De kalium het is een alkalimetaal waarvan het chemische symbool K is. Het atoomnummer is 19 en het bevindt zich onder natrium in het periodiek systeem. Het is een zacht metaal dat zelfs met een mes kan worden gesneden. Het is ook vrij licht, en het kan op vloeibaar water drijven terwijl het krachtig reageert..
Vers gesneden heeft het een zeer heldere zilverwitte kleur, maar bij blootstelling aan lucht oxideert het snel en verliest het zijn glans en wordt het grijsachtig (bijna blauwachtig, zoals in de afbeelding hieronder)..
Kalium reageert explosief met water om kaliumhydroxide en waterstofgas te vormen. Juist dit gas zorgt ervoor dat de reactie explodeert. Als het in de aansteker brandt, verven zijn opgewonden atomen de vlam met een intense lila kleur; dit is een van uw kwalitatieve tests.
Het is het zevende meest voorkomende metaal in de aardkorst en vertegenwoordigt 2,6% van zijn gewicht. Het wordt voornamelijk aangetroffen in stollingsgesteenten, schalie en sedimenten, naast mineralen zoals sylviet (KCl). In tegenstelling tot natrium is de concentratie in zeewater laag (0,39 g / l).
Kalium werd in 1807 geïsoleerd door de Engelse chemicus Sir Humphrey Davy, door elektrolyse van een oplossing van zijn hydroxide, KOH. Dit metaal was het eerste dat werd geïsoleerd door elektrolyse en Davy gaf het de Engelse naam kalium.
In Duitsland werd de naam kalium echter gebruikt om naar het metaal te verwijzen. Precies van deze achternaam komt de letter 'K', gebruikt als chemisch symbool voor kalium.
Het metaal zelf heeft weinig industrieel gebruik, maar het levert veel nuttige verbindingen op. Biologisch is het echter veel belangrijker, omdat het een van de essentiële elementen voor ons lichaam is.
In planten bevordert het bijvoorbeeld de realisatie van fotosynthese, het proces van osmose. Het bevordert ook de eiwitsynthese, waardoor de plantengroei wordt bevorderd.
Artikel index
Sinds de oudheid gebruikt de mens potas als meststof, waarbij hij het bestaan van kalium negeert, laat staan de relatie met potas. Dit werd bereid uit de as van de stammen en bladeren van de bomen, waaraan water werd toegevoegd, dat later werd verdampt.
Groenten bevatten voornamelijk kalium, natrium en calcium. Maar calciumverbindingen zijn slecht oplosbaar in water. Om deze reden was potas een concentraat van kaliumverbindingen. Het woord is afgeleid van de samentrekking van de Engelse woorden 'pot' en 'ash'.
In 1702 suggereerde G. Ernst Stahl een verschil tussen de natrium- en kaliumzouten; Deze suggestie werd in 1736 geverifieerd door Henry Duhamel du Monceau. Omdat de exacte samenstelling van de zouten niet bekend was, besloot Antoine Lavoiser (1789) om alkaliën niet op te nemen in de lijst van chemische elementen..
In 1797 ontdekte de Duitse chemicus Martin Klaproth potas in de mineralen leuciet en lepidoliet, waarvoor hij concludeerde dat het niet alleen een product was van planten.
In 1806 ontdekte de Engelse chemicus Sir Humphrey Davy dat de binding tussen de elementen van een verbinding elektrisch van aard was..
Davy isoleerde vervolgens kalium door elektrolyse van kaliumhydroxide en observeerde bolletjes metallische glans die zich ophoopten aan de anode. Metaal genoemd met het Engelse etymologiewoord kalium.
In 1809 stelde Ludwig Wilhelm Gilbert de naam kalium (kalium) voor voor Davy's kalium. Berzelius riep de naam kalium op om kalium het chemische symbool 'K' toe te kennen.
Ten slotte ontdekte Justus Liebig in 1840 dat kalium een noodzakelijk element was voor planten.
Metallisch kalium kristalliseert onder normale omstandigheden in de lichaamsgecentreerde kubische (bcc) structuur. Dit wordt gekenmerkt door een geringe dichtheid, wat overeenkomt met de eigenschappen van kalium. Een K-atoom is omgeven door acht buren, precies in het midden van een kubus en met de andere K-atomen op de hoekpunten.
Deze fase bcc wordt ook wel fase K-I (de eerste) genoemd. Wanneer de druk toeneemt, verdicht de kristalstructuur tot de vlakgecentreerde kubische (fcc) fase. Er is echter een druk van 11 GPa nodig om deze overgang spontaan te laten plaatsvinden..
Deze dichtere fcc-fase staat bekend als K-II. Bij hogere drukken (80 GPa) en lagere temperaturen (minder dan -120 ºC) krijgt kalium een derde fase: K-III. K-III wordt gekenmerkt door zijn vermogen om andere atomen of moleculen in zijn kristallijne holtes op te nemen..
Er zijn ook twee andere kristallijne fasen bij nog hogere drukken: K-IV (54 GPa) en K-V (90 GPa). Bij zeer lage temperaturen vertoont kalium zelfs een amorfe fase (met ongeordende K-atomen).
De elektronenconfiguratie van kalium is:
[Ar] 4s1
De 4s-orbitaal is de buitenste en heeft daarom het enige valentie-elektron. Dit is in theorie verantwoordelijk voor de metaalbinding die de K-atomen bij elkaar houdt om een kristal te definiëren.
Vanuit dezelfde elektronenconfiguratie is het gemakkelijk te begrijpen waarom kalium altijd (of bijna altijd) een oxidatiegetal heeft van +1. Wanneer je een elektron verliest om het kation K te vormen+, wordt iso-elektronisch voor het edelgas argon, met zijn volledige valentie-octet.
In de meeste van zijn afgeleide verbindingen wordt aangenomen dat kalium wordt aangetroffen als K+ (zelfs als uw banden niet puur ionisch zijn).
Aan de andere kant, hoewel minder waarschijnlijk, kan kalium een elektron krijgen, met twee elektronen in zijn 4s-baan. Zo wordt calciummetaal iso-elektronisch:
[Ar] 4stwee
Er wordt dan gezegd dat het een elektron heeft gekregen en een negatief oxidatiegetal heeft, -1. Wanneer dit oxidatiegetal wordt berekend in een verbinding, wordt aangenomen dat het kaliumzuuranion, K, bestaat-.
Glanzend wit zilver metaal.
39,0983 g / mol.
83,5 ºC.
759 ºC.
-0,862 g / cm3, op kamertemperatuur.
-0,828 g / cm3, op smeltpunt (vloeibaar).
Reageert heftig met water. Oplosbaar in vloeibare ammoniak, ethyleendiamine en aniline. Oplosbaar in andere alkalimetalen om legeringen te vormen, en in kwik.
1.4 met betrekking tot lucht genomen als 1.
8 mmHg bij 432 ºC.
Stabiel indien beschermd tegen lucht en vocht.
Het kan bijtend zijn in contact met metalen. Kan bij contact brandwonden aan huid en ogen veroorzaken.
86 dyne / cm bij 100 ° C.
2,33 kJ / mol.
76,9 kJ / mol.
29,6 J / (mol K).
0,82 op de schaal van Pauling.
Eerste ionisatieniveau: 418,8 kJ / mol.
Tweede ionisatieniveau: 3.052 kJ / mol.
Derde ionisatieniveau: 4420 kJ / mol.
227 uur.
203 ± 12 uur.
83,3 µm / (mK) bij 25 ºC.
102,5 W / (m · K).
72 nΩ · m (bij 25 ºC).
0,4 op de schaal van Mohs.
Kalium komt voor als drie hoofdisotopen: 39K (93,258%),41K (6,73%) en 40K (0,012%, radioactief β-emitterend)
Kaliumverbindingen hebben standaard het oxidatiegetal +1 (met zeer speciale uitzonderingen). Daarom wordt in de voorraadnomenclatuur de (I) aan het einde van de namen weggelaten; en in de traditionele nomenclatuur eindigen namen met het achtervoegsel -ico.
KCl is bijvoorbeeld kaliumchloride, niet kalium (I) chloride. De traditionele naam is kaliumchloride of kaliummonochloride, volgens de systematische nomenclatuur.
Voor de rest, tenzij het heel gewone namen of mineralen zijn (zoals silvin), is de nomenclatuur rond kalium vrij eenvoudig.
Kalium wordt in de natuur niet in metallische vorm aangetroffen, maar kan voor bepaalde toepassingen industrieel in deze vorm worden verkregen. Het wordt voornamelijk aangetroffen in levende wezens, onder de ionische vorm (K+Over het algemeen is het het belangrijkste intracellulaire kation.
Kalium is aanwezig in tal van verbindingen, zoals kaliumhydroxide, acetaat of chloride, enz. Het maakt ook deel uit van ongeveer 600 mineralen, waaronder sylviet, aluniet, carnaliet, enz..
Kalium vormt legeringen met andere alkalische elementen, zoals natrium, cesium en rubidium. Het vormt ook ternaire legeringen met natrium en cesium, door middel van zogenaamde eutectische fusies..
Kalium vormt, samen met stikstof en fosfor, de drie belangrijkste voedingsstoffen voor planten. Kalium wordt door de wortels in ionische vorm geabsorbeerd: een proces dat wordt bevorderd door de aanwezigheid van voldoende omstandigheden van vochtigheid, temperatuur en oxygenatie.
Reguleert het openen en sluiten van de bladhuidmondjes: activiteit die de opname van kooldioxide mogelijk maakt, dat zich tijdens fotosynthese met water combineert om glucose en zuurstof te vormen; Dit zijn ATP-genererende middelen die de belangrijkste energiebron van levende wezens vormen.
Het vergemakkelijkt de synthese van sommige enzymen die verband houden met de groei van planten, naast zetmeel, een energiereservesubstantie. Het grijpt ook in bij osmose: een proces dat nodig is voor de wortelopname van water en mineralen; en in de opkomst van het water door het xyleem.
Chlorose is een manifestatie van een kaliumgebrek bij planten. Het wordt gekenmerkt doordat de bladeren hun groenheid verliezen en geel worden, met verbrande randen; en ten slotte treedt ontbladering op, met een vertraging in de plantengroei.
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 kalium in het lichaam is beperkt tot het intracellulaire compartiment.
Hoewel de kaliuminname kan variëren tussen 40 en 200 mmol / dag, wordt de extracellulaire concentratie constant gehouden door de regulering van de renale excretie. Hierbij is het hormoon aldosteron betrokken, dat de kaliumsecretie ter hoogte van de verzamel- en distale tubuli reguleert..
Kalium is de centrale verantwoordelijke voor het behoud van intracellulaire osmolariteit en daarom is het verantwoordelijk voor het behoud van cellulaire integriteit.
Hoewel het plasmamembraan relatief doorlaatbaar is voor kalium, wordt de intracellulaire concentratie ervan gehandhaafd door de activiteit van het enzym Na, ATPase (natrium- en kaliumpomp) dat drie natriumatomen verwijdert en twee kaliumatomen introduceert.
Prikkelbare cellen, bestaande uit neuronen en dwarsgestreepte en gladde spiercellen; en dwarsgestreepte spiercellen, bestaande uit skelet- en hartspiercellen, zijn allemaal in staat actiepotentialen te vormen.
De binnenkant van exciteerbare cellen is negatief geladen ten opzichte van de buitenkant van de cel, maar als ze goed gestimuleerd worden, neemt de permeabiliteit van het plasmamembraan van cellen voor natrium toe. Dit kation dringt door het plasmamembraan en maakt het celbinnenland positief..
Het verschijnsel dat optreedt, wordt actiepotentiaal genoemd, dat een aantal eigenschappen heeft, waaronder het zich door het neuron kan verspreiden. Een commando dat door de hersenen wordt gegeven, reist als actiepotentialen naar een bepaalde spier om deze te laten samentrekken..
Om een nieuw actiepotentiaal te laten ontstaan, moet het celinterieur een negatieve lading hebben. Om dit te doen, is er een uitgang van kalium uit het inwendige van de cel, waardoor het terugkeert naar zijn oorspronkelijke negativiteit. Dit proces wordt repolarisatie genoemd en is een hoofdfunctie van kalium.
Daarom wordt gezegd dat de vorming van actiepotentialen en het initiëren van spiercontractie een gedeelde verantwoordelijkheid is van natrium en kalium..
Kalium heeft andere functies bij mensen, zoals vasculaire tonus, controle van de systemische bloeddruk en gastro-intestinale motiliteit..
Een verhoging van de plasmakaliumconcentratie (hyperkaliëmie) veroorzaakt een reeks symptomen zoals angst, misselijkheid, braken, buikpijn en onregelmatigheden in het elektrocardiogram. De T-golf die verband houdt met ventriculaire repolarisatie is lang en breed.
Dit record wordt verklaard omdat wanneer de extracellulaire concentratie van kalium toeneemt, het langzamer de buitenkant van de cel verlaat, dus de ventriculaire repolarisatie is langzamer.
Een verlaging van de plasmakaliumconcentratie (hypocalciëmie) vertoont onder meer de volgende symptomen: spierzwakte, verminderde darmmotiliteit, verminderde glomerulaire filtratie, hartritmestoornissen en afvlakking van de T-golf van het elektrocardiogram.
De T-golf wordt verkort, omdat door de extracellulaire concentratie van kalium te verlagen, de uitgang naar de buitenkant van de cel wordt vergemakkelijkt en de duur van repolarisatie afneemt.
Kalium wordt voornamelijk aangetroffen in stollingsgesteenten, schalie en sedimenten. Ook in mineralen zoals muscoviet en orthoklaas, die onoplosbaar zijn in water. Orthoklaas is een mineraal dat meestal voorkomt in stollingsgesteenten en graniet.
Kalium is ook aanwezig in in water oplosbare minerale verbindingen, zoals carnaliet (KMgCl36HtweeO), sylviet (KCl) en landbeiniet [KtweeMgtwee(ZW43], gevonden in droge meerbedden en op de zeebodem.
Bovendien wordt kalium aangetroffen in pekel en als product van de verbranding van plantstammen en bladeren in een proces dat wordt gebruikt voor de productie van potas. Hoewel de concentratie in zeewater laag is (0,39 g / l), wordt het ook gebruikt om kalium te verkrijgen.
Kalium is aanwezig in grote afzettingen, zoals die in Saskatchewan, Canada, rijk aan het mineraal sylviet (KCl) en in staat om 25% van de kaliumconsumptie in de wereld te produceren. Zoute afvalvloeistoffen kunnen een aanzienlijke hoeveelheid kalium bevatten, in de vorm van KCl.
Kalium wordt op twee manieren geproduceerd: elektrolyse en thermisch. Bij elektrolyse is de methode die Davy gebruikt om kalium te isoleren gevolgd zonder grote wijzigingen..
Deze methode is vanuit industrieel oogpunt echter niet efficiënt geweest, aangezien het hoge smeltpunt van de gesmolten kaliumverbindingen moet worden verlaagd..
De methode van elektrolyse van kaliumhydroxide werd industrieel gebruikt in de jaren 1920. De thermische methode verdrong deze echter en werd vanaf 1950 de dominante methode voor de productie van dit metaal..
Bij de thermische methode wordt kalium geproduceerd door gesmolten kaliumchloride bij 870 ºC te reduceren. Dit wordt continu naar een destillatiekolom gevoerd die is gevuld met het zout. Ondertussen gaat de natriumdamp door de kolom om de reductie van kaliumchloride te produceren..
Kalium is de meest vluchtige component van de reactie en hoopt zich op aan de bovenkant van de destillatiekolom, waar het continu wordt opgevangen. De productie van metallisch kalium door de thermische methode kan worden geschetst in de volgende chemische vergelijking:
Na (g) + KCl (l) => K (l) + NaCl (l)
Het Griesheimer-proces, dat de reactie van kaliumfluoride met calciumcarbide gebruikt, wordt ook gebruikt bij de productie van kalium:
2 KF + CaCtwee => 2 K + CaFtwee + 2 C
Kalium is een zeer reactief element dat snel reageert met zuurstof om drie oxiden te vormen: oxide (KtweeO), peroxide (KtweeOFtwee) en superoxide (KOtwee) kalium.
Kalium is een sterk reducerend element en oxideert daarom sneller dan de meeste metalen. Het wordt gebruikt om metaalzouten te verminderen en kalium te vervangen door het metaal in het zout. Met deze methode kunnen zuivere metalen worden verkregen:
MgCltwee + 2 K => Mg + 2 KCl
Kalium reageert sterk met water om kaliumhydroxide te vormen en explosief waterstofgas vrij te geven (afbeelding hieronder):
Kaliumhydroxide kan reageren met kooldioxide om kaliumcarbonaat te produceren.
Kalium reageert met koolmonoxide bij een temperatuur van 60 ° C om een explosieve carbonyl (K6C6OF6Het reageert ook met waterstof bij 350 ° C en vormt een hydride. Het is ook zeer reactief met halogenen en explodeert in contact met vloeibaar broom..
Explosies treden ook op wanneer kalium reageert met gehalogeneerde zuren, zoals zoutzuur, en het mengsel sterk wordt geraakt of geschud. Gesmolten kalium reageert verder met zwavel en waterstofsulfide.
Reageert met organische verbindingen die actieve groepen bevatten, maar is inert voor alifatische en aromatische koolwaterstoffen. Kalium reageert langzaam met ammoniak om potasomine (KNHtwee.
In tegenstelling tot natrium reageert kalium met koolstof in de vorm van grafiet om een reeks interlaminaire verbindingen te vormen. Deze verbindingen hebben atoomverhoudingen tussen koolstof en kalium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 of 1; d.w.z. KC60, bijvoorbeeld.
Er is niet veel industriële vraag naar metallisch kalium. Het meeste wordt omgezet in kaliumsuperoxide, dat wordt gebruikt in ademhalingsapparatuur, omdat het zuurstof afgeeft en kooldioxide en waterdamp verwijdert..
De NaK-legering heeft een groot warmteabsorptievermogen en wordt daarom in sommige kernreactoren als koelmiddel gebruikt. Evenzo is verdampt metaal gebruikt in turbines.
KCl wordt in de landbouw gebruikt als meststof. Het wordt ook gebruikt als grondstof voor de productie van andere kaliumverbindingen, zoals kaliumhydroxide.
Ook bekend als bijtende potas, KOH, wordt het gebruikt bij de vervaardiging van zeep en wasmiddelen.
De reactie met jodium produceert kaliumjodide. Dit zout wordt toegevoegd aan keukenzout (NaCl) en voer ter bescherming tegen jodiumtekort. Kaliumhydroxide wordt gebruikt bij de vervaardiging van alkalinebatterijen.
Ook bekend als salpeter, KNO3, het wordt gebruikt als meststof. Daarnaast wordt het gebruikt bij de uitwerking van vuurwerk; als voedselconserveermiddel, en in het harden van glas.
Het wordt gebruikt bij de productie van kunstmest en de productie van kaliumaluin.
Het wordt gebruikt bij de vervaardiging van brillen, vooral die welke worden gebruikt bij de vervaardiging van televisies.
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.