Povijest otkrića. Kalij: povijest otkrića elementa Kemijska svojstva najvažnijih spojeva kalija

K Kalij

KALIJ(lat. Kalium), K (čitaj "kalij"), kemijski element s atomskim brojem 19, atomske mase 39,0983.

Kalij se u prirodi javlja u obliku dva stabilna nuklida: 39 K (93,10% masenog udjela) i 41 K (6,88%), kao i jednog radioaktivnog 40 K (0,02%). Vrijeme poluraspada kalija-40 T 1/2 približno je 3 puta manje od T 1/2 urana-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. Na b raspadom kalija-40 nastaje stabilni kalcij-40, a raspadom hvatanjem elektrona nastaje inertni plin argon-40.

2K + 2H2O = 2KOH + H2

8K + 4H 2 SO 4 \u003d K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.

Kada se zagrije na 200-300°C, kalij reagira s vodikom (H) i formira hidrid KH nalik soli:

Priznanica: Kalij se trenutno proizvodi reakcijom s tekućim natrijem (Na) rastaljenim KOH (na 380-450°C) ili KCl (na 760-890°C):

Na + KOH = NaOH + K

Kalij se također dobiva elektrolizom taline KCl pomiješane s K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 ° C:

2KCl \u003d 2K + Cl 2

Kalij se pročišćava od nečistoća vakuumskom destilacijom.

Primjena: metalni kalijev materijal za elektrode u kemijskim izvorima struje. Legura kalija s drugim alkalnim metalom, natrijem (Na), koristi se kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima.

U mnogo većoj mjeri od metalnog kalija, njegovi spojevi se koriste. Kalij važna komponenta mineralna ishrana biljaka (ovo zauzima oko 90% ekstrahiranih kalijevih soli), potrebna im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se naširoko koriste kalijeva gnojiva: kalijev klorid KCl, kalijev nitrat ili kalijev nitrat, KNO 3, kalijev K 2 CO 3 i druge kalijeve soli. Potaša se također koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika u pročišćavanju plinova, kao sredstvo za dehidraciju i u štavljenju kože.

Kao lijek koristi se kalijev jodid KI. Kalijev jodid također se koristi u fotografiji i kao mikrognojivo. Kao antiseptik koristi se otopina kalijevog permanganata KMnO 4 ("kalijev permanganat").

Biološka uloga: Kalij je jedan od najvažnijih biogenih elemenata, stalno prisutan u svim stanicama svih organizama. Ioni kalija K+ sudjeluju u radu ionskih kanala i regulaciji propusnosti bioloških membrana, u stvaranju i provođenju živčanog 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 (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Dakle, za normalan život s hranom, tijelo treba primiti 2-3 g kalija dnevno. Namirnice bogate kalijem kao što su grožđice, suhe marelice, grašak i druge.

Kalij (engleski Potassium, francuski Potassium, njemački Kalium) otkrio je 1807. Davy, koji je proizveo elektrolizu krute, blago navlažene kaustične potaše. Davy je novi metal nazvao kalij, ali ime se nije zadržalo. Ispostavilo se da je kum metala Hilbert, poznati izdavač časopisa "Annalen deg Physik", koji je predložio naziv "kalij"; usvojen je u Njemačkoj i Rusiji. Oba imena izvedena su iz izraza koji su se koristili davno prije otkrića metalnog kalija. Riječ kalij potječe od riječi potash koja se vjerojatno pojavila u 16. stoljeću. Nalazi se u Van Helmontu i u drugoj polovici 17. stoljeća. naširoko se koristi kao naziv komercijalnog proizvoda - potaša - u Rusiji, Engleskoj i Nizozemskoj. Prevedeno na ruski, riječ potashe znači "pepeo iz lonca ili pepeo kuhan u loncu"; u XVI - XVII stoljeću. potaša se u velikim količinama dobivala iz drvenog pepela, koji se kuhao u velikim kotlovima. Od potaše se uglavnom pripremala litrena (pročišćena) salitra koja se koristila za izradu baruta. Osobito mnogo potaše proizvodilo se u Rusiji, u šumama blizu Arzamasa i Ardatova u pokretnim tvornicama (majdanima) koje su pripadale rođaku cara Alekseja Mihajloviča, bliskom bojaru B.I.Morozovu. Što se tiče riječi kalij, ona dolazi od arapskog izraza alkali (alkalne tvari). U srednjem vijeku lužine, ili, kako su tada govorili, alkalne soli, gotovo da 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 označava proizvod dobiven od pepela nekih biljaka, arapski qiljin ili qaljan (a sh) i qalaj povezuju se s ovim riječima (gorjeti). U eri jatrokemije, lužine su se počele dijeliti na "fiksne" i "hlapljive". U 17. stoljeću postoje nazivi alkali fixum minerale (mineralna fiksirana lužina ili kaustična soda), alkali fixum. vegetabile (vegetable fiksna alkalija ili potaša i kaustična potaša), kao i alkalno volatile (volatile alkalie ili NH 3). Crna je razlikovala kaustične i meke ili ugljične lužine. Alkalije se ne pojavljuju u tablici jednostavnih tijela, ali u bilješci uz tablicu Lavoisier ukazuje da su fiksirane lužine (potaša i soda) vjerojatno složene tvari, iako priroda njihovih sastojaka još nije proučena. U ruskoj kemijskoj literaturi prve četvrtine 19.st. kalij se nazivao kalij (Solovjev, 1824), kalij (Osiguranje, 1825), kalij (Ščeglov, 1830); u "Dvigubskom dućanu" već 1828. uz naziv potaša (potaš sulfat) postoji i naziv kali (kaustična potaša, kalijev hidroksid i dr.). Naziv kalij postao je općeprihvaćen nakon objavljivanja Hessovog udžbenika.

Kalij

KALIJ-ja; m.[Arapski. kali] Kemijski element (K), srebrnasti metal bijela boja ekstrahiran iz ugljično-kalijeve soli (potaše).

Kalij, th, th. K-th naslage. K soli. Potaša, th, th. K-ta industrija. K gnojiva.

kalij

(lat. Kalium), kemijski element I. skupine periodnog sustava, pripada alkalijskim metalima. Naziv je od arapske riječi al-kali - potaša (odavno poznati spoj kalija ekstrahiran iz drvenog pepela). Srebrnobijeli metal, mekan, topljiv; gustoća 0,8629 g / cm 3, t pl 63,51ºC. Na zraku brzo oksidira, s vodom reagira eksplozivno. Po rasprostranjenosti u zemljinoj kori zauzima 7. mjesto (minerali: silvin, kainit, karnalit i dr.; vidi Kalijeve soli). Dio je tkiva biljnih i životinjskih organizama. Oko 90% ekstrahirane soli koristi se kao gnojivo. Metalni kalij se koristi u kemijskim izvorima struje, kao geter u elektronskim cijevima, za dobivanje superperoksida KO 2 ; legure K s Na - rashladna sredstva u nuklearnim reaktorima.

KALIJ

KALIJ (lat. Kalium), K (čitaj "kalij"), kemijski element atomskog broja 19, atomske mase 39,0983.
Kalij se prirodno pojavljuje 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 približno je 3 puta manje od T 1/2 urana-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. Tijekom b-raspada kalija-40 nastaje stabilni kalcij-40, a tijekom raspada tipom zarobljavanja elektrona (cm. ELEKTRONIČKO SNIMANJE) nastaje inertni plin argon-40.
Kalij je jedan od alkalnih metala (cm. ALKALNI METALI). U periodnom sustavu Mendeljejeva, kalij zauzima mjesto u četvrtoj periodi u podskupini IA. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 1, tako da kalij uvijek pokazuje oksidacijsko stanje +1 (valencija I).
Atomski polumjer kalija je 0,227 nm, polumjer iona je K + 0,133 nm. Energije uzastopne ionizacije atoma kalija su 4,34 i 31,8 eV. Elektronegativnost (cm. ELEKTRIČNA NEGATIVNOST) kalija po Paulingu 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
U slobodan oblik- mekan, lagan, srebrnast metal.
Povijest otkrića
Spojevi kalija, kao i njegov najbliži kemijski analog - natrij (cm. NATRIJ), poznati su od davnina i korišteni su u raznim područjima ljudske djelatnosti. Međutim, sami ovi metali su prvi put izolirani u slobodnom stanju tek 1807. godine tijekom pokusa engleskog znanstvenika G. Davyja (cm. DEVI Humphrey). Davy je, koristeći galvanske članke kao izvor električne struje, proveo elektrolizu talina potaše. (cm. POTAŠA) i kaustična soda (cm. KAUSTIČNA SODA) i tako izolirao metalni kalij i natrij koje je nazvao "kalij" (odatle ime kalija sačuvano u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj) i "natrij". Godine 1809. engleski kemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalij" (od arapskog al-kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalija u zemljinoj kori je 2,41% po masi, kalij je među prvih deset najčešćih elemenata u zemljinoj kori. Glavni minerali koji sadrže kalij: silvin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na, K) Cl (ovaj mineral je gusto komprimirana mehanička mješavina kristala kalijevog klorida KCl i natrijevog klorida NaCl), karnalit (cm. CARNALITE) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), razni aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) koji sadrži kalij, 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. ALUNIT) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Morska voda sadrži oko 0,04% kalija.
Priznanica
Trenutno se kalij dobiva reakcijom s tekućim natrijevim rastaljenim KOH (na 380-450 °C) ili KCl (na 760-890 °C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalij se također dobiva elektrolizom taline KCl pomiješane s K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 ° C:
2KCl \u003d 2K + Cl 2
Kalij se pročišćava od nečistoća vakuumskom destilacijom.
Fizička i kemijska svojstva
Kalij je mekan, lako se reže nožem i podložan je prešanju i valjanju. Ima kubičnu kubičnu rešetku usmjerenu na tijelo, parametar A= 0,5344 nm. Gustoća kalija manja je od gustoće vode i iznosi 0,8629 g/cm 3 . Kao i svi alkalijski metali, kalij se lako tali (talište 63,51°C) i počinje isparavati čak i pri relativno niskoj temperaturi (vrelište kalija 761°C).
Kalij je, kao i drugi alkalijski metali, kemijski vrlo aktivan. Lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom stvarajući smjesu koja se uglavnom sastoji od K 2 O 2 peroksida i KO 2 superoksida (K 2 O 4):
2K + O 2 \u003d K 2 O 2, K + O 2 \u003d KO 2.
Kada se zagrijava na zraku, kalij gori ljubičastocrvenim plamenom. S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij stupa u eksploziju (nastali vodik se zapali):
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Kiseline koje sadrže kisik mogu se reducirati u ovoj interakciji. Na primjer, atom sumpora u sumpornoj kiselini 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 reagira s vodikom i tvori hidrid KN poput soli:
2K + H2 = 2KH
S halogenima (cm. HALOGENI) kalij stupa u interakciju s eksplozijom. Zanimljivo je primijetiti da kalij ne stupa u interakciju s dušikom.
Kao i drugi alkalijski metali, kalij se lako otapa u tekućem amonijaku stvarajući plave otopine. U tom se stanju kalij koristi za izvođenje određenih reakcija. Tijekom skladištenja, kalij polako reagira s amonijakom i nastaje amid KNH 2:
2K + 2NH 3 fl. \u003d 2KNH2 + H2
Najvažniji spojevi kalija 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 klorid.
Kalijev oksid K 2 O, u pravilu, dobiva se neizravno reakcijom peroksida i metalnog kalija:
2K + K 2 O 2 \u003d 2K 2 O
Ovaj oksid pokazuje izražena bazična svojstva, lako reagira s vodom pri čemu nastaje kalijev hidroksid KOH:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH
Kalijev hidroksid, ili kaustična potaša, vrlo je topiv u vodi (do 49,10% težine na 20°C). Dobivena otopina je vrlo jaka baza povezana s alkalijama ( cm. ALKALNI). 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 odvija reakcija kada se reagensi spoje).
U industriji se kalijev hidroksid KOH dobiva elektrolizom vodenih otopina KCl ili K 2 CO 3 pomoću ionsko-izmjenjivačkih 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 s Ca (OH) 2 ili Ba (OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3

Dodir s krutim kalijevim hidroksidom ili kapljicama njegovih otopina na koži i očima uzrokuje ozbiljne opekline kože i sluznice, stoga s ovim kaustičnim tvarima radite samo u zaštitnim naočalama i rukavicama. Vodene otopine kalijevog hidroksida tijekom skladištenja uništavaju staklo, otapaju - porculan.
Kalijev karbonat K 2 CO 3 (uobičajeno zvan potaša) dobiva se 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.
Primjena
Metalni kalij je materijal za elektrode u kemijskim izvorima struje. Kao rashladno sredstvo koristi se legura kalija s drugim alkalnim metalom - natrijem (cm. RASHLADNA TEKUĆINA) u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većoj mjeri od metalnog kalija, njegovi spojevi se koriste. Kalij je važna komponenta mineralne ishrane biljaka, potrebna im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se kalijeva gnojiva široko koriste. (cm. POTAŠNA GNOJIVA): kalijev klorid KCl, kalijev nitrat, ili kalijev nitrat, KNO 3, kalijev klorid K 2 CO 3 i druge kalijeve soli. Potaša se također koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika u pročišćavanju plinova, kao sredstvo za dehidrataciju i u štavljenju kože.
Kao lijek koristi se kalijev jodid KI. Kalijev jodid također se koristi u fotografiji i kao mikrognojivo. Kao antiseptik koristi se otopina kalijevog permanganata KMnO 4 ("kalijev permanganat").
Po sadržaju u stijene ah radioaktivnih 40 K odrediti njihovu starost.
kalija u tijelu
Kalij je jedan od najvažnijih biogenih elemenata (cm. BIOGENI ELEMENTI) prisutan u svim stanicama svih organizama. Ioni kalija K + sudjeluju u radu ionskih kanala (cm. IONSKI KANALI) te regulaciju propusnosti bioloških membrana (cm. BIOLOŠKE MEMBRANE), u stvaranju i provođenju živčanog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u raznim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliran je steroidnim hormonima nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku ljudsko tijelo (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Dakle, za normalan život s hranom, tijelo treba primiti 2-3 g kalija dnevno. Namirnice bogate kalijem kao što su grožđice, suhe marelice, grašak i druge.
Značajke rukovanja metalnim kalijem
Metalni kalij može uzrokovati vrlo teške opekline kože, ako i najmanje čestice kalija dospiju u oči, dolazi do teških ozljeda s gubitkom vida, stoga s metalnim kalijem možete raditi samo u zaštitnim rukavicama i naočalama. Zapaljena potaša se prelije mineralnim uljem ili prekrije mješavinom talka i NaCl. Kalij se skladišti u hermetički zatvorenim željeznim posudama pod slojem dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte što je "kalij" u drugim rječnicima:

    Kalij 40 ... Wikipedia

    Novolatinsk. kalium, od arapskog. kali, lužina. Mekani i lagani metal koji čini bazu Kali. Otkrio ga je Devi 1807. Objašnjenje 25000 strane riječi koji su ušli u upotrebu u ruskom jeziku, sa značenjem njihovih korijena. Michelson A.D., 1865. ... ... Rječnik stranih riječi ruskog jezika

    - (Kalij), K, kemijski element I. skupine periodnog sustava, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalijske metale; tt 63,51 °C. U živim organizmima, kalij je glavni unutarstanični kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Moderna enciklopedija

    KALIJ- (Kalij, s. Kalij), kem. element, čar. K, redni broj 19, srebrnobijeli, sjajni metal, gustoće voska kod običnog ta; otkrio Devi 1807. Oud. V. na 20° 0,8621, atomska težina 39,1, monovalentan; točka topljenja … Velika medicinska enciklopedija

    Kalij- (Kalij), K, kemijski element I. skupine periodnog sustava, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalijske metale; t.t. 63,51°C. U živim organizmima, kalij je glavni unutarstanični kation uključen u stvaranje bioelektričnih ... ... Ilustrirano enciklopedijski rječnik

    - (simbol K), uobičajeni kemijski element vezan uz alkalijske metale. Prvi ga je izolirao Sir Humphry Davy 1807. Njegove glavne rude su silvin (kalijev klorid), karnalit i polihalit. Kalij je rashladno sredstvo u atomskim ... Znanstveni i tehnički enciklopedijski rječnik

    Suprug. kalij, metal koji čini bazu kalija, vrlo sličan natriju (natrij). Kali usp., neskl., biljna lužina ili lužnata sol; kalijev karbonat, čista potaša. Kalij, koji se odnosi na kalij. Calistic, koji sadrži kalij. Objašnjenje ... ... Dahlov objasnidbeni rječnik - KALIJ, kalij, mn. ne, muški rod, i kali, nejasno, usp. (arap. potash) (kem.). Kemijski element je srebrno-bijeli alkalni metal, ekstrahiran iz ugljično-kalijeve soli. Objašnjavajući rječnik Ušakova. D.N. Ushakov. 1935. 1940. ... Objašnjavajući rječnik Ušakova


Kalij je element glavne podskupine prve skupine, četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata, s atomskim brojem 19. Označava se simbolom K (lat. Kalium). Jednostavna tvar kalij (CAS broj: 7440-09-7) je mekani, srebrnastobijeli 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 u kemijske reakcije, posebno s vodom, stvarajući lužinu. U mnogim aspektima, kemijska svojstva kalija su vrlo slična natriju, ali u smislu biološke funkcije i njihove upotrebe od strane stanica živih organizama, oni su ipak različiti.

Povijest i porijeklo imena

Kalij (točnije njegovi spojevi) koristi se od davnina. Tako je proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) postojao je već u 11. stoljeću. Pepeo nastao izgaranjem slame ili drva tretiran je vodom, a dobivena otopina (lužina) je nakon filtriranja isparena. Suhi ostatak, osim kalijevog karbonata, sadrži kalijev sulfat K 2 SO 4 , sodu i kalijev klorid KCl.
Godine 1807. engleski kemičar Davy izolirao je kalij elektrolizom taline kaustične potaše (KOH) i nazvao ga "kalij" (lat. potassium; ovaj naziv je još uvijek u uobičajenoj upotrebi u engleskom, francuskom, španjolskom, portugalskom i poljskom). Godine 1809. L.V. Gilbert predložio je naziv "kalij" (lat. kalium, od arapskog al-kali - potaša). Ovo je ime uključeno u njemački, odatle na većinu jezika Sjeverne i Istočne Europe (uključujući ruski) i "pobijedio" pri odabiru simbola za ovaj element - K.

Priznanica

Kalij se, kao i drugi alkalijski metali, dobiva elektrolizom rastaljenih klorida ili lužina. Pošto klorida ima više visoka temperatura topljenje (600-650 ° C), zatim se češće provodi elektroliza ispravljenih lužina uz dodatak sode ili potaše (do 12%). Tijekom elektrolize rastaljenih klorida na katodi se oslobađa rastaljeni kalij, a na anodi klor:
K + + e - → K
2Cl - - 2e - → Cl 2

Tijekom elektrolize lužina na katodi se oslobađa i rastaljeni kalij, a na anodi kisik:
4OH - - 4e - → 2H 2 O + O 2

Voda iz taline brzo ispari. Kako bi se spriječilo međudjelovanje kalija s klorom ili kisikom, katoda je izrađena od bakra, a iznad nje postavljen je bakreni cilindar. Nastali kalij u rastaljenom obliku skuplja se u cilindru. Anoda se također izrađuje u obliku cilindra od nikla (kod elektrolize lužina) ili grafita (kod elektrolize klorida).

Fizička svojstva

Kalij je srebrnasta tvar s karakterističnim sjajem na svježe oblikovanoj površini. Vrlo lagan i lagan. Relativno dobro topljiv u živi, ​​tvoreći amalgame. Kad se unese u plamen plamenika, kalij (kao i njegovi spojevi) boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Kemijska svojstva

Elementarni kalij, kao i drugi alkalijski metali, pokazuje tipična metalna svojstva i vrlo je reaktivan, jer je jako redukcijsko sredstvo. Na zraku svježi rez brzo potamni zbog stvaranja filmova spojeva (oksida i karbonata). Uz dulji kontakt s atmosferom, može se potpuno srušiti. Eksplozivno reagira s vodom. Mora se čuvati pod slojem benzina, kerozina ili silikona kako bi se spriječio kontakt zraka i vode s njegovom površinom. S Na, Tl, Sn, Pb, Bi, kalij stvara intermetalne spojeve.

Sadržaj članka

KALIJ(Kalij) K, kemijski element 1. skupine (Ia) periodnog sustava, alkalni je 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 s vremenom poluraspada od ~10 9 godina. Ovaj izotop ima posebnu ulogu u prirodi. Njegov udio u mješavini izotopa je samo 0,01%, no upravo je on izvor gotovo cjelokupnog argona 40 Ar sadržanog u zemljinoj atmosferi, koji nastaje tijekom radioaktivnog raspada 40 K. Osim toga, 40 K je prisutan u svim živim organizmima, što može imati određeni utjecaj na njihov razvoj.

Izotop 40 K koristi se za određivanje starosti stijena metodom kalij-argona. Umjetni izotop 42 K s vremenom poluraspada od 15,52 godine koristi se kao radioaktivni tragač u medicini i biologiji.

+1 oksidacijsko stanje.

Spojevi kalija poznati su od davnina. Potaša - kalijev karbonat K 2 CO 3 - odavno je izoliran iz drvenog pepela.

Metalni kalij dobio je elektrolizom rastaljene kaustične potaše (KOH) 1807. godine engleski kemičar i fizičar Humphry Davy. Naziv "kalij", koji je odabrao Davy, odražava porijeklo ovog elementa iz kalijeve soli. Latinsko ime elementa potječe od arapskog naziva za potašu - "al-kali". Riječ "kalij" u rusku kemijsku nomenklaturu uveo je 1831. petrogradski akademik Hermann Hess (1802–1850).

Rasprostranjenost kalija u prirodi i njegovo industrijsko dobivanje.

Velike naslage kalijevih soli u relativno čisti oblik nastala kao rezultat isparavanja drevnih mora. Najvažniji kalijevi minerali za kemijsku industriju su silvin (KCl) i silvinit (mješavina soli NaCl i KCl). Kalij se također nalazi u obliku dvostrukog klorida 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. industrijskom vađenju kalijeve soli.

Oceanska voda sadrži oko 0,06% kalijevog klorida. U nekim unutarnjim vodama, poput Slanog jezera ili Mrtvog mora, njegova koncentracija može biti visoka i do 1,5%, što čini ekonomski isplativim ekstrakciju elementa. U Jordanu je izgrađena ogromna tvornica koja može izvući milijune tona kalijeve soli iz Mrtvog mora.

Iako su natrij i kalij gotovo jednako zastupljeni u stijenama, kalija je oko 30 puta manje nego natrija u oceanu. To je posebno zbog činjenice da su kalijeve soli koje sadrže veći kation manje topive od natrijevih soli, a kalij je čvršće vezan u složenim silikatima i alumosilikatima u tlu zbog ionske izmjene u glinama. Osim toga, kalij, koji se ispire iz stijena, biljke više apsorbiraju. Procjenjuje se da od tisuću atoma kalija oslobođenih tijekom kemijskog trošenja samo dva dospijevaju u morske bazene, a 998 ostaje u tlu. “Tlo apsorbira kalij, i to je njegova čudesna moć”, napisao je akademik Alexander Evgenievich Fersman (1883-1945).

Kalij je bitan element biljnog života, a razvoj divljih biljaka često je ograničen dostupnošću kalija. S nedostatkom kalija biljke sporije rastu, listovi, osobito stari, žute i posmeđe na rubovima, stabljika postaje tanka i lomljiva, a sjeme gubi sposobnost klijavosti. Plodovi takve biljke - to je posebno vidljivo na voću - bit će manje slatki od onih biljaka koje su primile normalnu dozu kalija. Nedostatak kalija nadoknađuje se gnojivima.

Kalijeva gnojiva glavna su vrsta proizvoda koji sadrže kalij (95%). KCl se najviše koristi i čini više od 90% kalija koji se koristi kao gnojivo.

Svjetska proizvodnja kalijevih gnojiva u 2003. procijenjena je na 27,8 milijuna tona (u smislu K 2 O, sadržaj kalija u kalijevim gnojivima obično se pretvara u K 2 O). Od toga je 33% proizvedeno u Kanadi. 13% svjetske proizvodnje kalijevih gnojiva čine proizvodna udruženja Uralkali i Belaruskali.

Karakterizacija jednostavne tvari i industrijska proizvodnja metalnog kalija.

Kalij je mekan, srebrnastobijeli metal s talištem od 63,51 ° C i vrelištem od 761 ° C. Daje plamenu karakterističnu crveno-ljubičastu boju, što je posljedica lakoće pobuđivanja njegovih vanjskih elektrona.

Kemijski je vrlo aktivan, lako stupa u interakciju s kisikom i zapali se zagrijavanjem na zraku. Glavni produkt ove reakcije je kalijev superoksid KO 2 .

S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij dolazi u interakciju s eksplozijom i paljenjem. sumporne kiseline reducira se u vodikov sulfid, sumpor i sumporov dioksid, a dušik - u dušikove okside i N 2.

Kada se zagrije na 200-350°C, kalij reagira s vodikom i tvori KH hidrid. Metalni kalij se zapali u atmosferi fluora, slabo djeluje s tekućim klorom, ali eksplodira u kontaktu s bromom i trljanjem s jodom. Kalij reagira s halkogenima i fosforom. S grafitom na 250–500°C stvara slojevite spojeve sastava C 8 K–C 60 K.

Kalij se otapa u tekućem amonijaku (35,9 g u 100 ml na -70°C) i stvara svijetloplave metastabilne otopine neobičnih svojstava. Ovu pojavu je očito prvi put uočio Sir Humphrey Davy 1808. Otopine kalija u tekućem amonijaku su naširoko proučavane otkad ih je dobio T. Weil 1863.

Kalij se ne otapa u tekućem litiju, magneziju, kadmiju, cinku, aluminiju i galiju i ne reagira s njima. S natrijem tvori intermetalni spoj KNa 2, koji se tali uz raspad na 7°C. S rubidijem i cezijem, kalij daje čvrste otopine s minimalne temperature tali se na oko 35 °C. Sa živom tvori amalgam koji sadrži dva merkurida KHg 2 i KHg s talištem od 270 odnosno 180 °C.

Kalij snažno djeluje s mnogim oksidima, reducirajući ih na jednostavne tvari. S alkoholima stvara alkoholate.

Za razliku od natrija, kalij se ne može dobiti elektrolizom taline klorida, jer se kalij vrlo dobro otapa u rastaljenom kloridu i ne isplivava 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 s metalnim natrijem na 850 ° C.

Redukcija kalijevog klorida s natrijem, na prvi pogled, proturječi uobičajenom redu reaktivnosti (kalij je reaktivniji od natrija). Međutim, na 850–880 ° C uspostavlja se ravnoteža:

Na(g) + K + (g) Na + (g) + K(g)

Budući da je kalij hlapljiviji, ranije ispari, što pomiče ravnotežu i potiče reakciju. Kalij se može dobiti frakcijskom destilacijom u napunjenoj koloni čistoće 99,5%, ali se za transport obično koristi mješavina kalija i natrija. Legure koje sadrže 15-55% natrija su (at sobna temperatura) tekućina, pa ih je lakše transportirati.

Ponekad se kalij reducira iz klorida drugim elementima koji tvore stabilne okside:

6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl 2 + CaO Al 2 O 3 + 6K

Metalni kalij, koji je teže i skuplji za proizvodnju od natrija, proizvodi se u mnogo manjim količinama (svjetska proizvodnja je oko 500 tona godišnje). Jedan od kritična područja primjene - dobivanje superoksida KO 2 izravnim izgaranjem metala.

Metalni kalij se koristi kao katalizator u proizvodnji pojedinih vrsta sintetičkog kaučuka, kao iu laboratorijskoj praksi. Legura kalija i natrija služi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima. Također je redukcijsko sredstvo u proizvodnji titana.

Kalij uzrokuje ozbiljne opekline kože. Ako čak i najmanje njegove mrvice dospiju u oči, moguć je gubitak vida. Zapaljena potaša se prelije mineralnim uljem ili prekrije mješavinom talka i natrijevog klorida.

Kalij se skladišti u hermetički zatvorenim kutijama pod slojem dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja. Otpad kalija zbrinjava se obradom suhim etanolom ili propanolom, nakon čega slijedi razgradnja nastalih alkoholata vodom.

Spojevi kalija.

Kalij tvori brojne binarne spojeve i soli. Gotovo sve kalijeve soli su visoko topljive. Iznimke su:

KHC 4 H 4 O 6 - kalijev hidrogentartrat

KClO 4 - kalijev perklorat

K 2 Na 6H 2 O - natrijev dikalijev heksanitrokobaltat (III) hidrat

K 2 - kalijev heksakloroplatinat (IV)

kalijev oksid K 2 O stvara žućkaste kristale. Dobiva se zagrijavanjem kalija s hidroksidom, peroksidom, nitratom ili kalijevim nitritom:

2KNO 2 + 6K = 4K 2 O + N 2

Primjenjuje se i zagrijavanje smjese kalijevog azida KN 3 i kalijevog nitrita ili oksidacija kalija otopljenog u tekućem amonijaku s izračunatom količinom kisika.

Kalijev oksid je aktivator spužvastog željeza, koje se koristi kao katalizator u sintezi amonijaka.

Kalijev peroksid Teško je dobiti K 2 O 2 iz jednostavnih tvari, budući da se lako oksidira u superoksid KO 2, stoga se koristi oksidacija metala s NO. Međutim, najbolja metoda za njegovu pripremu je kvantitativna oksidacija metala otopljenog u tekućem amonijaku.

Kalijev peroksid se može smatrati soli dibazične kiseline H 2 O 2 . Stoga, kada na hladnom stupi u interakciju s kiselinama ili vodom, kvantitativno nastaje vodikov peroksid.

Kalijev superoksid KO 2 (narančasto) nastaje pri normalnom izgaranju metala u zraku. Ovaj se spoj koristi kao pomoćni izvor kisika u maskama za disanje u rudnicima, podmornicama i svemirskim letjelicama.

Pažljivom termičkom razgradnjom KO 2 nastaje seskvioksid “K 2 O 3 ” u obliku tamnog paramagnetskog praha, koji se može dobiti i oksidacijom metala otopljenog u tekućem amonijaku ili kontroliranom oksidacijom peroksida. Pretpostavlja se da se radi o dinaperoksid-peroksidu [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2].

Kalijev ozonid KO 3 se može dobiti djelovanjem ozona na prah bezvodnog kalijevog hidroksida na niskoj temperaturi, nakon čega slijedi ekstrakcija produkta (crveno) tekućim amonijakom. Koristi se kao komponenta sastava za regeneraciju zraka u zatvorenim sustavima.

Kalij hidroksid KOH je jaka baza i spada u lužine. Njegov tradicionalni naziv "kaustična potaša" odražava korozivni učinak ove tvari na živa tkiva.

U industriji se kalijev hidroksid dobiva elektrolizom vodenih otopina kalijevog klorida ili karbonata sa željeznom ili živinom katodom (svjetska proizvodnja je oko 0,7 milijuna tona godišnje). Kalijev hidroksid može se izolirati iz filtrata nakon odvajanja taloga nastalih interakcijom kalijevog karbonata s kalcijevim hidroksidom ili kalijevog sulfata s barijevim hidroksidom.

Za izradu se koristi kalijev hidroksid tekući sapun te razni spojevi kalija. Osim toga, služi kao elektrolit u alkalnim baterijama.

Kalijev fluorid KF tvori rijedak mineral karobiit. Kalijev fluorid dobiva se interakcijom vodenih otopina fluorovodika ili amonijevog fluorida s kalijevim hidroksidom ili njegovim solima.

Kalijev fluorid koristi se za sintezu raznih kalijevih spojeva koji sadrže fluor, kao sredstvo za fluoriranje u organskoj sintezi, a također i kao komponenta kitova otpornih na kiseline i specijalnih stakala.

kalijev klorid KCl se nalazi u prirodi. Sirovine za njegovu izolaciju su silvin, silvinit, karnalit.

Kalijev klorid dobiva se iz silvinita metodama galurgije i flotacije. Galurgija (u prijevodu s grčkog - "posao soli") uključuje proučavanje sastava i svojstava prirodnih sirovina soli i razvoj metoda za industrijsku proizvodnju mineralnih soli iz njih. Metoda halurške separacije temelji se na različitoj topivosti KCl i NaCl u vodi pri povišenim temperaturama. Pri normalnoj temperaturi topljivost kalijevih i natrijevih klorida gotovo je ista. S povećanjem temperature, topljivost natrijeva klorida gotovo se ne mijenja, a topljivost kalijevog klorida naglo raste. Na hladnom se priprema zasićena otopina obje soli, zatim se zagrijava i njome se tretira silvinit. U tom slučaju otopina se dodatno zasiti kalijevim kloridom, a dio natrijevog klorida se istisne iz otopine, istaloži i odvoji filtracijom. Otopina se ohladi i višak kalij klorida kristalizira. Kristali se odvajaju u centrifugama i suše, a matična otopina se koristi za preradu nove porcije silvinita. Za izolaciju kalijevog klorida ova metoda ima širu primjenu od metode flotacije koja se temelji na različitoj močivosti tvari.

Kalijev klorid je najčešće kalijevo gnojivo. Osim što se koristi kao gnojivo, uglavnom se koristi za proizvodnju kalijevog hidroksida elektrolizom. Iz njega se dobivaju i drugi spojevi kalija.

Kalijev bromid KBr se dobiva reakcijom broma s kalijevim hidroksidom u prisutnosti amonijaka, kao i reakcijom broma ili bromida s kalijevim solima.

Kalijev bromid naširoko se koristi u fotografiji. Često služi kao izvor broma u organskoj sintezi. Ranije se kalijev bromid koristio kao sedativ u medicini ("brom"). Monokristali kalijevog bromida koriste se u proizvodnji prizmi za IR spektrometre, a također i kao matrica pri snimanju IR spektara čvrstih tvari.

kalijev jodid KI stvara bezbojne kristale koji na svjetlu postaju žućkasti zbog oksidacije atmosferskim kisikom i oslobađanja joda. Stoga se kalijev jodid čuva u tamnim staklenim bocama.

Kalijev jodid dobiva se interakcijom joda s kalijevim hidroksidom u prisutnosti mravlje kiseline ili vodikovog peroksida, kao i reakcijama izmjene jodida s kalijevim solima. Oksidira se dušičnom kiselinom u kalijev jodat KIO 3 . Kalijev jodid reagira s jodom stvarajući u vodi topljivi kompleks K, a s klorom i bromom daje K odnosno K.

Kalijev jodid koristi se kao lijek u medicini i veterini. To je reagens u jodometriji. Kalijev jodid je sredstvo protiv zamagljivanja u fotografiji, komponenta elektrolita u elektrokemijskim pretvaračima, dodatak za povećanje topljivosti joda u vodi i polarnim otapalima, mikrognojivo.

kalijev sulfid K 2 S je visoko topljiv u vodi. Tijekom hidrolize stvara alkalno okruženje u otopini:

K 2 S = 2K + + S 2– ; S 2– + H 2 O HS – + OH –

Kalijev sulfid se lako oksidira na zraku, izgara kada se zapali. Dobiva se interakcijom kalija ili kalijevog karbonata sa sumporom bez pristupa zraku, kao i redukcijom kalijevog sulfata s ugljikom.

Kalijev sulfid je sastavni dio fotoosjetljivih emulzija u fotografiji. Koristi se kao analitički reagens za odvajanje metalnih sulfida i kao komponenta formulacija za obradu kože.

Kada se vodena otopina zasiti vodikovim sulfidom, nastaje kalijev hidrosulfid KHS, koji se može izolirati kao bezbojni kristali. Koristi se u analitičkoj kemiji za odvajanje teških metala.

Zagrijavanjem kalijevog sulfida sa sumporom dobivaju se žuti ili crveni kalijevi polisulfidi KS. n (n= 2–6). Vodene otopine kalijevih polisulfida mogu se dobiti kuhanjem otopina kalijevog hidroksida ili kalijevog sulfida sa sumporom. Kada se kalijev karbonat sinterira s viškom sumpora na zraku, nastaje tzv. sumporna jetra - mješavina KS n i K2S2O3.

Polisulfidi se koriste za sulfidiranje čelika i lijevanog željeza. Sumporna jetra se koristi kao lijek za liječenje kožnih bolesti i kao pesticid.

kalijev sulfat K 2 SO 4 se prirodno pojavljuje u naslagama kalijeve soli i u vodama slanih jezera. Može se dobiti reakcijom izmjene između kalijevog klorida i sumporne kiseline ili sulfata drugih elemenata.

Kalijev sulfat se koristi kao gnojivo. Ova tvar je skuplja od kalijevog klorida, ali nije higroskopna i ne stvrdnjava se, za razliku od kalijevog klorida, kalijev sulfat se može koristiti na bilo kojem tlu, uključujući slanu otopinu.

Stipsa i drugi spojevi kalija dobivaju se iz kalijevog sulfata. Dio je šarže u proizvodnji stakla.

kalijeva salitra KNO 3 je jako oksidacijsko sredstvo. Često se naziva kalijev nitrat. U prirodi nastaje tijekom razgradnje organskih tvari kao rezultat vitalne aktivnosti nitrificirajućih bakterija.

Kalijev nitrat dobiva se reakcijom izmjene između kalijevog klorida i natrijevog nitrata, kao i djelovanjem dušične kiseline ili nitroznih plinova na kalijev karbonat ili klorid.

Kalijev nitrat izvrsno je gnojivo koje sadrži i kalij i dušik, ali se koristi manje od kalijevog klorida zbog visoka cijena proizvodnja. Kalijev nitrat također se koristi za proizvodnju crnog baruta i pirotehničkih sastava, u proizvodnji šibica i stakla. Osim toga, koristi se u konzerviranju mesnih proizvoda.

Kalijev karbonat K 2 CO 3 naziva se i potaša. Dobiva se djelovanjem ugljičnog dioksida na otopine kalijevog hidroksida ili suspenzije magnezijevog karbonata u prisutnosti kalijevog klorida. To je nusproizvod u preradi nefelina u glinicu.

Značajna količina kalijevog karbonata nalazi se u biljnom pepelu. Najviše kalija ima u pepelu suncokreta - 36,3%. U pepelu drva za ogrjev kalijev oksid je mnogo manji - od 3,2% (ogrjevno drvo smreke) do 13,8% (ogrjevno drvo breze). U pepelu od treseta još je manje kalija.

Kalijev karbonat se uglavnom koristi za proizvodnju visokokvalitetnog stakla koje se koristi u optičkim lećama, televizijskim cijevima u boji i fluorescentnim svjetiljkama. Također se koristi u proizvodnji porculana, boja i pigmenata.

Kalijev permanganat KMnO 4 stvara tamnoljubičaste kristale. Otopine ove tvari imaju crveno-ljubičastu boju. Kalijev permanganat se dobiva anodnom oksidacijom mangana ili feromangana u jako alkalnom mediju.

Kalijev permanganat je jako oksidacijsko sredstvo. Koristi se kao sredstvo za izbjeljivanje, izbjeljivanje i čišćenje. Također se koristi u organskoj sintezi, na primjer, u proizvodnji saharina.

Kalijev hidrid KH je bijela krutina koja se razlaže na jednostavne tvari. Kalijev hidrid je najjače redukcijsko sredstvo. Zapaljuje se na vlažnom zraku i u sredinama s fluorom ili klorom. Kalijev hidrid može se oksidirati čak i sa slabim oksidacijskim sredstvima kao što su voda i ugljikov dioksid:

KH + H2O \u003d KOH + H2

KH + CO 2 \u003d K (HCOO) (kalijev format)

Kalijev hidrid također reagira s kiselinama i alkoholima i može se zapaliti. Reducira sumporovodik, klorovodik i druge tvari koje sadrže vodik (I):

2KH + H2S = K2S + 2H2

KH + HCl \u003d KCl + H 2

Kalijev hidrid se koristi kao redukcijsko sredstvo u anorganskim i organskim sintezama.

Kalijev cijanid KCN, poznat kao kalijev cijanid, tvori bezbojne kristale koji su visoko topljivi u vodi i nekim nevodenim otapalima. U vodenoj otopini postupno hidrolizira uz oslobađanje cijanovodika HCN, a kuhanjem vodenih otopina raspada se na kalijev 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 stvarajući kalijev dicijanokuprat (I):

Pod sličnim uvjetima, interakcija se odvija u slučaju zlata. Istina, ovaj manje aktivni metal nije sposoban oksidirati vodom, ali u prisutnosti kisika prelazi u otopinu u obliku cijano kompleksa - kalij dicijanoaurata(I):

4Au + 8KCN + 2H 2 O + O 2 \u003d 4K + 4NaOH

Kalijev cijanid se priprema reakcijom cijanovodika sa suviškom kalijevog hidroksida. Reagens je za ekstrakciju srebra i zlata iz siromašnih ruda, sastojak elektrolita za pročišćavanje platine iz srebra te za galvansko pozlaćivanje i posrebrenje. Kalijev cijanid se koristi kao reagens u kemijskoj analizi za određivanje srebra, nikla i žive.

Kalijev cijanid je vrlo otrovan. Smrtonosna doza za ljude je 120 mg.

Složeni spojevi. Kalij tvori najstabilnije kompleksne spojeve s polidentatnim ligandima (molekulama ili ionima koji se mogu povezati s atomom pomoću nekoliko veza), na primjer, s makrocikličkim poliesterima (krunski eteri).

Krunski 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 kisika označavaju se brojevima, koji se nalaze ispred, odnosno iza riječi "kruna". Takvi su nazivi puno kraći od sustavnih. Na primjer, 12-kruna-4 (slika 1) se prema međunarodnoj nomenklaturi naziva 1,4,7,10,13-tetraoksociklododekan.

Riža. 1. GRAFIČKA FORMULA spojevi 12-kruna-4.

Krunski eteri tvore stabilne komplekse s metalnim kationima. U ovom slučaju, kation je uključen u intramolekularnu šupljinu krunskog etera i tamo se zadržava zbog ion-dipolne interakcije s atomima kisika. Najstabilniji kompleksi su oni s kationima čiji geometrijski parametri odgovaraju šupljini krunskog etera. Najstabilniji kompleksi s kalijevim kationom tvore krunske etere koji sadrže 6 atoma kisika, na primjer 18-kruna-6 (slika 2).

Riža. 2. GRAFIČKA FORMULA kompleks kalija 18-kruna-6 .

Biološka uloga kalija(i natrija). Kalij zajedno s natrijem regulira metaboličke procese u živim organizmima. U ljudskom tijelu stanice sadrže veliku količinu iona kalija (0,12–0,16 mol/l), ali relativno malo iona natrija (0,01 mol/l). Sadržaj natrijevih iona znatno je veći u izvanstaničnoj tekućini (oko 0,12 mol / l), stoga ioni kalija kontroliraju unutarstaničnu aktivnost, a ioni natrija kontroliraju međustaničnu aktivnost. Ovi ioni ne mogu zamijeniti jedni druge.

Postojanje natrij-kalijevog gradijenta s unutarnje i vanjske strane stanične membrane dovodi do pojave razlike potencijala na suprotnim stranama membrane. Živčana vlakna mogu prenositi impulse, a mišići se mogu kontrahirati upravo zahvaljujući postojanju unutarnjeg negativnog naboja u odnosu na vanjsku površinu membrane. Dakle, u tijelu ioni natrija i kalija vrše fiziološku kontrolu i okidače. Oni doprinose prijenosu živčanih impulsa. Ljudska psiha ovisi o ravnoteži iona natrija i kalija u tijelu. Koncentraciju iona natrija i kalija koji se zadržavaju i izlučuju putem bubrega kontroliraju određeni hormoni. Dakle, mineralokortikoidi doprinose povećanju oslobađanja iona kalija i smanjenju oslobađanja iona natrija.

Ioni kalija ulaze u sastav enzima koji kataliziraju prijenos (transport) iona kroz biomembrane, redoks i hidrolitičke procese. Također služe za održavanje strukture staničnih stijenki i kontrolu njihovog stanja. Ion natrija aktivira nekoliko enzima koje kalij ne može aktivirati, kao što ion natrija ne može djelovati na enzime ovisne o kaliju. Kada ti ioni uđu u stanicu, vežu ih odgovarajući ligand u skladu s njihovom kemijskom aktivnošću. Ulogu takvih liganada igraju makrociklički spojevi, čiji su modelni analozi krunski eteri. Neki antibiotici (poput valinomicina) prenose ione kalija u mitohondrije.

Utvrđeno je da su za rad (Na + –K +)-ATPaze (adenozin trifosfataze), membranskog enzima koji katalizira hidrolizu ATP-a, istovremeno potrebni ioni natrija i kalija. Transportna ATPaza veže i otpušta ione natrija i kalija u određenim fazama enzimske reakcije, budući da se afinitet aktivnih mjesta enzima za ione natrija i kalija mijenja kako reakcija napreduje. Istodobno, strukturne promjene u enzimu dovode do toga da se natrijevi i kalijevi kationi prihvaćaju s jedne strane membrane, a oslobađaju s druge. Dakle, istodobno s hidrolizom ATP-a dolazi i do selektivnog kretanja kationa alkalnih elemenata (rad tzv. Na–K pumpe).

Dnevna potreba za kalijem kod djeteta iznosi 12-13 mg po 1 kg težine, a kod odrasle osobe 2-3 mg, tj. 4-6 puta manje. Osoba dobiva većinu kalija koji mu je potreban iz hrane biljnog podrijetla.

Elena Savinkina

Gore