KALIJ: POVIJEST, STRUKTURA, SVOJSTVA, REAKCIJE, UPORABE - KEMIJA - 2026

Kalij je alkalni kemijski simbol K. Njegova atomski broj 19 i nalazi se ispod natrija u periodnom sustavu. To je mekan metal koji se čak može rezati i nožem. Osim toga, prilično je lagan, i može plutati na tekućoj vodi, a istovremeno burno reagira.

Svježe ošišan, ima vrlo svijetlo srebrno bijelu boju, ali kad je izložen zraku, brzo se oksidira i gubi sjaj, pretvarajući se u sivkasto (gotovo plavkasto, poput slike ispod).

Djelomično oksidirani komadići kalija pohranjeni u mineralnom ulju. Izvor: 2 × 910

Kalij eksplozivno reagira s vodom, pri čemu nastaje kalijev hidroksid i plin vodik. Upravo je taj plin odgovoran za eksplozivnost reakcije. Kad gori u upaljaču, njegovi uzbuđeni atomi boje plamen u intenzivnu ljubičastu boju; ovo je jedan od njegovih kvalitativnih testova.

To je sedmi najzastupljeniji metal u zemljinoj kori i predstavlja 2,6% njegove težine. Nalazi se uglavnom u magnetskim stijenama, škriljevcima i sedimentima, pored minerala poput silvita (KCl). Za razliku od natrija, njegova koncentracija u morskoj vodi je niska (0,39 g / L).

Kalij je 1807. godine izolirao engleski kemičar Sir Humphrey Davy elektrolizom otopine njegovog hidroksida, KOH. Ovaj je metal prvi izoliran elektrolizom i Davy mu je dao englesko ime kalij.

U Njemačkoj se, međutim, naziv kalium koristio za označavanje metala. Upravo iz ovog prezimena dolazi slovo 'K' koje se koristi kao kemijski simbol za kalij.

Sam metal ima malu industrijsku upotrebu, ali stvara mnogo korisnih spojeva. Biološki je, međutim, mnogo važniji, jer je jedan od bitnih elemenata za naše tijelo.

U biljkama, na primjer, pogoduje fotosinteza, proces osmoze. Također potiče sintezu proteina, čime favorizira rast biljaka.

Povijest

Potaša

Čovjek je od davnina koristio kalij kao gnojivo, zanemarujući postojanje kalija, a još manje njegovu vezu s kalijevom stazom. To je pripremljeno iz pepela debla i lišća stabala, u koje se dodavala voda, koja je kasnije isparena.

Povrće sadrži uglavnom kalij, natrij i kalcij. Ali kalcijevi spojevi su slabo topljivi u vodi. Iz tog razloga, kalij je bio koncentrat kalijevih spojeva. Riječ je izvedena iz kontrakcije engleskih riječi 'pot' i 'pepeo'.

G. 1702. G. Ernst Stahl predložio je razliku između natrijeve i kalijeve soli; Ovaj prijedlog potvrdio je 1736. Henry Duhamel du Monceau. Kako točan sastav soli nije bio poznat, Antoine Lavoiser (1789.) odlučio je ne uključiti alkalije u popis kemijskih elemenata.

Otkriće

Godine 1797. njemački kemičar Martin Klaproth otkrio je kalij u mineralima leucit i lepidolit, pa je zaključio da to nije samo proizvod biljaka.

1806. engleski kemičar Sir Humphrey Davy otkrio je da veza između elemenata spoja ima električnu prirodu.

Davy je zatim izolirao kalij elektrolizom kalijevog hidroksida, promatrajući kuglice metalnog sjaja koje su se akumulirale na anodi. Metal je imenovao engleskom etimološkom riječju kalij.

1809. Ludwig Wilhelm Gilbert predložio je ime kalium (kalium) za Davyjev kalij. Berzelius je evocirao ime kalium da bi kaliju dodijelio kemijski simbol "K".

Napokon, Justus Liebig 1840. otkrio je da je kalij neophodan element za biljke.

Struktura i elektronska konfiguracija kalija

Metalni kalij kristalizira u normalnim uvjetima u kubičnoj (bcc) strukturi. To je karakteristično da je tanak, što se slaže sa svojstvima kalija. Atom K okružen je s osam susjeda, točno u sredini kocke, i s ostalim K atomima smještenim u vrhovima.

Ta faza bcc je također označena kao faza KI (prva). Kada se pritisak poveća, kristalna se struktura zbija u kubičnoj (fcc) fazi usredotočenoj na lice. No, potreban je pritisak od 11 GPa da bi se ovaj prijelaz dogodio spontano.

Ova gušća fcc faza poznata je i kao K-II. Pri višim pritiscima (80 GPa) i nižim temperaturama (nižim od -120 ºC), kalij dobiva treću fazu: K-III. K-III karakterizira njegova sposobnost da primi druge atome ili molekule unutar svojih kristalnih šupljina.

Postoje i dvije druge kristalne faze pri još većim pritiscima: K-IV (54 GPa) i KV (90 GPa). Pri vrlo hladnim temperaturama, kalij čak pokazuje amorfnu fazu (s neurednim K atomima).

Oksidacijski broj

Elektronska konfiguracija kalija je:

4s ¹

Orbita 4s je najudaljenija i zato ima jedini valentni elektron. To je u teoriji odgovorno za metalnu vezu koja drži K atome da definira kristal.

Iz iste konfiguracije elektrona lako je razumjeti zašto kalij obično (ili gotovo uvijek) ima oksidacijski broj +1. Kad izgubi jedan elektron da tvori K ⁺ kation, plemeniti plinovit argon sa svojim punim valentnim oktetom postaje izoelektronski.

Za većinu njegovih derivata pretpostavlja se da je kalij K ⁺ (čak i ako njegove veze nisu čisto ionske).

S druge strane, iako manje vjerovatno, kalij može dobiti elektron s dva elektrona u svojoj 4s orbitali. Dakle, metal kalcija postaje izoelektronski:

4s ²

Tada se kaže da je stekao elektron i da ima negativan oksidacijski broj, -1. Kad se ovaj oksidacijski broj izračuna u spoju, pretpostavlja se postojanje kalijevog aniona, K ^-.

Svojstva

Izgled

Sjajni metal bijelog srebra.

Molekulska masa

39.0983 g / mol.

Talište

83,5 ° C.

Vrelište

759 ° C.

Gustoća

-0,862 g / ³, na sobnoj temperaturi.

-0,828 g / ³, na talište (tekućine).

Topljivost

Snažno reagira s vodom. Topiv u tekućem amonijaku, etilendiaminu i anilinu. Topiv u drugim alkalnim metalima da formira legure i u živi.

Gustoća pare

1.4 u odnosu na zrak uzet kao 1.

Tlak pare

8 mmHg na 432 ° C.

Stabilnost

Stabilan ako je zaštićen od zraka i vlage.

Nagrizajuće

U kontaktu s metalima može biti korozivan. Pri kontaktu može izazvati opekline kože i očiju.

Površinska napetost

86 din / cm na 100 ° C.

Toplina fuzije

2,33 kJ / mol.

Toplina isparavanja

76,9 kJ / mol.

Molarni toplinski kapacitet

29,6 J / (mol · K).

Elektronegativnost

0,82 na Paulingovoj skali.

Ionizirajuće energije

Prva razina ionizacije: 418,8 kJ / mol.

Druga razina ionizacije: 3.052 kJ / mol.

Treća razina ionizacije: 4,420 kJ / mol.

Atomski radio

227 sati.

Kovalentni polumjer

203 ± 12 sati.

Toplinsko širenje

83,3 µm / (m · K) na 25 ° C.

Toplinska vodljivost

102,5 W / (mK).

Električni otpor

72 nΩ · m (na 25 ° C).

Tvrdoća

0,4 na Mohsovoj skali.

Prirodni izotopi

Kalij nastaje uglavnom kao tri izotopa: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) i ⁴⁰ K (0,012%, radioaktivna β-emisija)

Nomenklatura

Kalijevi spojevi imaju oksidacijski broj +1 prema zadanim postavkama (s vrlo posebnim iznimkama). Stoga je u nomenklaturi dionica (I) na kraju imena izostavljeno; a u tradicionalnoj nomenklaturi nazivi završavaju sufiksom -ico.

Na primjer, KCl je kalijev klorid, a ne kalijev (I) klorid. Tradicionalni naziv je kalijev klorid ili kalijev monoklorid, sukladno sustavnoj nomenklaturi.

Za ostale, osim ako su vrlo uobičajena imena ili minerali (poput silvina), nomenklatura oko kalija prilično je jednostavna.

oblici

Kalij se u prirodi ne nalazi u metalnom obliku, ali može se dobiti industrijski u ovom obliku za određene namjene. Nalazi se uglavnom u živim bićima, u ionskom obliku (K ⁺). Općenito, to je glavni unutarćelijski kation.

Kalij je prisutan u brojnim spojevima, poput kalijevog hidroksida, acetata ili klorida itd. Također je dio oko 600 minerala, uključujući silvit, alunit, karnalit itd.

Kalij tvori legure s drugim alkalnim elementima, poput natrija, cezija i rubidija. Također tvori trodelinske legure natrija i cezija, takozvanim eutektičkim fuzijama.

Biološka uloga

Bilje

Kalij, zajedno s dušikom i fosforom, čine tri glavne biljne hranjive tvari. Kalij se apsorbira u korijenu u ionskom obliku: postupak pogodan postojanjem odgovarajućih uvjeta vlage, temperature i oksigenacije.

Regulira otvaranje i zatvaranje foliarnih stomaka: aktivnost koja omogućava unos ugljičnog dioksida, koji se kombinira s vodom tijekom fotosinteze kako bi tvorio glukozu i kisik; To su agensi za stvaranje ATP-a koji predstavljaju glavni izvor živih bića.

Omogućuje sintezu nekih enzima koji se odnose na rast biljaka, osim škroba, rezervne tvari energije. Također intervenira u osmozi: proces potreban za korijensku apsorpciju vode i minerala; a u porastu vode kroz ksilem.

Kloroza je manifestacija nedostatka kalija u biljkama. Karakterizira ih lišće koje gubi zelenilo i postaje žuto, sa izgorjelim rubovima; i konačno, dolazi do defolizacije, s kašnjenjem u rastu biljaka.

životinje

U životinja je općenito kalij glavni unutarćelijski kation s koncentracijom od 140 mmol / L; dok izvanstanična koncentracija varira između 3,8 i 5,0 mmol / L. 98% tjelesnog kalija ograničeno je u unutarćelijski odjeljak.

Iako unos kalija može varirati između 40 i 200 mmol / dnevno, njegova izvanstanična koncentracija održava se konstantnom regulacijom bubrežne ekskrecije. U tome je uključen hormon aldosteron, koji regulira izlučivanje kalija na razini sakupljačkih i distalnih tubula.

Kalij je središnji odgovoran za održavanje unutarćelijske osmolarnosti i, stoga, je odgovoran za održavanje staničnog integriteta.

Iako je plazma membrana relativno propusna za kalij, njegova unutarćelijska koncentracija održava se djelovanjem enzima Na, ATPaze (natrijeva i kalijeva pumpa) koji uklanja tri atoma natrija i uvodi dva atoma kalija.

Repolarizacija stanica

Uzbudljive stanice sačinjene od neurona i ćelije prugastih i glatkih mišića; prugaste mišićne stanice sačinjene od koštanih i srčanih mišićnih stanica sve su sposobne formirati akcijske potencijale.

Unutrašnjost ekscitabilnih stanica negativno se nabije u odnosu na vanjski dio stanice, ali kad se pravilno stimulira, propusnost plazma membrane stanica za natrij povećava se. Taj kation prodire kroz plazma membranu i pretvara unutarnju stanicu pozitivnom.

Pojava koja se dogodila naziva se akcijski potencijal, koji ima skup svojstava, među njima se može širiti u čitavom neuronu. Naredba koju je izdao mozak putuje kao potencijal djelovanja na određeni mišić da bi se ona stegnula.

Da bi se mogao dogoditi novi akcijski potencijal, unutrašnjost ćelije mora imati negativan naboj. Da biste to učinili, postoji izlaz kalija iz unutrašnjosti stanice, vrativši ga svojoj izvornoj negativnosti. Taj se proces naziva repolarizacija, što je glavna funkcija kalija.

Stoga se kaže da je stvaranje akcijskih potencijala i pokretanje kontrakcije mišića zajednička odgovornost natrija i kalija.

Ostale funkcije

Kalij služi drugim funkcijama u ljudima, kao što je vaskularni tonus, kontrola sistemskog krvnog tlaka i gastrointestinalni pokretljivost.

Povećanje koncentracije kalija u plazmi (hiperkalemija) proizvodi niz simptoma kao što su anksioznost, mučnina, povraćanje, bol u trbuhu i nepravilnosti elektrokardiograma. Val T koji je povezan s repolarizacijom ventrikula je visok i širok.

Ovaj zapis je objašnjen, jer kako se izvanćelijska koncentracija kalija povećava, polako izlazi iz ćelije, pa je repolarizacija ventrikula sporija.

Smanjenje koncentracije kalija u plazmi (hipokalcemija), između ostalog, predstavlja sljedeće simptome: mišićna slabost, smanjena pokretljivost crijeva, smanjena glomerularna filtracija, srčana aritmija i stanjivanje T vala elektrokardiograma.

T val se skraćuje, jer smanjenjem izvanstanične koncentracije kalija olakšava se njegov izlaz prema staničnoj unutrašnjosti i smanjuje se trajanje repolarizacije.

Gdje se nalazi kalij i proizvodnja

Silvit kristal, koji se praktično sastoji od kalijevog klorida. Izvor: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kalij se nalazi uglavnom u magnetskim stijenama, škriljcima i sedimentima. Pored toga, u mineralima poput muskovita i ortoklaze, netopljivih u vodi. Ortoklaza je mineral koji se obično javlja u magnetskim stijenama i granitu.

Kalij je također prisutan u mineralnih spojeva topivih u vodi, kao što su (carnalite KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvite (KCl), te landbeinite, koji se nalaze u suhim jezera kreveta, a na dnu.

Osim toga, kalij se nalazi u slanim otopinama te kao produkt spaljivanja biljnih stabala i lišća u postupku koji se koristi za proizvodnju kalijeve vode. Iako je njegova koncentracija u morskoj vodi niska (0,39 g / L), koristi se i za dobivanje kalija.

Kalij je prisutan u velikim naslagama, poput one u Saskatchewanu u Kanadi, koja je bogata mineralnim silvitom (KCl) i sposobna je proizvesti 25% svjetske potrošnje kalija. Tekuće otpadne otopine soli mogu sadržavati značajnu količinu kalija u obliku KCl.

Elektroliza

Kalij se proizvodi dvije metode: elektrolizom i termičkom. U elektrolizi, slijedila je metoda koju je Davy koristio za izoliranje kalija bez većih izmjena.

Međutim, ova metoda s industrijskog stajališta nije učinkovita, jer se mora spustiti visoka temperatura taljenja rastopljenih kalijevih spojeva.

Metoda elektrolize kalijevog hidroksida industrijski se koristila 1920-ih godina, a termička metoda je ipak zamijenila i postala dominantna metoda za proizvodnju ovog metala nakon 1950.

Toplinska metoda

U termičkoj metodi kalij se stvara smanjenjem rastaljenog kalijevog klorida na 870 ºC. To se kontinuirano dovodi u destilacijsku kolonu sa solju. U međuvremenu, natrijeva para prolazi kroz kolonu da bi se stvorila redukcija kalijevog klorida.

Kalij je najviše isparljiva komponenta reakcije i nakuplja se na vrhu destilacijske kolone, gdje se kontinuirano sakuplja. Proizvodnja metalnog kalija toplinskom metodom može se prikazati u sljedećoj kemijskoj jednadžbi:

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

Griesheimer-ov postupak, koji koristi reakciju kalijevog fluorida i kalcijevog karbida, također se koristi u proizvodnji kalija:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

reakcije

anorganski

Kalij je vrlo reaktivan element koji reagira s kisikom brzo u obliku tri oksida: kalijev oksid (K ₂ O), K peroksid (₂ O ₂) i generiranje superoksida (KO ₂).

Kalij je snažno reducirajući element, zbog čega oksidira brže od većine metala. Koristi se za smanjenje metalnih soli, zamjenjujući kalij metalom u soli. Ova metoda omogućuje dobivanje čistih metala:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Kalij snažno reagira s vodom, čime nastaje kalijev hidroksid i oslobađa eksplozivni vodikov plin (slika dolje):

Metalni kalij koji reagira s vodenom otopinom fenolftaleina, koja postaje ljubičasto-crvena kad se OH-ioni oslobode u medij. Obratite pažnju na stvaranje vodikovog plina. Izvor: Ozone aurora i Philip Evans putem Wikipedije.

Kalijev hidroksid može reagirati s ugljičnim dioksidom, čime nastaje kalijev karbonat.

Kalij reagira s ugljičnim monoksidom na temperaturi od 60 ° C, čime nastaje eksplozivni karbonil (K ₆ C ₆ O ₆). Također reagira s vodikom na 350 ° C, formirajući hidrid. Također je vrlo reaktivan s halogenima i eksplodira u kontaktu s tekućim bromom.

Eksplozije se također događaju kada kalij reagira s halogeniranim kiselinama, kao što je klorovodična kiselina, te se smjesa snažno pogodi ili protrese. Rastaljeni kalij dalje reagira sa sumporom i vodikovim sulfidom.

Organski

Reagira s organskim spojevima koji sadrže aktivne skupine, ali je inertan na alifatske i aromatske ugljikovodike. Kalij polako reagira s amonijakom i tvori potasomin (KNH ₂).

Za razliku od natrija, kalij reagira s ugljikom u obliku grafita, čime nastaje niz interlaminarnih spojeva. Ovi spojevi imaju atomske omjere ugljik-kalij: 8, 16, 24, 36, 48, 60 ili 1; tj. KC ₆₀, na primjer.

Prijave

Metalni kalij

Ne postoji velika industrijska potražnja za metalnim kalijem. Najveći dio postaje kalijev superoksid, koristi se u respiratorima, jer oslobađa kisik i uklanja ugljični dioksid i vodenu paru.

NaK legura ima veliku sposobnost upijanja topline, zbog čega se koristi kao rashladno sredstvo u nekim nuklearnim reaktorima. Isto tako, u turbinama se koristio ispareni metal.

spojevi

Klorid

KCl se koristi u poljoprivredi kao gnojivo. Također se koristi kao sirovina za proizvodnju ostalih spojeva kalija, poput kalijevog hidroksida.

Hidroksid

Poznat i kao kaustični kalij, KOH, koristi se u proizvodnji sapuna i deterdženata.

Njegova reakcija s jodom stvara kalijev jodid. Ta se sol dodaje stolnoj soli (NaCl) i hrani za zaštitu od nedostatka joda. Kalijev hidroksid koristi se u proizvodnji alkalnih baterija.

Nitrat

Poznat i kao solju, KNO ₃, koristi se kao gnojivo. Pored toga koristi se u razradi vatrometa; kao konzervans hrane i u staklu za očvrsnuće.

kromat

Koristi se u proizvodnji gnojiva i proizvodnji kalij alum.

Karbonat

Koristi se u proizvodnji stakla, posebno onih koja se koriste u proizvodnji televizora.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganska kemija. (Četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kalij. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Kristalna struktura kalija. Zbornik radova Nacionalne akademije znanosti Sjedinjenih Američkih Država, 8 (8), 254–255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata i sur. (2017). Strukturni fazni prijelaz kalija u uvjetima visokog tlaka i niskih temperatura. J. Phys.: konf. Ser. 950 042020.
5. Nacionalni centar za biotehnološke informacije. (2019). Kalij. PubChem baza podataka., CID = 5462222. Oporavak od: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Urednici Encyclopaedia Britannica. (03. svibnja 2019.). Kalij. Encyclopædia Britannica. Oporavilo od: britannica.com
7. Kraljevsko društvo za kemiju. (2019). Kalij. Oporavak od: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, dr. Sc. (24. siječnja 2019.). 10 Činjenice kalija. Oporavilo od: misel.com
9. Najbolje i Taylor. (2003). Fiziološka osnova medicinske prakse. (13. izdanje na španjolskom). Uredništvo Médica Panamericana.
10. Brijest Axayacatl. (02. ožujka 2018.). Važnost kalija (K) u kultiviranim biljkama. Oporavilo od: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Kalij. Oporavilo od: lenntech.com