Kalij (k)

Pojasnjujemo, kaj kalij, njena zgodovina, kemična struktura, fizikalne in kemijske lastnosti, reakcije, uporabe in še več.

Kaj je kalij?

On kalij Je alkalna kovina, katere kemični simbol je k. Njegova atomska številka je 19 in se nahaja pod natrijem v periodični tabeli. Je mehka kovina, ki jo lahko celo režemo z nožem. Poleg tega je precej lahka in lahko plava na tekoči vodi, medtem ko budno reagira.

Samo rezano, predstavlja zelo svetlo srebrno barvo, ko pa je izpostavljen zraku, hitro oksidira.

Kalij eksplozivno reagira z vodo, da tvori kalijev hidroksid in plinasti vodik. Natančno ta plin je vzrok eksplozivnosti reakcije. Ko gori v vžigalniku, njihovi vznemirjeni atomi obarvajo plamen intenzivne barve lila; To je eden od njegovih kvalitativnih dokazov.

Je najpogostejša sedma v Zemljini skorji in predstavlja 2,6% njegove teže. Najdemo ga predvsem v magnetnih kamninah, lutitah in usedlinah, poleg mineralov, kot je Silvita (KCL). Za razliko od natrija je njegova koncentracija v morski vodi nizka (0,39 g/L).

Zgodovina kalija

Kalic

Od antike je človek kot gnojilo uporabil kalisso in ignoriral obstoj kalija, še manj pa njen odnos s kaliso. To je bilo pripravljeno iz pepela debla in listov dreves, ki so jim dodali vodo, ki je bila pozneje izhlapela.

Zelenjava večinoma vsebuje kalij, natrij in kalcij. Toda kalcijeve spojine so v vodi malo topne. Zaradi tega je bila kali koncentrat kalijevih spojin. Beseda izhaja iz krčenja angleških besed "Pot" in "Ash".

Leta 1702, g. Ernst Stahl je predlagal razliko med natrijevim in kalijevim soli; Predlog, ki ga je leta 1736 dokazal Henry Duhamel du Monceau. Ker natančna sestava soli ni bila znana, se je Antoine Lavoiser (1789) odločil, da na seznam kemičnih elementov ne bo vključil alkalij.

Odkritje

Leta 1797 je nemški kemik Martin Klaproth odkril kalije v mineralih Leukita in Lepidolita, zato je sklenil, da ne gre samo za produkt rastlin.

Leta 1806 je angleški kemik Sir Humphrey Davy odkril, da je povezava med elementi spojine električne narave.

Nato je Davy izoliral kalij skozi elektrolizo kalijevega hidroksida in opazoval kovinske globuse, ki so se nakopičile v anodi. Kovino je poklical z besedo angleškega etimološkega kalija.

Leta 1809 je Ludwig Wilhelm Gilbert predlagal ime Kalium (Kalio) za Davyjev kalij. Berzelius je vzbudil ime Kaliuma, da je dodelil kemični simbol "k" kaliju.

Končno je Justus Liebig leta 1840 odkril, da je kalij nujen element za rastline.

Kalijeva elektronska struktura in konfiguracija

Kovinski kalij kristalizira v normalnih pogojih v kubični strukturi, ki je bila osredotočena na telo (BCC). Za to je značilno, da je malo gosto, kar se strinja s kalijevimi lastnostmi. A Atom je obdan z osem sosedov, tik v središču kocke in z drugimi a atomi K, ki se nahajajo v točki.

Ta faza BCC je označena tudi kot faza K-I (prva). Ko se tlak poveča, je kristalna struktura kompaktna do kubične faze, osredotočene na obraze (FCC, s kubičnim obrazom). Vendar je potreben pritisk 11 GPA, da se tak prehod pojavi spontano.

Ta faza FCC, gostejša, je znana kot K-II. Do višjih tlakov (80 GPa) in nižjih temperatur (nižje od -120 ° C), kalij pridobi tretjo fazo: k -iii. Za K-III je značilna njegova sposobnost, da v svojih kristalnih votlinah nastane druge atome ali molekule.

Vam lahko služi: masa: koncept, lastnosti, primeri, izračun

Obstajata tudi še dve kristalni fazi za še večje tlake: K-IV (54 GPA) in K-V (90 GPA). Pri zelo hladnih temperaturah ima kalij amorfno fazo (z neurejenimi a atomi).

Številka oksidacije

Kalijeva elektronska konfiguracija je:

[AR] 4S¹

Orbital 4S je najbolj odmeven in ima zato edini elektron v Valenciji. To je teoretično odgovorno za kovinsko povezavo, ki ohranja a atome skupaj, da definira kristal.

Iz iste elektronske konfiguracije je enostavno razumeti, zakaj ima kalij vedno (ali skoraj vedno) oksidacijsko število +1. Ko izgubite elektron, da oblikujete k kationu⁺, Postane izolektronski do plemeniti argonski plin, s svojim celotnim oktetom Valencia.

V večini svojih derivacijskih spojin se domneva, da je kalij podoben K⁺ (tudi če vaše povezave niso izključno ionske).

Po drugi strani pa lahko kalij, čeprav manj verjetno, osvoji elektron, z dvema elektronoma v svoji 4S orbitali. Tako postane izolektronski za kalcijevo kovino:

[AR] 4S²

Nato se reče, da je osvojil elektron in ima negativno oksidacijsko številko, -1. Ko se ta oksidacijska številka izračuna v spojini, se domneva obstoj Potasuro aniona, k^-.

Kalijeve lastnosti

Videz

Svetlo bela srebrna kovina.

Učinkovita jedrska obremenitev

Učinkovita jedrska obremenitev kalija je +1. Ima nizko ionizacijsko energijo, zato ima veliko lahkoto izgubiti edini elektron, ki je prisoten v svoji zunanji plasti.

Molarna masa

39.0983 g/mol.

Tališče

83,5 ° C.

Vrelišče

759 ° C.

Gostota

-0,862 g/cm³, pri sobni temperaturi.

-0,828 g/cm³, Na tališču (tekočina).

Topnost

Silovito reagira z vodo. Topno v tekočem amoniaku, etilendiaminu in anilinu. Topno v drugih alkalnih kovinah, da tvorijo zlitine in v živo srebro.

Gostota pare

1.4 v zračnem razmerju, ki je vzet kot 1.

Parni tlak

8 mmHg pri 432 ° C.

Stabilnost

Stabilen, če je zaščiten pred zrakom in vlagom.

Jedkost

V stiku s kovinami je lahko jedko. S stikom lahko povzroči opekline kože in oči.

Površinska napetost

86 Dynas/cm pri 100 ° C.

Fuzijska toplota

2,33 kJ/mol.

Toplota za uparjanje

76,9 kJ/mol.

Molarna toplotna sposobnost

29,6 J/(mol · k).

Elektronegativnost

0,82 na lestvici Pauling.

Ionizacijske energije

Prva stopnja ionizacije: 418,8 kJ/mol.

Druga stopnja ionizacije: 3.052 kJ/mol.

Tretja stopnja ionizacije: 4.420 kJ/mol.

Atomski radio

227 popoldne.

Radijski kovalent

203 ± 12 pm.

Toplotno raztezanje

83,3 µm/(M · K) pri 25 ° C.

Toplotna prevodnost

102,5 w/(m · k).

Električna upornost

72 nΩ · m (pri 25 ° C).

Trdota

0,4 na lestvici MOHS.

Naravni izotopi

Kalij je predstavljen predvsem kot trije izotopi: ³⁹K (93,258 %),⁴¹K (6,73 %) in ⁴⁰K (0,012 %, radioaktivna emisija β)

Nomenklatura

Kalijeve spojine imajo privzeto oksidacijsko številko +1 (razen zelo posebnih izjem). Zato je v nomenklaturi zalog (I) izpuščen na koncu imen; In v tradicionalni nomenklaturi se imena končajo s pripono -ico.

Na primer, KCL je kalijev klorid in ne kalijev klorid (i). Njegovo tradicionalno ime je kalijev klorid ali kalijev monoklorid, v skladu s sistematično nomenklaturo.

Preostalih, razen če so zelo pogosta ali mineralna imena (na primer Silvina), je nomenklatura okoli kalija precej preprosta.

Vam lahko služi: kemične spremembe: značilnosti, primeri, vrste

Oblike

Kalija v naravi ne najdemo v kovinski obliki, vendar ga lahko v tej obliki za določeno uporabo dobimo industrijsko. Predvsem ga najdemo pri živih bitjih, v ionski obliki (k⁺). Na splošno je glavni znotrajcelični kation.

Kalij je prisoten v številnih spojinah, kot so hidroksid, acetat ali kalijev klorid itd. Prav tako je del približno 600 mineralov, vključno z La Silvita, La Alunita, La Carnalita itd.

Kalij tvori zlitine z drugimi alkalnimi elementi, kot so natrij, cezij in rubidij. Prav tako tvori nostalne zlitine z natrijem in cezijem, skozi tako imenovane evtktične združitve.

Biološki papir

Tla

Kalij je, skupaj z dušikom in fosforom, tri glavne hranilne snovi rastlin. Absorbira ga korenine v ionski obliki: postopek, ki ga nakloni obstoj ustrezne vlažnosti, temperature in oksigenacije.

Živali

Pri živalih je na splošno kalij glavni znotrajcelični kation s koncentracijo 140 mmol/L; Medtem ko se zunajcelična koncentracija giblje med 3,8 in 5,0 mmol/L. 98 % telesnega kalija je omejeno v znotrajceličnem predelku.

Celična repolarizacija

Oblikovanje akcijskih potencialov in začetek krčenja mišic je skupna odgovornost za natrij in kalij.

Druge funkcije

Kalij izpolnjuje druge funkcije pri ljudeh, kot so vaskularni ton, nadzor nad sistemskim krvnim tlakom in gibljivost prebavil.

Kje je kalij in proizvodnja

Silvita Crystal, ki je sestavljena praktično kalijev klorid. Vir: Rob Lavinsky, Irocks.com-cc-by-sa-3.0 [cc by-sa 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licence/by-sa/3.0)]

Kalij najdemo predvsem v magnetnih kamninah, lutitah in usedlinah. Poleg tega v mineralih, kot sta muskovit in ortoklaza, ki so netopni v vodi. Ortoclaza je mineral, ki je običajno predstavljen v magnetnih in granitnih kamninah.

Kalij je prisoten tudi v vodnih topnih mineralnih spojinah, kot je karnalit (kmgCl₃· 6H₂O), La Silvita (KCL) in Landbeinita [K₂Mg₂(SW₄)₃], ki jih najdemo v suhih ležiščih jezer in v morskem dnu.

Poleg tega kalij najdemo v salmuelasu in kot produkt sežiganja debla in rastlinskih listov v postopku, ki se uporablja za proizvodnjo kalije. Čeprav je njegova koncentracija v morski vodi nizka (0,39 g/L), se uporablja tudi za pridobivanje kalija.

Kalij je bil predstavljen v velikih nahajališčih, kot je obstoječi v Saskatchewanu v Kanadi, bogat z mineralom Silvita (KCL) in lahko proizvede 25 % globalne porabe kalija. Salinas odpadne tekočine lahko vsebujejo veliko količino kalija v obliki KCL.

Elektroliza

Kalij nastaja z dvema metodama: elektroliza in toplotna. V elektrolizi je sledila metoda, ki jo Davy uporablja za izolacijo kalija, brez velikih sprememb.

Vendar ta metoda iz industrijske točke ni bila učinkovita, saj je treba visoko tališče staljenih kalijevih spojin zmanjšati.

Metoda elektrolize kalijevega hidroksida je bila industrijsko uporabljena v dvajsetih letih prejšnjega stoletja. Toplotna metoda jo je kljub temu nadomestila in postala prevladujoča metoda iz leta 1950 za proizvodnjo te kovine.

Toplotna metoda

Pri toplotni metodi se kalij proizvaja z redukcijo staljenega kalijevega klorida pri 870 ° C. To neprekinjeno hrani destilacijsko stolpec, napolnjen s soljo. Medtem se natrijeva para prehaja skozi kolono, da ustvari zmanjšanje kalijevega klorida.

Vam lahko služi: nitrati: lastnosti, struktura, nomenklatura, usposabljanje

Kalij je najbolj hlapna sestavina reakcije in se kopiči na vrhu stolpca destilacije, kjer se neprestano zbira. Proizvodnja kovinskega kalija s toplotno metodo je mogoče shematizirati v naslednji kemični enačbi:

Na (g) +kCl (l) => k (l) +naCl (l)

Postopek Griesheimerja se uporablja tudi pri proizvodnji kalija, ki uporablja reakcijo kalijevega fluorida s kalcijevim karbidom:

2 KF +CAC₂     => 2 K +kava₂    +     2 c

Reakcije

Anorganski

Kalij je zelo reaktivni element, ki hitro reagira s kisikom, da tvori tri okside: oksid (k₂O), peroksid (k₂Tudi₂) in superoksid (ko₂) Kalij.

Kalij je močno redukcijski element, zato se oksidira hitreje kot večina kovin. Uporablja se za zmanjšanje kovinskih soli, nadomeščanje kalija na solno kovino. Ta metoda omogoča pridobivanje čistih kovin:

MGCL₂    +     2 k => mg +2 kCl

Kalij močno reagira z vodo, da tvori kalijev hidroksid in sprosti eksploziven vodikov plin (spodnja slika):

Kovinski kalijev reakcijo z vodno raztopino fenolftaleina, ki jo barvamo iz vijolične rdeče. Upoštevajte tvorbo vodikovega plina. Vir: Ozone Aurora in Philip Evans prek Wikipedije.

Kalijev hidroksid lahko reagira z ogljikovim dioksidom, da nastane kalijev karbonat.

Kalij reagira z ogljikovim monoksidom pri temperaturi 60 ° C, da nastane eksploziven karbonil (k₆C₆Tudi₆). Reagira tudi z vodikom pri 350 ° C in tvori hidrid. Prav tako je zelo reaktiven s halogeni in eksplodira v stiku s tekočim bromom.

Eksplozije nastanejo tudi, ko kalij reagira s halogeniranimi kislinami, kot je klorovodikova kislina, in zmes močno pretepeta ali pretresena. Staljeni kalij reagira tudi z žveplom in vodikovim sulfidom.

Organsko

Reagira z organskimi spojinami, ki vsebujejo aktivne skupine, vendar je inerten na alifatske in aromatične ogljikovodike. Kalij počasi reagira z amonijem, da tvoritasomin (knh₂).

Za razliko od natrija, kalij reagira z ogljikom v obliki grafita, da tvori niz medlaminarnih spojin. Te spojine imajo atomske odnose z ogljikom-potasijem: 8, 16, 24, 36, 48, 60 ali 1; to je, kc₆₀, Na primer.

Kalij uporablja

Kovinski kalij

Po kovinskem kaliju ni veliko industrijskega povpraševanja. Večina postane kalijev superoksid, ki se uporablja v dihalni opremi, saj sprošča kisik in odpravlja ogljikov dioksid in vodno paro.

Nakova zlitina ima odlično sposobnost absorpcije toplote, zato se uporablja kot hladilno sredstvo v nekaterih jedrskih reaktorjih. Tudi v turbinah se uporablja tudi uparjena kovina.

Spojine

Klorid

KCL se uporablja v kmetijstvu kot gnojilo. Uporablja se tudi kot surovina za proizvodnjo drugih kalijevih spojin, kot je kalijev hidroksid.

Hidroksid

KOH se uporablja tudi kot kavstična kavstična potoka, pri proizvodnji mil in detergentov.

Njegova reakcija z jodom proizvaja kalijev jodid. Ta sol se doda namizni soli (NaCl) in pri krmi, da jo zaščiti pred pomanjkanjem joda. Kalijev hidroksid se uporablja pri proizvodnji alkalnih baterij.

Nitrat

Znan tudi kot salitre, kno₃, se uporablja kot gnojilo. Poleg tega se uporablja pri izdelavi ognjemetov; kot konzervans s hrano in v steklu.

Kromat

Uporablja se pri proizvodnji gnojil in proizvodnji kalijevega aluminija.

Karbonat

Uporablja se pri izdelavi stekla, zlasti tistih, ki se uporabljajo pri izdelavi televizorjev.

Reference

1. Anorganska kemija. (Četrta izdaja). MC Graw Hill.
2. Kalij. Pridobljeno iz: v.Wikipedija.org
3. Kalij. Encyclopædia Britannica. Okrevano od: Britannica.com