Löytöhistoria. Kalium: alkuaineen löytämisen historia Tärkeimpien kaliumyhdisteiden kemialliset ominaisuudet
KALIUM(lat. Kalium), K (lue "kalium"), kemiallinen alkuaine, jonka atominumero on 19, atomimassa 39,0983.
Kaliumia esiintyy luonnossa kahden stabiilin nuklidin muodossa: 39 K (93,10 massa-%) ja 41 K (6,88 %), sekä yksi radioaktiivinen 40 K (0,02 %). Kalium-40 T 1/2:n puoliintumisaika on noin 3 kertaa lyhyempi kuin uraani-238:n T 1/2 ja on 1,28 miljardia vuotta. klo b kalium-40:n hajoaminen tuottaa stabiilia kalsium-40:tä, ja elektronien sieppaustyypin mukaan tapahtuva hajoaminen tuottaa inertin kaasun argon-40.
2K + 2H20 = 2KOH + H2
8K + 4H2SO4 \u003d K2S + 3K2SO4 + 4H2O.
Kuumennettaessa 200-300 °C:seen kalium reagoi vedyn (H) kanssa muodostaen suolan kaltaisen hydridin KH:
Kuitti: Kaliumia tuotetaan tällä hetkellä saattamalla se reagoimaan nestemäisen natriumin (Na) sulan KOH:n (380-450 °C:ssa) tai KCl:n (760-890 °C:ssa):
Na + KOH = NaOH + K
Kaliumia saadaan myös elektrolyysillä KCl-sulasta, joka on sekoitettu K 2 CO 3:n kanssa lämpötilassa, joka on lähellä 700 °C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalium puhdistetaan epäpuhtauksista tyhjötislauksella.
Sovellus: metallinen kaliummateriaali kemiallisten virtalähteiden elektrodeille. Ydinreaktoreissa jäähdytysaineena käytetään kaliumin ja toisen alkalimetallin, natriumin (Na) seosta.
Sen yhdisteitä käytetään paljon suuremmassa mittakaavassa kuin metallista kaliumia. kalium tärkeä komponentti kasvien kivennäisravinto (tämä vie noin 90 % uutetuista kaliumsuoloista), ne tarvitsevat sitä huomattavia määriä normaaliin kehitykseen, siksi kaliumlannoitteita käytetään laajalti: kaliumkloridi KCl, kaliumnitraatti tai kaliumnitraatti, KNO 3, potaska K 2 CO 3 ja muut kaliumsuolat. Potaskaa käytetään myös erikoisoptisten lasien valmistuksessa, rikkivedyn absorboijana kaasujen puhdistuksessa, vedenpoistoaineena ja nahan parkitsemisessa.
Kaliumjodidi KI:tä käytetään lääkkeenä. Kaliumjodidia käytetään myös valokuvauksessa ja mikrolannoitteena. Antiseptisena aineena käytetään kaliumpermanganaattiliuosta KMnO 4 ("kaliumpermanganaatti").
Biologinen rooli: Kalium on yksi tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista, jota on jatkuvasti läsnä kaikkien organismien kaikissa soluissa. Kaliumionit K+ osallistuvat ionikanavien toimintaan ja biologisten kalvojen läpäisevyyden säätelyyn, hermoimpulssin muodostukseen ja johtamiseen, sydämen ja muiden lihasten toiminnan säätelyyn, erilaisia prosesseja aineenvaihduntaa. Eläinten ja ihmisten kudosten kaliumpitoisuutta säätelevät lisämunuaisten steroidihormonit. Keskimäärin ihmiskeho (paino 70 kg) sisältää noin 140 g kaliumia. Siksi normaalia elämää varten ruoan kanssa kehon tulisi saada 2-3 g kaliumia päivässä. Kaliumia sisältävät ruoat, kuten rusinat, kuivatut aprikoosit, herneet ja muut.
Kaliumin (englanniksi Potassium, French Potassium, saksaksi Kalium) löysi vuonna 1807 Davy, joka tuotti kiinteän, hieman kostutetun kaustisen potaskan elektrolyysin. Davy kutsui uutta metallia kaliumiksi, mutta nimi ei pysynyt kiinni. Metallin kummisetäksi osoittautui Hilbert, tunnettu "Annalen deg Physik" -lehden kustantaja, joka ehdotti nimeä "kalium"; Se otettiin käyttöön Saksassa ja Venäjällä. Molemmat nimet ovat peräisin termeistä, joita käytettiin kauan ennen kaliummetallin löytämistä. Sana kalium on johdettu sanasta potas, joka ilmeni todennäköisesti 1500-luvulla. Se löytyy Van Helmontista ja 1600-luvun jälkipuoliskolta. Sitä käytetään laajalti kaupallisen tuotteen - potaskan - nimenä Venäjällä, Englannissa ja Hollannissa. Venäjäksi käännetty sana potashe tarkoittaa "pottuhkaa tai kattilassa keitettyä tuhkaa"; XVI - XVII vuosisadalla. potaskaa saatiin suuria määriä puutuhkasta, jota keitettiin suurissa kattiloissa. Potaskasta valmistettiin pääasiassa litrattua (puhdistettua) salpeteria, josta valmistettiin ruutia. Erityisen paljon potaskaa tuotettiin Venäjällä, Arzamasin ja Ardatovin lähellä sijaitsevissa metsissä liikkuvissa tehtaissa (Maidans), jotka kuuluivat tsaari Aleksei Mihailovitšin sukulaiselle, läheiselle bojaarille B. I. Morozoville. Mitä tulee sanaan kalium, se tulee arabiankielisestä termistä alkali (emäksiset aineet). Keskiajalla alkalit tai, kuten silloin sanottiin, alkalisuolat eivät melkein eronneet toisistaan ja kutsuivat niitä nimillä, joilla oli sama merkitys: natron, booraksi, varek jne. Sana kali (qila) esiintyy noin 850 arabikirjoittajilla aletaan käyttää sanaa Qali (al-Qali), joka merkitsi tiettyjen kasvien tuhkasta saatua tuotetta, näihin sanoihin liittyy arabialainen qiljin tai qaljan (tuhka) ja qalaj (polttaa). Iatrokemian aikakaudella alkalit alettiin jakaa "kiinteisiin" ja "haihtuviin". 1600-luvulla on olemassa nimiä alkali fixum minerale (mineraali kiinteä alkali tai kaustinen sooda), alkali fixum. kasvis (kasviperäinen kiinteä alkali tai potaska ja kaustinen potas), samoin kuin alkali haihtuva (haihtuva alkali tai NH 3). Musta erottaa emäksiset ja pehmeät tai hiilipitoiset alkalit. Alkalit eivät esiinny yksinkertaisten kappaleiden taulukossa, mutta taulukon alaviitteessä Lavoisier osoittaa, että kiinteät alkalit (kalium ja sooda) ovat todennäköisesti monimutkaisia aineita, vaikka niiden aineosien luonnetta ei ole vielä tutkittu. Venäjän kemiallisessa kirjallisuudessa 1800-luvun ensimmäisellä neljänneksellä. kaliumia kutsuttiin kaliumiksi (Solovjev, 1824), kaliumiksi (vakuutus, 1825), kaliumiksi (Shcheglov, 1830); "Dvigubsky Shopissa" jo vuonna 1828. nimen potaska (kaliumsulfaatti) lisäksi on nimi kali (emäksinen potaska, kaliumhydroksidi jne.). Nimi kalium tuli yleisesti hyväksytyksi Hessin oppikirjan julkaisun jälkeen.
kalium
KALIUM- minä; m.[Arabi. kali] Kemiallinen alkuaine (K), hopeanhohtoinen metalli valkoinen väri uutettu hiili-kaliumsuolasta (kalium).
◁ Kalium, th, th. K:nnet talletukset. K suolat. Potaska, th, th. K-toimiala. K lannoitteet.
kaliumia(lat. Kalium), jaksollisen järjestelmän ryhmän I kemiallinen alkuaine, kuuluu alkalimetalleihin. Nimi tulee arabian kielestä al-kali - potash (puutuhkasta uutettu pitkään tunnettu kaliumyhdiste). Hopeanvalkoinen metalli, pehmeä, sulava; tiheys 0,8629 g / cm3, t pl 63,51 ºC. Se hapettuu nopeasti ilmassa, reagoi räjähdysmäisesti veden kanssa. Maankuoressa esiintyvyyden suhteen se on 7. sija (mineraalit: sylviini, kainiitti, karnalliitti jne.; katso kaliumsuolat). Se on osa kasvi- ja eläinorganismien kudoksia. Noin 90 % uutetuista suoloista käytetään lannoitteina. Kaliummetallia käytetään kemiallisissa virtalähteissä, sitojana elektroniputkissa superperoksidin KO 2 saamiseksi; seokset K Na - jäähdytysnesteet ydinreaktoreissa.
KALIUMKALIUM (lat. Kalium), K (lue "kalium"), kemiallinen alkuaine, jonka atominumero on 19, atomimassa 39,0983.
Kaliumia esiintyy luonnossa kahtena stabiilina nuklidina (cm. NUCLIDE): 39 K (93,10 massa-%) ja 41 K (6,88 %) sekä yksi radioaktiivinen 40 K (0,02 %). Kalium-40 T 1/2:n puoliintumisaika on noin 3 kertaa lyhyempi kuin uraani-238:n T 1/2 ja on 1,28 miljardia vuotta. Kalium-40:n b-hajoamisen aikana muodostuu stabiilia kalsium-40:tä ja hajoamisen aikana elektronien sieppaustyypin mukaan. (cm. ELEKTRONINEN KAAPAUTA) muodostuu inertti kaasu argon-40.
Kalium on yksi alkalimetalleista (cm. ALKALIMETALLIT). Mendelejevin jaksollisessa järjestelmässä kaliumilla on paikka neljännessä jaksossa alaryhmässä IA. Ulkoisen elektronikerroksen kokoonpano 4 s 1, joten kaliumin hapetusaste on aina +1 (valenssi I).
Kaliumin atomisäde on 0,227 nm, ionin säde on K + 0,133 nm. Kaliumatomin peräkkäisen ionisoinnin energiat ovat 4,34 ja 31,8 eV. Elektronegatiivisuus (cm. SÄHKÖNEGATIIVISUUS) kalium Paulingin mukaan 0,82, mikä osoittaa sen voimakkaita metallisia ominaisuuksia.
SISÄÄN vapaa muoto- pehmeä, kevyt, hopeanhohtoinen metalli.
Löytöhistoria
Kaliumin yhdisteet sekä sen lähin kemiallinen analogi - natrium (cm. NATRIUM), ovat olleet tunnettuja antiikin ajoista lähtien ja niitä on käytetty monilla ihmisen toiminnan aloilla. Itse nämä metallit eristettiin kuitenkin ensimmäisen kerran vapaana vasta vuonna 1807 englantilaisen tiedemiehen G. Davyn kokeiden aikana. (cm. DEVI Humphrey). Davy, käyttämällä galvaanisia kennoja sähkövirran lähteenä, suoritti potaskasulan elektrolyysin (cm. POTASH) ja kaustinen sooda (cm. LIPEÄKIVI) ja siten eristettiin metallista kaliumia ja natriumia, joita hän kutsui "kaliumiksi" (siis englanninkielisissä maissa ja Ranskassa säilytetyn kaliumin nimi) ja "natriumiksi". Vuonna 1809 englantilainen kemisti L. V. Gilbert ehdotti nimeä "kalium" (arabian kielestä al-kali - potash).
Luonnossa oleminen
Maankuoren kaliumpitoisuus on 2,41 massaprosenttia, kalium on maankuoren kymmenen yleisimmän alkuaineen joukossa. Tärkeimmät kaliumia sisältävät mineraalit: sylvin (cm. SILVIN) KCl (52,44 % K), sylviniitti (Na, K) Cl (tämä mineraali on tiiviisti puristettu mekaaninen seos kaliumkloridin KCl:n ja natriumkloridin NaCl:n kiteitä), karnalliitti (cm. KARNALLIITTIA) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8 % K), erilaisia alumiinisilikaatteja (cm. ALUMOSILIKAATIT) sisältää kaliumia, kainiittia (cm. kainiitti) KCl MgSO 4 3H 2O, polyhaliitti (cm. POLYHALITH) K 2SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2O, aluniitti (cm. ALUNITE) KA13(SO4)2(OH)6. Merivesi sisältää noin 0,04 % kaliumia.
Kuitti
Tällä hetkellä kaliumia saadaan reagoimalla nestemäisen natriumsulan KOH:n (380-450 °C:ssa) tai KCl:n (760-890 °C:ssa) kanssa:
Na + KOH = NaOH + K
Kaliumia saadaan myös elektrolyysillä KCl-sulasta, joka on sekoitettu K 2 CO 3:n kanssa lämpötilassa, joka on lähellä 700 °C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalium puhdistetaan epäpuhtauksista tyhjötislauksella.
Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
Kaliummetalli on pehmeää, helposti leikattavaa veitsellä ja sitä voidaan puristaa ja rullata. Siinä on kuutio, runkokeskeinen kuutiohila, parametri A= 0,5344 nm. Kaliumin tiheys on pienempi kuin veden tiheys ja on 0,8629 g/cm 3 . Kuten kaikki alkalimetallit, kalium sulaa helposti (sulamispiste 63,51 °C) ja alkaa haihtua jopa suhteellisen alhaisessa lämmössä (kaliumin kiehumispiste 761 °C).
Kalium, kuten muutkin alkalimetallit, on kemiallisesti erittäin aktiivinen. Se on helposti vuorovaikutuksessa ilmakehän hapen kanssa muodostaen seoksen, joka koostuu pääasiassa K 2 O 2 -peroksidista ja KO 2 -superoksidista (K 2 O 4):
2K + O 2 \u003d K 2 O 2, K + O 2 \u003d KO 2.
Ilmassa kuumennettaessa kalium palaa violetinpunaisella liekillä. Veden ja laimennettujen happojen kanssa kalium vuorovaikuttaa räjähdyksen kanssa (syntyvä vety syttyy):
2K + 2H20 = 2KOH + H2
Tässä vuorovaikutuksessa happea sisältäviä happoja voidaan vähentää. Esimerkiksi rikkihapon rikkiatomi pelkistyy S:ksi, SO 2:ksi tai S 2:ksi:
8K + 4H2SO4 \u003d K2S + 3K2SO4 + 4H2O.
Kuumennettaessa 200-300 °C:seen kalium reagoi vedyn kanssa muodostaen suolamaista hydridiä KH:
2K + H2 = 2KH
Halogeeneilla (cm. HALOGEENIT) kalium on vuorovaikutuksessa räjähdyksen kanssa. On mielenkiintoista huomata, että kalium ei ole vuorovaikutuksessa typen kanssa.
Kuten muutkin alkalimetallit, kalium liukenee helposti nestemäiseen ammoniakkiin muodostaen sinisiä liuoksia. Tässä tilassa kaliumia käytetään tiettyjen reaktioiden suorittamiseen. Varastoinnin aikana kalium reagoi hitaasti ammoniakin kanssa muodostaen amidia KNH 2:
2K + 2NH 3 fl. \u003d 2KNH 2 + H 2
Tärkeimmät kaliumyhdisteet ovat K 2 O oksidi, K 2 O 2 -peroksidi, K 2 O 4 -superoksidi, KOH-hydroksidi, KI-jodidi, K 2 CO 3 -karbonaatti ja KCl-kloridi.
Kaliumoksidia K 2 O saadaan pääsääntöisesti epäsuorasti peroksidin ja metallisen kaliumin reaktion vuoksi:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Tällä oksidilla on selvät emäksiset ominaisuudet, se reagoi helposti veden kanssa muodostaen kaliumhydroksidia KOH:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kaliumhydroksidi tai kaustinen potaska liukenee hyvin veteen (jopa 49,10 painoprosenttia 20 °C:ssa). Saatu liuos on erittäin vahva emäs, joka liittyy alkaleihin ( cm. ALKALI). KOH reagoi happamien ja amfoteeristen oksidien kanssa:
SO 2 + 2KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O \u003d 2K (joten reaktio etenee liuoksessa) ja
Al 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAlO 2 + H 2 O (näin reaktio etenee, kun reagenssit fuusioidaan).
Teollisuudessa kaliumhydroksidia KOH saadaan elektrolyysillä KCl:n tai K 2 CO 3:n vesiliuosista ioninvaihtokalvojen ja diafragmien avulla:
2KCl + 2H 2O \u003d 2KOH + Cl2 + H2,
tai K 2 CO 3 - tai K 2 SO 4 -liuosten vaihtoreaktioista Ca (OH) 2:n tai Ba (OH) 2:n kanssa:
K 2CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Kosketus kiinteän kaliumhydroksidin tai sen liuosten tippojen kanssa iholle ja silmiin aiheuttaa vakavia palovammoja iholle ja limakalvoille, joten sinun tulee työskennellä näiden syövyttävien aineiden kanssa vain suojalaseilla ja käsineillä. Kaliumhydroksidin vesiliuokset varastoinnin aikana tuhoavat lasin, sulavat - posliinia.
Kaliumkarbonaattia K 2 CO 3 (yleisesti kutsutaan kaliumiksi) saadaan neutraloimalla kaliumhydroksidiliuos hiilidioksidilla:
2KOH + CO 2 \u003d K 2CO 3 + H 2 O.
Joidenkin kasvien tuhkasta löytyy huomattavia määriä potaskaa.
Sovellus
Metalli kalium - materiaali elektrodeille kemiallisissa virtalähteissä. Jäähdytysnesteenä käytetään kaliumseosta toisen alkalimetallin - natriumin kanssa (cm. jäähdytysneste) ydinreaktoreissa.
Sen yhdisteitä käytetään paljon suuremmassa mittakaavassa kuin metallista kaliumia. Kalium on tärkeä osa kasvien kivennäisravintoa, ne tarvitsevat sitä merkittäviä määriä normaaliin kehitykseen, joten kaliumlannoitteita käytetään laajalti. (cm. KALILANNOITTEET): kaliumkloridi KCl, kaliumnitraatti tai kaliumnitraatti, KNO 3, kalium K 2 CO 3 ja muut kaliumsuolat. Potaskaa käytetään myös erikoisoptisten lasien valmistuksessa, rikkivedyn absorboijana kaasujen puhdistuksessa, vedenpoistoaineena ja nahan parkitsemisessa.
Kaliumjodidi KI:tä käytetään lääkkeenä. Kaliumjodidia käytetään myös valokuvauksessa ja mikrolannoitteena. Antiseptisena aineena käytetään kaliumpermanganaattiliuosta KMnO 4 ("kaliumpermanganaatti").
Sisällön mukaan kiviä ah radioaktiivinen 40 K määrittää heidän ikänsä.
kaliumia kehossa
Kalium on yksi tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista (cm. BIOGEENISET ELEMENTIT) esiintyy kaikkien organismien kaikissa soluissa. Kaliumionit K+ osallistuvat ionikanavien toimintaan (cm. IONIKANAVAT) ja biologisten kalvojen läpäisevyyden säätely (cm. BIOLOGISET MEMBRAANIT), hermoimpulssin tuottamisessa ja johtamisessa, sydämen ja muiden lihasten toiminnan säätelyssä, erilaisissa aineenvaihduntaprosesseissa. Eläinten ja ihmisten kudosten kaliumpitoisuutta säätelevät lisämunuaisten steroidihormonit. Keskimäärin ihmiskeho (paino 70 kg) sisältää noin 140 g kaliumia. Siksi normaalia elämää varten ruoan kanssa kehon tulisi saada 2-3 g kaliumia päivässä. Kaliumia sisältävät ruoat, kuten rusinat, kuivatut aprikoosit, herneet ja muut.
Metallisen kaliumin käsittelyn ominaisuudet
Kaliummetalli voi aiheuttaa erittäin vakavia ihon palovammoja, jos pienimmät kaliumhiukkaset joutuvat silmiin, syntyy vakavia vammoja näönmenetyksen yhteydessä, joten kaliummetallin kanssa voi työskennellä vain suojakäsineillä ja -laseilla. Ignite potaska kaadetaan mineraaliöljyllä tai peitetään talkin ja NaCl:n seoksella. Kaliumia varastoidaan hermeettisesti suljetuissa rautasäiliöissä dehydratoidun kerosiini- tai mineraaliöljykerroksen alla.
tietosanakirja. 2009 .
Synonyymit:Katso, mitä "kalium" on muissa sanakirjoissa:
Kalium 40 ... Wikipedia
Novolatinsk. kalium, arabiasta. kali, alkali. Pehmeä ja kevyt metalli, joka muodostaa Kalin pohjan. Devi löysi vuonna 1807. Selitys 25000 vieraita sanoja jotka tulivat käyttöön venäjän kielessä juurien merkityksellä. Michelson A.D., 1865. ...... Venäjän kielen vieraiden sanojen sanakirja
- (Kalium), K, jaksollisen järjestelmän ryhmän I kemiallinen alkuaine, atominumero 19, atomimassa 39,0983; viittaa alkalimetalleihin; sp. 63,51 °C. Elävissä organismeissa kalium on tärkein solunsisäinen kationi, joka osallistuu biosähköisten ... Nykyaikainen tietosanakirja
KALIUM- (Kalium, s. Potassium), chem. elementti, merkki. K, sarjanumero 19, hopeanhohtoinen valkoinen, kiiltävä metalli, jonka vahan tiheys on tavallisessa ta; löysi Devi vuonna 1807. Oud. V. 20°:ssa 0,8621, atomipaino 39,1, yksiarvoinen; sulamispiste … Suuri lääketieteellinen tietosanakirja
kalium- (Kalium), K, jaksollisen järjestelmän ryhmän I kemiallinen alkuaine, atominumero 19, atomimassa 39,0983; viittaa alkalimetalleihin; sp. 63,51 °C. Elävissä organismeissa kalium on tärkein solunsisäinen kationi, joka osallistuu biosähköisten ... Kuvitettu tietosanakirja
- (symboli K), yleinen alkalimetalleihin liittyvä kemiallinen alkuaine. Sir Humphry Davy eristi sen ensimmäisen kerran vuonna 1807. Sen päämalmit ovat sylviini (kaliumkloridi), karnalliitti ja polyhaliitti. Kalium on jäähdytysneste atomeissa ... Tieteellinen ja tekninen tietosanakirja
Aviomies. kalium, metalli, joka muodostaa kaliumemäksen, hyvin samanlainen kuin natrium (natrium). Kali vrt., neskl., kasvialkali tai alkalisuola; kaliumkarbonaatti, puhdas potaska. Kalium, joka liittyy kaliumiin. Kallistinen, sisältää kaliumia. Selittävä ...... Dahlin selittävä sanakirja - POTASSIUM, potassium, pl. ei, maskuliininen ja kali, epäselvä, vrt. (arab. potash) (kemia). Kemiallinen alkuaine on hopeanvalkoinen alkalimetalli, uutettu hiili-kaliumsuolasta. Ushakovin selittävä sanakirja. D.N. Ushakov. 1935 1940... Ushakovin selittävä sanakirja
Kalium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän ensimmäisen ryhmän, neljännen jakson, pääalaryhmän alkuaine, jonka atominumero on 19. Se on merkitty symbolilla K (lat. Kalium). Yksinkertainen aine kalium (CAS-numero: 7440-09-7) on pehmeä, hopeanvalkoinen alkalimetalli.
Luonnossa kaliumia löytyy vain yhdisteistä muiden alkuaineiden kanssa, esimerkiksi merivedessä, sekä monissa mineraaleissa. Se hapettuu erittäin nopeasti ilmassa ja imeytyy helposti sisään kemialliset reaktiot, erityisesti veden kanssa, muodostaen alkalin. Kaliumin kemialliset ominaisuudet ovat monessa suhteessa hyvin samankaltaisia kuin natriumin, mutta biologisen toiminnan ja elävien organismien solujen käytön suhteen ne ovat silti erilaisia.
Nimen historia ja alkuperä
Kaliumia (tarkemmin sanottuna sen yhdisteitä) on käytetty muinaisista ajoista lähtien. Siten potaskan tuotanto (jota käytettiin mm pesuaine) oli olemassa jo 1000-luvulla. Olkien tai puun palamisen aikana muodostunut tuhka käsiteltiin vedellä ja saatu liuos (lipeä) haihdutettiin suodatuksen jälkeen. Kuiva jäännös sisälsi kaliumkarbonaatin lisäksi kaliumsulfaattia K 2SO 4, soodaa ja kaliumkloridia KCl.
Vuonna 1807 englantilainen kemisti Davy eristi kaliumin elektrolyysillä emäksisen potaskan (KOH) sulasta ja antoi sille nimen "kalium" (lat. kalium; tämä nimi on edelleen yleisessä käytössä englanniksi, ranskaksi, espanjaksi, portugaliksi ja puolaksi). Vuonna 1809 L. V. Gilbert ehdotti nimeä "kalium" (lat. kalium, arabiasta al-kali - potaska). Tämä nimi on mukana Saksan kieli, sieltä useimpiin Pohjois- ja Itä-Euroopan kieliin (mukaan lukien venäjä) ja "voitti" valitessaan symbolia tälle elementille - K.
Kuitti
Kaliumia, kuten muitakin alkalimetalleja, saadaan sulaiden kloridien tai alkalien elektrolyysillä. Koska klorideja on enemmän korkea lämpötila sulatus (600-650 ° C), sitten suoristettujen alkalien elektrolyysi suoritetaan useammin lisäämällä soodaa tai potaskaa (jopa 12%). Sulen kloridin elektrolyysin aikana katodilla vapautuu sulaa kaliumia ja anodilla klooria:
K + + e - → K
2Cl - - 2e - → Cl 2
Alkaleiden elektrolyysin aikana katodilla vapautuu myös sulaa kaliumia ja anodilla happea:
4OH - - 4e - → 2H 2O + O 2
Sulatteen vesi haihtuu nopeasti. Estääkseen kaliumin vuorovaikutuksen kloorin tai hapen kanssa katodi on valmistettu kuparista ja kuparisylinteri asetetaan sen yläpuolelle. Muodostunut kalium sulassa muodossa kerätään sylinteriin. Anodi valmistetaan myös nikkelisylinterin muodossa (emästen elektrolyysissä) tai grafiitista (kloridien elektrolyysissä).
Fyysiset ominaisuudet
Kalium on hopeanhohtoinen aine, jolla on tyypillinen kiilto juuri muodostuneella pinnalla. Erittäin kevyt ja kevyt. Liukenee suhteellisen hyvin elohopeaan muodostaen amalgaameja. Polttimen liekkiin johdettu kalium (sekä sen yhdisteet) värjää liekin ominaisen vaaleanpunaisen violetin värin.
Kemialliset ominaisuudet
Alkuainekaliumilla, kuten muillakin alkalimetalleilla, on tyypillisiä metallisia ominaisuuksia ja se on erittäin reaktiivinen, koska se on vahva pelkistysaine. Ilmassa tuore leikkaus tummuu nopeasti, koska muodostuu yhdistekalvoja (oksidit ja karbonaatit). Pitkäaikaisessa kosketuksessa ilmakehään se voi romahtaa kokonaan. Reagoi räjähdysmäisesti veden kanssa. Se on säilytettävä bensiini-, kerosiini- tai silikonikerroksen alla, jotta se ei pääse kosketuksiin ilman ja veden kanssa. Na:n, Tl:n, Sn:n, Pb:n, Bi:n kanssa kalium muodostaa metallien välisiä yhdisteitä.
Artikkelin sisältö
KALIUM(Kalium) K, jaksollisen järjestelmän ryhmän 1 (Ia) kemiallinen alkuaine, on alkalinen alkuaine. Atominumero 19, atomimassa 39,0983. Se koostuu kahdesta stabiilista isotoopista 39 K (93,259 %) ja 41 K (6,729 %) sekä radioaktiivisesta isotoopista 40 K, jonka puoliintumisaika on ~ 10 9 vuotta. Tällä isotoopilla on erityinen rooli luonnossa. Sen osuus isotooppiseoksesta on vain 0,01 %, mutta se on lähes kaiken maan ilmakehän sisältämän argonin 40 Ar lähde, joka muodostuu 40 K:n radioaktiivisen hajoamisen aikana. Lisäksi 40 K on läsnä kaikissa eläviä organismeja, mikä ehkä vaikuttaa jonkin verran niiden kehitykseen.
40 K isotooppia käytetään kivien iän määrittämiseen kalium-argon-menetelmällä. Keinotekoista isotooppia 42 K, jonka puoliintumisaika on 15,52 vuotta, käytetään radioaktiivisena merkkiaineena lääketieteessä ja biologiassa.
+1 hapetusaste.
Kaliumyhdisteet on tunnettu muinaisista ajoista lähtien. Potaska - kaliumkarbonaatti K 2 CO 3 - on pitkään eristetty puutuhkasta.
Englantilainen kemisti ja fyysikko Humphry Davy sai kaliummetallin sulan kaustisen potaskan (KOH) elektrolyysillä vuonna 1807. Davyn valitsema nimi "kalium" heijastaa tämän alkuaineen alkuperää potaskasta. Elementin latinankielinen nimi on johdettu potaskan arabiankielisestä nimestä "al-kali". Pietarilainen akateemikko Hermann Hess (1802–1850) otti sanan "kalium" Venäjän kemialliseen nimikkeistöön vuonna 1831.
Kaliumin leviäminen luonnossa ja sen teollinen talteenotto.
Suuret kaliumsuolakertymät suhteellisen puhdas muoto muodostui muinaisten merien haihtumisen seurauksena. Tärkeimmät kemianteollisuuden kaliummineraalit ovat sylvin (KCl) ja sylviniitti (NaCl:n ja KCl:n sekasuola). Kaliumia löytyy myös kaksoiskloridina KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalliitti) ja sulfaatti K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (langbeiniitti). Massiiviset kaliumsuolakerrokset löydettiin ensimmäisen kerran Stassfurtissa (Saksa) vuonna 1856. Niistä louhittiin vuosina 1861-1972 teollisessa mittakaavassa kaliumia.
Merivesi sisältää noin 0,06 % kaliumkloridia. Joillakin sisävesillä, kuten Suolajärvellä tai Kuolleellamerellä, sen pitoisuus voi olla jopa 1,5 %, mikä tekee alkuaineen erottamisesta taloudellisesti kannattavaa. Jordaniaan on rakennettu valtava laitos, joka pystyy erottamaan miljoonia tonneja kaliumsuoloja Kuolleestamerestä.
Vaikka natriumia ja kaliumia on lähes yhtä paljon kivissä, kaliumia on valtamerissä noin 30 kertaa vähemmän kuin natriumia. Tämä johtuu erityisesti siitä, että suuremman kationin sisältävät kaliumsuolat ovat vähemmän liukenevia kuin natriumsuolat ja kalium sitoutuu voimakkaammin maaperän kompleksisilikaatteihin ja alumiinisilikaatteihin savessa tapahtuvan ioninvaihdon vuoksi. Lisäksi kivestä huuhtoutuva kalium imeytyy paremmin kasveihin. Arvioidaan, että tuhannesta kemiallisen sään aikana vapautuvasta kaliumatomista vain kaksi pääsee merialtaisiin ja 998 jää maaperään. "Maa imee kaliumia, ja tämä on sen ihmeellinen voima", kirjoitti akateemikko Aleksanteri Jevgenievitš Fersman (1883–1945).
Kalium on olennainen osa kasvien elämää, ja luonnonvaraisten kasvien kehitystä rajoittaa usein kaliumin saatavuus. Kaliumin puutteessa kasvit kasvavat hitaammin, niiden lehdet, erityisesti vanhat, kellastuvat ja ruskeutuvat reunoista, varresta tulee ohut ja hauras ja siemenet menettävät itämiskykynsä. Tällaisen kasvin hedelmät - tämä on erityisen havaittavissa hedelmissä - ovat vähemmän makeita kuin niiden kasvien hedelmät, jotka ovat saaneet normaalin annoksen kaliumia. Kaliumin puute kompensoidaan lannoitteilla.
Potaskalannoitteet ovat pääasiallinen kaliumia sisältävien tuotteiden tyyppi (95 %). KCl on eniten käytetty, sen osuus on yli 90 % lannoitteena käytetystä kaliumista.
Maailman kaliumlannoitteiden tuotannon vuonna 2003 arvioitiin olevan 27,8 miljoonaa tonnia (K 2 O:na kaliumlannoitteiden kaliumpitoisuus muunnetaan yleensä K 2 O:ksi). Näistä 33 % oli valmistettu Kanadassa. Tuotantoyhdistykset Uralkali ja Belaruskali muodostavat 13 % maailman kaliumlannoitteiden tuotannosta.
Yksinkertaisen aineen ja kaliummetallin teollisen tuotannon karakterisointi.
Kalium on pehmeä, hopeanvalkoinen metalli, jonka sulamispiste on 63,51 °C ja kiehumispiste 761 °C. Se antaa liekille tyypillisen punavioletin värin, mikä johtuu sen ulkoisten elektronien virittymisen helppoudesta.
Se on kemiallisesti erittäin aktiivinen, on helposti vuorovaikutuksessa hapen kanssa ja syttyy kuumennettaessa ilmassa. Tämän reaktion päätuote on kaliumsuperoksidi KO 2 .
Veden ja laimennettujen happojen kanssa kalium vuorovaikuttaa räjähdyksen ja syttymisen kanssa. rikkihappo pelkistyy rikkivedyksi, rikiksi ja rikkidioksidiksi ja type - typen oksideiksi ja N2:ksi.
Kuumennettaessa 200–350 °C:seen kalium reagoi vedyn kanssa muodostaen KH-hydridiä. Kaliummetalli syttyy fluoriilmakehässä, on heikosti vuorovaikutuksessa nestemäisen kloorin kanssa, mutta räjähtää joutuessaan kosketuksiin bromin kanssa ja hankaamalla jodin kanssa. Kalium reagoi kalkogeenien ja fosforin kanssa. Grafiitin kanssa lämpötilassa 250–500 °C se muodostaa kerrosyhdisteitä, joiden koostumus on C 8 K–C 60 K.
Kalium liukenee nestemäiseen ammoniakkiin (35,9 g 100 ml:ssa -70 °C:ssa) muodostaen kirkkaan sinisiä metastabiileja liuoksia, joilla on epätavallisia ominaisuuksia. Tämän ilmiön havaitsi ilmeisesti ensimmäistä kertaa Sir Humphrey Davy vuonna 1808. Nestemäisen ammoniakin kaliumliuoksia on tutkittu laajasti siitä lähtien, kun T. Weil hankki ne vuonna 1863.
Kalium ei liukene nestemäiseen litiumiin, magnesiumiin, kadmiumiin, sinkkiin, alumiiniin ja galliumiin eikä reagoi niiden kanssa. Natriumin kanssa se muodostaa metallien välisen yhdisteen KNa 2, joka sulaa hajoamalla 7 °C:ssa. Rubidiumin ja cesiumin kanssa kalium antaa kiinteitä liuoksia minimilämpötilat sulamislämpötila noin 35 °C. Elohopean kanssa se muodostaa amalgaamin, joka sisältää kaksi elohopeaa KHg 2 ja KHg, joiden sulamispisteet ovat vastaavasti 270 ja 180 °C.
Kalium vuorovaikuttaa voimakkaasti monien oksidien kanssa ja pelkistää ne yksinkertaisiksi aineiksi. Alkoholien kanssa se muodostaa alkoholaatteja.
Toisin kuin natriumia, kaliumia ei voida saada elektrolyysillä kloridisulasta, koska kalium liukenee erittäin hyvin sulaan kloridiin eikä kellu pintaan. Lisävaikeuden aiheuttaa superoksidin muodostuminen, joka reagoi metallisen kaliumin kanssa räjähdyksellä, joten metallisen kaliumin teollinen tuotantomenetelmä koostuu sulan kaliumkloridin pelkistämisestä metallilla 850 ° C:ssa.
Kaliumkloridin pelkistys natriumilla on ensi silmäyksellä ristiriidassa tavanomaisen reaktiivisuusjärjestyksen kanssa (kalium on reaktiivisempi kuin natrium). 850–880 °C:ssa tasapaino kuitenkin saavutetaan:
Na(g) + K + (g) Na + (g) + K(g)
Koska kalium on haihtuvampaa, se haihtuu aikaisemmin, mikä muuttaa tasapainoa ja edistää reaktiota. Kaliumia voidaan saada jakotislauksella pakatussa kolonnissa 99,5 % puhtaana, mutta kuljetukseen käytetään yleensä kaliumin ja natriumin seosta. 15–55 % natriumia sisältävät seokset ovat (at huonelämpötila) nestettä, joten niitä on helpompi kuljettaa.
Joskus kalium pelkistyy kloridista muilla alkuaineilla, jotka muodostavat stabiileja oksideja:
6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl 2 + CaO Al 2O 3 + 6K
Kaliummetallia, jota on vaikeampi ja kalliimpi tuottaa kuin natrium, tuotetaan paljon pienempiä määriä (maailmantuotanto on noin 500 tonnia vuodessa). Yksi kriittiset alueet sovellukset - superoksidin KO 2 saamiseksi metallia suoraan polttamalla.
Kaliummetallia käytetään katalyyttinä tietyntyyppisten synteettisten kumien valmistuksessa sekä laboratoriokäytännössä. Kaliumin ja natriumin seos toimii jäähdytysaineena ydinreaktoreissa. Se on myös pelkistävä aine titaanin tuotannossa.
Kalium aiheuttaa vakavia ihon palovammoja. Jos pieninkin sen muruista joutuu silmiin, näön menetys on mahdollista. Ignite potaska kaadetaan mineraaliöljyllä tai peitetään talkin ja natriumkloridin seoksella.
Kaliumia varastoidaan hermeettisesti suljetuissa laatikoissa dehydratoidun kerosiini- tai mineraaliöljykerroksen alla. Kaliumjätteet hävitetään käsittelemällä ne kuivalla etanolilla tai propanolilla, minkä jälkeen syntyneet alkoholaatit hajotetaan vedellä.
Kaliumyhdisteet.
Kalium muodostaa lukuisia binäärisiä yhdisteitä ja suoloja. Lähes kaikki kaliumsuolat ovat erittäin liukoisia. Poikkeuksia ovat:
KHC 4 H 4 O 6 - kaliumvetytartraatti
KClO 4 - kaliumperkloraatti
K 2 Na 6H 2 O - natr(III) hydraatti
K 2 - kaliumheksaklooriplatinaatti (IV)
kaliumoksidi K 2 O muodostaa kellertäviä kiteitä. Sitä saadaan kuumentamalla kaliumia hydroksidilla, peroksidilla, nitraatilla tai kaliumnitriitillä:
2KNO 2 + 6K = 4K 2O + N 2
Käytetään myös kaliumatsidin KN 3 ja kaliumnitriitin seoksen kuumennusta tai nestemäiseen ammoniakkiin liuotetun kaliumin hapetusta lasketulla happimäärällä.
Kaliumoksidi on sieniraudan aktivaattori, jota käytetään katalyyttinä ammoniakin synteesissä.
kaliumperoksidi K 2 O 2:ta on vaikea saada yksinkertaisista aineista, koska se hapettuu helposti superoksidiksi KO 2, joten käytetään metallihapetusta NO:lla. Paras menetelmä sen valmistamiseksi on kuitenkin nestemäiseen ammoniakkiin liuenneen metallin kvantitatiivinen hapetus.
Kaliumperoksidia voidaan pitää kaksiemäksisenä happosuolana H 2 O 2 . Siksi vetyperoksidia muodostuu kvantitatiivisesti, kun se on vuorovaikutuksessa happojen tai veden kanssa kylmässä.
Kaliumsuperoksidi KO 2 (oranssi) muodostuu metallin normaalin palamisen aikana ilmassa. Tätä yhdistettä käytetään hapen varalähteenä kaivosten, sukellusveneiden ja avaruusalusten hengitysmaskeissa.
KO 2:n huolellisella lämpöhajotuksella muodostuu tummana paramagneettisena jauheena seskvioksidi "K 2 O 3 ", jota voidaan saada myös hapettamalla nestemäiseen ammoniakille liuotettua metallia tai hapettamalla kontrolloitua peroksidia. Oletetaan, että se on dinaperoksidiperoksidi [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2].
kaliumotsonidi KO 3 voidaan saada vaikuttamalla otsonilla vedettömään kaliumhydroksidijauheeseen matalassa lämpötilassa, minkä jälkeen tuote (punainen) uuttamalla nestemäisellä ammoniakilla. Sitä käytetään koostumusten komponenttina ilman regenerointiin suljetuissa järjestelmissä.
Kaliumhydroksidi KOH on vahva emäs ja kuuluu alkaleihin. Sen perinteinen nimi "emäksinen potaska" kuvastaa tämän aineen syövyttävää vaikutusta eläviin kudoksiin.
Teollisuudessa kaliumhydroksidia saadaan elektrolyysillä kaliumkloridin tai -karbonaatin vesiliuoksia rauta- tai elohopeakatodilla (maailmantuotanto on noin 0,7 miljoonaa tonnia vuodessa). Kaliumhydroksidi voidaan eristää suodoksesta sen jälkeen, kun kaliumkarbonaatin ja kalsiumhydroksidin tai kaliumsulfaatin ja bariumhydroksidin vuorovaikutuksesta muodostuneet sakat on erotettu.
Valmistukseen käytetään kaliumhydroksidia nestemäinen saippua ja erilaisia kaliumyhdisteitä. Lisäksi se toimii elektrolyyttinä alkaliparistoissa.
Kaliumfluoridi KF muodostaa harvinaisen karobbiitin. Kaliumfluoridia saadaan fluorivedyn tai ammoniumfluoridin vesiliuosten vuorovaikutuksella kaliumhydroksidin tai sen suolojen kanssa.
Kaliumfluoridia käytetään erilaisten fluoria sisältävien kaliumyhdisteiden synteesissä, fluorausaineena orgaanisessa synteesissä sekä myös haponkestävien kittien ja erikoislasien komponenttina.
kaliumkloridi KCl löytyy luonnosta. Sen eristämisen raaka-aineet ovat sylvin, sylvinite, karnalliitti.
Kaliumkloridia saadaan sylviniitistä galurgia- ja vaahdotusmenetelmillä. Galurgy (käännetty kreikaksi - "suolaliiketoiminta") sisältää luonnollisten suolaraaka-aineiden koostumuksen ja ominaisuuksien tutkimuksen sekä menetelmien kehittämisen mineraalisuolojen teolliseen tuotantoon siitä. Halurginen erotusmenetelmä perustuu KCl:n ja NaCl:n erilaiseen liukoisuuteen veteen korotetuissa lämpötiloissa. Normaalilämpötilassa kalium- ja natriumkloridien liukoisuus on lähes sama. Lämpötilan noustessa natriumkloridin liukoisuus ei melkein muutu, ja kaliumkloridin liukoisuus kasvaa jyrkästi. Kylmässä valmistetaan molemmista suoloista kyllästetty liuos, sitten se kuumennetaan ja sylviniitti käsitellään sillä. Tässä tapauksessa liuos kyllästetään lisäksi kaliumkloridilla ja osa natriumkloridista syrjäytetään liuoksesta, saostuu ja erotetaan suodattamalla. Liuos jäähdytetään ja ylimääräinen kaliumkloridi kiteytyy. Kiteet erotetaan sentrifugeissa ja kuivataan, ja emäliuosta käytetään uuden sylviniittiannoksen käsittelyyn. Kaliumkloridin eristämiseen tätä menetelmää käytetään laajemmin kuin vaahdotusmenetelmää, joka perustuu aineiden erilaiseen kostuvuuteen.
Kaliumkloridi on yleisin kaliumlannoite. Lannoitteena käytettävän aineen lisäksi sitä käytetään pääasiassa kaliumhydroksidin valmistukseen elektrolyysillä. Siitä saadaan myös muita kaliumyhdisteitä.
kaliumbromidi KBr saadaan saattamalla bromi reagoimaan kaliumhydroksidin kanssa ammoniakin läsnä ollessa sekä saattamalla bromi tai bromidit reagoimaan kaliumsuolojen kanssa.
Kaliumbromidia käytetään laajasti valokuvauksessa. Se toimii usein bromin lähteenä orgaanisessa synteesissä. Aikaisemmin kaliumbromidia käytettiin rauhoittavana aineena lääketieteessä ("bromi"). Kaliumbromidin yksittäiskiteitä käytetään IR-spektrometrien prismien valmistuksessa ja myös matriisina otettaessa kiinteiden aineiden IR-spektrejä.
kaliumjodidi KI muodostaa värittömiä kiteitä, jotka muuttuvat kellertäväksi valossa hapettumisen ja jodin vapautumisen seurauksena. Siksi kaliumjodidia säilytetään tummissa lasipulloissa.
Kaliumjodidia saadaan jodin vuorovaikutuksella kaliumhydroksidin kanssa muurahaishapon tai vetyperoksidin läsnä ollessa sekä jodidien vaihtoreaktioilla kaliumsuolojen kanssa. Se hapetetaan typpihapolla kaliumjodaatiksi KIO 3 . Kaliumjodidi reagoi jodin kanssa muodostaen vesiliukoisen kompleksin K, ja kloorin ja bromin kanssa tuottaa K:a ja K:a, vastaavasti.
Kaliumjodidia käytetään lääkkeenä lääketieteessä ja eläinlääketieteessä. Se on reagenssi jodometriassa. Kaliumjodidi on huurtumisenestoaine valokuvauksessa, elektrolyyttikomponentti sähkökemiallisissa muuntimissa, lisäaine, joka lisää jodin liukoisuutta veteen ja polaarisiin liuottimiin, mikrolannoite.
kaliumsulfidi K 2 S liukenee hyvin veteen. Hydrolyysin aikana se luo liuokseen emäksisen ympäristön:
K 2 S = 2K + + S 2–; S 2– + H 2 O HS – + OH –
Kaliumsulfidi hapettuu helposti ilmassa ja palaa syttyessään. Se saadaan kalium- tai kaliumkarbonaatin vuorovaikutuksella rikin kanssa ilman pääsyä ilmaan sekä kaliumsulfaatin pelkistämisellä hiilellä.
Kaliumsulfidi on valokuvauksen valoherkkien emulsioiden komponentti. Sitä käytetään analyyttisenä reagenssina metallisulfidien erottamiseen ja vuotien käsittelyvalmisteiden komponenttina.
Kun vesiliuos kyllästetään rikkivetyllä, muodostuu kaliumhydrosulfidia KHS, joka voidaan eristää värittöminä kiteinä. Sitä käytetään analyyttisessä kemiassa raskasmetallien erottamiseen.
Kuumentamalla kaliumsulfidia rikillä saadaan keltaisia tai punaisia kaliumpolysulfideja KS. n (n= 2–6). Kaliumpolysulfidien vesiliuoksia voidaan saada keittämällä kaliumhydroksidin tai kaliumsulfidin liuoksia rikin kanssa. Kun kaliumkarbonaattia sintrataan ylimääräisellä rikillä ilmassa, muodostuu niin kutsuttu rikkimaksa - KS:n seos n ja K2S203.
Polysulfideja käytetään teräksen ja valuraudan sulfidointiin. Rikkimaksaa käytetään mm lääke ihosairauksien hoitoon ja torjunta-aineena.
kaliumsulfaatti K 2 SO 4 esiintyy luonnollisesti kaliumsuolaesiintymissä ja suolajärvien vesissä. Se voidaan saada vaihtoreaktiolla kaliumkloridin ja rikkihapon tai muiden alkuaineiden sulfaattien välillä.
Kaliumsulfaattia käytetään lannoitteena. Tämä aine on kalliimpaa kuin kaliumkloridi, mutta ei hygroskooppinen ja paakkuuntumaton, toisin kuin kaliumkloridi, kaliumsulfaattia voidaan käyttää missä tahansa maaperässä, mukaan lukien suolaliuos.
Alunaa ja muita kaliumyhdisteitä saadaan kaliumsulfaatista. Se on osa lasituotannon maksua.
kaliumnitraatti KNO 3 on voimakas hapetin. Sitä kutsutaan usein kaliumnitraatiksi. Luonnossa se muodostuu orgaanisten aineiden hajoamisen aikana nitrifioivien bakteerien elintärkeän toiminnan seurauksena.
Kaliumnitraattia saadaan kaliumkloridin ja natriumnitraatin välisessä vaihtoreaktiossa sekä typpihapon tai typpipitoisten kaasujen vaikutuksesta kaliumkarbonaattiin tai -kloridiin.
Kaliumnitraatti on erinomainen lannoite, joka sisältää sekä kaliumia että typpeä, mutta sitä käytetään vähemmän kuin kaliumkloridia, koska hintava tuotantoa. Kaliumnitraattia käytetään myös mustajauheen ja pyroteknisten koostumusten valmistukseen, tulitikkujen ja lasin valmistukseen. Lisäksi sitä käytetään lihatuotteiden säilöntään.
Kaliumkarbonaatti K 2 CO 3:a kutsutaan myös potaskaksi. Saatu hiilidioksidin vaikutuksesta kaliumhydroksidiliuoksiin tai magnesiumkarbonaatin suspensioihin kaliumkloridin läsnä ollessa. Se on sivutuote nefeliinin jalostuksessa alumiinioksidiksi.
Huomattava määrä kaliumkarbonaattia löytyy kasvien tuhkasta. Suurin osa kaliumista on auringonkukan tuhkassa - 36,3%. Polttopuun tuhkassa kaliumoksidia on paljon vähemmän - 3,2 %:sta (kuusipolttopuu) 13,8 %:iin (koivupolttopuu). Turvetuhkassa on vielä vähemmän kaliumia.
Kaliumkarbonaattia käytetään pääasiassa korkealaatuisen lasin valmistukseen, jota käytetään optisissa linsseissä, väritelevisioputkissa ja loistelampuissa. Sitä käytetään myös posliinin, väriaineiden ja pigmenttien valmistuksessa.
Kaliumpermanganaattia KMnO 4 muodostaa tumman violetteja kiteitä. Tämän aineen liuoksilla on puna-violetti väri. Kaliumpermanganaattia saadaan anodisella hapettamalla mangaania tai ferromangaania voimakkaasti emäksisessä väliaineessa.
Kaliumpermanganaatti on voimakas hapetin. Sitä käytetään valkaisu-, valkaisu- ja puhdistusaineena. Sitä käytetään myös orgaanisessa synteesissä, esimerkiksi sakkariinin valmistuksessa.
kaliumhydridi KH on valkoinen kiinteä aine, joka hajoaa yksinkertaiset aineet. Kaliumhydridi on vahvin pelkistävä aine. Se syttyy kosteassa ilmassa ja fluori- tai klooripitoisissa ympäristöissä. Kaliumhydridi voidaan hapettaa jopa heikoilla hapettimilla, kuten vedellä ja hiilidioksidilla:
KH + H2O \u003d KOH + H2
KH + CO 2 \u003d K (HCOO) (kaliumformiaatti)
Kaliumhydridi reagoi myös happojen ja alkoholien kanssa ja voi syttyä. Se pelkistää rikkivetyä, kloorivetyä ja muita vetyä (I) sisältäviä aineita:
2KH + H2S = K2S + 2H2
KH + HCl \u003d KCl + H2
Kaliumhydridiä käytetään pelkistimenä epäorgaanisissa ja orgaanisissa synteeseissä.
Kaliumsyanidi KCN, joka tunnetaan nimellä kaliumsyanidi, muodostaa värittömiä kiteitä, jotka liukenevat hyvin veteen ja joihinkin ei-vesipitoisiin liuottimiin. Vesiliuoksessa se hydrolysoituu vähitellen vapauttamalla vetysyanidia HCN, ja kun vesiliuoksia keitetään, se hajoaa kaliumformiaatiksi ja ammoniakiksi.
Kaliumsyanidin läsnäollessa voi tapahtua ei aivan tavallisia reaktioita, esimerkiksi kupari reagoi veden kanssa vapauttaen siitä vetyä ja muodostaen kaliumdisyanokupraattia (I):
Samanlaisissa olosuhteissa vuorovaikutusta tapahtuu kullan tapauksessa. Totta, tämä vähemmän aktiivinen metalli ei pysty hapettumaan vedellä, mutta hapen läsnä ollessa se siirtyy liuokseen syanokompleksin muodossa - kaliumdisyanoauraatti(I):
4Au + 8KCN + 2H 2O + O 2 \u003d 4K + 4NaOH
Kaliumsyanidi valmistetaan saattamalla syaanivety reagoimaan ylimäärän kaliumhydroksidin kanssa. Se on reagenssi hopean ja kullan uuttamiseen köyhistä malmeista, elektrolyyttien komponentti platinan puhdistamiseen hopeasta ja galvanoimiseen kullasta ja hopeasta. Kaliumsyanidia käytetään reagenssina kemiallisessa analyysissä hopean, nikkelin ja elohopean määrittämiseen.
Kaliumsyanidi on erittäin myrkyllistä. Ihmiselle tappava annos on 120 mg.
Monimutkaiset yhdisteet. Kalium muodostaa stabiileimpia kompleksisia yhdisteitä monihampaisten ligandien (molekyylien tai ionien, jotka voivat yhdistyä atomin kanssa useilla sidoksilla) kanssa, esimerkiksi makrosyklisten polyesterien (kruunueetterien) kanssa.
Kruunueetterit (englannin kielestä kruunu - kruunu) sisältävät syklissä yli 11 atomia, joista vähintään neljä on happiatomeja. Kruunueetterien triviaalisissa nimissä syklin atomien kokonaismäärä ja happiatomien lukumäärä on merkitty numeroilla, jotka sijoitetaan sanan "kruunu" eteen ja jälkeen. Tällaiset nimet ovat paljon lyhyempiä kuin systemaattiset. Esimerkiksi 12-kruunu-4 (kuva 1) kutsutaan kansainvälisen nimikkeistön mukaan 1,4,7,10,13-tetraoksosyklododekaaniksi.
Riisi. 1. GRAAFINEN KAAVA yhdisteet 12-kruunu-4.
Kruunueetterit muodostavat stabiileja komplekseja metallikationien kanssa. Tässä tapauksessa kationi sisältyy kruunueetterin molekyylinsisäiseen onteloon ja pysyy siellä johtuen ionidipoli-vuorovaikutuksesta happiatomien kanssa. Stabiiliimmat kompleksit ovat ne, joissa on kationeja, joiden geometriset parametrit vastaavat kruunueetterionteloa. Vakaimmat kompleksit kaliumkationin kanssa muodostavat kruunueettereitä, jotka sisältävät 6 happiatomia, esimerkiksi 18-kruunu-6 (kuvio 2).
Riisi. 2. GRAAFINEN KAAVA kaliumkompleksi 18-kruunu-6 .
Kaliumin biologinen rooli(ja natriumia). Kalium yhdessä natriumin kanssa säätelee elävien organismien aineenvaihduntaprosesseja. Ihmiskehossa solut sisältävät suuren määrän kaliumioneja (0,12–0,16 mol/l), mutta suhteellisen vähän natriumioneja (0,01 mol/l). Natrium-ionien pitoisuus solunulkoisessa nesteessä on paljon korkeampi (noin 0,12 mol / l), joten kaliumionit säätelevät solunsisäistä aktiivisuutta ja natriumionit säätelevät solujen välistä aktiivisuutta. Nämä ionit eivät voi korvata toisiaan.
Natrium-kaliumgradientin olemassaolo solukalvon sisä- ja ulkopuolelta johtaa potentiaalieron ilmenemiseen kalvon vastakkaisilla puolilla. Hermosäidut pystyvät välittämään impulsseja ja lihakset supistumaan juuri siksi, että kalvon ulkopintaan on sisäinen negatiivinen varaus. Siten natrium- ja kalium-ionit harjoittavat kehossa fysiologista kontrollia ja laukaisee. Ne edistävät hermoimpulssien välittämistä. Ihmisen psyyke riippuu natrium- ja kalium-ionien tasapainosta kehossa. Tietyt hormonit säätelevät pidättyneiden ja munuaisten kautta erittyneiden natrium- ja kalium-ionien pitoisuutta. Siten mineralokortikoidit lisäävät kalium-ionien vapautumista ja vähentävät natriumionien vapautumista.
Kaliumionit ovat osa entsyymejä, jotka katalysoivat ionien siirtoa (kuljetusta) biomembraanien, redox- ja hydrolyyttisten prosessien kautta. Ne auttavat myös ylläpitämään soluseinien rakennetta ja hallitsemaan niiden tilaa. Natrium-ioni aktivoi useita entsyymejä, joita kalium ei voi aktivoida, aivan kuten natriumioni ei voi vaikuttaa kaliumista riippuvaisiin entsyymeihin. Kun nämä ionit tulevat soluun, ne sitoutuvat sopiviin ligandiin niiden kemiallisen aktiivisuuden mukaan. Tällaisten ligandien roolissa ovat makrosykliset yhdisteet, joiden mallianalogit ovat kruunueetterit. Jotkut antibiootit (kuten valinomysiini) kuljettavat kaliumioneja mitokondrioihin.
On todettu, että ATP:n hydrolyysiä katalysoivan kalvoentsyymin (Na + –K +)-ATPaasi (adenosiinitrifosfataasi) toimintaan tarvitaan samanaikaisesti natrium- ja kaliumioneja. Kuljetus-ATPaasi sitoo ja vapauttaa natrium- ja kaliumioneja entsymaattisen reaktion tietyissä vaiheissa, koska entsyymin aktiivisten kohtien affiniteetti natrium- ja kaliumioneihin muuttuu reaktion edetessä. Samalla entsyymin rakenteelliset muutokset johtavat siihen, että natrium- ja kaliumkationit hyväksytään kalvon toiselta puolelta ja vapautuvat toiselta puolelta. Näin ollen samanaikaisesti ATP:n hydrolyysin kanssa tapahtuu myös alkalisten alkuaineiden kationien selektiivistä liikettä (ns. Na-K-pumpun toiminta).
Päivittäinen kaliumtarve lapsella on 12-13 mg painokiloa kohti ja aikuisella 2-3 mg, ts. 4-6 kertaa vähemmän. Ihminen saa suurimman osan tarvitsemastaan kaliumista kasviperäisestä ruoasta.
Elena Savinkina
