KALIUM: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKAPER, REAKSJONER, BRUK - KJEMI - 2026

Den kalium er en alkalisk kjemisk symbol er K. Dens atomnummer 19 og ligger under natrium i den periodiske tabellen. Det er et mykt metall som til og med kan kuttes med en kniv. I tillegg er den ganske lett, og den kan flyte på flytende vann mens den reagerer kraftig.

Nysnittet har den en veldig lys sølvhvit farge, men når den blir utsatt for luft, oksiderer den raskt og mister glansen og blir gråaktig (nesten blåaktig, som på bildet nedenfor).

Delvis oksidert kaliumbiter lagret i mineralolje. Kilde: 2 × 910

Kalium reagerer eksplosivt med vann for å danne kaliumhydroksyd og hydrogengass. Det er nettopp denne gassen som er ansvarlig for reaksjonens eksplosivitet. Når det brenner i lighteren, farger dets spente atomer flammen en intens syrinfarge; dette er en av hans kvalitative tester.

Det er det syvende mest tallrike metallet i jordskorpen og representerer 2,6% av dens vekt. Den finnes hovedsakelig i stollarter, skifer og sedimenter, i tillegg til mineraler som sylvite (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 dets hydroksyd, 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 for å referere til metallet. Akkurat fra dette etternavnet kommer bokstaven 'K', brukt som et kjemisk symbol for kalium.

Metallet i seg selv har liten industriell bruk, men det gir opphav til mange nyttige forbindelser. Biologisk er det imidlertid mye viktigere, siden det er et av de essensielle elementene for kroppen vår.

Hos planer favoriserer det for eksempel fotosyntesen, prosessen med osmose. Det fremmer også proteinsyntese, og favoriserer dermed veksten av planter.

Historie

Potash

Siden antikken har mennesket brukt kalium som gjødsel, og ignorert eksistensen av kalium, langt mindre forholdet til kalium. Dette ble tilberedt fra asken i trestammene og bladene på trærne, til hvilket vann ble tilsatt, som senere ble fordampet.

Grønnsaker inneholder for det meste kalium, natrium og kalsium. Men kalsiumforbindelser er dårlig løselig 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 antydet 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 å ikke ta med alkalier på listen over kjemiske elementer.

Oppdagelse

I 1797 oppdaget den tyske kjemikeren Martin Klaproth potash i mineralene leucitt og lepidolitt, så han konkluderte med at det ikke bare var et produkt av planter.

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

Davy isolerte deretter kalium ved elektrolyse av kaliumhydroksyd, og observerte kuler med en metallisk glans som akkumulerte ved anoden. Han navngav metallet med det engelske etymologien ordet 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.

Struktur og elektronkonfigurasjon av kalium

Metallisk kalium krystalliserer under normale forhold i kroppen sentrert kubikk (bcc) struktur. Dette er preget av å være tynt, 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-atomer som ligger i toppunktet.

Denne fase bcc er også betegnet som fase KI (den første). Når trykket øker, komprimeres krystallstrukturen til den ansiktssentrerte kubiske fasen. Imidlertid er et trykk på 11 GPa 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 (under -120 ºC), får kalium en tredje fase: K-III. K-III er preget av sin evne til å imøtekomme andre atomer eller molekyler i dets krystallinske hulrom.

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

Oksidasjonsnummer

Elektronkonfigurasjonen til kalium er:

4s ¹

4s-bane er den ytterste og har derfor det eneste valenselektronet. Dette er i teorien ansvarlig for den metalliske bindingen som holder K-atomene sammen for å definere en krystall.

Fra samme elektronkonfigurasjon er det lett å forstå hvorfor kalium vanligvis alltid (eller nesten alltid) har et oksidasjonsnummer på +1. Når den mister ett elektron for å danne K ⁺ -kation , blir edelgassargonet, med sin fulle valentoktett, isoelektronisk.

I de fleste derivatforbindelser antas kalium å være K ⁺ (selv om bindingen ikke er rent ionisk).

På den annen side, selv om det er mindre sannsynlig, kan kalium få et elektron ved å ha to elektroner i sin 4s-bane. Dermed blir kalsiummetall isoelektronisk:

4s ²

Det sies da at den fikk et elektron og har et negativt oksidasjonsnummer, -1. Når dette oksidasjonsnummeret beregnes i en forbindelse, antas eksistensen av kaliumanionen, K ^- .

Egenskaper

Utseende

Glanset hvitt sølvmetall.

Molmasse

39,0983 g / mol.

Smeltepunkt

83,5 ° C

Kokepunkt

759 ° C.

tetthet

-0,862 g / cm ³ , ved romtemperatur.

-0,828 g / cm ³ , med smeltepunkt (flytende).

løselighet

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

Damptetthet

1.4 i forhold til luft tatt som 1.

Damptrykk

8 mmHg ved 432 ° C

Stabilitet

Stabil hvis den er beskyttet mot luft og fuktighet.

korrosivitet

Det kan være etsende i kontakt med metaller. Ved kontakt kan det forårsake brannskader på hud og øyne.

Overflatespenning

86 dyn / cm ved 100 ° C.

Fusjonsvarme

2,33 kJ / mol.

Fordampingsvarme

76,9 kJ / mol.

Molar varmekapasitet

29,6 J / (mol · K).

elektro

0,82 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

Første ioniseringsnivå: 418,8 kJ / mol.

Andre ioniseringsnivå: 3.052 kJ / mol.

Tredje ioniseringsnivå: 4,420 kJ / mol.

Atomradio

227.

Kovalent radius

203 ± 12 kl.

Termisk ekspansjon

83,3 um / (m · K) ved 25 ° C.

Termisk ledningsevne

102,5 W / (mK).

Elektrisk resistivitet

72 nm · (ved 25 ° C).

hardhet

0,4 på Mohs-skalaen.

Naturlige isotoper

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

nomenklatur

Kaliumforbindelser har oksidasjonsnummer +1 som standard (med helt spesielle unntak). Derfor er (I) på slutten av navnene i lagernomenklaturen utelatt; 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 det er veldig vanlige navn eller mineraler (for eksempel silvin), er nomenklaturen rundt kalium ganske enkel.

figurer

Kalium finnes ikke i naturen i metallisk form, men det kan oppnås industrielt i denne formen for visse anvendelser. Det finnes hovedsakelig i levende vesener, i den ioniske formen (K ⁺ ). Generelt er det den viktigste intracellulære kation.

Kalium er til stede i mange forbindelser, slik som kaliumhydroksyd, acetat eller klorid, etc. Det er også en del av rundt 600 mineraler, inkludert sylvite, alunite, carnalite, etc.

Kalium danner legeringer med andre alkaliske elementer, for eksempel natrium, cesium og rubidium. Det danner også ternære legeringer med natrium og cesium, gjennom såkalte eutektiske fusjoner.

Biologisk rolle

planter

Kalium utgjør, sammen med nitrogen og fosfor, de tre viktigste plantenæringsstoffene. Kalium absorberes av røttene i ionisk form: en prosess som foretrekkes av eksistensen av adekvate betingelser for fuktighet, temperatur og oksygenering.

Regulerer åpning og lukking av bladstomata: aktivitet som gjør det mulig å ta opp karbondioksid, som kombineres med vann under fotosyntesen for å danne glukose og oksygen; Dette er ATP-genererende midler som utgjør den viktigste energikilden til levende vesener.

Det letter syntese av enzymer relatert til plantevekst, i tillegg til stivelse, et energireservstoff. Det griper også inn i osmose: en prosess som er nødvendig for rotopptaket av vann og mineraler; og i økningen av vannet gjennom xylem.

Klorose er en manifestasjon av en kaliummangel hos planter. Det er preget av at bladene mister sin grønnhet og blir gule, med brente kanter; og til slutt oppstår avløsning, med en forsinkelse i planteveksten.

dyr

Generelt hos dyr er kalium det viktigste intracellulære kationet 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 dets ekstracellulære konsentrasjon konstant ved regulering av renal utskillelse. Hormonet aldosteron, som regulerer kaliumsekresjon på nivået av oppsamlings- og distale tubuli, er involvert i dette.

Kalium er sentralt ansvarlig for å opprettholde intracellulær osmolaritet, og derfor er det ansvarlig for å opprettholde cellulær integritet.

Selv om plasmamembranen er relativt permeabel for kalium, opprettholdes dens intracellulære konsentrasjon av aktiviteten til enzymet Na, ATPase (natrium- og kaliumpumpe) som fjerner tre natriumatomer og introduserer to kaliumatomer.

Cellerepolarisering

Spennende celler, som består av nevroner og stripete og glatte muskelceller; og strierte muskelceller, som består av skjelett- og hjertemuskelmusler, er alle i stand til å danne handlingspotensialer.

Interiøret i eksiterbare celler er negativt ladet i forhold til det ytre av cellen, men når det blir riktig stimulert øker permeabiliteten til plasmamembranen til celler for natrium. Denne kationen trenger gjennom plasmamembranen og gjør celleinnretningen positiv.

Fenomenet som skjedde kalles handlingspotensial, som har et sett med egenskaper, blant dem er det i stand til å forplante seg i hele nevronen. 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 cellen innvendig, og gir den tilbake til sin opprinnelige negativitet. Denne prosessen kalles repolarisering, og er en hovedfunksjon av kalium.

Derfor sies dannelse av handlingspotensialer og igangsettelse av muskelkontraksjon å være et delt ansvar for natrium og kalium.

Andre funksjoner

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

En økning i plasmakonsentrasjonen av kalium (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 registreringen forklares fordi når den ekstracellulære konsentrasjonen av kalium øker, forlater den cellen utvendig saktere, slik at ventrikulær repolarisering går langsommere.

En reduksjon i plasmakaliumkonsentrasjonen (hypokalsemi) gir blant annet følgende symptomer: muskelsvakhet, nedsatt tarmmotilitet, nedsatt 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 avkjørsel mot cellen utvendig og lettere varigheten av repolarisering avtar.

Hvor er kalium funnet og produksjon

Silvittkrystall, som praktisk talt består av kaliumklorid. Kilde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kalium finnes hovedsakelig i stollarter, skifer og sedimenter. Også i mineraler som muskovitt og ortoklase, som er uoppløselige i vann. Ortoklase er et mineral som vanligvis forekommer i stollende bergarter og granitt.

Kalium er også til stede i vannløselige uorganiske forbindelser, slik som carnalite (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvite (KCl), og landbeinite, som er funnet i tørr innsjø senger og på havbunnen.

I tillegg finnes kalium i saltlaker og som et produkt av forbrenning av plantestammer og blader i en prosess som brukes til produksjon av potash. Selv om konsentrasjonen i sjøvann er lav (0,39 g / L), brukes den også til å oppnå kalium.

Kalium er til stede i store forekomster, for eksempel den i Saskatchewan, Canada, rik på mineral sylvite (KCl) og er i stand til å produsere 25% av verdens kaliumforbruk. Saltvannsvæsker kan inneholde en betydelig mengde kalium, i form av KCl.

elektrolyse

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

Imidlertid har denne metoden fra industrielt synspunkt ikke vært effektiv, siden det høye smeltepunktet for de smeltede kaliumforbindelsene må senkes.

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

Termisk metode

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 på toppen av destillasjonskolonnen, hvor den samles kontinuerlig. Produksjonen av metallisk kalium ved termisk metode kan beskrives i følgende kjemiske ligning:

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

Griesheimer-prosessen, som bruker reaksjon av kaliumfluorid og kalsiumkarbid, brukes også i kaliumproduksjon:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

reaksjoner

uorganisk

Kalium er et meget reaktivt element som reagerer hurtig med oksygen for å danne tre oksyder: kaliumoksyd (K ₂ O), peroksyd (K ₂ O ₂ ), og superoksid (KO ₂ ).

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

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Kalium reagerer sterkt med vann for å danne kaliumhydroksyd og frigjør eksplosiv hydrogengass (bildet under):

Metallisk kalium reagerer med en vandig oppløsning av fenolftalein, som blir purpurrød når OH-ionene frigjøres 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 karbonmonoksyd ved en temperatur på 60 ° C for å fremstille et sprengstoff karbonyl (K ₆ C ₆ O ₆ ). Den reagerer også med hydrogen ved 350 ºC, og danner et hydrid. Det er også svært reaktivt med halogener og eksploderer i kontakt med flytende brom.

Eksplosjoner oppstår også når kalium reagerer med halogenerte syrer, for eksempel saltsyre, og blandingen blir rammet eller ristet sterkt. Smeltet kalium reagerer videre med svovel og hydrogensulfid.

organisk

Reagerer med organiske forbindelser som inneholder aktive grupper, men er inerte mot alifatiske og aromatiske hydrokarboner. Kalium reagerer sakte med ammoniakk for å danne kalium (KNH ₂ ).

I motsetning til natrium, reagerer kalium med karbon i form av grafitt for å danne en serie interlaminariske forbindelser. Disse forbindelsene har atom-forhold mellom karbon og kalium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; dvs. KC ₆₀ , for eksempel.

applikasjoner

Metallisk kalium

Det er ikke mye industrielt etterspørsel etter metallisk kalium. Det meste av det omdannes til kaliumsuperoksyd, brukt i åndedrettsvern, da det frigjør oksygen og fjerner karbondioksid og vanndamp.

NaK-legering har stor varmeopptakskapasitet, og det er derfor den brukes som kjølevæske i noen kjernereaktorer. Tilsvarende er fordampet metall blitt brukt i turbiner.

forbindelser

klorid

KCl brukes i landbruket som gjødsel. Det brukes også som et råstoff for produksjon av andre kaliumforbindelser, for eksempel kaliumhydroksid.

hydroksid

Også kjent som kaustisk potash, KOH, og brukes til fremstilling av såper og vaskemidler.

Reaksjonen med jod gir kaliumjodid. Dette saltet tilsettes bordsalt (NaCl) og fôres for å beskytte det mot jodmangel. Kaliumhydroksyd brukes til fremstilling av alkaliske batterier.

nitrat

Også kjent som saltpeter, KNO ₃ , og brukes som gjødsel. I tillegg brukes det i utdyping av fyrverkeri; som et konserveringsmiddel for mat, og i herdeglass.

kromat

Det brukes i produksjon av gjødsel og kaliumalumproduksjon.

carbonate

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

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kalium. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Krystallstrukturen av kalium. Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America, 8 (8), 254–255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata et al. (2017). Strukturell faseovergang av kalium under høyt trykk og lav temperatur. J. Phys .: Conf. Ser. 950 042020.
5. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Kalium. PubChem-database., CID = 5462222. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Redaktørene av Encyclopaedia Britannica. (3. mai 2019). Kalium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
7. Royal Society of Chemistry. (2019). Kalium. Gjenopprettet fra: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (24. januar 2019). 10 Kaliumfakta. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
9. Best & Taylor. (2003). Fysiologisk grunnlag for medisinsk praksis. (13. utgave på spansk). Redaksjonell Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (02. mars 2018). Betydningen av kalium (K) i kultiverte planter. Gjenopprettet fra: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Kalium. Gjenopprettet fra: lenntech.com