Istorija otkrića. Kalijum: istorija otkrića elementa Hemijska svojstva najvažnijih jedinjenja kalijuma
KALIJ(lat. Kalium), K (čitaj "kalijum"), hemijski element sa atomskim brojem 19, atomska masa 39,0983.
Kalijum se u prirodi javlja u obliku dva stabilna nuklida: 39 K (93,10% po masi) i 41 K (6,88%), kao i jednog radioaktivnog 40 K (0,02%). Vrijeme poluraspada kalija-40 T 1/2 je otprilike 3 puta manje od T 1/2 uranijuma-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. At b raspad kalijuma-40 proizvodi stabilan kalcijum-40, a raspad po tipu hvatanja elektrona proizvodi inertni gas argon-40.
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
8K + 4H 2 SO 4 \u003d K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Kada se zagreje na 200-300°C, kalijum reaguje sa vodonikom (H) da bi formirao hidrid sličan soli KH:
Potvrda: Kalijum se trenutno proizvodi reakcijom sa tečnim natrijem (Na) rastopljenim KOH (na 380-450°C) ili KCl (na 760-890°C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalijum se takođe dobija elektrolizom KCl taline pomešane sa K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 °C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalijum se prečišćava od nečistoća vakuum destilacijom.
primjena: metalni kalijum materijal za elektrode u hemijskim izvorima struje. Legura kalijuma sa drugim alkalnim metalom, natrijem (Na), koristi se kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većem obimu od metalnog kalijuma koriste se njegova jedinjenja. Kalijum važna komponenta mineralna ishrana biljaka (za to je potrebno oko 90% ekstrahovanih kalijevih soli), potrebna im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se široko koriste kalijumova đubriva: kalijum hlorid KCl, kalijum nitrat ili kalijum nitrat, KNO 3, kalijum K 2 CO 3 i druge kalijumove soli. Potaš se takođe koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika u prečišćavanju gasova, kao sredstvo za dehidrataciju i štavljenje kože.
Kalijum jodid KI se koristi kao lek. Kalijum jodid se takođe koristi u fotografiji i kao mikrođubrivo. Kao antiseptik koristi se rastvor kalijum permanganata KMnO 4 ("kalijum permanganat").
Biološka uloga: Kalijum je jedan od najvažnijih biogenih elemenata, stalno prisutan u svim ćelijama svih organizama. Kalijum joni K+ učestvuju u radu jonskih kanala i regulaciji permeabilnosti bioloških membrana, u stvaranju i provođenju nervnog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u razne procese metabolizam. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliran je steroidnim hormonima nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku, ljudsko tijelo (tjelesna težina 70 kg) sadrži oko 140 g kalijuma. Stoga, za normalan život hranom, tijelo treba da dobije 2-3 g kalijuma dnevno. Namirnice bogate kalijumom kao što su grožđice, suve kajsije, grašak i druge.
Kalijum (engleski Kalijum, francuski Kalijum, nemački Kalijum) je 1807. godine otkrio Davy, koji je proizveo elektrolizu čvrste, blago navlažene kaustične potaše. Davy je novi metal nazvao kalijumom, ali ime se nije zadržalo. Ispostavilo se da je kum metala Hilbert, poznati izdavač časopisa "Annalen deg Physik", koji je predložio naziv "kalijum"; usvojen je u Nemačkoj i Rusiji. Oba naziva su izvedena iz termina koji su se koristili mnogo prije otkrića metalnog kalija. Reč kalijum potiče od reči potaša, koja se verovatno pojavila u 16. veku. Nalazi se u Van Helmontu iu drugoj polovini 17. veka. se široko koristi kao naziv komercijalnog proizvoda - potaša - u Rusiji, Engleskoj i Holandiji. Prevedeno na ruski, reč potaše znači "pepeo iz lonca ili pepeo kuvan u loncu"; u XVI - XVII veku. potaša se u velikim količinama dobijala iz drvenog pepela, koji se kuvao u velikim kotlovima. Od potaše se pripremala uglavnom litarska (pročišćena) salitra od koje se pravio barut. Posebno se mnogo potaše proizvodilo u Rusiji, u šumama u blizini Arzamasa i Ardatova u pokretnim fabrikama (Majdanima) koje su pripadale rođaku cara Alekseja Mihajloviča, bliskog bojara B. I. Morozova. Što se tiče riječi kalij, ona dolazi od arapskog izraza alkali (alkalne tvari). U srednjem vijeku alkalije ili, kako su tada govorili, alkalne soli, gotovo se nisu razlikovale jedna od druge i nazivale su ih imenima koja su imala isto značenje: natron, boraks, varek itd. Riječ kali (qila) nalazi se oko 850. godine kod arapskih pisaca, tada se počinje upotrebljavati riječ Qali (al-Qali) koja se počinje upotrebljavati od riječi Qali (al-Qali) koja se počinje upotrebljavati od arapskih biljaka koje se dobijaju od nekih arapskih biljaka, ili qila, koje se dobijaju od arapskih biljaka. ljan (pepeo) i qalaj su povezani sa ovim rečima (goreti). U eri jatrohemije, alkalije su počele da se dele na "fiksne" i "isparljive". U 17. veku postoje nazivi alkali fixum minerale (mineralna fiksna alkalna ili kaustična soda), alkali fixum. vegetabile (biljne fiksirane alkalije ili potaša i kaustična potaša), kao i alkalne isparljive (isparljive alkalije ili NH 3). Crna razlikuje kaustične i meke ili ugljične alkalije. Alkalije se ne pojavljuju u Tabeli jednostavnih tijela, ali u fusnoti uz tabelu, Lavoisier ukazuje da su fiksne alkalije (pepelijeva kiselina i soda) vjerovatno složene tvari, iako priroda njihovih sastojaka još nije proučavana. U ruskoj hemijskoj literaturi prve četvrtine 19. veka. kalijum se zvao kalijum (Solovjev, 1824), potaš (Osiguranje, 1825), potaš (Ščeglov, 1830); u "Dvigubskom dućanu" već 1828. uz naziv potaš (potaš sulfat) postoji i naziv kali (kaustična potaša, kalijum hidroksid itd.). Naziv kalijum postao je opšteprihvaćen nakon objavljivanja Hessovog udžbenika.
Kalijum
KALIJ-I; m.[Arap. kali] Hemijski element (K), srebrni metal bijele boje ekstrahovan iz ugljen-kalijumove soli (potaša).
◁ Kalijum, th, th. K-ti depoziti. K soli. Potash, th, th. K-ta industrija. K đubriva.
kalijum(lat. Kalium), hemijski element I grupe periodnog sistema, pripada alkalnim metalima. Ime je od arapskog al-kali - potaša (odavno poznato jedinjenje kalija ekstrahirano iz drvenog pepela). Srebrno-bijeli metal, mekan, topljiv; gustina 0,8629 g/cm 3, t pl 63,51ºC. Brzo oksidira na zraku, eksplozivno reagira s vodom. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 7. mjesto (minerali: silvin, kainit, karnalit itd.; vidi kalijeve soli). Dio je tkiva biljnih i životinjskih organizama. Oko 90% ekstrahovanih soli koristi se kao đubrivo. Metalni kalij se koristi u hemijskim izvorima struje, kao getter u elektronskim cijevima, za dobijanje superperoksida KO 2 ; legure K sa Na - rashladne tečnosti u nuklearnim reaktorima.
KALIJKALIJUM (lat. Kalium), K (čitaj "kalijum"), hemijski element sa atomskim brojem 19, atomska masa 39,0983.
Kalijum se prirodno javlja kao dva stabilna nuklida (cm. NUKLID): 39 K (93,10% po masi) i 41 K (6,88%), kao i jedan radioaktivni 40 K (0,02%). Vrijeme poluraspada kalija-40 T 1/2 je otprilike 3 puta manje od T 1/2 uranijuma-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. Tokom b-raspada kalijuma-40 nastaje stabilan kalcijum-40, a tokom raspada po tipu hvatanja elektrona (cm. ELEKTRONSKO SNIMANJE) formira se inertni gas argon-40.
Kalijum je jedan od alkalnih metala (cm. ALKALNI METALI). U periodičnom sistemu Mendeljejeva, kalijum zauzima mesto u četvrtom periodu u podgrupi IA. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 1, tako da kalijum uvek pokazuje oksidaciono stanje +1 (valencija I).
Atomski radijus kalijuma je 0,227 nm, poluprečnik jona je K + 0,133 nm. Energije uzastopne jonizacije atoma kalija su 4,34 i 31,8 eV. Elektronegativnost (cm. ELEKTRIČNA NEGATIVNOST) kalijum prema Paulingu 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
IN slobodnoj formi- mekan, lagan, srebrnast metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalijuma, kao i njegov najbliži hemijski analog - natrijum (cm. NATRIJUM), poznati su od antike i korišćeni su u raznim oblastima ljudske delatnosti. Međutim, sami su ovi metali prvi put izolovani u slobodnom stanju tek 1807. godine tokom eksperimenata engleskog naučnika G. Davyja (cm. DEVI Humphrey). Davy je, koristeći galvanske ćelije kao izvor električne struje, izvršio elektrolizu taline potaša (cm. POTASH) i kaustična soda (cm. KAUSTICNA SODA) i tako izolovao metalni kalijum i natrijum, koje je nazvao "kalijum" (otuda naziv kalijuma sačuvan u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj) i "natrijum". Godine 1809. engleski hemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalijum" (od arapskog al-kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalijuma u zemljinoj kori je 2,41% po masi, kalijum je među prvih deset najčešćih elemenata u zemljinoj kori. Glavni minerali koji sadrže kalijum: silvin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na, K) Cl (ovaj mineral je gusto komprimovana mehanička mešavina kristala kalijum hlorida KCl i natrijum hlorida NaCl), karnalit (cm. karnalit) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), razni aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) koji sadrže kalijum, kainit (cm. kainit) KCl MgSO 4 3H 2 O, polihalit (cm. POLYHALITH) K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O, alunit (cm. ALUNITE) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Morska voda sadrži oko 0,04% kalijuma.
Potvrda
Trenutno se kalijum dobija reakcijom sa tečnim natrijumom otopljenim KOH (na 380-450°C) ili KCl (na 760-890°C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalijum se takođe dobija elektrolizom KCl taline pomešane sa K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 °C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalijum se prečišćava od nečistoća vakuum destilacijom.
Fizička i hemijska svojstva
Metalni kalijum je mekan, lako se reže nožem, pogodan za presovanje i valjanje. Ima kubičnu kubičnu rešetku usredsređenu na tijelo, parametar A= 0,5344 nm. Gustina kalijuma je manja od gustine vode i jednaka je 0,8629 g/cm 3 . Kao i svi alkalni metali, kalijum se lako topi (tačka topljenja 63,51°C) i počinje da isparava čak i na relativno niskoj temperaturi (tačka ključanja kalijuma 761°C).
Kalijum je, kao i drugi alkalni metali, hemijski veoma aktivan. Lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom i formira smjesu, koja se uglavnom sastoji od K 2 O 2 peroksida i KO 2 superoksida (K 2 O 4):
2K + O 2 = K 2 O 2, K + O 2 = KO 2.
Kada se zagreje na vazduhu, kalijum gori ljubičastocrvenim plamenom. S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij reagira eksplozijom (nastali vodik se zapali):
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Kiseline koje sadrže kisik mogu se reducirati u ovoj interakciji. Na primjer, atom sumpora sumporne kiseline reducira se na S, SO 2 ili S 2–:
8K + 4H 2 SO 4 \u003d K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Kada se zagrije na 200-300 °C, kalij reaguje sa vodikom da nastane hidrid nalik soli KN:
2K + H 2 = 2KH
Sa halogenima (cm. HALOGENI) kalijum stupa u interakciju s eksplozijom. Zanimljivo je napomenuti da kalijum ne stupa u interakciju sa azotom.
Kao i drugi alkalni metali, kalij se lako otapa u tekućem amonijaku i formira plave otopine. U ovom stanju, kalij se koristi za obavljanje određenih reakcija. Tokom skladištenja, kalijum polako reaguje sa amonijakom i formira amid KNH 2:
2K + 2NH 3 sp. \u003d 2KNH 2 + H 2
Najvažnija jedinjenja kalijuma su K 2 O oksid, K 2 O 2 peroksid, K 2 O 4 superoksid, KOH hidroksid, KI jodid, K 2 CO 3 karbonat i KCl hlorid.
Kalijev oksid K 2 O se u pravilu dobiva posredno reakcijom peroksida i metalnog kalija:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Ovaj oksid pokazuje izražena bazična svojstva, lako reaguje sa vodom i formira kalijum hidroksid KOH:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kalijum hidroksid, ili kaustična potaša, je visoko rastvorljiv u vodi (do 49,10% po težini na 20°C). Dobijeni rastvor je veoma jaka baza vezana za alkalije ( cm. ALKALI). KOH reagira s kiselim i amfoternim oksidima:
SO 2 + 2KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O \u003d 2K (tako da se reakcija odvija u otopini) i
Al 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAlO 2 + H 2 O (ovako se reakcija odvija kada se reagensi spoje).
U industriji se kalijev hidroksid KOH dobija elektrolizom vodenih rastvora KCl ili K 2 CO 3 pomoću jonoizmjenjivačkih membrana i dijafragmi:
2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + Cl 2 + H 2,
ili zbog reakcija izmjene otopina K 2 CO 3 ili K 2 SO 4 sa Ca (OH) 2 ili Ba (OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Dodir sa čvrstim kalijevim hidroksidom ili kapima njegovih rastvora na kožu i oči izaziva teške opekotine kože i sluzokože, pa sa ovim kaustičnim supstancama treba raditi samo uz zaštitne naočale i rukavice. Vodeni rastvori kalijum hidroksida tokom skladištenja uništavaju staklo, topi - porculan.
Kalijev karbonat K 2 CO 3 (obično nazvan potaš) se dobiva neutralizacijom otopine kalijevog hidroksida ugljičnim dioksidom:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
Značajne količine potaše nalaze se u pepelu nekih biljaka.
Aplikacija
Metalni kalij je materijal za elektrode u hemijskim izvorima struje. Kao rashladno sredstvo koristi se legura kalija s drugim alkalnim metalom - natrijem (cm. RASHLADNA SREDSTVA) u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većem obimu od metalnog kalijuma koriste se njegova jedinjenja. Kalijum je važna komponenta mineralne ishrane biljaka, potreban im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se kalijum gnojiva široko koriste. (cm. POTAŠNO GNUBIVO): kalijum hlorid KCl, kalijum nitrat ili kalijum nitrat, KNO 3, potaš K 2 CO 3 i druge kalijumove soli. Potaš se takođe koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika u prečišćavanju gasova, kao sredstvo za dehidrataciju i štavljenje kože.
Kalijum jodid KI se koristi kao lek. Kalijum jodid se takođe koristi u fotografiji i kao mikrođubrivo. Kao antiseptik koristi se rastvor kalijum permanganata KMnO 4 ("kalijum permanganat").
Po sadržaju u stijene ah radioaktivni 40 K određuju njihovu starost.
kalijuma u organizmu
Kalijum je jedan od najvažnijih biogenih elemenata (cm. BIOGENI ELEMENTI) prisutan u svim ćelijama svih organizama. Kalijum joni K+ su uključeni u rad jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI) i regulacija permeabilnosti bioloških membrana (cm. BIOLOŠKE MEMBRANE), u stvaranju i provođenju nervnog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u različitim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliran je steroidnim hormonima nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku, ljudsko tijelo (tjelesna težina 70 kg) sadrži oko 140 g kalijuma. Stoga, za normalan život hranom, tijelo treba da dobije 2-3 g kalijuma dnevno. Namirnice bogate kalijumom kao što su grožđice, suve kajsije, grašak i druge.
Karakteristike rukovanja metalnim kalijumom
Metalni kalijum može izazvati veoma teške opekotine kože, ako i najmanje čestice kalijuma dospeju u oči, nastaju teške povrede sa gubitkom vida, tako da sa metalnim kalijumom možete raditi samo uz zaštitne rukavice i naočare. Ignite potaš se prelije mineralnim uljem ili prelije mješavinom talka i NaCl. Kalijum se čuva u hermetički zatvorenim gvozdenim posudama ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.
enciklopedijski rječnik. 2009 .
Sinonimi:Pogledajte šta je "kalijum" u drugim rečnicima:
Kalijum 40 ... Wikipedia
Novolatinsk. kalijum, sa arapskog. kali, alkali. Meki i lagani metal koji čini bazu Kalija. Otkrio ga je Devi 1807. Objašnjenje 25000 strane reči koji su ušli u upotrebu u ruskom jeziku, sa značenjem njihovih korijena. Michelson A.D., 1865. ... ... Rečnik stranih reči ruskog jezika
- (kalijum), K, hemijski element grupe I periodnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalne metale; mp 63,51shC. U živim organizmima, kalij je glavni unutarćelijski kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Moderna enciklopedija
KALIJ- (Kalijum, s. Kalijum), hem. element, char. K, serijski broj 19, srebrnobijeli, sjajni metal, gustine voska pri običnom ta; otkrio Devi 1807. Oud. V. na 20° 0,8621, atomska težina 39,1, jednovalentno; tačka topljenja … Velika medicinska enciklopedija
Kalijum- (kalijum), K, hemijski element grupe I periodnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalne metale; mp 63,51°C. U živim organizmima, kalij je glavni unutarćelijski kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Ilustrovano enciklopedijski rječnik
- (simbol K), uobičajeni hemijski element vezan za alkalne metale. Prvi ga je izolovao Sir Humphry Davy 1807. Njegove glavne rude su silvin (kalijev hlorid), karnalit i polihalit. Kalijum je rashladno sredstvo u atomskom ... Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik
Muž. kalijum, metal koji čini bazu kalijuma, vrlo sličan natrijumu (natrijum). Kali cf., neskl., biljna alkalna ili alkalna so; kalijum karbonat, čista potaša. Kalijum, koji se odnosi na kalijum. Calistic, koji sadrži kalijum. Objasnjavajuce ... ... Dahlov eksplanatorni rečnik - KALIJ, kalijum, pl. ne, muški rod i kali, nejasan, up. (arap. potaš) (kem.). Hemijski element je srebrno-bijeli alkalni metal, ekstrahiran iz ugljiko-kalijeve soli. Objašnjavajući Ušakovljev rječnik. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Objašnjavajući Ušakovljev rječnik
Kalijum je element glavne podgrupe prve grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata, sa atomskim brojem 19. Označava se simbolom K (lat. Kalium). Jednostavna supstanca kalijum (CAS broj: 7440-09-7) je meki, srebrno-bijeli alkalni metal.
U prirodi se kalij nalazi samo u spojevima s drugim elementima, na primjer, u morskoj vodi, kao iu mnogim mineralima. Vrlo brzo oksidira na zraku i vrlo lako ulazi hemijske reakcije, posebno s vodom, stvarajući alkalije. U mnogim aspektima, hemijska svojstva kalijuma su vrlo slična natrijumu, ali u smislu biološke funkcije i njihove upotrebe od strane ćelija živih organizama, one su i dalje različite.
Istorijat i porijeklo imena
Kalijum (tačnije, njegova jedinjenja) se koristi od davnina. Dakle, proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) postojala je već u 11. veku. Pepeo koji nastaje pri sagorevanju slame ili drveta tretiran je vodom, a nastali rastvor (lužina) je isparavan nakon filtriranja. Suvi ostatak je, pored kalijum karbonata, sadržavao kalijum sulfat K 2 SO 4 , sodu i kalijum hlorid KCl.
Godine 1807. engleski hemičar Davy izolovao je kalij elektrolizom taline kaustične potaše (KOH) i nazvao ga "kalijum" (lat. kalijum; ovaj naziv je još uvijek u uobičajenoj upotrebi u engleskom, francuskom, španskom, portugalskom i poljskom). L.V. Gilbert je 1809. godine predložio naziv "kalijum" (lat. kalium, od arapskog al-kali - potaša). Ovo ime je uključeno u njemački, odatle do većine jezika Severne i Istočne Evrope (uključujući ruski) i "pobedio" pri odabiru simbola za ovaj element - K.
Potvrda
Kalijum se, kao i drugi alkalni metali, dobija elektrolizom rastopljenih hlorida ili alkalija. Pošto hlorida ima više visoke temperature topljenje (600-650 ° C), tada se češće provodi elektroliza ispravljenih lužina uz dodatak sode ili potaše (do 12%). Tokom elektrolize rastopljenih hlorida, rastopljeni kalij se oslobađa na katodi, a hlor se oslobađa na anodi:
K + + e - → K
2Cl - - 2e - → Cl 2
Prilikom elektrolize alkalija, rastopljeni kalij se također oslobađa na katodi, a kisik na anodi:
4OH - - 4e - → 2H 2 O + O 2
Voda iz taline brzo isparava. Kako bi se spriječila interakcija kalija sa hlorom ili kiseonikom, katoda je napravljena od bakra i iznad nje je postavljen bakarni cilindar. Formirani kalijum u rastopljenom obliku sakuplja se u cilindar. Anoda se takođe izrađuje u obliku cilindra od nikla (u elektrolizi alkalija) ili grafita (u elektrolizi hlorida).
Fizička svojstva
Kalijum je srebrnasta tvar s karakterističnim sjajem na svježe formiranoj površini. Veoma lagan i lagan. Relativno dobro rastvorljiv u živi, formirajući amalgame. Kada se unese u plamen gorionika, kalijum (kao i njegova jedinjenja) boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.
Hemijska svojstva
Elementarni kalij, kao i drugi alkalni metali, pokazuje tipična metalna svojstva i vrlo je reaktivan, jer je jako redukciono sredstvo. Na zraku svježi rez brzo tamni zbog stvaranja filmova spojeva (oksida i karbonata). Uz produženi kontakt s atmosferom, može se potpuno urušiti. Reaguje eksplozivno sa vodom. Mora se čuvati ispod sloja benzina, kerozina ili silikona kako bi se spriječio kontakt zraka i vode s njegovom površinom. Sa Na, Tl, Sn, Pb, Bi, kalijum formira intermetalna jedinjenja.
Sadržaj članka
KALIJ(Kalijum) K, hemijski element Grupe 1 (Ia) periodnog sistema, je alkalni element. Atomski broj 19, atomska masa 39,0983. Sastoji se od dva stabilna izotopa 39 K (93,259%) i 41 K (6,729%), kao i radioaktivnog izotopa 40 K sa poluživotom od ~10 9 godina. Ovaj izotop igra posebnu ulogu u prirodi. Njegov udio u mješavini izotopa je samo 0,01%, ali je upravo on izvor gotovo cjelokupnog argona 40 Ar sadržanog u zemljinoj atmosferi, a koji nastaje pri radioaktivnom raspadu 40 K. Osim toga, 40 K je prisutan u svim živim organizmima, što može imati određeni utjecaj na njihov razvoj.
Izotop 40 K se koristi za određivanje starosti stijena metodom kalij-argon. Umjetni izotop 42 K s poluživotom od 15,52 godine koristi se kao radioaktivni tragač u medicini i biologiji.
+1 oksidaciono stanje.
Jedinjenja kalijuma su poznata od davnina. Kalij - kalijev karbonat K 2 CO 3 - odavno je izoliran iz drvnog pepela.
Metalni kalij je 1807. godine dobio elektrolizom rastopljene kaustične potaše (KOH) od strane engleskog hemičara i fizičara Humphryja Davyja. Naziv "kalijum", koji je odabrao Davy, odražava porijeklo ovog elementa iz potaše. Latinski naziv elementa izveden je iz arapskog naziva za potašu - "al-kali". Reč „kalijum“ je u rusku hemijsku nomenklaturu uveo 1831. akademik iz Sankt Peterburga Herman Hes (1802–1850).
Rasprostranjenost kalijuma u prirodi i njegova industrijska ekstrakcija.
Velike naslage kalijevih soli u relativno čista forma nastala kao rezultat isparavanja drevnih mora. Najvažniji minerali kalijuma za hemijsku industriju su silvin (KCl) i silvinit (mešovita so NaCl i KCl). Kalijum se takođe nalazi u obliku dvostrukog hlorida KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalit) i sulfata K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (langbeinit). Masivni slojevi kalijevih soli prvi put su otkriveni u Stassfurtu (Njemačka) 1856. Iz njih se od 1861. do 1972. godine iskopavala potaša u industrijskim razmjerima.
Okeanska voda sadrži oko 0,06% kalijum hlorida. U nekim kopnenim vodama, kao što su Slano jezero ili Mrtvo more, njegova koncentracija može biti i do 1,5%, što ga čini ekonomski isplativim za ekstrakciju elementa. U Jordanu je izgrađena ogromna fabrika koja može da izvuče milione tona kalijumovih soli iz Mrtvog mora.
Iako su natrijuma i kalijuma gotovo podjednako bogati u stijenama, u okeanu ima oko 30 puta manje kalija nego natrijuma. To je posebno zbog činjenice da su kalijeve soli koje sadrže veći kation manje rastvorljive od natrijevih soli, a kalij je jače vezan u kompleksnim silikatima i aluminosilikatima u tlu zbog ionske izmjene u glinama. Osim toga, biljke više apsorbiraju kalijum, koji se izlužuje iz stijena. Procjenjuje se da od hiljadu atoma kalija oslobođenih tokom hemijskog trošenja, samo dva dospiju u morske bazene, a 998 ostane u tlu. „Tlo upija kalijum i to je njegova čudesna moć“, pisao je akademik Aleksandar Jevgenijevič Fersman (1883–1945).
Kalijum je bitan element biljnog života, a razvoj divljih biljaka često je ograničen dostupnošću kalijuma. Uz nedostatak kalija, biljke sporije rastu, listovi, posebno stari, žute i postaju smeđi na rubovima, stabljika postaje tanka i lomljiva, a sjeme gubi sposobnost klijanja. Plodovi takve biljke - to je posebno vidljivo na plodovima - bit će manje slatki od onih biljaka koje su primile normalnu dozu kalija. Nedostatak kalijuma nadoknađuje se đubrivima.
Kalijeva đubriva su glavna vrsta proizvoda koji sadrže kalij (95%). Najviše se koristi KCl, koji čini preko 90% kalijuma koji se koristi kao đubrivo.
Svjetska proizvodnja potašnih đubriva u 2003. procijenjena je na 27,8 miliona tona (u smislu K 2 O, sadržaj kalijuma u potašnim đubrivima se obično pretvara u K 2 O). Od toga, 33% je napravljeno u Kanadi. 13% svjetske proizvodnje potašnih đubriva otpada na proizvodna udruženja Uralkali i Belaruskali.
Karakterizacija jednostavne supstance i industrijska proizvodnja metalnog kalijuma.
Kalijum je meki, srebrno-beli metal sa tačkom topljenja od 63,51°C i tačkom ključanja od 761°C. Daje plamenu karakterističnu crveno-ljubičastu boju, što je posledica lakoće ekscitacije njegovih spoljašnjih elektrona.
Hemijski je vrlo aktivan, lako stupa u interakciju s kisikom i zapali se kada se zagrije na zraku. Glavni proizvod ove reakcije je kalijev superoksid KO 2 .
S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij stupa u interakciju s eksplozijom i paljenjem. sumporna kiselina reducira u sumporovodik, sumpor i sumpor dioksid, a dušik - u dušikove okside i N 2.
Kada se zagreje na 200-350°C, kalijum reaguje sa vodonikom i formira KH hidrid. Metalni kalij se pali u atmosferi fluora, slabo stupa u interakciju s tekućim hlorom, ali eksplodira u kontaktu s bromom i trljanjem s jodom. Kalijum reaguje sa halkogenima i fosforom. Sa grafitom na 250–500°C formira slojevita jedinjenja sastava C 8 K–C 60 K.
Kalijum se rastvara u tečnom amonijaku (35,9 g u 100 ml na -70°C) da bi se formirao svetloplavi metastabilni rastvori sa neobičnim svojstvima. Ovu pojavu je očigledno prvi put uočio Sir Humphrey Davy 1808. Rastvori kalijuma u tečnom amonijaku su široko proučavani otkako ih je dobio T. Weil 1863. godine.
Kalijum se ne otapa u tečnom litijumu, magnezijumu, kadmijumu, cinku, aluminijumu i galijumu i ne reaguje sa njima. Sa natrijumom formira intermetalno jedinjenje KNa 2, koje se topi razgradnjom na 7°C. Sa rubidijumom i cezijem, kalijum daje čvrste rastvore sa minimalne temperature topi se na oko 35°C. Sa živom formira amalgam koji sadrži dva živa KHg 2 i KHg sa tačkama topljenja od 270, odnosno 180°C.
Kalij snažno stupa u interakciju s mnogim oksidima, redukujući ih u jednostavne tvari. Sa alkoholima stvara alkoholate.
Za razliku od natrijuma, kalij se ne može dobiti elektrolizom taline hlorida, jer se kalij vrlo dobro otapa u rastopljenom hloridu i ne ispliva na površinu. Dodatnu poteškoću stvara stvaranje superoksida, koji s metalnim kalijem reagira eksplozijom, stoga se metoda industrijske proizvodnje metalnog kalija sastoji u redukciji rastaljenog kalijevog klorida metalnim natrijem na 850 ° C.
Redukcija kalijum hlorida natrijumom je na prvi pogled u suprotnosti sa uobičajenim redosledom reaktivnosti (kalijum je reaktivniji od natrijuma). Međutim, na 850-880 ° C uspostavlja se ravnoteža:
Na(g) + K + (g) Na + (g) + K(g)
Budući da je kalij hlapljiviji, on ranije isparava, što pomiče ravnotežu i potiče reakciju. Kalijum se može dobiti frakcionom destilacijom u napunjenoj koloni čistoće od 99,5%, ali se za transport obično koristi mešavina kalijuma i natrijuma. Legure koje sadrže 15-55% natrijuma su (at sobnoj temperaturi) tečni, pa ih je lakše transportovati.
Ponekad se kalij reducira iz klorida drugim elementima koji formiraju stabilne okside:
6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl 2 + CaO Al 2 O 3 + 6K
Metalni kalijum, koji je teže i skuplji za proizvodnju od natrijuma, proizvodi se u znatno manjim količinama (svjetska proizvodnja je oko 500 tona godišnje). Jedan od kritična područja primjene - dobijanje superoksida KO 2 direktnim sagorijevanjem metala.
Metalni kalij se koristi kao katalizator u proizvodnji određenih vrsta sintetičke gume, kao iu laboratorijskoj praksi. Legura kalija i natrijuma služi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima. Takođe je redukciono sredstvo u proizvodnji titana.
Kalijum izaziva teške opekotine kože. Ako čak i najmanja njegova mrvica uđe u oči, moguć je gubitak vida. Ignite potaš se prelije mineralnim uljem ili prelije mješavinom talka i natrijum hlorida.
Kalijum se čuva u hermetički zatvorenim kutijama ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja. Otpad od kalija se zbrinjava tretiranjem suhim etanolom ili propanolom, nakon čega slijedi razlaganje nastalih alkoholata vodom.
Jedinjenja kalijuma.
Kalijum formira brojna binarna jedinjenja i soli. Gotovo sve kalijeve soli su visoko rastvorljive. Izuzeci su:
KHC 4 H 4 O 6 - kalijum hidrogen tartarat
KClO 4 - kalijum perhlorat
K 2 Na 6H 2 O - natrijum dikalijum heksanitrokobaltat (III) hidrat
K 2 - kalijum heksakloroplatinat (IV)
kalijum oksid K 2 O formira žućkaste kristale. Dobija se zagrijavanjem kalija sa hidroksidom, peroksidom, nitratom ili kalijum nitritom:
2KNO 2 + 6K = 4K 2 O + N 2
Koristi se i zagrijavanje mješavine kalijum azida KN 3 i kalijum nitrita ili oksidacija kalijuma rastvorenog u tečnom amonijaku sa izračunatom količinom kiseonika.
Kalijum oksid je aktivator spužvastog gvožđa, koji se koristi kao katalizator u sintezi amonijaka.
Kalijum peroksid Teško je dobiti K 2 O 2 iz jednostavnih tvari, jer se lako oksidira u superoksid KO 2, pa se koristi oksidacija metala sa NO. Međutim, najbolja metoda za njegovu pripremu je kvantitativna oksidacija metala otopljenog u tekućem amonijaku.
Kalijum peroksid se može smatrati solju dvobazne kiseline H 2 O 2 . Stoga, kada na hladnom stupi u interakciju s kiselinama ili vodom, vodikov peroksid nastaje kvantitativno.
Kalijum superoksid KO 2 (narandžasta) nastaje tokom normalnog sagorevanja metala u vazduhu. Ovaj spoj se koristi kao rezervni izvor kisika u maskama za disanje u rudnicima, podmornicama i svemirskim letjelicama.
Pažljivim termičkim razlaganjem KO 2 nastaje seskvioksid “K 2 O 3” u obliku tamnog paramagnetnog praha, koji se može dobiti i oksidacijom metala rastvorenog u tečnom amonijaku, ili kontrolisanom oksidacijom peroksida. Pretpostavlja se da se radi o dinaperoksid-peroksidu [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2].
Kalijum ozonid KO 3 se može dobiti djelovanjem ozona na prah bezvodnog kalijevog hidroksida na niskoj temperaturi, nakon čega slijedi ekstrakcija proizvoda (crvenog) tečnim amonijakom. Koristi se kao komponenta kompozicija za regeneraciju vazduha u zatvorenim sistemima.
Kalijum hidroksid KOH je jaka baza i pripada alkalijama. Njegov tradicionalni naziv "kaustična potaša" odražava korozivni efekat ove supstance na živa tkiva.
U industriji se kalijev hidroksid dobija elektrolizom vodenih rastvora kalijum hlorida ili karbonata sa gvozdenom ili živinom katodom (svetska proizvodnja je oko 0,7 miliona tona godišnje). Kalijum hidroksid se može izolovati iz filtrata nakon odvajanja precipitata nastalih interakcijom kalijum karbonata sa kalcijum hidroksidom ili kalijum sulfata sa barijum hidroksidom.
Za proizvodnju se koristi kalijum hidroksid tečni sapun i razna jedinjenja kalijuma. Osim toga, služi kao elektrolit u alkalnim baterijama.
Kalijum fluorid KF formira rijedak mineral karobiit. Kalijum fluorid se dobija interakcijom vodenih rastvora fluorovodonika ili amonijum fluorida sa kalijum hidroksidom ili njegovim solima.
Kalijum fluorid se koristi za sintezu različitih jedinjenja kalija koji sadrže fluor, kao sredstvo za fluorisanje u organskoj sintezi, a takođe i kao komponenta kitova otpornih na kiseline i specijalnih stakala.
kalijum hlorid KCl se nalazi u prirodi. Sirovine za njegovu izolaciju su silvin, silvinit, karnalit.
Kalijum hlorid se dobija iz silvinita metodama galurgije i flotacije. Galurgija (u prijevodu s grčkog - "poslovanje soli") uključuje proučavanje sastava i svojstava prirodnih slanih sirovina i razvoj metoda za industrijsku proizvodnju mineralnih soli iz njih. Metoda halurškog odvajanja zasniva se na različitoj rastvorljivosti KCl i NaCl u vodi na povišenim temperaturama. Na normalnoj temperaturi, rastvorljivost kalijum i natrijum hlorida je skoro ista. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost natrijum hlorida se gotovo ne menja, a rastvorljivost kalijum hlorida naglo raste. Na hladnom se priprema zasićeni rastvor obe soli, zatim se zagreva i njime se tretira silvinit. U tom slučaju, otopina je dodatno zasićena kalijum hloridom, a dio natrijum hlorida se istiskuje iz otopine, taloži i odvaja se filtracijom. Rastvor se ohladi i višak kalijum hlorida kristalizuje. Kristali se odvajaju u centrifugama i suše, a matična tekućina se koristi za preradu novog dijela silvinita. Za izolaciju kalijevog hlorida ova metoda se koristi šire od metode flotacije koja se temelji na različitoj kvašljivosti tvari.
Kalijum hlorid je najčešće potašno đubrivo. Osim upotrebe kao gnojiva, uglavnom se koristi za proizvodnju kalijevog hidroksida elektrolizom. Iz njega se dobijaju i druga jedinjenja kalijuma.
Kalijum bromid KBr se dobija reakcijom broma sa kalijum hidroksidom u prisustvu amonijaka, kao i reakcijom broma ili bromida sa kalijumovim solima.
Kalijum bromid se široko koristi u fotografiji. Često služi kao izvor broma u organskoj sintezi. Ranije se kalijum bromid koristio kao sedativ u medicini („brom“). Monokristali kalijum bromida koriste se u proizvodnji prizmi za IR spektrometre, a takođe i kao matrica prilikom snimanja IR spektra čvrstih materija.
kalijum jodid KI stvara bezbojne kristale, koji na svjetlu postaju žućkasti zbog oksidacije atmosferskim kisikom i oslobađanja joda. Stoga se kalijum jodid čuva u tamnim staklenim bocama.
Kalijum jodid se dobija interakcijom joda sa kalijum hidroksidom u prisustvu mravlje kiseline ili vodonik peroksida, kao i reakcijama razmene jodida sa kalijumovim solima. Oksidira se dušičnom kiselinom do kalijum jodata KIO 3 . Kalijum jodid reaguje sa jodom i formira kompleks K rastvorljiv u vodi, a sa hlorom i bromom daje K, odnosno K.
Kalijum jodid se koristi kao lek u medicini i veterini. To je reagens u jodometriji. Kalijum jodid je sredstvo protiv zamagljivanja u fotografiji, komponenta elektrolita u elektrohemijskim pretvaračima, aditiv za povećanje rastvorljivosti joda u vodi i polarnim rastvaračima, mikrođubrivo.
kalijum sulfid K 2 S je visoko rastvorljiv u vodi. Tokom hidrolize stvara alkalno okruženje u rastvoru:
K 2 S = 2K + + S 2– ; S 2– + H 2 O HS – + OH –
Kalij sulfid se lako oksidira na zraku i gori kada se zapali. Dobija se interakcijom kalijuma ili kalijum karbonata sa sumporom bez pristupa vazduhu, kao i redukcijom kalijum sulfata ugljenikom.
Kalijum sulfid je komponenta fotosenzitivnih emulzija u fotografiji. Koristi se kao analitički reagens za odvajanje metalnih sulfida i kao komponenta formulacija za tretman kože.
Kada je vodeni rastvor zasićen vodonik sulfidom, nastaje kalijum hidrosulfid KHS, koji se može izolovati kao bezbojni kristali. Koristi se u analitičkoj hemiji za odvajanje teških metala.
Zagrevanjem kalijum sulfida sa sumporom dobijaju se žuti ili crveni kalijum polisulfidi KS. n (n= 2–6). Vodeni rastvori kalijevih polisulfida mogu se dobiti ključanjem rastvora kalijum hidroksida ili kalijum sulfida sa sumporom. Kada se kalijev karbonat sinteruje sa viškom sumpora u vazduhu, nastaje takozvana sumporna jetra - mešavina KS n i K 2 S 2 O 3 .
Polisulfidi se koriste za sulfidiranje čelika i livenog gvožđa. Sumporna jetra se koristi kao lijek za liječenje kožnih bolesti i kao pesticid.
kalijum sulfat K 2 SO 4 se prirodno nalazi u naslagama kalijumove soli i u vodama slanih jezera. Može se dobiti reakcijom izmjene između kalijevog hlorida i sumporne kiseline ili sulfata drugih elemenata.
Kalijum sulfat se koristi kao đubrivo. Ova tvar je skuplja od kalijevog klorida, ali nije higroskopna i ne zgrušnjava, za razliku od kalijevog klorida, kalijev sulfat se može koristiti na bilo kojem tlu, uključujući slani rastvor.
Stipsa i druga jedinjenja kalijuma dobijaju se iz kalijum sulfata. To je dio punjenja u proizvodnji stakla.
kalijev nitrat KNO 3 je jako oksidaciono sredstvo. Često se naziva kalijum nitratom. U prirodi nastaje tijekom razgradnje organskih tvari kao rezultat vitalne aktivnosti nitrificirajućih bakterija.
Kalijum nitrat se dobija reakcijom razmene između kalijum hlorida i natrijum nitrata, kao i delovanjem azotne kiseline ili azotnih gasova na kalijum karbonat ili hlorid.
Kalijum nitrat je odlično đubrivo koje sadrži i kalijum i azot, ali se koristi manje od kalijum hlorida zbog visoka cijena proizvodnja. Kalijum nitrat se koristi i za proizvodnju crnog baruta i pirotehničkih kompozicija, u proizvodnji šibica i stakla. Osim toga, koristi se u konzerviranju mesnih proizvoda.
Kalijum karbonat K 2 CO 3 se takođe naziva potaša. Dobija se djelovanjem ugljičnog dioksida na rastvore kalijum hidroksida ili suspenzije magnezijum karbonata u prisustvu kalijum hlorida. To je nusproizvod u preradi nefelina u glinicu.
Značajna količina kalijum karbonata nalazi se u biljnom pepelu. Najviše kalijuma ima u suncokretovom pepelu - 36,3%. U pepelu drva za ogrjev, kalijum oksida je mnogo manje - od 3,2% (ogrevno drvo smreke) do 13,8% (breza). Još manje kalijuma ima u pepelu treseta.
Kalijum karbonat se uglavnom koristi za proizvodnju visokokvalitetnog stakla koje se koristi u optičkim sočivima, televizijskim cevima u boji i fluorescentnim lampama. Također se koristi u proizvodnji porculana, boja i pigmenata.
Kalijum permanganat KMnO 4 formira tamno ljubičaste kristale. Otopine ove supstance imaju crveno-ljubičastu boju. Kalijum permanganat se dobija anodnom oksidacijom mangana ili feromangana u jako alkalnoj sredini.
Kalijum permanganat je jako oksidaciono sredstvo. Koristi se kao sredstvo za izbjeljivanje, izbjeljivanje i čišćenje. Također se koristi u organskoj sintezi, na primjer, u proizvodnji saharina.
Kalijum hidrid KH je bijela čvrsta supstanca koja se raspada na jednostavne supstance. Kalijum hidrid je najjači redukcioni agens. Pali se u vlažnom vazduhu i u okruženju sa fluorom ili hlorom. Kalijev hidrid može se oksidirati čak i sa slabim oksidantima kao što su voda i ugljični dioksid:
KH + H 2 O \u003d KOH + H 2
KH + CO 2 \u003d K (HCOO) (kalijev format)
Kalijum hidrid takođe reaguje sa kiselinama i alkoholima i može da se zapali. Smanjuje vodonik sulfid, klorovodik i druge tvari koje sadrže vodik (I):
2KH + H 2 S = K 2 S + 2H 2
KH + HCl \u003d KCl + H 2
Kalijum hidrid se koristi kao redukciono sredstvo u neorganskim i organskim sintezama.
Kalijum cijanid KCN, poznat kao kalijum cijanid, formira bezbojne kristale koji su dobro rastvorljivi u vodi i nekim nevodenim rastvaračima. U vodenom rastvoru postupno hidrolizira uz oslobađanje cijanovodonika HCN, a kada se vodeni rastvori prokuvaju, razlaže se na kalijum format i amonijak.
U prisutnosti kalijevog cijanida mogu se odvijati ne sasvim uobičajene reakcije, na primjer, bakar reagira s vodom, oslobađajući iz nje vodik i formirajući kalijum dicijanokuprat (I):
U sličnim uslovima, interakcija se odvija iu slučaju zlata. Istina, ovaj manje aktivni metal ne može se oksidirati vodom, ali u prisustvu kisika prelazi u otopinu u obliku cijano kompleksa - kalij-dicijanoaurat(I):
4Au + 8KCN + 2H 2 O + O 2 \u003d 4K + 4NaOH
Kalijum cijanid se dobija reakcijom cijanovodonika sa viškom kalijum hidroksida. Reagens je za ekstrakciju srebra i zlata iz siromašnih ruda, komponenta elektrolita za prečišćavanje platine od srebra i za galvanizaciju pozlate i posrebrenja. Kalijum cijanid se koristi kao reagens u hemijskim analizama za određivanje srebra, nikla i žive.
Kalijum cijanid je veoma toksičan. Smrtonosna doza za ljude je 120 mg.
Kompleksna jedinjenja. Kalij tvori najstabilnije kompleksne spojeve s polidentatnim ligandima (molekule ili ioni koji se mogu kombinirati s atomom putem nekoliko veza), na primjer, s makrocikličkim poliesterima (krunski eteri).
Crown eteri (od engleskog crown - kruna) sadrže više od 11 atoma u ciklusu, od kojih su najmanje četiri atoma kisika. U trivijalnim nazivima krunskih etera, ukupan broj atoma u ciklusu i broj atoma kiseonika označeni su brojevima, koji se stavljaju ispred i iza reči "kruna", respektivno. Takvi nazivi su mnogo kraći od sistematskih. Na primjer, 12-kruna-4 (slika 1) se prema međunarodnoj nomenklaturi naziva 1,4,7,10,13-tetraoksociklododekan.
Rice. 1. GRAFIČKA FORMULA jedinjenja 12-kruna-4.
Crown eteri formiraju stabilne komplekse sa metalnim katjonima. U ovom slučaju, kation je uključen u intramolekularnu šupljinu kraun etera i tu se zadržava zbog ion-dipol interakcije sa atomima kiseonika. Najstabilniji kompleksi su oni sa katjonima čiji geometrijski parametri odgovaraju šupljini krunskog etera. Najstabilniji kompleksi sa kalijevim katjonom formiraju kraun etere koji sadrže 6 atoma kiseonika, na primer, 18-kraun-6 (slika 2).
Rice. 2. GRAFIČKA FORMULA kalijum kompleks 18-kruna-6 .
Biološka uloga kalijuma(i natrijum). Kalijum zajedno sa natrijem reguliše metaboličke procese u živim organizmima. U ljudskom tijelu ćelije sadrže veliku količinu jona kalija (0,12–0,16 mol/l), ali relativno malo jona natrijuma (0,01 mol/l). Sadržaj jona natrijuma je mnogo veći u ekstracelularnoj tečnosti (oko 0,12 mol/l), stoga joni kalijuma kontrolišu intracelularnu aktivnost, a natrijumi kontrolišu međućelijsku aktivnost. Ovi joni ne mogu zamijeniti jedni druge.
Postojanje natrijum-kalijumovog gradijenta sa unutrašnje i spoljašnje strane ćelijske membrane dovodi do pojave razlike potencijala na suprotnim stranama membrane. Nervna vlakna su u stanju da prenose impulse, a mišići su sposobni da se kontrahuju upravo zbog postojanja unutrašnjeg negativnog naboja u odnosu na vanjsku površinu membrane. Dakle, u tijelu joni natrijuma i kalija vrše fiziološku kontrolu i okidače. Oni doprinose prenošenju nervnih impulsa. Ljudska psiha zavisi od ravnoteže jona natrijuma i kalijuma u telu. Koncentraciju jona natrijuma i kalija koji se zadržavaju i izlučuju kroz bubrege kontroliraju određeni hormoni. Dakle, mineralokortikoidi doprinose povećanju oslobađanja kalijevih iona i smanjenju oslobađanja natrijevih iona.
Joni kalija su dio enzima koji katalizuju prijenos (transport) jona kroz biomembrane, redoks i hidrolitičke procese. Oni također služe za održavanje strukture ćelijskih zidova i kontrolu njihovog stanja. Jon natrijuma aktivira nekoliko enzima koje kalij ne može aktivirati, kao što natrijum jon ne može djelovati na enzime zavisne od kalija. Kada ovi ioni uđu u ćeliju, vezani su odgovarajućim ligandima prema njihovoj hemijskoj aktivnosti. Ulogu takvih liganada imaju makrociklična jedinjenja, čiji su modelni analozi kraun eteri. Neki antibiotici (kao što je valinomicin) prenose jone kalijuma u mitohondrije.
Utvrđeno je da su za rad (Na + –K +)-ATPaze (adenozin trifosfataze), membranskog enzima koji katalizira hidrolizu ATP-a, istovremeno potrebni joni natrijuma i kalija. Transportna ATPaza veže i oslobađa ione natrijuma i kalija u određenim fazama enzimske reakcije, budući da se afinitet aktivnih mjesta enzima za jone natrijuma i kalija mijenja kako se reakcija odvija. Istovremeno, strukturne promjene u enzimu dovode do toga da se katjoni natrija i kalija prihvaćaju s jedne strane membrane, a oslobađaju s druge. Dakle, istovremeno sa hidrolizom ATP-a dolazi i do selektivnog kretanja katjona alkalnih elemenata (rad tzv. Na–K pumpe).
Dnevna potreba za kalijem kod djeteta je 12-13 mg na 1 kg težine, a kod odrasle osobe - 2-3 mg, tj. 4-6 puta manje. Najviše kalijuma koji mu je potreban čovek dobija iz hrane biljnog porekla.
Elena Savinkina
