrijs Deivijs, elektrolizējot tā hidroksīda KOH šķīdumu. Šis metāls tika pirmais izolēts ar elektrolīzes palīdzību, un Deivids tam piešķīra angļu vārdu kālijs.

Tomēr Vācijā nosaukums kalium tika izmantots, lai apzīmētu metālu. Tieši no šī uzvārda nāk burts “K”, ko lieto kā kālija ķīmisko simbolu.

Pats metāls ir maz izmantots rūpniecībā, taču tas rada daudzus noderīgus savienojumus. Tomēr bioloģiski tas ir daudz svarīgāk, jo tas ir viens no būtiskajiem elementiem mūsu ķermenī.

Piemēram, augos tas veicina fotosintēzi, osmozes procesu. Tas arī veicina olbaltumvielu sintēzi, tādējādi sekmējot augu augšanu.

Vēsture

Potašs

Kopš seniem laikiem cilvēks ir izmantojis potašu kā mēslojumu, ignorējot kālija esamību, vēl jo mazāk tā saistību ar potašu. Tas tika pagatavots no koku stumbru un lapu pelniem, kuriem pievienoja ūdeni, kurš vēlāk tika iztvaicēts.

Dārzeņi satur galvenokārt kāliju, nātriju un kalciju. Bet kalcija savienojumi slikti šķīst ūdenī. Šī iemesla dēļ potašs bija kālija savienojumu koncentrāts. Vārds ir iegūts no angļu valodas vārdu "pot" un "ash" saraušanās.

1702. gadā G. Ernsts Štāls ierosināja atšķirību starp nātrija un kālija sāļiem; Šo ierosinājumu apstiprināja Henrijs Duhamels du Monceau 1736. gadā. Tā kā precīzs sāļu sastāvs nebija zināms, Antuāns Lavoisers (1789) nolēma neiekļaut sārmus ķīmisko elementu sarakstā.

Atklājums

1797. gadā vācu ķīmiķis Martins Klaprots atklāja potašu minerālos leucīta un lepidolīta, tāpēc viņš secināja, ka tas nebija tikai augu produkts.

1806. gadā angļu ķīmiķis sers Humfrijs Deivijs atklāja, ka savienojumam starp savienojuma elementiem ir elektrisks raksturs.

Pēc tam Deivijs kālija hidroksīda elektrolīzes laikā izdalīja kāliju, novērojot metālisku spīdumu globulus, kas uzkrājās pie anoda. Viņš metālu nosauca ar angļu valodas etimoloģijas vārdu kālijs.

1809. gadā Ludvigs Vilhelms Gilberts ierosināja Davija kālija nosaukumu kalium (kalium). Berzeliuss izsauca vārdu kalijs, lai kālijam piešķirtu ķīmisko simbolu "K".

Visbeidzot, Justus Liebig 1840. gadā atklāja, ka kālijs ir nepieciešams elements augiem.

Kālija struktūra un elektronu konfigurācija

Metālisks kālijs normālos apstākļos izkristalizējas ķermeņa centrētajā kubiskā (bcc) struktūrā. To raksturo plāns, kas atbilst kālija īpašībām. K atomu ieskauj astoņi kaimiņi, tieši kuba centrā un ar pārējiem K atomiem, kas atrodas virsotnēs.

Šī fāzes bcc tiek apzīmēta arī kā KI fāze (pirmā). Palielinoties spiedienam, kristāla struktūra sablīvējas ar seju, kuras centrā ir kubiskā (fcc) fāze. Tomēr, lai šī pāreja notiktu spontāni, ir nepieciešams spiediens 11 GPa.

Šo blīvāko fcc fāzi sauc par K-II. Pie paaugstināta spiediena (80 GPa) un zemākas temperatūras (zemākas par –120 ºC) kālijs iegūst trešo fāzi: K-III. K-III raksturo tā spēja uzņemt citus atomus vai molekulas kristāliskajos dobumos.

Ir vēl divas citas kristāliskās fāzes ar vēl lielāku spiedienu: K-IV (54 GPa) un KV (90 GPa). Ļoti aukstā temperatūrā kālijs pat uzrāda amorfu fāzi (ar nesakārtotiem K atomiem).

Oksidācijas numurs

Kālija elektronu konfigurācija ir:

4s ¹

4s orbitāle ir visattālākā, un tāpēc tai ir vienīgais valences elektrons. Tas teorētiski ir atbildīgs par metālisko saiti, kas satur K atomus kopā, lai noteiktu kristālu.

No vienas un tās pašas elektronu konfigurācijas ir viegli saprast, kāpēc kālija parasti vienmēr (vai gandrīz vienmēr) oksidācijas skaitlis ir +1. Kad tas zaudē vienu elektronu, veidojot K ⁺ katjonu , cēlgāzes argons ar pilnu valenta oktetu kļūst par izoelektronisku.

Tiek uzskatīts, ka lielākajā daļā atvasinātu savienojumu kālijs ir K ⁺ (pat ja tā saites nav tīri jonu).

No otras puses, lai arī kālijs ir mazāk ticams, ka kālijs var iegūt elektronu, ja tā 4s orbitālē ir divi elektroni. Tādējādi kalcija metāls kļūst izoelektronisks:

4s ²

Pēc tam tiek teikts, ka tas ieguvis elektronu un tam ir negatīvs oksidācijas skaitlis, -1. Aprēķinot šo oksidācijas numuru savienojumā, tiek pieņemts, ka eksistē potasīda anjons, K ^- .

Īpašības

Izskats

Glancēts balta sudraba metāls.

Molārā masa

39,0983 g / mol.

Kušanas punkts

83,5 ° C.

Vārīšanās punkts

759 ° C.

Blīvums

-0,862 g / cm ³ , istabas temperatūrā.

-0,828 g / cm ³ , kušanas temperatūrā (šķidrums).

Šķīdība

Spēcīgi reaģē ar ūdeni. Šķīst šķidrā amonjakā, etilēndiamīnā un anilīnā. Šķīst citos sārmu metālos, veidojot sakausējumus, un dzīvsudrabā.

Tvaika blīvums

1.4 attiecībā pret gaisu, kas pieņemts kā 1.

Tvaika spiediens

8 mmHg 432 ° C temperatūrā.

Stabilitāte

Stabils, ja tas ir aizsargāts no gaisa un mitruma.

Kodīgums

Saskarē ar metāliem tas var būt kodīgs. Saskaroties ar to, var izraisīt ādas un acu apdegumus.

Virsmas spraigums

86 dynes / cm 100 ° C temperatūrā.

Saplūšanas karstums

2,33 kJ / mol.

Iztvaikošanas siltums

76,9 kJ / mol.

Molārā siltuma jauda

29,6 J / (mol · K).

Elektronegativitāte

0,82 pēc Pingainga skalas.

Jonizācijas enerģijas

Pirmais jonizācijas līmenis: 418,8 kJ / mol.

Otrais jonizācijas līmenis: 3,052 kJ / mol.

Trešais jonizācijas līmenis: 4 420 kJ / mol.

Atomu radio

227 vakarā.

Kovalentais rādiuss

203 ± 12.

Termiska izplešanās

83,3 µm / (m · K) 25 ° C temperatūrā.

Siltumvadītspēja

102,5 W / (mK).

Elektriskā pretestība

72 nΩ · m (pie 25 ° C).

Cietība

0,4 pēc Mosa skalas.

Dabiskie izotopi

Kālijs rodas galvenokārt kā trīs izotopi: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) un ⁴⁰ K (0,012%, radioaktīvā β emisija).

Nomenklatūra

Kālija savienojumiem pēc noklusējuma ir oksidācijas skaitlis +1 (ar ļoti īpašiem izņēmumiem). Tāpēc krājumu nomenklatūrā (I) vārdu beigās ir izlaists; un tradicionālajā nomenklatūrā vārdi beidzas ar piedēkli -ico.

Piemēram, KCl ir kālija hlorīds, nevis kālija (I) hlorīds. Saskaņā ar sistemātisko nomenklatūru tradicionālais nosaukums ir kālija hlorīds vai kālija monohlorīds.

Pārējā daļā nomenklatūra ap kāliju ir diezgan vienkārša, ja vien tie nav ļoti izplatīti nosaukumi vai minerāli (piemēram, silvīns).

Formas

Kālijs dabā nav atrodams metāliskā formā, taču to var rūpnieciski iegūt šādā veidā noteiktiem lietojumiem. Tas galvenokārt atrodams dzīvās būtnēs, jonu formā (K ⁺ ). Kopumā tas ir galvenais starpšūnu katjons.

Kālijs atrodas daudzos savienojumos, piemēram, kālija hidroksīdā, acetātā vai hlorīdā utt. Tas ir arī daļa no aptuveni 600 minerāliem, ieskaitot sylvītu, alunītu, karnalītu utt.

Kālijs veido sakausējumus ar citiem sārma elementiem, piemēram, nātriju, cēziju un rubīdiju. Tas veido arī trīskāršus sakausējumus ar nātriju un cēziju, izmantojot tā saukto eitēzes saplūšanu.

Bioloģiskā loma

Augi

Kālijs kopā ar slāpekli un fosforu ir trīs galvenās augu barības vielas. Kāliju saknes absorbē jonu formā: process, kam labvēlīgi ietekmē piemēroti mitruma, temperatūras un skābekļa apstākļi.

Regulē lapotnes stomāta atvēršanu un aizvēršanu: darbība, kas ļauj uzņemt oglekļa dioksīdu, kas fotosintēzes laikā apvienojas ar ūdeni, veidojot glikozi un skābekli; Tie ir ATP ģenerējoši līdzekļi, kas ir galvenais dzīvo būtņu enerģijas avots.

Tas atvieglo dažu ar augu augšanu saistītu enzīmu sintēzi papildus cietei, kas ir enerģijas rezerves viela. Tas arī iejaucas osmozē: procesā, kas nepieciešams ūdens un minerālu absorbcijai saknēs; un ūdens pieaugumā caur ksilēmu.

Hloroze ir kālija deficīta izpausme augos. To raksturo tas, ka lapas zaudē zaļumu un kļūst dzeltenas, ar apdegušām malām; un, visbeidzot, notiek defolācija ar aizkavētu augu augšanu.

Dzīvnieki

Dzīvniekiem kālijs ir galvenais intracelulārais katjons ar koncentrāciju 140 mmol / L; savukārt ārpusšūnu koncentrācija svārstās no 3,8 līdz 5,0 mmol / L. 98% ķermeņa kālija ir tikai starpšūnu nodalījumā.

Lai arī kālija uzņemšana var mainīties no 40 līdz 200 mmol / dienā, tā ārpusšūnu koncentrācija tiek uzturēta nemainīga, regulējot izdalīšanos caur nierēm. Tajā ir iesaistīts hormons aldosterons, kas regulē kālija sekrēciju savākšanas un distālo kanāliņu līmenī.

Kālijs ir centrāli atbildīgs par intracelulārās osmolaritātes uzturēšanu, un tāpēc tas ir atbildīgs par šūnu integritātes uzturēšanu.

Kaut arī plazmas membrāna ir relatīvi caurlaidīga kālijam, tās intracelulāro koncentrāciju uztur fermenta Na, ATPase (nātrija un kālija pumpis) aktivitāte, kas noņem trīs nātrija atomus un ievada divus kālija atomus.

Šūnu repolarizācija

Uzbudināmas šūnas, kas sastāv no neironiem un virkņu un gludu muskuļu šūnām; un virknes muskuļu šūnas, ko veido skeleta un sirds muskuļa šūnas, visi spēj radīt darbības potenciālu.

Uzbudināmo šūnu iekšpuse ir negatīvi lādēta attiecībā pret šūnas ārpusi, bet, pienācīgi stimulējot, šūnu plazmas membrānas caurlaidība pret nātriju palielinās. Šis katjons iekļūst caur plazmas membrānu un padara šūnu iekšpusi pozitīvu.

Parādīto parādību sauc par darbības potenciālu, kurai ir īpašību kopums, starp tām, tā spēj izplatīties visā neironā. Smadzeņu izdotā komanda pārvietojas kā darbības potenciāls uz doto muskuļu, lai izraisītu tā saraušanos.

Lai varētu parādīties jauns darbības potenciāls, šūnas iekšienē jābūt negatīvai lādiņai. Lai to izdarītu, ir kālija izeja no šūnas iekšpuses, atgriezt to sākotnējā negatīvismā. Šo procesu sauc par repolarizāciju, kas ir galvenā kālija funkcija.

Tāpēc par darbības potenciāla veidošanos un muskuļu kontrakcijas sākšanu tiek uzskatīts, ka nātrijs un kālijs ir kopīgi atbildīgi.

Citas funkcijas

Kālijs kalpo citām funkcijām cilvēkiem, piemēram, asinsvadu tonuss, sistēmiskā asinsspiediena kontrole un kuņģa-zarnu trakta motorika.

Kālija koncentrācijas palielināšanās plazmā (hiperkaliēmija) rada virkni simptomu, piemēram, nemieru, sliktu dūšu, vemšanu, sāpes vēderā un elektrokardiogrammas pārkāpumus. T vilnis, kas saistīts ar ventrikulāru repolarizāciju, ir garš un plats.

Šis ieraksts ir izskaidrojams ar to, ka, palielinoties kālija ārpusšūnu koncentrācijai, tā lēnāk atstāj šūnu ārpusi, tāpēc ventrikulārā repolarizācija ir lēnāka.

Kālija koncentrācijas samazināšanās plazmā (hipokalciēmija), cita starpā, rada šādus simptomus: muskuļu vājums, samazināta zarnu kustīgums, samazināta glomerulārā filtrācija, sirds aritmija un elektrokardiogrammas T viļņa saplacināšana.

T vilnis ir saīsināts, jo, samazinot kālija ārpusšūnu koncentrāciju, tiek atvieglota tā izeja uz šūnas ārpusi un samazinās repolarizācijas ilgums.

Kur atrodams kālijs un tā ražošana

Silvitīta kristāls, kas praktiski sastāv no kālija hlorīda. Avots: Robs Lavinskis, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kālijs galvenokārt atrodams citos iežos, slānekļos un nogulumos. Arī ūdenī nešķīstošos minerālos, piemēram, muskovītā un ortoklāzē. Ortoklāze ir minerāls, kas parasti rodas citos iežos un granītā.

Kālijs atrodas arī ūdenī šķīstošos minerālu savienojumos, piemēram, karnalītā (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sivvitā (KCl) un zemesbeinītē, kas atrodami sausās ezeru gultnēs un jūras gultnē.

Turklāt kālijs ir atrodams sālījumos un kā augu stumbru un lapu sadedzināšanas produkts potaša ražošanas procesā. Lai arī tā koncentrācija jūras ūdenī ir zema (0,39 g / L), to izmanto arī kālija iegūšanai.

Kālijs atrodas lielās atradnēs, piemēram, Saskačevanā, Kanādā, bagāts ar minerālu siklītu (KCl) un spēj radīt 25% no pasaules kālija patēriņa. Sāls šķidrumu atkritumi var saturēt ievērojamu daudzumu kālija KCl veidā.

Elektrolīze

Kāliju ražo ar divām metodēm: elektrolīzi un termisko. Elektrolīzē Davy izmantotā metode kālija izolēšanai tika ievērota bez būtiskām modifikācijām.

Tomēr no rūpniecības viedokļa šī metode nav bijusi efektīva, jo ir jāsamazina izkusušā kālija savienojumu augstā kušanas temperatūra.

Kālija hidroksīda elektrolīzes metode tika izmantota rūpnieciski 20. gadsimta 20. gados, tomēr termiskā metode to aizstāja un kļuva par dominējošo metodi šī metāla ražošanā pēc 1950. gada.

Termiskā metode

Termiskajā metodē kāliju iegūst, reducējot izkausētu kālija hlorīdu 870 ºC temperatūrā. To nepārtraukti padod destilācijas kolonnā, kas pildīta ar sāli. Tikmēr nātrija tvaiki iziet cauri kolonnai, lai iegūtu kālija hlorīda reducēšanu.

Kālijs ir gaistošākais reakcijas elements un uzkrājas destilācijas kolonnas augšdaļā, kur to nepārtraukti savāc. Metāliskā kālija iegūšanu ar termisko metodi var izklāstīt šādā ķīmiskajā vienādojumā:

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

Kālija ražošanā izmanto arī Grīšheimera procesu, kurā izmanto kālija fluorīda reakciju ar kalcija karbīdu:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

Reakcijas

Neorganisks

Kālijs ir ļoti reaktīvs elements, kas ātri reaģē ar skābekli, veidojot trīs oksīdus: kālija oksīdu (K ₂ O), peroksīdu (K ₂ O ₂ ) un superoksīdu (KO ₂ ).

Kālijs ir spēcīgi reducējošs elements, tāpēc tas oksidējas ātrāk nekā vairums metālu. To izmanto, lai samazinātu metāla sāļus, aizstājot kāliju ar sāli saturošo metālu. Šī metode ļauj iegūt tīrus metālus:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Kālijs spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot kālija hidroksīdu un izdalot eksplozīvu ūdeņraža gāzi (attēls zemāk):

Metālisks kālijs, reaģējot ar fenolftaleīna ūdens šķīdumu, kurš kļūst purpursarkanā krāsā, kad vidē izdalās OH-joni. Ņemiet vērā ūdeņraža veidošanos. Avots: Ozona aurora un Filips Evanss caur Wikipedia.

Kālija hidroksīds var reaģēt ar oglekļa dioksīdu, iegūstot kālija karbonātu.

Kālijs 60 ° C temperatūrā reaģē ar oglekļa monoksīdu, izveidojot sprādzienbīstamu karbonilgrupu (K ₆ C ₆ O ₆ ). Tas reaģē arī ar ūdeņradi 350ºC temperatūrā, veidojot hidrīdu. Tas ir arī ļoti reaģējošs ar halogēniem un eksplodē saskarē ar šķidru bromu.

Sprādzieni notiek arī tad, ja kālijs reaģē ar halogēnajām skābēm, piemēram, sālsskābi, un maisījums tiek stipri notrulināts vai sakrats. Izkausētais kālijs tālāk reaģē ar sēru un sērūdeņradi.

Organisks

Reaģē ar organiskiem savienojumiem, kas satur aktīvās grupas, bet ir inerts pret alifātiskiem un aromātiskiem ogļūdeņražiem. Kālijs lēnām reaģē ar amonjaku, veidojot potasomīnu (KNH ₂ ).

Atšķirībā no nātrija, kālijs reaģē ar oglekli grafīta formā, veidojot starpslāņu savienojumu virkni. Šiem savienojumiem ir oglekļa un kālija atomu attiecības: 8, 16, 24, 36, 48, 60 vai 1; ti, piemēram, KC ₆₀ .

Lietojumprogrammas

Metālisks kālijs

Pēc metāliskā kālija nav daudz rūpnieciska pieprasījuma. Lielākā tā daļa tiek pārveidota par kālija superoksīdu, ko izmanto respiratoros, jo tas izdala skābekli un noņem oglekļa dioksīdu un ūdens tvaikus.

NaK sakausējumam ir liela siltuma absorbcijas spēja, tāpēc to dažos kodolreaktoros izmanto kā dzesēšanas šķidrumu. Tāpat iztvaicēts metāls ir izmantots turbīnās.

Savienojumi

Hlorīds

KCl lauksaimniecībā izmanto kā mēslojumu. To izmanto arī kā izejvielu citu kālija savienojumu, piemēram, kālija hidroksīda, ražošanai.

Hidroksīds

Pazīstams arī kā kodīgais potašs, KOH, to izmanto ziepju un mazgāšanas līdzekļu ražošanā.

Tā reakcija ar jodu rada kālija jodīdu. Šo sāli pievieno galda sālim (NaCl) un baro, lai aizsargātu to pret joda trūkumu. Kālija hidroksīdu izmanto sārmu bateriju ražošanā.

Nitrāts

Pazīstams arī kā sālītājs, KNO ₃ , to izmanto kā mēslojumu. Turklāt to izmanto uguņošanas ierīču izgatavošanā; kā pārtikas konservantu un rūdītā glāzē.

Hromāts

To izmanto mēslošanas līdzekļu un kālija alauna ražošanā.

Karbonāts

To izmanto stikla ražošanā, it īpaši televizoru ražošanā.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019. gads). Kālijs. Atgūts no: en.wikipedia.org
3. Makkehāns LW (1922). Kālija kristāla struktūra. Amerikas Savienoto Valstu Nacionālās zinātņu akadēmijas raksti, 8. (8), 254. – 255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata et al. (2017). Kālija strukturālās fāzes pāreja paaugstināta spiediena un zemas temperatūras apstākļos. J. Phys .: Conf. Ser. 950 042020.
5. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Kālijs. PubChem datu bāze., CID = 5462222. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Enciklopēdijas Britannica redaktori. (2019. gada 03. maijs). Kālijs. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
7. Karaliskā ķīmijas biedrība. (2019. gads). Kālijs. Atgūts no: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. gada 24. janvāris). 10 kālija fakti. Atgūts no: domaco.com
9. Labākais un Teilors. (2003). Medicīnas prakses fizioloģiskais pamats. (13. izdevums spāņu valodā). Redakcija Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (2018. gada 2. marts). Kālija (K) nozīme kultivētajos augos. Atgūts no: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Kālijs. Atgūts no: lenntech.com