Kalium (k)

We leggen uit wat kalium, zijn geschiedenis, chemische structuur, fysische en chemische eigenschappen, reacties, gebruik en meer.

Wat is kalium?

Hij potassium Het is een alkalisch metaal waarvan het chemische symbool k is. Het atoomnummer is 19 en bevindt zich onder het natrium in het periodiek systeem. Het is een zacht metaal dat zelfs met een mes kan worden gesneden. Bovendien is het vrij licht en kan het op vloeibaar water drijven terwijl het krachtig reageert.

Gewoon gesneden, het presenteert een zeer heldere zilveren kleur, maar wanneer het wordt blootgesteld aan de lucht oxideert het snel.

Kalium reageert explosief met water om kaliumhydroxide en gasvormige waterstof te vormen. Precies dit gas is de oorzaak van de explosiviteit van de reactie. Wanneer het in de lichter brandt, bevlekken hun opgewonden atomen de vlam van een intense lila -kleur; Dit is een van het kwalitatieve bewijs.

Het is de meest voorkomende zevende in de aardkorst en vertegenwoordigt 2,6% van zijn gewicht. Het wordt voornamelijk gevonden in stollingsgesteenten, lutitas en sedimenten, naast mineralen zoals Silvita (KCL). In tegenstelling tot natrium is de concentratie in zeewater laag (0,39 g/l).

Kaliumgeschiedenis

Potas

Sinds de oudheid heeft de mens Potassa als meststoffen gebruikt en het bestaan ​​van kalium negeert, laat staan ​​zijn relatie met Potassa. Dit werd bereid uit de as van de stammen en bladeren van de bomen, waaraan water werd toegevoegd, die vervolgens werd verdampt.

Groenten bevatten meestal kalium, natrium en calcium. Maar calciumverbindingen zijn weinig oplosbaar in water. Om deze reden was Potassa een concentraat van kaliumverbindingen. Het woord is afgeleid van de samentrekking van de Engelse woorden 'pot' en 'as'.

In 1702, g. Ernst Stahl suggereerde een verschil tussen natrium- en kaliumzouten; suggestie die werd bewezen door Henry Duhamel du Monceau, in 1736. Aangezien de exacte samenstelling van de zouten niet bekend was, besloot Antoine Lavoiser (1789) geen alkalis op te nemen in de lijst met chemische elementen.

Ontdekking

In 1797 ontdekte de Duitse chemicus Martin Klaproth Potassa in Leukita en Lepidolite -mineralen, dus concludeerde hij dat het niet alleen een product van planten was.

In 1806 ontdekte de Engelse chemicus Sir Humphrey Davy dat het verband tussen de elementen van een verbinding van elektrische aard was.

Vervolgens isoleerde Davy kalium door kaliumhydroxide -elektrolyse, waarbij metalen helderheidsbolletjes worden geobserveerd die zich in de anode verzamelden. Hij noemde het metaal met het woord van Engelse etymologie kalium.

In 1809 stelde Ludwig Wilhelm Gilbert de naam Kalium (Kalio) voor Davy's kalium voor. Berzelius riep Kalium's naam op om het chemische symbool "K" toe te wijzen aan kalium.

Ten slotte ontdekte Justus Liebig in 1840 dat kalium een ​​noodzakelijk element was voor planten.

Kalium elektronische structuur en configuratie

Metallic kalium kristalliseert in normale omstandigheden in de lichaamsgerichte kubieke structuur (BCC). Dit wordt gekenmerkt door weinig dicht, wat overeenkomt met kaliumeigenschappen. Een K -atoom is omgeven door acht buren, direct in het midden van een kubus en met de andere K -atomen in de hoekpunten.

Deze BCC-fase wordt ook aangeduid als fase K-I (de eerste). Wanneer de druk toeneemt, is de kristallijne structuur compact op de kubieke fase gecentreerd op de gezichten (FCC, door gezichtsgerichte kubieke). Er is echter een druk van 11 GPa nodig om een ​​dergelijke overgang spontaan op te treden.

Deze FCC-fase, Denser, staat bekend als K-II. Naar hogere drukken (80 GPa) en lagere temperaturen (lager dan -120 ºC), verwerft het kalium een ​​derde fase: K -III. K-III wordt gekenmerkt door zijn vermogen om andere atomen of moleculen in zijn kristallijne holtes te huisvesten.

Kan u van dienst zijn: Massa: concept, eigenschappen, voorbeelden, berekening

Er zijn ook twee andere kristallijne fasen tot nog grotere drukken: de K-IV (54 GPa) en K-V (90 GPA). Bij zeer koude temperaturen vertoont kalium een ​​amorfe fase (met wanordelijke K -atomen).

Oxidatienummer

Kalium elektronische configuratie is:

[AR] 4S¹

De 4S orbital is de buitenste en daarom heeft het het enige elektron in Valencia. Dit is in theorie verantwoordelijk voor de metalen link die de K -atomen bij elkaar houdt om een ​​kristal te definiëren.

Uit dezelfde elektronische configuratie is het gemakkelijk te begrijpen waarom kalium altijd een oxidatienummer van +1 heeft (of bijna altijd). Wanneer u een elektron verliest om het K -kation te vormen⁺, Het wordt isolectronisch tot nobel argon gas, met zijn complete Valencia Octet.

In de meeste van zijn afgeleide verbindingen wordt aangenomen dat kalium is zoals K⁺ (zelfs als je links niet puur ionisch zijn).

Aan de andere kant, hoewel minder waarschijnlijk, kan kalium een ​​elektron winnen, met twee elektronen in zijn 4s orbitaal. Het wordt dus isolectronisch voor het calciummetaal:

[AR] 4S²

Er wordt dan gezegd dat hij een elektron heeft gewonnen en een negatief oxidatienummer heeft, -1. Wanneer dit oxidatienummer in een verbinding wordt berekend, wordt het bestaan ​​van het potasuro -anion verondersteld, k^-.

Kaliumeigenschappen

Verschijning

Helder wit zilvermetaal.

Effectieve nucleaire belasting

De effectieve nucleaire belasting van kalium is +1. Het heeft een lage ionisatie -energie, dus het heeft een groot gemak om het enige elektron te verliezen dat aanwezig is in de buitenste laag.

Molaire massa

39.0983 g/mol.

Smeltpunt

83,5 ºC.

Kookpunt

759 ºC.

Dikte

-0,862 g/cm³, op kamertemperatuur.

-0,828 g/cm³, Op het smeltpunt (vloeistof).

Oplosbaarheid

Reageer gewelddadig met water. Oplosbaar in vloeibare ammoniak, ethylendiamine en aniline. Oplosbaar in andere alkalische metalen om legeringen te vormen, en in Mercurius.

Stoomdichtheid

1.4 in de luchtrelatie genomen als 1.

Dampdruk

8 mmHg bij 432 ºC.

Stabiliteit

Stabiel als het wordt beschermd tegen lucht en vochtigheid.

Corrosiviteit

Het kan corrosief zijn in contact met metalen. Door contact kan het veroorzaken dat huid en ogen verbrandt.

Oppervlaktespanning

86 dynas/cm bij 100 ºC.

Fusiewarmte

2.33 kJ/mol.

Verdampingswarmte

76,9 kJ/mol.

Molair thermische capaciteit

29.6 J/(mol · k).

Elektronegativiteit

0,82 op de Pauling -schaal.

Ionisatie -energieën

Eerste ionisatieniveau: 418,8 kJ/mol.

Tweede ionisatieniveau: 3.052 kJ/mol.

Derde ionisatieniveau: 4.420 kJ/mol.

Atomaire radio

227 uur.

Radiocovolent

203 ± 12 pm.

Thermische expansie

83,3 µm/(m · k) bij 25 ° C.

Warmtegeleiding

102.5 w/(m · k).

Elektrische weerstand

72 nω · m (bij 25 ºC).

Hardheid

0,4 op de mohs -schaal.

Natuurlijke isotopen

Kalium wordt voornamelijk gepresenteerd als drie isotopen: ³⁹K (93,258 %),⁴¹K (6,73 %) en ⁴⁰K (0,012 %, radioactieve emissie β)

Nomenclatuur

Kaliumverbindingen hebben standaard het oxidatienummer +1 (behalve voor zeer speciale uitzonderingen). Daarom wordt in de aandelennomenclatuur de (i) weggelaten aan het einde van de namen; En in de traditionele nomenclatuur eindigen de namen met het achtervoegsel -ICO.

KCL is bijvoorbeeld kaliumchloride en geen kaliumchloride (i). De traditionele naam is kaliumchloride of kaliummonokloride, volgens de systematische nomenclatuur.

Van de rest is de nomenclatuur rond kalium vrij eenvoudig, tenzij ze veel gebruikelijke of minerale namen (zoals Silvina) zijn, vrij eenvoudig.

Kan u van dienst zijn: chemische veranderingen: kenmerken, voorbeelden, typen

Vormen

Kalium wordt niet in de natuur gevonden in metaalachtige vorm, maar kan industrieel worden verkregen onder deze vorm voor bepaald gebruik. Het wordt vooral gevonden in levende wezens, in ionische vorm (k⁺)). Over het algemeen is het het belangrijkste intracellulaire kation.

Kalium is aanwezig in tal van verbindingen, zoals hydroxide, acetaat of kaliumchloride, enz. Het maakt ook deel uit van ongeveer 600 mineralen, waaronder La Silvita, La Alunita, La Carnalita, enz.

Kalium vormt legeringen met andere alkalische elementen, zoals natrium, cesium en rubidium. Het vormt ook noundale legeringen met natrium en cesium, door de zogenaamde eutctische fusies.

Biologisch papier

Vloeren

Kalium vormt, samen met stikstof en fosfor, de drie belangrijkste voedingsstoffen van planten. Het wordt geabsorbeerd door wortels in ionische vorm: proces dat wordt begunstigd door het bestaan ​​van voldoende vocht, temperatuur en oxygenatieomstandigheden.

Dieren

Bij dieren is kalium in het algemeen het belangrijkste intracellulaire kation met een concentratie van 140 mmol/L; terwijl de extracellulaire concentratie varieert tussen 3,8 en 5,0 mmol/l. 98 % van het lichaamskalium is beperkt in het intracellulaire compartiment.

Celrepolarisatie

De vorming van actiepotentialen en het begin van spiercontractie is een gedeelde verantwoordelijkheid voor natrium en kalium.

Andere functies

Kalium vervult andere functies bij mensen, zoals vasculaire toon, controle van systemische bloeddruk en gastro -intestinale motiliteit.

Waar is kalium en productie

Silvita -kristal, dat bestaat uit vrijwel kaliumchloride. Bron: Rob Lavinsky, irocks.com-cc-by-sa-3.0 [CC BY-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licenties/by-sa/3.0)]

Kalium wordt voornamelijk gevonden in stollingsgesteenten, lutitas en sedimenten. Bovendien, in mineralen zoals Muscovite en Ortoclase, die onoplosbaar zijn in water. Ortoclase is een mineraal dat meestal wordt gepresenteerd in stollings- en granietrotsen.

Kalium is ook aanwezig in in water oplosbare minerale verbindingen, zoals Scannalite (kmgcl₃· 6h₂O), La Silvita (KCL) en Landbeinita [K₂Mg₂(SW₄))₃], die worden aangetroffen in droge merenbedden en in de zeebodem.

Bovendien wordt kalium gevonden in Salmuelas en als een product van de verbranding van stammen en plantenbladeren in een proces dat wordt gebruikt voor de productie van Potassa. Hoewel de concentratie in zeewater laag is (0,39 g/l), wordt het ook gebruikt om kalium te verkrijgen.

Kalium is gepresenteerd in grote afzettingen, zoals de bestaande in Saskatchewan, in Canada, rijk aan het Silvita Mineral (KCL) en in staat om 25 % van het wereldwijde kaliumverbruik te produceren. Salinas -afvalvloeistoffen kunnen een aanzienlijke hoeveelheid kalium bevatten, in de vorm van KCL.

Elektrolyse

Kalium wordt geproduceerd met twee methoden: elektrolyse en thermisch. Bij elektrolyse is de methode die door Davy wordt gebruikt om kalium te isoleren gevolgd, zonder grote wijzigingen.

Deze methode vanaf het industriële punt is echter niet efficiënt geweest, omdat het hoge smeltpunt van gesmolten kaliumverbindingen moet worden verminderd.

De kaliumhydroxide -elektrolysemethode werd industrieel gebruikt in de jaren 1920. De thermische methode heeft het niettemin vervangen en werd de dominante methode vanaf 1950 voor de productie van dit metaal.

Thermische methode

In de thermische methode wordt het kalium geproduceerd door de reductie van gesmolten kaliumchloride bij 870 ºC. Dit voedt continu een destillatiekolom verpakt met zout. Ondertussen gaat natriumdamp door de kolom om de vermindering van kaliumchloride te produceren.

Kan u van dienst zijn: nitraten: eigenschappen, structuur, nomenclatuur, training

Kalium is de meest vluchtige component van de reactie en verzamelt zich aan de bovenkant van de destillatiekolom, waar deze continu wordt verzameld. Metallic kaliumproductie volgens de thermische methode kan worden gechematiseerd in de volgende chemische vergelijking:

Na (G) +KCl (L) => K (L) +NaCl (L)

Het Griesheimer -proces wordt ook gebruikt bij de productie van kalium, die de kaliumfluoridereactie met calciumcarbide gebruikt:

2 kf +CAC₂     => 2 k +koffie₂    +     2 c

Reacties

Anorganisch

Kalium is een zeer reactief element dat snel reageert met zuurstof om drie oxiden te vormen: oxide (k₂O), peroxide (k₂OF₂) en superoxide (KO₂) Potassium.

Kalium is een sterk reducerend element, dus het oxideert sneller dan de meeste metalen. Het wordt gebruikt om metalen zouten te verminderen, ter vervanging van kalium door zoutmetaal. Met deze methode kunnen pure metalen worden verkregen:

Mgcl₂    +     2 k => mg +2 kcl

Kalium reageert sterk met water om kaliumhydroxide te vormen en explosief waterstofgas (lager beeld) vrij te geven:

Metallic kalium reageert met een waterige oplossing van fenolftaleïne, die wordt geverfd door violet rood door oh ionen vrij te geven aan het medium. Let op de vorming van waterstofgas. Bron: Ozone Aurora en Philip Evans via Wikipedia.

Kaliumhydroxide kan reageren met koolstofdioxide om kaliumcarbonaat te produceren.

Kalium reageert met koolmonoxide bij een temperatuur van 60 ºC om een ​​explosief carbonyl te produceren (k₆C₆OF₆)). Het reageert ook met waterstof bij 350 ºC, waardoor een hydride wordt gevormd. Het is ook zeer reactief met halogenen en explodeert in contact met vloeibare broom.

Explosies worden ook geproduceerd wanneer kalium reageert met gehalogeneerde zuren, zoals zoutzuur, en het mengsel wordt sterk geslagen of geschud. Het gesmolten kalium reageert ook met zwavel- en waterstofsulfide.

Biologisch

Het reageert met organische verbindingen die actieve groepen bevatten, maar het is inert op alifatische en aromatische koolwaterstoffen. Kalium reageert langzaam met ammonium om potasomine te vormen (KNH₂)).

In tegenstelling tot natrium reageert kalium met koolstof in de vorm van grafiet om een ​​reeks interlaminaire verbindingen te vormen. Deze verbindingen hebben atomaire relaties van koolstofpotassium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 of 1; dat wil zeggen KC₆₀, Bijvoorbeeld.

Kaliumgebruik

Metaalkalium

Er is niet veel industriële vraag naar metalen kalium. Het meeste wordt kalium -superoxide, gebruikt in ademhalingsapparatuur, omdat het zuurstof vrijgeeft en koolstofdioxide en waterdamp elimineert.

De legering van NAK heeft een grote warmteabsorptiecapaciteit, dus wordt het gebruikt als een koelmiddel in sommige kernreactoren. Ook is verdampt metaal in turbines gebruikt.

Verbindingen

Chloride

KCL wordt in de landbouw gebruikt als meststoffen. Het wordt ook gebruikt als grondstof voor de productie van andere kaliumverbindingen, zoals kaliumhydroxide.

Hydroxide

Ook bekend als Caustic Potassa, KOH, wordt gebruikt bij de productie van zeep en wasmiddelen.

Zijn reactie met jodium produceert kaliumjodide. Dit zout wordt toegevoegd aan tafelzout (NaCl) en bij de voeding om het te beschermen tegen een jodiumtekort. Kaliumhydroxide wordt gebruikt bij de productie van alkalische batterijen.

Nitraat

Ook bekend als Salitre, kno₃, wordt gebruikt als kunstmest. Bovendien wordt het gebruikt bij de uitwerking van vuurwerk; als voedselconservatief en in de verharding van glas.

Chromeren

Het wordt gebruikt bij de productie van kunstmest en productie van kaliumaluminium.

Carbonaat

Het wordt gebruikt bij de productie van glas, vooral die welke worden gebruikt bij de vervaardiging van televisies.

Referenties

1. Anorganische scheikunde. (Vierde druk). MC Graw Hill.
2. Potassium. Opgehaald uit: in.Wikipedia.borg
3. Potassium. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: Britannica.com