KALIUM: HISTORIA, STRUKTUR, EGENSKAPER, REAKTIONER, ANVÄNDNINGAR - KEMI - 2026

Den kalium är en alkalisk kemisk symbol är K. Dess atomnummer är 19, och är placerad under natrium i det periodiska systemet. Det är en mjuk metall som till och med kan skäras med en kniv. Dessutom är den ganska lätt, och den kan flyta på flytande vatten medan den reagerar kraftigt.

Nyklippt, den har en mycket ljus silvrig vit färg, men när den utsätts för luft oxiderar den snabbt och förlorar sin glans och förvandlas till en gråaktig färg (nästan blåaktig, som den på bilden nedan).

Delvis oxiderade kaliumbitar lagrade i mineralolja. Källa: 2 × 910

Kalium reagerar explosivt med vatten för att bilda kaliumhydroxid och vätgas. Det är just denna gas som är ansvarig för reaktionens explosivitet. När det brinner i tändaren färgar dess upphetsade atomer flammen en intensiv lila färg; detta är ett av hans kvalitativa tester.

Det är den sjunde vanligaste metallen i jordskorpan och representerar 2,6% av dess vikt. Det finns huvudsakligen i stolliga bergarter, skiffer och sediment, förutom mineraler som sylvite (KCl). Till skillnad från natrium är dess koncentration i havsvatten låg (0,39 g / L).

Kalium isolerades 1807 av den engelska kemisten Sir Humphrey Davy genom elektrolys av en lösning av dess hydroxid, KOH. Denna metall var den första som isolerades genom elektrolys och Davy gav den det engelska namnet kalium.

I Tyskland användes dock kalium för att hänvisa till metallen. Precis från detta efternamn kommer bokstaven 'K', som används som en kemisk symbol för kalium.

Metallen i sig har liten industriell användning, men den ger upphov till många användbara föreningar. Biologiskt är det emellertid mycket viktigare, eftersom det är en av de väsentliga elementen för vår kropp.

I växter gynnar det till exempel fotosyntes, osmosprocessen. Det främjar också proteinsyntes och därigenom främjar växttillväxt.

Historia

Kali

Sedan antiken har människan använt kalium som gödselmedel, och ignorerar förekomsten av kalium, mycket mindre dess förhållande till kalium. Detta framställdes från asken i trädstammarna och bladen, till vilket vatten tillsattes, som senare avdunstades.

Grönsaker innehåller mest kalium, natrium och kalcium. Men kalciumföreningar är dåligt lösliga i vatten. Av denna anledning var kaliumkoncentrat ett koncentrat av kaliumföreningar. Ordet härrör från sammandragningen av de engelska orden 'pot' och 'ash'.

År 1702 föreslog G. Ernst Stahl en skillnad mellan natrium- och kaliumsalter; Detta förslag bekräftades av Henry Duhamel du Monceau 1736. Eftersom den exakta sammansättningen av salterna inte var känd beslutade Antoine Lavoiser (1789) att inte inkludera alkalier i listan över kemiska element.

Upptäckt

1797 upptäckte den tyska kemisten Martin Klaproth potash i mineralerna leucit och lepidolit, så han drog slutsatsen att det inte bara var en produkt av växter.

År 1806 upptäckte den engelska kemisten Sir Humphrey Davy att bindningen mellan elementen i en förening var elektrisk till sin natur.

Davy isolerade sedan kalium genom elektrolys av kaliumhydroxid och observerade kulor av metalliskt glans som ackumulerade vid anoden. Han namngav metallen med det engelska etymologiska ordet kalium.

År 1809 föreslog Ludwig Wilhelm Gilbert namnet kalium (kalium) för Davys kalium. Berzelius framkallade namnet kalium för att tilldela kalium den kemiska symbolen "K".

Slutligen upptäckte Justus Liebig 1840 att kalium var ett nödvändigt element för växter.

Struktur och elektronkonfiguration av kalium

Metalliskt kalium kristalliseras under normala förhållanden i kroppens centrerade kubiska strukturen. Detta kännetecknas av att det är tunt, vilket överensstämmer med kaliumens egenskaper. En K-atom är omgiven av åtta grannar, mitt i kubens centrum och med de andra K-atomerna som ligger vid topparna.

Denna fas bcc betecknas också som fas KI (den första). När trycket ökar komprimeras kristallstrukturen till den yta centrerade kubiska fasen. Emellertid behövs ett tryck på 11 GPa för att denna övergång ska ske spontant.

Denna tätare fcc-fas kallas K-II. Vid högre tryck (80 GPa) och lägre temperaturer (mindre än -120 ºC) får kalium en tredje fas: K-III. K-III kännetecknas av dess förmåga att rymma andra atomer eller molekyler i dess kristallina håligheter.

Det finns också två andra kristallina faser vid ännu högre tryck: K-IV (54 GPa) och KV (90 GPa). Vid mycket kalla temperaturer uppvisar kalium till och med en amorf fas (med ostörda K-atomer).

Oxidationsnummer

Elektronkonfigurationen för kalium är:

4s ¹

4s-banan är den yttersta och har därför den enda valenselektronen. Detta i teorin ansvarar för den metalliska bindningen som håller K-atomerna samman för att definiera en kristall.

Från samma elektronkonfiguration är det lätt att förstå varför kalium oftast alltid (eller nästan alltid) har ett oxidationsnummer på +1. När den tappar en elektron för att bilda K ⁺ -kationen blir ädelgasargonet, med dess fulla valensoktett, isoelektronisk.

I de flesta av dess derivatföreningar antas kalium vara K ⁺ (även om dess bindningar inte är rent joniska).

Å andra sidan, även om det är mindre troligt, kan kalium få en elektron och ha två elektroner i sina 4: s kretslopp. Således blir kalciummetall isoelektronisk:

4s ²

Det sägs sedan att den fick en elektron och har ett negativt oxidationsantal, -1. När detta oxidationsnummer beräknas i en förening antas förekomsten av kaliumanjonen, K ^- .

Egenskaper

Utseende

Glansigt vit silvermetall.

Molmassa

39,0983 g / mol.

Smältpunkt

83,5 ° C

Kokpunkt

759 ° C

Densitet

-0,862 g / cm ³ , vid rumstemperatur.

-0,828 g / cm ³ , vid smältpunkten (vätska).

löslighet

Reagerar våldsamt med vatten. Löslig i flytande ammoniak, etylendiamin och anilin. Löslig i andra alkalimetaller för att bilda legeringar och i kvicksilver.

Ång-densitet

1.4 i förhållande till luft taget som 1.

Ångtryck

8 mm Hg vid 432 ° C

Stabilitet

Stabil om den är skyddad från luft och fukt.

korrosions

Det kan vara frätande i kontakt med metaller. Vid kontakt kan det orsaka hud- och ögonförbränningar.

Ytspänning

86 dyn / cm vid 100 ° C

Smältvärme

2,33 kJ / mol.

Förångningsvärme

76,9 kJ / mol.

Molär värmekapacitet

29,6 J / (mol · K).

Elektronnegativitet

0,82 på Pauling-skalan.

Ioniseringsenergier

Första joniseringsnivå: 418,8 kJ / mol.

Andra joniseringsnivån: 3.052 kJ / mol.

Tredje joniseringsnivå: 4 420 kJ / mol.

Atomradio

227.

Kovalent radie

203 ± 12 pm.

Termisk expansion

83,3 um / (m · K) vid 25 ° C.

Värmeledningsförmåga

102,5 W / (mK).

Elektrisk resistans

72 nm · (vid 25 ° C).

Hårdhet

0,4 på Mohs-skalan.

Naturliga isotoper

Kalium förekommer som tre huvudisotoper: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) och ⁴⁰ K (0,012%, radioaktiv emission ß)

Nomenklatur

Kaliumföreningar har oxidationsnumret +1 som standard (med mycket speciella undantag). Därför utelämnas (I) i namnet i slutet av namnen; och i traditionell nomenklatur slutar namnen med suffixet -ico.

Till exempel är KCl kaliumklorid, inte kalium (I) klorid. Dess traditionella namn är kaliumklorid eller kaliummonoklorid, enligt den systematiska nomenklaturen.

För övrigt är nomenklaturen runt kalium ganska enkel om de inte är mycket vanliga namn eller mineraler (som silvin).

former

Kalium finns inte i naturen i metallform, men det kan erhållas industriellt i denna form för vissa användningsområden. Det finns främst i levande varelser, i den joniska formen (K ⁺ ). I allmänhet är det den huvudsakliga intracellulära katjonen.

Kalium finns i många föreningar, såsom kaliumhydroxid, acetat eller klorid, etc. Det är också en del av cirka 600 mineraler, inklusive sylvite, alunite, carnalite, etc.

Kalium bildar legeringar med andra alkaliska element, såsom natrium, cesium och rubidium. Det bildar också ternära legeringar med natrium och cesium genom så kallade eutektiska fusioner.

Biologisk roll

växter

Kalium utgör, tillsammans med kväve och fosfor, de tre huvudsakliga växtnäringsämnena. Kalium absorberas av rötterna i jonform: en process som gynnas av att det finns adekvata förhållanden för fukt, temperatur och syresättning.

Reglerar öppningen och stängningen av bladstomata: aktivitet som möjliggör upptag av koldioxid, som kombineras med vatten under fotosyntes för att bilda glukos och syre; Dessa är ATP-genererande medel som utgör den viktigaste energikällan för levande varelser.

Det underlättar syntesen av vissa enzymer relaterade till växttillväxt, förutom stärkelse, ett energireservämne. Det ingriper också i osmos: en process som är nödvändig för rotabsorptionen av vatten och mineraler; och i ökningen av vattnet genom xylem.

Kloros är en manifestation av kaliumbrist hos växter. Det kännetecknas av att bladen tappar sin grönhet och blir gula med brända kanter; och slutligen inträffar avlöning, med en försening av växtväxten.

djur

I djur är kalium i allmänhet den huvudsakliga intracellulära katjonen med en koncentration av 140 mmol / L; medan den extracellulära koncentrationen varierar mellan 3,8 och 5,0 mmol / L. 98% av kroppens kalium är begränsat till det intracellulära facket.

Även om kaliumintag kan variera mellan 40 och 200 mmol / dag, hålls dess extracellulära koncentration konstant genom dess reglering av nedsöndring av njurarna. Hormonet aldosteron, som reglerar kaliumsekretion på nivån av uppsamlings- och distala tubuli, är involverat i detta.

Kalium är centralt ansvarigt för upprätthållandet av intracellulär osmolaritet och därför ansvarar det för att upprätthålla cellintegriteten.

Även om plasmamembranet är relativt permeabelt för kalium, upprätthålls dess intracellulära koncentration genom aktiviteten hos enzymet Na, ATPas (natrium- och kaliumpump) som tar bort tre natriumatomer och introducerar två kaliumatomer.

Cellpolarisering

Excitativa celler, som består av nervceller och striperade och släta muskelceller; och strierade muskelceller, som består av skelett- och hjärtmuskelceller, är alla kapabla att bilda handlingspotentialer.

Interiören i exciterbara celler är negativt laddad i förhållande till utsidan av cellen, men när den är korrekt stimulerad ökar permeabiliteten hos cellernas plasmamembran för natrium. Denna katjon tränger igenom plasmamembranet och gör cellinre positivt.

Det fenomen som inträffade kallas handlingspotential, som har en uppsättning egenskaper, bland dem är det kapabelt att föröka sig i neuronet. Ett kommando som utfärdas av hjärnan reser som actionpotentialer till en given muskel för att få den att dra sig samman.

För att en ny handlingspotential ska inträffa måste cellinredningen ha en negativ laddning. För att göra detta finns det ett utlopp av kalium från cellen inuti och återgår till dess ursprungliga negativitet. Denna process kallas ompolarisering, eftersom den är en huvudfunktion av kalium.

Därför sägs bildandet av handlingspotentialer och initiering av muskelkontraktion vara ett gemensamt ansvar för natrium och kalium.

Andra funktioner

Kalium tjänar andra funktioner hos människor, såsom vaskulär ton, kontroll av systemiskt blodtryck och gastrointestinal rörlighet.

En ökning av plasmakoncentrationen av kalium (hyperkalemi) ger en rad symtom som ångest, illamående, kräkningar, buksmärta och oregelbundenhet i elektrokardiogrammet. T-vågen som är relaterad till ventrikulär repolarisering är lång och bred.

Denna post förklaras eftersom eftersom den extracellulära koncentrationen av kalium ökar, lämnar den cellen utsidan långsammare, så att ventrikulär repolarisering går långsammare.

En minskning av plasmakaliumkoncentrationen (hypokalcemi) ger bland annat följande symtom: muskelsvaghet, minskad tarmmotilitet, minskad glomerulär filtrering, hjärtarytmi och utplattning av T-vågen i elektrokardiogrammet.

T-vågen förkortas, eftersom genom att minska den extracellulära koncentrationen av kalium underlättas dess utgång mot cellens yttre och varaktigheten av repolariseringen minskar.

Var finns kalium och produktion

Silvitkristall, som praktiskt taget består av kaliumklorid. Källa: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kalium finns huvudsakligen i stolliga bergarter, skiffer och sediment. Dessutom i mineraler som muskovit och ortoklas, som är olösliga i vatten. Ortoklas är ett mineral som vanligtvis förekommer i stollar och granit.

Kalium är också närvarande i vattenlösliga mineralföreningar, såsom carnalite (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvinit (KCl), och landbeinite, som finns i torra sjöbottnar och på havsbotten.

Dessutom finns kalium i saltlösningar och som en produkt av förbränning av växtstammar och blad i en process som används för produktion av kaliumklorid. Även om dess koncentration i havsvatten är låg (0,39 g / L) används det också för att erhålla kalium.

Kalium finns i stora avlagringar, som den i Saskatchewan, Kanada, rik på mineral sylvite (KCl) och kan producera 25% av världens kaliumförbrukning. Saltavfallsvätskor kan innehålla en betydande mängd kalium, i form av KCl.

Elektrolys

Kalium produceras på två sätt: elektrolys och termisk. Vid elektrolys har metoden som används av Davy för att isolera kalium följts utan större modifieringar.

Emellertid har denna metod från industriell synvinkel inte varit effektiv, eftersom den smälta kaliumföreningens höga smältpunkt måste sänkas.

Metoden för elektrolys av kaliumhydroxid användes industriellt på 1920-talet. Den termiska metoden ersatte den ändå och blev den dominerande metoden för produktion av denna metall efter 1950.

Termisk metod

I den termiska metoden produceras kalium genom att reducera smält kaliumklorid vid 870 ºC. Detta matas kontinuerligt till en destillationskolonn packad med saltet. Under tiden passerar natriumångan genom kolonnen för att producera reduktion av kaliumklorid.

Kalium är den mest flyktiga komponenten i reaktionen och ackumuleras högst upp i destillationskolonnen, där den samlas kontinuerligt. Produktionen av metalliskt kalium med den termiska metoden kan beskrivas i följande kemiska ekvation:

Na (g) + KCl (1) => K (1) + NaCl (1)

Griesheimer-processen, som använder reaktionen av kaliumfluorid med kalciumkarbid, används också vid kaliumproduktion:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

reaktioner

Oorganisk

Kalium är en högreaktiv element som reagerar snabbt med syre för att bilda tre oxider: kaliumoxid (K ₂ O), peroxid (K ₂ O ₂ ) och superoxid (KO ₂ ).

Kalium är ett starkt reducerande element, varför det oxiderar snabbare än de flesta metaller. Det används för att minska metallsalter och ersätta kalium till metallen i saltet. Denna metod gör det möjligt att erhålla rena metaller:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Kalium reagerar starkt med vatten för att bilda kaliumhydroxid och släpper explosiv vätgas (bild nedan):

Metalliskt kalium reagerar med en vattenhaltig lösning av fenolftalin, som blir lila-röd när OH-jonerna släpps ut i mediet. Notera bildningen av vätgas. Källa: Ozone aurora och Philip Evans via Wikipedia.

Kaliumhydroxid kan reagera med koldioxid för att producera kaliumkarbonat.

Kalium reagerar med kolmonoxid vid en temperatur av 60 ° C för att framställa en explosiv karbonyl (K ₆ C ₆ O ₆ ). Den reagerar också med väte vid 350 ° C och bildar en hydrid. Det är också starkt reaktivt med halogener och exploderar i kontakt med flytande brom.

Explosioner inträffar också när kalium reagerar med halogenerade syror, såsom saltsyra, och blandningen slås eller skakas starkt. Smält kalium reagerar vidare med svavel och vätesulfid.

Organisk

Reagerar med organiska föreningar som innehåller aktiva grupper, men är inerta mot alifatiska och aromatiska kolväten. Kalium reagerar långsamt med ammoniak och bildar kalium (KNH ₂ ).

Till skillnad från natrium reagerar kalium med kol i form av grafit för att bilda en serie interlaminariska föreningar. Dessa föreningar har atom-förhållande kol-kalium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 eller 1; till exempel KC ₆₀ .

tillämpningar

Metallisk kalium

Det finns inte mycket industriell efterfrågan på metalliskt kalium. Det mesta omvandlas till kaliumsuperoxid, som används i andningsskydd, eftersom det frigör syre och tar bort koldioxid och vattenånga.

NaK-legeringen har stor värmeabsorptionskapacitet, varför den används som kylvätska i vissa kärnreaktorer. På samma sätt har förångad metall använts i turbiner.

Föreningar

Klorid

KCl används inom jordbruket som gödningsmedel. Det används också som råmaterial för produktion av andra kaliumföreningar, såsom kaliumhydroxid.

Hydroxid

Även känd som kaustisk potash, KOH, används för tillverkning av tvålar och tvättmedel.

Reaktionen med jod ger kaliumjodid. Detta salt tillsätts till bordsalt (NaCl) och matas för att skydda det mot jodbrist. Kaliumhydroxid används vid tillverkning av alkaliska batterier.

Nitrat

Även känd som saltpeter, KNO ₃ , används som gödningsmedel. Dessutom används det vid utarbetandet av fyrverkerier; som ett livsmedelskonserveringsmedel och i härdande glas.

kromat

Det används för produktion av gödselmedel och kaliumalumproduktion.

Karbonat

Det används vid tillverkning av glas, särskilt de som används vid tillverkning av tv-apparater.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi . (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kalium. Återställd från: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Kristallstrukturen av kalium. Förfaranden från National Academy of Sciences of the United States of America, 8 (8), 254–255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata et al. (2017). Strukturell fasövergång av kalium under högt tryck och låg temperatur. J. Phys .: Conf. Ser. 950 042020.
5. National Center for Biotechnology Information. (2019). Kalium. PubChem-databas., CID = 5462222. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Redaktörerna för Encyclopaedia Britannica. (3 maj 2019). Kalium. Encyclopædia Britannica. Återställd från: britannica.com
7. Royal Society of Chemistry. (2019). Kalium. Återställd från: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (24 januari 2019). 10 kaliumfakta. Återställd från: thoughtco.com
9. Bästa & Taylor. (2003). Fysiologisk grund för medicinsk praxis. (13: e upplagan på spanska). Redaktör Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (02 mars 2018). Betydelsen av kalium (K) i odlade växter. Återställs från: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Kalium. Återställd från: lenntech.com