Avastamise ajalugu. Kaalium: elemendi avastamise ajalugu Kaaliumi olulisemate ühendite keemilised omadused
KAALIUM(lat. Kalium), K (loe "kaalium"), keemiline element aatomnumbriga 19, aatommass 39,0983.
Kaalium esineb looduses kahe stabiilse nukliidi kujul: 39 K (93,10% massist) ja 41 K (6,88%), samuti ühe radioaktiivse 40 K (0,02%). Kaalium-40 T 1/2 poolestusaeg on ligikaudu 3 korda lühem kui uraan-238 T 1/2 ja on 1,28 miljardit aastat. Kell b kaalium-40 lagunemisel tekib stabiilne kaltsium-40 ja lagunemine elektronide püüdmise tüübi järgi tekitab inertgaasi argoon-40.
2K + 2H2O = 2KOH + H2
8K + 4H2SO4 \u003d K2S + 3K2SO4 + 4H2O.
Kuumutamisel 200–300 °C-ni reageerib kaalium vesinikuga (H), moodustades soolataolise hüdriidi KH:
Kviitung: Kaaliumi toodetakse praegu reageerimisel vedela naatriumi (Na) sula KOH-ga (temperatuuril 380-450 °C) või KCl-ga (760-890 °C juures):
Na + KOH = NaOH + K
Kaaliumi saadakse ka KCl-sulami elektrolüüsil, mis on segatud K 2 CO 3 -ga temperatuuril ligi 700 ° C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kaalium puhastatakse lisanditest vaakumdestilleerimisega.
Rakendus: metalliline kaaliummaterjal keemiliste vooluallikate elektroodide jaoks. Tuumareaktorites kasutatakse jahutusvedelikuna kaaliumisulamit teise leelismetalliga, naatriumiga (Na).
Selle ühendeid kasutatakse palju suuremas mahus kui metallilist kaaliumit. Kaalium oluline komponent taimede mineraaltoit (see võtab umbes 90% ekstraheeritud kaaliumisooladest), vajavad nad seda normaalseks arenguks märkimisväärses koguses, seetõttu kasutatakse laialdaselt kaaliumväetisi: kaaliumkloriid KCl, kaaliumnitraat või kaaliumnitraat, KNO 3, kaalium K 2 CO 3 ja muud kaaliumisoolad. Kaaliumkloriidi kasutatakse ka spetsiaalsete optiliste klaaside valmistamisel, vesiniksulfiidi absorbeerijana gaaside puhastamisel, veetustajana ja naha parkimisel.
Ravimina kasutatakse kaaliumjodiidi KI. Kaaliumjodiidi kasutatakse ka fotograafias ja mikroväetisena. Antiseptikuna kasutatakse kaaliumpermanganaadi KMnO 4 ("kaaliumpermanganaat") lahust.
Bioloogiline roll: Kaalium on üks olulisemaid biogeenseid elemente, mida leidub pidevalt kõigi organismide kõigis rakkudes. Kaaliumiioonid K+ osalevad ioonikanalite töös ja bioloogiliste membraanide läbilaskvuse reguleerimises, närviimpulsi tekitamises ja juhtimises, südame ja teiste lihaste aktiivsuse reguleerimises, erinevaid protsesse ainevahetus. Kaaliumisisaldust loomade ja inimeste kudedes reguleerivad neerupealiste steroidhormoonid. Keskmiselt sisaldab inimkeha (kehakaal 70 kg) umbes 140 g kaaliumi. Seetõttu peaks organism normaalseks eluks koos toiduga saama 2-3 g kaaliumi päevas. Kaaliumirikkad toidud nagu rosinad, kuivatatud aprikoosid, herned jt.
Kaaliumi (inglise Potassium, French Potassium, saksa Kalium) avastas 1807. aastal Davy, kes valmistas tahke, kergelt niisutatud kaustilise kaaliumkloriidi elektrolüüsi. Davy nimetas uut metalli kaaliumiks, kuid nimi ei jäänud külge. Metalli ristiisaks osutus ajakirja "Annalen deg Physik" tuntud väljaandja Hilbert, kes pakkus välja nime "kaalium"; see võeti vastu Saksamaal ja Venemaal. Mõlemad nimetused on tuletatud terminitest, mida kasutati ammu enne kaaliummetalli avastamist. Sõna kaalium on tuletatud sõnast potas, mis ilmus arvatavasti 16. sajandil. Seda leidub Van Helmontis ja 17. sajandi teisel poolel. kasutatakse Venemaal, Inglismaal ja Hollandis laialdaselt kaubandusliku toote - kaaliumkloriid - nimetusena. Vene keelde tõlgituna tähendab sõna potashe "potituhka või potis keedetud tuhk"; XVI-XVII sajandil. kaaliumkloriidi saadi suures koguses puutuhast, mida keedeti suurtes kateldes. Kaaliumkloriidist valmistati peamiselt liitrine (puhastatud) salpeet, millest valmistati püssirohtu. Eriti palju kaaliumkloriidi toodeti Venemaal, Arzamase ja Ardatovi lähedal asuvates metsades mobiilsetes tehastes (Maidans), mis kuulusid tsaar Aleksei Mihhailovitši sugulasele, lähedasele bojaarile B. I. Morozovile. Mis puutub sõna kaalium, siis see pärineb araabiakeelsest terminist leelis (leeliselised ained). Keskajal leelised või, nagu tollal öeldi, leelisesoolad peaaegu ei erinenud üksteisest ja nimetasid neid samatähenduslike nimetustega: natron, booraks, varek jne. Sõna kali (qila) esineb umbes 850 araabia kirjanikel, siis hakatakse kasutama sõna Qali (al-Qali), mis tähistas teatud taimede tuhast saadud toodet, nende sõnadega seostuvad araabia qiljin ehk qaljan (tuhk) ja qalaj (põletus). Iatrokeemia ajastul hakati leeliseid jagama "fikseeritud" ja "lenduvateks". 17. sajandil seal on nimetused alkali fixum minerale (mineraal fikseeritud leelis ehk seebikivi), alkali fixum. taimne (taimne fikseeritud leelis ehk kaalium ja seebikivi), samuti lenduv leelis (lenduv leelis või NH 3). Must eristab söövitavaid ja pehmeid või süsihappegaase. Leelised ei esine Lihtkehade tabelis, kuid tabeli joonealuses märkuses osutab Lavoisier, et fikseeritud leelised (kaalium ja sooda) on tõenäoliselt keerulised ained, kuigi nende koostisosade olemust pole veel uuritud. 19. sajandi esimese veerandi vene keemiakirjanduses. kaaliumit nimetati kaaliumiks (Solovjev, 1824), kaaliumiks (Insurance, 1825), potasiks (Štšeglov, 1830); "Dvigubsky poes" juba 1828. aastal. koos nimetusega potas (kaaliumsulfaat) on nimetus kali (kaustiline kaaliumhüdroksiid, kaaliumhüdroksiid jne). Nimetus kaalium sai üldtunnustatud pärast Hessi õpiku ilmumist.
Kaalium
KAALIUM- mina; m.[Araabia. kali] Keemiline element (K), hõbedane metall valge värv ekstraheeritakse süsinik-kaaliumsoolast (kaaliumkloriid).
◁ Kaalium, th, th. K-s hoiused. K soolad. kaaliumkloriid, th, th. K-s tööstusharu. K väetised.
kaalium(lat. Kalium), perioodilise süsteemi I rühma keemiline element, kuulub leelismetallide hulka. Nimi pärineb araabiakeelsest al-kali - potash (puidutuhast ammutatud kaaliumiühend). Hõbevalge metall, pehme, sulav; tihedus 0,8629 g / cm3, t pl 63,51ºC. Õhus oksüdeerub kiiresti, reageerib plahvatuslikult veega. Levimuse poolest maapõues on see 7. koht (mineraalid: silviin, kainiit, karnalliit jne; vt Kaaliumisoolad). See on osa taime- ja loomorganismide kudedest. Umbes 90% ekstraheeritud sooladest kasutatakse väetisena. Kaaliummetalli kasutatakse keemilistes vooluallikates, getterina elektrontorudes superperoksiidi KO 2 saamiseks; sulamid K Naga - jahutusvedelikud tuumareaktorites.
KAALIUMKAALIUM (lat. Kalium), K (loe "kaalium"), keemiline element aatomnumbriga 19, aatommass 39,0983.
Kaalium esineb looduslikult kahe stabiilse nukliidina (cm. NUKLIID): 39 K (93,10 massiprotsenti) ja 41 K (6,88%), samuti üks radioaktiivne 40 K (0,02%). Kaalium-40 T 1/2 poolestusaeg on ligikaudu 3 korda lühem kui uraan-238 T 1/2 ja on 1,28 miljardit aastat. Kaalium-40 b-lagunemise ajal moodustub stabiilne kaltsium-40 ja lagunemise ajal elektronide püüdmise tüübi järgi. (cm. ELEKTROONILINE PILDISTAMINE) tekib inertgaas argoon-40.
Kaalium on üks leelismetallidest (cm. LEELISELT METALLID). Mendelejevi perioodilises süsteemis on kaalium IA alagrupis neljandal perioodil. Välise elektronkihi konfiguratsioon 4 s 1, seega on kaaliumi oksüdatsiooniaste alati +1 (valentsus I).
Kaaliumi aatomiraadius on 0,227 nm, iooni raadius K + 0,133 nm. Kaaliumiaatomi järjestikuse ionisatsiooni energiad on 4,34 ja 31,8 eV. Elektronegatiivsus (cm. ELEKTRINE NEGATIIVSUS) kaalium Paulingi järgi 0,82, mis näitab selle väljendunud metallilisi omadusi.
IN vaba vorm- pehme, kerge, hõbedane metall.
Avastamise ajalugu
Kaaliumiühendid, samuti selle lähim keemiline analoog - naatrium (cm. NAATRIUM), on tuntud juba antiikajast ja neid on kasutatud erinevates inimtegevuse valdkondades. Need metallid ise eraldati aga esmakordselt vabas olekus alles 1807. aastal inglise teadlase G. Davy katsete käigus. (cm. DEVI Humphrey). Davy, kasutades elektrivoolu allikana galvaanielemente, viis läbi kaaliumkloriidi sulade elektrolüüsi (cm. KAALI) ja seebikivi (cm. seebikivi) ja eraldas seega metallilise kaaliumi ja naatriumi, mida ta nimetas "kaaliumiks" (sellest ka ingliskeelsetes maades ja Prantsusmaal säilinud kaaliumi nimi) ja "naatriumiks". 1809. aastal pakkus inglise keemik L. V. Gilbert välja nimetuse "kaalium" (araabia keelest al-kali – potash).
Looduses olemine
Kaaliumisisaldus maakoores on 2,41 massiprotsenti, kaalium kuulub maakoore levinumate elementide esikümnesse. Peamised kaaliumi sisaldavad mineraalid: sylviin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), silviniit (Na, K) Cl (see mineraal on kaaliumkloriidi KCl ja naatriumkloriidi NaCl kristallide tihedalt kokkupressitud mehaaniline segu), karnalliit (cm. KARNALLIIT) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), erinevad alumosilikaadid (cm. ALUMOSILIKAADID) sisaldavad kaaliumi, kainiiti (cm. Kainiit) KCl MgSO 4 3H 2O, polühaliit (cm. POLÜHALIIT) K 2SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2O, alunit (cm. ALUNITE) KAl3(SO4)2(OH)6. Merevesi sisaldab umbes 0,04% kaaliumi.
Kviitung
Praegu saadakse kaaliumi reageerimisel vedela naatriumi sula KOH-ga (temperatuuril 380-450 °C) või KCl-ga (760-890 °C juures):
Na + KOH = NaOH + K
Kaaliumi saadakse ka KCl-sulami elektrolüüsil, mis on segatud K 2 CO 3 -ga temperatuuril ligi 700 ° C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kaalium puhastatakse lisanditest vaakumdestilleerimisega.
Füüsilised ja keemilised omadused
Kaaliummetall on pehme, noaga kergesti lõigatav ning pressitav ja rullitav. Sellel on kuupkerekeskne kuupvõre, parameeter A= 0,5344 nm. Kaaliumi tihedus on väiksem kui vee tihedus ja võrdub 0,8629 g/cm 3 . Nagu kõik leelismetallid, sulab kaalium kergesti (sulamistemperatuur 63,51 °C) ja hakkab aurustuma isegi suhteliselt madalal kuumusel (kaaliumi keemistemperatuur 761 °C).
Kaalium, nagu ka teised leelismetallid, on keemiliselt väga aktiivne. Suhtleb kergesti atmosfäärihapnikuga, moodustades segu, mis koosneb peamiselt K 2 O 2 peroksiidist ja KO 2 superoksiidist (K 2 O 4):
2K + O 2 \u003d K 2 O 2, K + O 2 \u003d KO 2.
Õhus kuumutamisel põleb kaalium lillakaspunase leegiga. Vee ja lahjendatud hapetega interakteerub kaalium plahvatusega (saadud vesinik süttib):
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Selles koostoimes saab vähendada hapnikku sisaldavaid happeid. Näiteks väävelhappe väävliaatom redutseeritakse S, SO 2 või S 2-ks:
8K + 4H2SO4 \u003d K2S + 3K2SO4 + 4H2O.
Kuumutamisel 200–300 °C-ni reageerib kaalium vesinikuga, moodustades soolataolise hüdriidi KN:
2K + H2 = 2KH
Halogeenidega (cm. HALOGEENID) kaalium interakteerub plahvatusega. Huvitav on märkida, et kaalium ei interakteeru lämmastikuga.
Nagu teised leelismetallid, lahustub kaalium kergesti vedelas ammoniaagis, moodustades siniseid lahuseid. Selles olekus kasutatakse kaaliumi teatud reaktsioonide läbiviimiseks. Säilitamise ajal reageerib kaalium aeglaselt ammoniaagiga, moodustades amiidi KNH 2:
2K + 2NH 3 fl. \u003d 2KNH 2 + H 2
Olulisemad kaaliumiühendid on K 2 O oksiid, K 2 O 2 peroksiid, K 2 O 4 superoksiid, KOH hüdroksiid, KI jodiid, K 2 CO 3 karbonaat ja KCl kloriid.
Kaaliumoksiid K 2 O saadakse reeglina kaudselt peroksiidi ja metallilise kaaliumi reaktsiooni tõttu:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Sellel oksiidil on selged aluselised omadused, see reageerib kergesti veega, moodustades kaaliumhüdroksiidi KOH:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kaaliumhüdroksiid ehk kaaliumhüdroksiid lahustub vees hästi (20 °C juures kuni 49,10 massiprotsenti). Saadud lahus on leelistega seotud väga tugev alus ( cm. ALKALI). KOH reageerib happeliste ja amfoteersete oksiididega:
SO 2 + 2KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O \u003d 2K (nii et reaktsioon kulgeb lahuses) ja
Al 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAlO 2 + H 2 O (nii kulgeb reaktsioon reaktiivide sulatamisel).
Tööstuses saadakse kaaliumhüdroksiid KOH KCl või K 2 CO 3 vesilahuste elektrolüüsil, kasutades ioonvahetusmembraane ja membraane:
2KCl + 2H2O \u003d 2KOH + Cl2 + H2,
või K 2 CO 3 või K 2 SO 4 lahuste vahetusreaktsioonide tõttu Ca (OH) 2 või Ba (OH) 2-ga:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Kokkupuude tahke kaaliumhüdroksiidi või selle lahuste tilkadega nahale ja silmadele põhjustab naha ja limaskestade tõsiseid põletusi, seetõttu tuleks nende söövitavate ainetega töötada ainult kaitseprillide ja kinnastega. Kaaliumhüdroksiidi vesilahused hävitavad ladustamise ajal klaasi, sulavad - portselan.
Kaaliumkarbonaat K 2 CO 3 (tavaliselt nimetatakse kaaliumkloriidiks) saadakse kaaliumhüdroksiidi lahuse neutraliseerimisel süsinikdioksiidiga:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
Mõnede taimede tuhast leidub märkimisväärses koguses kaaliumkloriidi.
Rakendus
Metallist kaalium - materjal elektroodide jaoks keemilistes vooluallikates. Jahutusvedelikuna kasutatakse kaaliumi sulamit teise leelismetalliga - naatriumiga (cm. JAhutusvedelik) tuumareaktorites.
Selle ühendeid kasutatakse palju suuremas mahus kui metallilist kaaliumit. Kaalium on taimede mineraalse toitumise oluline komponent, nad vajavad seda normaalseks arenguks märkimisväärses koguses, seetõttu kasutatakse laialdaselt kaaliumväetisi. (cm. KAALUVÄETISED): kaaliumkloriid KCl, kaaliumnitraat või kaaliumnitraat, KNO 3, kaaliumkloriid K 2 CO 3 ja muud kaaliumisoolad. Kaaliumkloriidi kasutatakse ka spetsiaalsete optiliste klaaside valmistamisel, vesiniksulfiidi absorbeerijana gaaside puhastamisel, veetustajana ja naha parkimisel.
Ravimina kasutatakse kaaliumjodiidi KI. Kaaliumjodiidi kasutatakse ka fotograafias ja mikroväetisena. Antiseptikuna kasutatakse kaaliumpermanganaadi KMnO 4 ("kaaliumpermanganaat") lahust.
Sisu järgi kivid ah radioaktiivsed 40 K määravad nende vanuse.
kaalium organismis
Kaalium on üks olulisemaid biogeenseid elemente (cm. BIOGEENSED ELEMENDID) esineb kõigi organismide kõigis rakkudes. Kaaliumiioonid K + osalevad ioonikanalite töös (cm. ION KANALID) ja bioloogiliste membraanide läbilaskvuse reguleerimine (cm. BIOLOOGILISED MEMBRAANID), närviimpulsi tekitamisel ja juhtimisel, südame ja teiste lihaste aktiivsuse reguleerimisel, erinevates ainevahetusprotsessides. Kaaliumisisaldust loomade ja inimeste kudedes reguleerivad neerupealiste steroidhormoonid. Keskmiselt sisaldab inimkeha (kehakaal 70 kg) umbes 140 g kaaliumi. Seetõttu peaks organism normaalseks eluks koos toiduga saama 2-3 g kaaliumi päevas. Kaaliumirikkad toidud nagu rosinad, kuivatatud aprikoosid, herned jt.
Metallilise kaaliumi käitlemise omadused
Kaaliummetall võib põhjustada väga tugevaid nahapõletusi, kui väikseimad kaaliumiosakesed satuvad silma, tekivad rasked vigastused koos nägemise kaotusega, mistõttu saab kaaliummetalliga töötada ainult kaitsekinnaste ja -prillidega. Ignite kaaliumkloriid valatakse mineraalõliga või kaetakse talgi ja NaCl seguga. Kaaliumi hoitakse hermeetiliselt suletud raudanumates dehüdreeritud petrooleumi või mineraalõli kihi all.
entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .
Sünonüümid:Vaadake, mis on "kaalium" teistes sõnaraamatutes:
Kaalium 40 ... Vikipeedia
Novolatinsk. kalium, araabia keelest. kali, leelis. Pehme ja kerge metall, mis moodustab Kali põhja. Devi avastas 1807. aastal. Selgitus 25000 võõrsõnad mis tulid kasutusele vene keeles oma juurte tähendusega. Michelson A.D., 1865. ...... Vene keele võõrsõnade sõnastik
- (Kaalium), K, perioodilise süsteemi I rühma keemiline element, aatomnumber 19, aatommass 39,0983; viitab leelismetallidele; sulamistemperatuur 63,51 °C. Elusorganismides on kaalium peamine rakusisene katioon, mis osaleb bioelektrilise ... ... Kaasaegne entsüklopeedia
KAALIUM- (Kaalium, s. Kaalium), keemia. element, char. K, seerianumber 19, hõbevalge, läikiv metall, vaha tihedus tavalise ta juures; avastas Devi 1807. aastal. Oud. V. temperatuuril 20° 0,8621, aatommass 39,1, monovalentne; sulamispunkt … Suur meditsiiniline entsüklopeedia
Kaalium- (Kaalium), K, perioodilise süsteemi I rühma keemiline element, aatomnumber 19, aatommass 39,0983; viitab leelismetallidele; sulamistemperatuur 63,51 °C. Elusorganismides on kaalium peamine rakusisene katioon, mis osaleb bioelektrilise ... ... Illustreeritud entsüklopeediline sõnaraamat
- (sümbol K), tavaline leelismetallidega seotud keemiline element. Selle eraldas esmakordselt Sir Humphry Davy aastal 1807. Selle peamised maagid on silviin (kaaliumkloriid), karnaliit ja polühaliit. Kaalium on jahutusvedelik aatomis ... Teaduslik ja tehniline entsüklopeediline sõnastik
Abikaasa. kaalium, metall, mis moodustab kaaliumi aluse, väga sarnane naatriumile (naatriumile). Kali vrd, neskl., taimne leelis või leelisesool; kaaliumkarbonaat, puhas kaaliumkloriid. Kaalium, mis on seotud kaaliumiga. Calistic, sisaldab kaaliumi. Selgitav ...... Dahli seletav sõnaraamat - KAALIUM, kaalium, pl. ei, mehelik ja kali, ebaselge, vrd. (araabia. kaaliumkloriid) (keemia). Keemiline element on hõbevalge leelismetall, mis on ekstraheeritud süsinik-kaaliumsoolast. Ušakovi seletav sõnaraamat. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Ušakovi seletav sõnaraamat
Kaalium on keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma, neljanda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 19. Seda tähistatakse sümboliga K (lat. Kalium). Lihtaine kaalium (CAS number: 7440-09-7) on pehme hõbevalge leelismetall.
Looduses leidub kaaliumi ainult ühendites teiste elementidega, näiteks merevees, aga ka paljudes mineraalides. See oksüdeerub õhu käes väga kiiresti ja siseneb väga kergesti keemilised reaktsioonid, eriti veega, moodustades leelise. Kaaliumi keemilised omadused on paljuski väga sarnased naatriumile, kuid bioloogilise funktsiooni ja elusorganismide rakkude poolt kasutatavate omaduste poolest on need siiski erinevad.
Nime ajalugu ja päritolu
Kaaliumit (täpsemalt selle ühendeid) on kasutatud juba iidsetest aegadest. Seega valmistati kaaliumkloriidi (mida kasutati kui pesuaine) oli olemas juba 11. sajandil. Põhu või puidu põletamisel tekkinud tuhk töödeldi veega ja saadud lahus (leelis) aurustati pärast filtreerimist. Kuiv jääk sisaldas lisaks kaaliumkarbonaadile kaaliumsulfaati K 2 SO 4, soodat ja kaaliumkloriidi KCl.
1807. aastal eraldas inglise keemik Davy kaaliumi kaaliumi kaaliumisulami (KOH) elektrolüüsi teel ja andis sellele nimeks "kaalium" (lat. kaalium; see nimi on siiani levinud inglise, prantsuse, hispaania, portugali ja poola keeles). 1809. aastal pakkus L.V.Gilbert välja nimetuse "kaalium" (lat. kalium, araabia keelest al-kali – potas). See nimi on lisatud saksa keel, sealt enamikesse Põhja- ja Ida-Euroopa keeltesse (sh vene keelde) ja "võitis" selle elemendi sümboli valimisel - K.
Kviitung
Kaalium, nagu ka teised leelismetallid, saadakse sulatatud kloriidide või leeliste elektrolüüsil. Kuna kloriididel on rohkem kõrge temperatuur sulamine (600–650 ° C), seejärel viiakse sagedamini sirgendatud leeliste elektrolüüs läbi sooda või kaaliumkloriidi lisamisega (kuni 12%). Sulanud kloriidide elektrolüüsi ajal eraldub katoodil sula kaalium ja anoodil kloor:
K + + e - → K
2Cl - - 2e - → Cl 2
Leeliste elektrolüüsi käigus eraldub katoodil ka sula kaalium ja anoodil hapnik:
4OH - - 4e - → 2H 2O + O 2
Sulatusest tulev vesi aurustub kiiresti. Et kaalium ei suhtleks kloori või hapnikuga, on katood valmistatud vasest ja selle kohale asetatakse vasesilinder. Moodustunud kaalium sula kujul kogutakse silindrisse. Anood valmistatakse ka nikli (leeliste elektrolüüsil) või grafiidi (kloriidide elektrolüüsil) silindri kujul.
Füüsikalised omadused
Kaalium on hõbedane aine, millel on värskelt moodustunud pinnal iseloomulik läige. Väga kerge ja kerge. Lahustub suhteliselt hästi elavhõbedas, moodustades amalgaame. Põleti leeki sattudes värvib kaalium (nagu ka selle ühendid) leegi iseloomulikuks roosakasvioletseks värviks.
Keemilised omadused
Elementaarsel kaaliumil, nagu ka teistel leelismetallidel, on tüüpilised metallilised omadused ja see on väga reaktsioonivõimeline, olles tugev redutseerija. Õhus tuhmub värske lõige kiiresti, kuna moodustuvad ühendid (oksiidid ja karbonaadid). Pikaajalisel kokkupuutel atmosfääriga võib see täielikult kokku kukkuda. Reageerib plahvatuslikult veega. Seda tuleb hoida bensiini, petrooleumi või silikoonikihi all, et vältida õhu ja vee kokkupuudet selle pinnaga. Na, Tl, Sn, Pb, Bi-ga moodustab kaalium intermetallilisi ühendeid.
Artikli sisu
KAALIUM(Kaalium) K, perioodilise tabeli 1. rühma (Ia) kuuluv keemiline element, on leeliseline element. Aatomnumber 19, aatommass 39,0983. See koosneb kahest stabiilsest isotoobist 39 K (93,259%) ja 41 K (6,729%), samuti radioaktiivsest isotoobist 40 K, mille poolestusaeg on ~10 9 aastat. See isotoop mängib looduses erilist rolli. Selle osatähtsus isotoopide segus on vaid 0,01%, samas on see peaaegu kogu Maa atmosfääris sisalduva argooni 40 Ar allikas, mis tekib 40 K radioaktiivsel lagunemisel. Lisaks on 40 K elusorganisme, mis võib-olla mõjutab nende arengut.
40 K isotoopi kasutatakse kivimite vanuse määramiseks kaalium-argooni meetodil. Kunstlikku isotoopi 42 K poolväärtusajaga 15,52 aastat kasutatakse meditsiinis ja bioloogias radioaktiivse märgistusainena.
+1 oksüdatsiooniaste.
Kaaliumiühendid on tuntud juba iidsetest aegadest. Kaaliumkarbonaat K 2 CO 3 - on puidutuhast ammu eraldatud.
Kaaliummetalli saadi 1807. aastal sulatatud kaaliumkloriidi (KOH) elektrolüüsil inglise keemiku ja füüsiku Humphry Davy poolt. Davy valitud nimi "kaalium" peegeldab selle elemendi päritolu kaaliumkloriidist. Elemendi ladinakeelne nimetus on tuletatud kaaliumkloriidi araabiakeelsest nimetusest "al-kali". Sõna "kaalium" tõi 1831. aastal vene keemianomenklatuuri Peterburi akadeemik Hermann Hess (1802–1850).
Kaaliumi levik looduses ja selle tööstuslik kaevandamine.
Suhteliselt suured kaaliumisoolade ladestused puhtal kujul tekkis iidsete merede aurustumise tagajärjel. Keemiatööstuse jaoks on kõige olulisemad kaaliumi mineraalid sylviin (KCl) ja silviniit (NaCl ja KCl segusool). Kaaliumi leidub ka topeltkloriidi KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalliit) ja sulfaadi K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (langbeiniidi) kujul. Massiivsed kaaliumisoolade kihid avastati esmakordselt Stassfurtis (Saksamaa) aastal 1856. Neist kaevandati aastatel 1861–1972 kaaliumkloriidi tööstuslikus ulatuses.
Ookeani vesi sisaldab umbes 0,06% kaaliumkloriidi. Mõnes siseveekogus, näiteks Soolajärves või Surnumeres, võib selle kontsentratsioon olla kuni 1,5%, mistõttu on elemendi eraldamine majanduslikult otstarbekas. Jordaaniasse on ehitatud tohutu tehas, mis suudab Surnumerest eraldada miljoneid tonne kaaliumisooli.
Kuigi naatriumi ja kaaliumi leidub kivimites peaaegu võrdselt, on ookeanis kaaliumi umbes 30 korda vähem kui naatriumi. Selle põhjuseks on eelkõige asjaolu, et suuremat katiooni sisaldavad kaaliumisoolad lahustuvad vähem kui naatriumsoolad ning savides toimuva ioonivahetuse tõttu on kaalium tugevamini seotud pinnases komplekssilikaatides ja aluminosilikaatides. Lisaks omastavad taimed rohkem kaaliumi, mis kivimitest leostub. Arvatakse, et tuhandest keemilise murenemise käigus vabanenud kaaliumiaatomist jõuab merebasseinidesse vaid kaks ja pinnasesse jääb 998. "Muld imab kaaliumi ja see on selle imeline jõud," kirjutas akadeemik Aleksander Jevgenievitš Fersman (1883–1945).
Kaalium on taimede elu oluline element ja looduslike taimede arengut piirab sageli kaaliumi kättesaadavus. Kaaliumipuuduse korral kasvavad taimed aeglasemalt, nende lehed, eriti vanad, muutuvad kollaseks ja servadest pruuniks, vars muutub õhukeseks ja hapraks ning seemned kaotavad idanemisvõime. Sellise taime viljad – see on eriti märgatav puuviljadel – on vähem magusad kui normaalse kaaliumiannuse saanud taimede viljad. Kaaliumipuudus kompenseeritakse väetistega.
Kaaliumväetised on kaaliumi sisaldavate toodete põhiliik (95%). KCl on enimkasutatud, moodustades üle 90% väetisena kasutatavast kaaliumist.
Maailma kaaliumväetiste toodang oli 2003. aastal hinnanguliselt 27,8 miljonit tonni (K 2 O osas arvutatakse kaaliumväetistes sisalduv kaaliumisisaldus tavaliselt ümber K 2 O-ks). Neist 33% on valmistatud Kanadas. 13% maailma kaaliumväetiste toodangust moodustavad tootmisühendused Uralkali ja Belaruskali.
Lihtaine iseloomustus ja kaaliummetalli tööstuslik tootmine.
Kaalium on pehme hõbevalge metall, mille sulamistemperatuur on 63,51 ° C ja keemistemperatuur 761 ° C. See annab leegile iseloomuliku punakasvioletse värvuse, mis on tingitud selle väliste elektronide ergastamise lihtsusest.
See on keemiliselt väga aktiivne, suhtleb kergesti hapnikuga ja süttib õhu käes kuumutamisel. Selle reaktsiooni põhiproduktiks on kaaliumsuperoksiid KO 2 .
Vee ja lahjendatud hapetega interakteerub kaalium plahvatuse ja süttimisega. väävelhape redutseeritakse vesiniksulfiidiks, väävliks ja vääveldioksiidiks ning lämmastik - lämmastikoksiidideks ja N2-ks.
Kuumutamisel 200–350 °C-ni reageerib kaalium vesinikuga, moodustades KH-hüdriidi. Kaaliummetall süttib fluori atmosfääris, suhtleb nõrgalt vedela klooriga, kuid kokkupuutel broomiga ja joodiga hõõrudes plahvatab. Kaalium reageerib kalkogeenide ja fosforiga. Grafiidiga 250–500 °C juures moodustab see kihilisi ühendeid koostisega C 8 K–C 60 K.
Kaalium lahustub vedelas ammoniaagis (35,9 g 100 ml-s temperatuuril -70 °C), moodustades ebatavaliste omadustega helesinised metastabiilsed lahused. Ilmselt täheldas seda nähtust esimest korda Sir Humphrey Davy aastal 1808. Vedelas ammoniaagis sisalduvaid kaaliumilahuseid on laialdaselt uuritud alates sellest, kui T. Weil 1863. aastal need hankis.
Kaalium ei lahustu vedelas liitiumis, magneesiumis, kaadmiumis, tsingis, alumiiniumis ja galliumis ega reageeri nendega. Naatriumiga moodustab see intermetallilise ühendi KNa 2, mis sulab lagunedes temperatuuril 7 ° C. Rubiidiumi ja tseesiumiga annab kaalium tahkeid lahuseid minimaalsed temperatuurid sulab umbes 35 ° C. Elavhõbedaga moodustab see amalgaami, mis sisaldab kahte elavhõbedat KHg 2 ja KHg sulamistemperatuuriga vastavalt 270 ja 180 ° C.
Kaalium interakteerub jõuliselt paljude oksiididega, redutseerides need lihtsateks aineteks. Alkoholidega moodustab see alkoholaate.
Erinevalt naatriumist ei saa kaaliumit kloriidsulami elektrolüüsil, kuna kaalium lahustub sulakloriidis väga hästi ega uju pinnale. Täiendavat raskust tekitab superoksiidi moodustumine, mis reageerib metallilise kaaliumiga plahvatusega, seetõttu seisneb metallilise kaaliumi tööstusliku tootmise meetod sula kaaliumkloriidi redutseerimises metallilise naatriumiga temperatuuril 850 ° C.
Kaaliumkloriidi redutseerimine naatriumiga on esmapilgul vastuolus tavapärase reaktsioonivõime järjekorraga (kaalium on reaktiivsem kui naatrium). Kuid temperatuuril 850–880 ° C saavutatakse tasakaal:
Na(g) + K + (g) Na + (g) + K(g)
Kuna kaalium on lenduvam, aurustub see varem, mis nihutab tasakaalu ja soodustab reaktsiooni. Kaaliumi saab fraktsioneeriva destilleerimisega täidetud kolonnis 99,5% puhtusega, kuid tavaliselt kasutatakse transpordiks kaaliumi ja naatriumi segu. 15–55% naatriumi sisaldavad sulamid on (at toatemperatuuril) vedelik, nii et neid on lihtsam transportida.
Mõnikord redutseeritakse kaaliumi kloriidist teiste elementide abil, mis moodustavad stabiilseid oksiide:
6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl2 + CaO Al 2O 3 + 6K
Kaaliummetalli, mida on naatriumist keerulisem ja kallim toota, toodetakse palju väiksemates kogustes (maailma toodang on umbes 500 tonni aastas). Üks neist kriitilised alad rakendused - superoksiidi KO 2 saamine metalli otsesel põletamisel.
Kaaliummetalli kasutatakse katalüsaatorina teatud tüüpi sünteetilise kummi tootmisel, samuti laboripraktikas. Kaaliumi ja naatriumi sulam toimib tuumareaktorites jahutusvedelikuna. See on ka redutseerija titaani tootmisel.
Kaalium põhjustab tõsiseid nahapõletusi. Kui selle väikseimgi puru satub silma, on võimalik nägemise kaotus. Ignite kaaliumkloriid valatakse mineraalõliga või kaetakse talgi ja naatriumkloriidi seguga.
Kaaliumi hoitakse hermeetiliselt suletud kastides dehüdreeritud petrooleumi või mineraalõli kihi all. Kaaliumijäätmed kõrvaldatakse, töödeldes neid kuiva etanooli või propanooliga, millele järgneb saadud alkoholaatide lagundamine veega.
Kaaliumiühendid.
Kaalium moodustab arvukalt kahekomponentseid ühendeid ja sooli. Peaaegu kõik kaaliumisoolad on hästi lahustuvad. Erandid on:
KHC 4 H 4 O 6 - kaaliumvesiniktartraat
KClO 4 - kaaliumperkloraat
K 2 Na 6H 2 O - naat(III) hüdraat
K 2 – kaaliumheksakloroplatinaat (IV)
kaaliumoksiid K 2 O moodustab kollakad kristallid. Seda saadakse kaaliumi kuumutamisel hüdroksiidi, peroksiidi, nitraadi või kaaliumnitritiga:
2KNO 2 + 6K = 4K 2O + N 2
Kasutatakse ka kaaliumasiidi KN 3 ja kaaliumnitriti segu kuumutamist või vedelas ammoniaagis lahustatud kaaliumi oksüdeerimist arvestusliku hapnikukogusega.
Kaaliumoksiid on käsnraua aktivaator, mida kasutatakse katalüsaatorina ammoniaagi sünteesil.
Kaaliumperoksiid Lihtsatest ainetest on K 2 O 2 raske saada, kuna see oksüdeerub kergesti superoksiidiks KO 2, seetõttu kasutatakse metalli oksüdeerimist NO-ga. Parim meetod selle valmistamiseks on aga vedelas ammoniaagis lahustunud metalli kvantitatiivne oksüdeerimine.
Kaaliumperoksiidi võib pidada kahealuselise happe soolaks H 2 O 2 . Seega, kui see suhtleb hapete või veega külmas, moodustub kvantitatiivselt vesinikperoksiid.
Kaalium superoksiid KO 2 (oranž) tekib metalli normaalsel põlemisel õhus. Seda ühendit kasutatakse miinide, allveelaevade ja kosmoselaevade hingamismaskides hapniku varuallikana.
KO 2 hoolika termilise lagundamise korral moodustub tumeda paramagnetilise pulbri kujul seskvioksiid “K 2 O 3 ”, mida võib saada ka vedelas ammoniaagis lahustatud metalli oksüdeerimisel või peroksiidi kontrollitud oksüdeerimisel. Eeldatakse, et see on dinaperoksiidperoksiid [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2].
Kaaliumosoniid KO 3 võib saada osooni toimel veevaba kaaliumhüdroksiidi pulbriga madalal temperatuuril, millele järgneb produkti (punane) ekstraheerimine vedela ammoniaagiga. Seda kasutatakse kompositsioonide komponendina õhu regenereerimiseks suletud süsteemides.
Kaaliumhüdroksiid KOH on tugev alus ja kuulub leeliste hulka. Selle traditsiooniline nimetus "kaustiline kaaliumkloriid" peegeldab selle aine söövitavat toimet eluskudedele.
Tööstuses saadakse kaaliumhüdroksiidi kaaliumkloriidi või karbonaadi vesilahuste elektrolüüsil raud- või elavhõbekatoodiga (maailma toodang on umbes 0,7 miljonit tonni aastas). Kaaliumhüdroksiidi saab filtraadist eraldada pärast kaaliumkarbonaadi ja kaltsiumhüdroksiidi või kaaliumsulfaadi ja baariumhüdroksiidi interaktsioonil tekkinud sademete eraldamist.
Valmistamiseks kasutatakse kaaliumhüdroksiidi vedelseep ja mitmesugused kaaliumiühendid. Lisaks toimib see leelispatareides elektrolüüdina.
Kaaliumfluoriid KF moodustab haruldase mineraali karobbiiti. Kaaliumfluoriid saadakse vesinikfluoriidi või ammooniumfluoriidi vesilahuste interaktsioonil kaaliumhüdroksiidi või selle sooladega.
Kaaliumfluoriidi kasutatakse erinevate fluori sisaldavate kaaliumiühendite sünteesiks, fluoreeriva ainena orgaanilises sünteesis ning ka happekindlate pahtlite ja eriklaaside komponendina.
kaaliumkloriid KCl leidub looduses. Selle eraldamise tooraineks on silviin, silviniit, karnalliit.
Kaaliumkloriid saadakse silviniidist galurgia ja flotatsiooni meetodil. Galurgia (tõlkes kreeka keelest - "soolaäri") hõlmab looduslike soolade toorainete koostise ja omaduste uurimist ning meetodite väljatöötamist mineraalsoolade tööstuslikuks tootmiseks sellest. Halurgiline eraldamismeetod põhineb KCl ja NaCl erineval lahustuvusel vees kõrgendatud temperatuuridel. Normaaltemperatuuril on kaalium- ja naatriumkloriidi lahustuvus peaaegu sama. Temperatuuri tõustes naatriumkloriidi lahustuvus peaaegu ei muutu ja kaaliumkloriidi lahustuvus suureneb järsult. Külmas valmistatakse mõlemast soolast küllastunud lahus, seejärel kuumutatakse ja töödeldakse sellega silviniiti. Sel juhul küllastatakse lahus täiendavalt kaaliumkloriidiga ja osa naatriumkloriidist tõrjutakse lahusest välja, sadestub ja eraldatakse filtrimisega. Lahus jahutatakse ja liigne kaaliumkloriid kristalliseerub välja. Kristallid eraldatakse tsentrifuugides ja kuivatatakse ning emalahust kasutatakse uue osa silviniidi töötlemiseks. Kaaliumkloriidi eraldamiseks kasutatakse seda meetodit laiemalt kui flotatsioonimeetodit, mis põhineb ainete erineval märguvusel.
Kaaliumkloriid on kõige levinum kaaliumkloriidväetis. Lisaks väetisena kasutamisele kasutatakse seda peamiselt kaaliumhüdroksiidi tootmiseks elektrolüüsi teel. Sellest saadakse ka teisi kaaliumiühendeid.
Kaaliumbromiid KBr saadakse broomi reageerimisel kaaliumhüdroksiidiga ammoniaagi juuresolekul, samuti broomi või bromiidide reageerimisel kaaliumsooladega.
Kaaliumbromiidi kasutatakse laialdaselt fotograafias. Orgaanilises sünteesis on see sageli broomi allikas. Varem kasutati kaaliumbromiidi meditsiinis rahustina ("broom"). Kaaliumbromiidi monokristalle kasutatakse IR-spektromeetrite prismade valmistamisel ja ka maatriksina tahkete ainete IR-spektrite võtmisel.
kaaliumjodiid KI moodustab värvituid kristalle, mis muutuvad valguse käes kollakaks õhuhapnikuga oksüdeerumise ja joodi eraldumise tõttu. Seetõttu hoitakse kaaliumjodiidi tumedates klaaspudelites.
Kaaliumjodiid saadakse joodi interaktsioonil kaaliumhüdroksiidiga sipelghappe või vesinikperoksiidi juuresolekul, samuti jodiidide vahetusreaktsioonidel kaaliumisooladega. See oksüdeeritakse lämmastikhappega kaaliumjodaadiks KIO 3 . Kaaliumjodiid reageerib joodiga, moodustades vees lahustuva kompleksi K ning kloori ja broomiga annab vastavalt K ja K.
Kaaliumjodiidi kasutatakse ravimina meditsiinis ja veterinaarmeditsiinis. See on jodomeetria reagent. Kaaliumjodiid on fotograafias uduvastane aine, elektrolüüdi komponent elektrokeemilistes konverterites, lisand joodi lahustuvuse suurendamiseks vees ja polaarsetes lahustites, mikroväetis.
kaaliumsulfiid K 2 S on vees hästi lahustuv. Hüdrolüüsi käigus loob see lahuses leeliselise keskkonna:
K 2 S = 2K + + S 2– ; S 2– + H 2 O HS – + OH –
Kaaliumsulfiid oksüdeerub kergesti õhu käes ja süttimisel põleb. See saadakse kaalium- või kaaliumkarbonaadi interaktsioonil väävliga ilma õhu juurdepääsuta, samuti kaaliumsulfaadi redutseerimisel süsinikuga.
Kaaliumsulfiid on fotograafias valgustundlike emulsioonide komponent. Seda kasutatakse analüütilise reagendina metallide sulfiidide eraldamiseks ja nahatöötluspreparaatide komponendina.
Vesilahuse küllastumisel vesiniksulfiidiga moodustub kaaliumvesiniksulfiid KHS, mida saab eraldada värvitute kristallidena. Seda kasutatakse analüütilises keemias raskmetallide eraldamiseks.
Kaaliumsulfiidi kuumutamisel väävliga saadakse kollased või punased kaaliumpolüsulfiidid KS. n (n= 2–6). Kaaliumpolüsulfiidide vesilahuseid saab saada kaaliumhüdroksiidi või kaaliumsulfiidi lahuste keetmisel väävliga. Kaaliumkarbonaadi paagutamisel liigse väävliga õhus moodustub nn väävlimaks - KS segu n ja K2S2O3.
Polüsulfiide kasutatakse terase ja malmi sulfideerimiseks. Väävelmaksa kasutatakse kui ravim nahahaiguste raviks ja pestitsiidina.
kaaliumsulfaat K 2 SO 4 esineb looduslikult kaaliumisoolade ladestutes ja soolajärvede vetes. Seda saab saada kaaliumkloriidi ja väävelhappe või muude elementide sulfaatide vahelisel vahetusreaktsioonil.
Kaaliumsulfaati kasutatakse väetisena. See aine on kallim kui kaaliumkloriid, kuid mitte hügroskoopne ja mittepaakuva, erinevalt kaaliumkloriidist võib kaaliumsulfaati kasutada igal pinnasel, sealhulgas soolalahusel.
Maarja ja teisi kaaliumiühendeid saadakse kaaliumsulfaadist. See on osa klaasitootmise tasust.
kaaliumnitraat KNO 3 on tugev oksüdeerija. Seda nimetatakse sageli kaaliumnitraadiks. Looduses tekib see orgaaniliste ainete lagunemisel nitrifitseerivate bakterite elutegevuse tulemusena.
Kaaliumnitraat saadakse kaaliumkloriidi ja naatriumnitraadi vahetusreaktsioonil, samuti lämmastikhappe või lämmastikgaaside toimel kaaliumkarbonaadile või kloriidile.
Kaaliumnitraat on suurepärane väetis, mis sisaldab nii kaaliumi kui ka lämmastikku, kuid seda kasutatakse vähem kui kaaliumkloriidi. kõrge hind tootmine. Kaaliumnitraati kasutatakse ka musta pulbri ja pürotehniliste kompositsioonide valmistamiseks, tikkude ja klaasi tootmiseks. Lisaks kasutatakse seda lihatoodete konserveerimisel.
Kaaliumkarbonaat K 2 CO 3 nimetatakse ka kaaliumkloriidiks. Saadakse süsinikdioksiidi toimel kaaliumhüdroksiidi lahustele või magneesiumkarbonaadi suspensioonidele kaaliumkloriidi juuresolekul. See on nefeliini alumiiniumoksiidiks töötlemise kõrvalsaadus.
Märkimisväärne kogus kaaliumkarbonaati leidub taimetuhas. Kõige rohkem on kaaliumi päevalilletuhas - 36,3%. Küttepuude tuhas on kaaliumoksiidi palju vähem - 3,2% (kuuse küttepuud) kuni 13,8% (kaseküttepuud). Veel vähem on turbatuhas kaaliumi.
Kaaliumkarbonaati kasutatakse peamiselt kvaliteetse klaasi tootmiseks, mida kasutatakse optilistes läätsedes, värviteleritorudes ja luminofoorlampides. Seda kasutatakse ka portselani, värvainete ja pigmentide tootmisel.
Kaaliumpermanganaat KMnO 4 moodustab tumelillasid kristalle. Selle aine lahused on punakasvioletset värvi. Kaaliumpermanganaat saadakse mangaani või ferromangaani anoodsel oksüdeerimisel tugevalt aluselises keskkonnas.
Kaaliumpermanganaat on tugev oksüdeerija. Seda kasutatakse pleegitus-, pleegitus- ja puhastusainena. Seda kasutatakse ka orgaanilises sünteesis, näiteks sahhariini tootmisel.
Kaaliumhüdriid KH on valge tahke aine, mis laguneb lihtsad ained. Kaaliumhüdriid on tugevaim redutseerija. See süttib niiskes õhus ning fluori või kloori sisaldavas keskkonnas. Kaaliumhüdriidi saab oksüdeerida isegi nõrkade oksüdeerivate ainetega, nagu vesi ja süsinikdioksiid:
KH + H2O \u003d KOH + H2
KH + CO 2 \u003d K (HCOO) (kaaliumformiaat)
Kaaliumhüdriid reageerib ka hapete ja alkoholidega ning võib süttida. See redutseerib vesiniksulfiidi, vesinikkloriidi ja muid vesinikku (I) sisaldavaid aineid:
2KH + H2S = K2S + 2H2
KH + HCl \u003d KCl + H 2
Kaaliumhüdriidi kasutatakse redutseeriva ainena anorgaanilises ja orgaanilises sünteesis.
Kaaliumtsüaniid KCN, tuntud kui kaaliumtsüaniid, moodustab värvituid kristalle, mis lahustuvad hästi vees ja mõnes mittevesilahustis. Vesilahuses hüdrolüüsub see järk-järgult vesiniktsüaniidi HCN vabanemisega ja vesilahuste keetmisel laguneb see kaaliumformiaadiks ja ammoniaagiks.
Kaaliumtsüaniidi juuresolekul võivad toimuda mitte päris tavalised reaktsioonid, näiteks vask reageerib veega, vabastades sellest vesiniku ja moodustades kaaliumditsüanokupraati (I):
Sarnastes tingimustes toimub interaktsioon kulla puhul. Tõsi, see vähem aktiivne metall ei ole võimeline veega oksüdeerima, kuid hapniku juuresolekul lahustub see tsüanokompleksi - kaaliumditsüanoauraadi (I) kujul:
4Au + 8KCN + 2H 2O + O 2 \u003d 4K + 4NaOH
Kaaliumtsüaniid valmistatakse vesiniktsüaniidi reageerimisel liigse kaaliumhüdroksiidiga. See on reagent hõbeda ja kulla ekstraheerimiseks kehvadest maakidest, elektrolüütide komponent plaatina hõbedast puhastamiseks ning kullamise ja hõbedamise galvaniseerimiseks. Kaaliumtsüaniidi kasutatakse keemilises analüüsis reagendina hõbeda, nikli ja elavhõbeda määramisel.
Kaaliumtsüaniid on väga mürgine. Inimesele on surmav annus 120 mg.
Komplekssed ühendid. Kaalium moodustab kõige stabiilsemad kompleksühendid polüdentaatligandidega (molekulid või ioonid, mis võivad aatomiga mitme sideme kaudu ühineda), näiteks makrotsükliliste polüestritega (krooneetritega).
Kroonieetrid (inglise keelest kroon - kroon) sisaldavad tsüklis rohkem kui 11 aatomit, millest vähemalt neli on hapnikuaatomid. Kroonieetrite triviaalsetes nimetustes on aatomite koguarv tsüklis ja hapnikuaatomite arv tähistatud numbritega, mis paiknevad vastavalt sõna "kroon" ette ja järele. Sellised nimed on palju lühemad kui süstemaatilised. Näiteks 12-kroon-4 (joonis 1) nimetatakse rahvusvahelise nomenklatuuri järgi 1,4,7,10,13-tetraoksotsüklododekaaniks.
Riis. 1. GRAAFILINE VALEMühendid 12-kroon-4.
Krooneetrid moodustavad metallikatioonidega stabiilseid komplekse. Sel juhul on katioon kaasatud krooneetri molekulisisesesse õõnsusse ja jääb sinna ioon-dipooli interaktsiooni tõttu hapnikuaatomitega. Kõige stabiilsemad on katioonidega kompleksid, mille geomeetrilised parameetrid vastavad krooneetri õõnsusele. Kõige stabiilsemad kompleksid kaaliumkatiooniga moodustavad krooneetreid, mis sisaldavad 6 hapnikuaatomit, näiteks 18-kroon-6 (joonis 2).
Riis. 2. GRAAFILINE VALEM kaaliumikompleks 18-kroon-6 .
Kaaliumi bioloogiline roll(ja naatrium). Kaalium koos naatriumiga reguleerib ainevahetusprotsesse elusorganismides. Inimese organismis sisaldavad rakud suures koguses kaaliumiioone (0,12–0,16 mol/l), kuid suhteliselt vähe naatriumioone (0,01 mol/l). Naatriumioonide sisaldus on ekstratsellulaarses vedelikus palju suurem (umbes 0,12 mol / l), seetõttu kontrollivad kaaliumiioonid rakusisest aktiivsust ja naatriumioonid kontrollivad rakkudevahelist aktiivsust. Need ioonid ei saa üksteist asendada.
Naatrium-kaaliumgradiendi olemasolu rakumembraani sise- ja välisküljelt põhjustab potentsiaalsete erinevuste ilmnemist membraani vastaskülgedel. Närvikiud on võimelised impulsse edastama ja lihased kokkutõmbuma just tänu sisemise negatiivse laengu olemasolule membraani välispinna suhtes. Seega teostavad naatriumi- ja kaaliumiioonid kehas füsioloogilist kontrolli ja käivitavad. Nad aitavad kaasa närviimpulsside edastamisele. Inimese psüühika oleneb naatriumi- ja kaaliumiioonide tasakaalust organismis. Neerude kaudu peetavate ja erituvate naatriumi- ja kaaliumiioonide kontsentratsiooni kontrollivad teatud hormoonid. Seega aitavad mineralokortikoidid kaasa kaaliumiioonide vabanemise suurenemisele ja naatriumiioonide vabanemise vähenemisele.
Kaaliumioonid on osa ensüümidest, mis katalüüsivad ioonide ülekannet (transporti) läbi biomembraanide, redoks- ja hüdrolüütiliste protsesside. Samuti aitavad need säilitada rakuseinte struktuuri ja kontrollida nende seisundit. Naatriumiioon aktiveerib mitmeid ensüüme, mida kaalium ei saa aktiveerida, nii nagu naatriumiioon ei saa toimida kaaliumsõltuvatele ensüümidele. Kui need ioonid sisenevad rakku, seovad need vastavalt nende keemilisele aktiivsusele vastavate liganditega. Selliste ligandide rolli täidavad makrotsüklilised ühendid, mille mudelanaloogideks on krooneetrid. Mõned antibiootikumid (nt valinomütsiin) transpordivad kaaliumiioone mitokondritesse.
On kindlaks tehtud, et ATP hüdrolüüsi katalüüsiva membraaniensüümi (Na + –K +)-ATPaasi (adenosiintrifosfataas) tööks on vaja samaaegselt naatriumi- ja kaaliumiioone. Transpordi ATPaas seob ja vabastab naatriumi- ja kaaliumiioone ensümaatilise reaktsiooni teatud etappides, kuna ensüümi aktiivsete saitide afiinsus naatriumi- ja kaaliumiioonide suhtes muutub reaktsiooni kulgedes. Samal ajal viivad ensüümi struktuurimuutused selleni, et naatrium- ja kaaliumikatioonid võetakse membraani ühel küljel vastu ja vabanevad teiselt poolt. Seega toimub samaaegselt ATP hüdrolüüsiga ka leeliseliste elementide katioonide selektiivne liikumine (nn Na-K pumba töö).
Päevane kaaliumivajadus lapsel on 12-13 mg 1 kg kehakaalu kohta ja täiskasvanul - 2-3 mg, s.o. 4-6 korda vähem. Inimene saab suurema osa vajalikust kaaliumist taimset päritolu toidust.
Jelena Savinkina
