Dom » Dimnjak » Hemijska svojstva najvažnijih jedinjenja kalija. Kontrolisani samostalni rad studenta. Pogledajte šta je "kalijum" u drugim rečnicima

Hemijska svojstva najvažnijih jedinjenja kalija. Kontrolisani samostalni rad studenta. Pogledajte šta je "kalijum" u drugim rečnicima

DEFINICIJA

Kalijum- devetnaesti element periodnog sistema. Oznaka - K od latinskog "kalium". Smješten u četvrtom periodu, grupa IA. Odnosi se na metale. Nuklearni naboj je 19.

Kalijum se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom stanju. Najvažniji minerali kalijuma su: silvit KCl, silvinit NaCl×KCl, karnalit KCl×MgCl 2×6H 2 O, kainit KCl×MgSO 4×3H 2 O.

U svom jednostavnom obliku, kalij je sjajni srebrno sivi metal (slika 1) sa kristalnom rešetkom usredsređenom na tijelo. Izuzetno reaktivan metal: brzo oksidira na zraku, stvarajući labave produkte reakcije.

Rice. 1. Kalijum. Izgled.

Atomska i molekulska masa kalijuma

Relativna molekulska masa supstance (Mr) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, i relativna atomska masa elementa(A r) - koliko je puta prosječna masa atoma nekog kemijskog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljika.

Budući da u slobodnom stanju kalij postoji u obliku monoatomskih K molekula, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase se poklapaju. One su jednake 39,0983.

Izotopi kalija

Poznato je da se u prirodi kalijum može naći u obliku dva stabilna izotopa 39 K i 41 K. Njihovi maseni brojevi su 39 odnosno 41. Jezgro atoma izotopa kalija 39 K sadrži devetnaest protona i dvadeset neutrona, a izotop 41 K sadrži isti broj protona i dvadeset dva neutrona.

Postoje umjetni izotopi kalija s masenim brojevima od 32 do 55, među kojima je najstabilniji 40 K sa poluživotom od 1.248 × 10 9 godina.

Kalijum joni

Na vanjskom energetskom nivou atoma kalija nalazi se jedan elektron, koji je valentni elektron:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .

Kao rezultat hemijske interakcije, kalij odustaje od svog jedinog valentnog elektrona, tj. je njegov donor i pretvara se u pozitivno nabijeni ion:

K 0 -1e → L + .

Molekul i atom kalijuma

U slobodnom stanju, kalij postoji u obliku monoatomskih molekula L. Predstavimo neka svojstva koja karakteriziraju atom i molekul kalija:

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

Vježbajte

Izračunajte masu kalijevog hidroksida potrebnog za pripremu 20 ml alkalnog rastvora (maseni udio KOH 20%, gustina 1,22 g/ml).

Rješenje

Nađimo masu rastvora kalijum hidroksida:

Kalijum je otkrio u jesen 1807. godine engleski hemičar Davy tokom elektrolize čvrstog kaustičnog kalijuma. Nakon što je navlažio kaustični kalijum, naučnik je izolovao metal, kojem je dao ime kalij, nagoveštavajući proizvodnju potash(neophodan sastojak za pravljenje deterdženata) od pepela. Metal je dobio svoje uobičajeno ime dvije godine kasnije, 1809., inicijator preimenovanja supstance bio je L.V. Gilberta, koji je predložio ime kalijum(sa arapskog al-kali- potaša).

Kalijum (lat. Kalium) je meki alkalni metal, element glavne podgrupe grupe I, perioda IV periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, ima atomski broj 19 i oznaku - TO.

Biti u prirodi

Kalijum se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom stanju, on je deo svih ćelija. Prilično uobičajen metal, zauzima 7. mjesto po sadržaju u zemljinoj kori (kalorizator). Glavni dobavljači kalijuma su Kanada, Bjelorusija i Rusija, koje imaju velika nalazišta ove supstance.

Fizička i hemijska svojstva

Kalijum je metal niske topljivosti srebrno-bele boje. Ima svojstvo da otvorenu vatru pretvara u jarko ljubičasto-ružičastu boju.

Kalijum ima visoku hemijsku aktivnost i snažan je redukcioni agens. U reakciji s vodom dolazi do eksplozije, pri dugotrajnom izlaganju zraku potpuno se urušava. Zbog toga kalijum zahtijeva određene uvjete za skladištenje – napunjen je slojem kerozina, silikona ili benzina kako bi se spriječio kontakt s vodom i atmosferom koja je štetna za metal.

Glavni izvori kalijuma su sušeni maslac od orašastih plodova, agrumi i svo zeleno lisnato povrće. Ima dosta kalijuma u ribi i... Općenito, kalij je uključen u gotovo sve biljke. i - šampioni u sadržaju kalijuma.

Dnevna potreba za kalijumom

Dnevna potreba ljudskog organizma za kalijumom zavisi od starosti, fizičkog stanja, pa čak i mesta stanovanja. Zdravim odraslim osobama potrebno je 2,5 g kalijuma, trudnicama - 3,5 g, sportistima - do 5 grama kalijuma dnevno. Količina kalija potrebna za adolescente izračunava se po težini - 20 mg kalija na 1 kg tjelesne težine.

Korisna svojstva kalijuma i njegov uticaj na organizam

Kalijum je uključen u proces provođenja nervnih impulsa i njihovog prenošenja do inerviranih organa. Promoviše bolju moždanu aktivnost poboljšavajući njegovu opskrbu. Pozitivno djeluje na mnoga alergijska stanja. Kalijum je neophodan za kontrakcije skeletnih mišića. Kalijum reguliše sadržaj soli, lužina i kiselina u organizmu, što pomaže u smanjenju otoka.

Kalijum se nalazi u svim intracelularnim tečnostima, neophodan je za normalno funkcionisanje mekih tkiva (mišića, krvnih sudova i kapilara, endokrinih žlezda itd.)

Apsorpcija kalijuma

Kalijum se apsorbuje u organizam iz creva, gde ulazi sa hranom, a izlučuje se urinom, obično u istoj količini. Višak kalijuma se eliminiše iz organizma na isti način i ne zadržava se niti akumulira. Pretjerana konzumacija kafe, šećera i alkohola može ometati normalnu apsorpciju kalijuma.

Interakcija sa drugima

Kalijum blisko sarađuje sa natrijumom i magnezijumom; sa povećanjem koncentracije kalijuma, natrijum se brzo uklanja iz organizma, a smanjenje količine magnezijuma može ometati apsorpciju kalijuma.

Znakovi nedostatka kalijuma

Nedostatak kalija u organizmu karakterizira slabost mišića, umor, pad imuniteta, poremećaji u funkciji miokarda, nenormalan krvni tlak, ubrzano i otežano disanje. Koža se može ljuštiti, oštećenja ne zacjeljuju dobro, a kosa postaje vrlo suha i lomljiva. Javljaju se kvarovi u gastrointestinalnom traktu – mučnina, povraćanje, probavne smetnje, čak i gastritis i čir.

Znakovi viška kalijuma

Višak kalija nastaje kod predoziranja lijekova koji sadrže kalij, a karakteriziraju ga neuromišićni poremećaji, pojačano znojenje, razdražljivost, razdražljivost i plačljivost. Osoba stalno doživljava osjećaj žeđi, što dovodi do učestalog mokrenja. Gastrointestinalni trakt reagira crijevnim kolikama, naizmjeničnim zatvorom i proljevom.

Upotreba kalijuma u životu

Kalijum u obliku osnovnih jedinjenja ima široku primenu u medicini, poljoprivredi i industriji. Kalijumova gnojiva su neophodna za normalan rast i sazrijevanje biljaka, a svi znaju kalijum permanganat, ovo nije ništa drugo do kalijum permanganat, vremenski testirani antiseptik.

Kalijum

KALIJ-I; m.[Arap. kali] Hemijski element (K), srebrno-bijeli metal ekstrahiran iz kalijum karbonata (potaša).

◁ Kalijum, oh, oh. K-ti depoziti. K soli. Potaš, oh, oh. K industrija. K đubriva.

kalijum

(lat. Kalium), hemijski element I grupe periodnog sistema, pripada alkalnim metalima. Ime je od arapskog al-kali - potaša (odavno poznato jedinjenje kalija ekstrahirano iz drvenog pepela). Srebrno-bijeli metal, mekan, topljiv; gustina 0,8629 g/cm 3, t pl 63,51ºC. Brzo oksidira na zraku i reagira eksplozivno s vodom. Nalazi se na 7. mjestu po zastupljenosti u zemljinoj kori (minerali: silvit, kainit, karnalit, itd.; vidi kalijeve soli). Dio je tkiva biljnih i životinjskih organizama. Oko 90% iskopanih soli koristi se kao đubrivo. Metalni kalij se koristi u hemijskim izvorima struje, kao getter u vakuumskim cijevima, za proizvodnju superperoksida KO 2; legure K sa Na - rashladne tečnosti u nuklearnim reaktorima.

KALIJ

KALijum (lat. Kalium), K (čitaj “kalijum”), hemijski element sa atomskim brojem 19, atomska masa 39,0983.
Kalijum se prirodno javlja 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 je otprilike 3 puta manje od T 1/2 uranijuma-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. B-raspad kalijuma-40 proizvodi stabilan kalcijum-40, a raspad hvatanjem elektrona (cm. ELEKTRONSKO SNIMANJE) formira se inertni gas argon-40.
Kalijum spada u alkalne metale (cm. ALKALNI METALI). U periodnom sistemu Mendeljejeva, kalijum zauzima mesto u četvrtom periodu u podgrupi IA. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 1, tako da kalijum uvek pokazuje oksidaciono stanje +1 (valencija I).
Atomski radijus kalijuma je 0,227 nm, poluprečnik K+ jona je 0,133 nm. Energije sekvencijalne jonizacije atoma kalija su 4,34 i 31,8 eV. Elektronegativnost (cm. ELEKTRONEGATIVNOST) Kalijum prema Paulingu iznosi 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
U slobodnom obliku je mekan, lagan, srebrnast metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalija, kao i njegov najbliži hemijski analog - natrijum (cm. NATRIJ), poznati su od davnina i našli su primenu u različitim oblastima ljudske delatnosti. Međutim, sami su ovi metali prvi put izolovani u slobodnom stanju tek 1807. godine tokom eksperimenata engleskog naučnika G. Davyja (cm. DAVY Humphrey). Davy je, koristeći galvanske ćelije kao izvor električne struje, izvršio elektrolizu taline potaša (cm. POTASH) i kaustična soda (cm. KAUSTICNA SODA) i tako izolovao metalni kalijum i natrijum, koje je nazvao "kalijum" (otuda i naziv kalijuma sačuvanog u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj - kalijum) i "natrijum". Godine 1809. engleski hemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalijum" (od arapskog al-kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalijuma u zemljinoj kori je 2,41% mase; kalijum je jedan od deset najzastupljenijih elemenata u zemljinoj kori. Glavni minerali koji sadrže kalij: silvit (cm. SYLVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na,K)Cl (ovaj mineral je čvrsto stisnuta mehanička mešavina kristala kalijum hlorida KCl i natrijum hlorida NaCl), karnalit (cm. karnalit) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), razni aluminosilikati (cm. ALUMINIJSKI SILIKATI) koji sadrže kalijum, kainit (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2 O, polihalit (cm. POLIHALIT) K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O, alunit (cm. ALUNITE) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Morska voda sadrži oko 0,04% kalijuma.
Potvrda
Trenutno se kalijum dobija reakcijom rastopljenog KOH (na 380-450°C) ili KCl (na 760-890°C) sa tečnim natrijumom:
Na + KOH = NaOH + K
Kalijum se takođe dobija elektrolizom rastaljenog KCl pomešanog sa K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700°C:
2KCl = 2K + Cl 2
Kalijum se prečišćava od nečistoća vakuum destilacijom.
Fizička i hemijska svojstva
Metalni kalijum je mekan, lako se seče nožem i može se presovati i valjati. Ima kubičnu kubičnu rešetku sa tijelom, parametar A= 0,5344 nm. Gustina kalijuma je manja od gustine vode i jednaka je 0,8629 g/cm3. Kao i svi alkalni metali, kalijum se lako topi (tačka topljenja 63,51°C) i počinje da isparava čak i na relativno niskim temperaturama (tačka ključanja kalijuma 761°C).
Kalijum je, kao i drugi alkalni metali, hemijski veoma aktivan. Lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom i formira smjesu, koja se uglavnom sastoji od peroksida K 2 O 2 i superoksida KO 2 (K 2 O 4):
2K + O 2 = K 2 O 2, K + O 2 = KO 2.
Kada se zagreje na vazduhu, kalijum gori ljubičastocrvenim plamenom. Kalij reagira eksplozivno s vodom i razrijeđenim kiselinama (nastali vodonik se zapali):
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Kiseline koje sadrže kiseonik mogu se smanjiti tokom ove interakcije. Na primjer, atom sumpora sumporne kiseline reducira se na S, SO 2 ili S 2–:
8K + 4H 2 SO 4 = K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Kada se zagrije na 200-300 °C, kalij reaguje sa vodikom da bi se formirao hidrid sličan soli KH:
2K + H 2 = 2KH
Sa halogenima (cm. HALOGEN) kalijum stupa u interakciju s eksplozijom. Zanimljivo je napomenuti da kalijum ne stupa u interakciju sa azotom.
Kao i drugi alkalni metali, kalij se lako otapa u tekućem amonijaku i formira plave otopine. U ovom stanju, kalij se koristi za obavljanje određenih reakcija. Tokom skladištenja, kalijum polako reaguje sa amonijakom i formira amid KNH 2:
2K + 2NH 3 l. = 2KNH 2 + H 2
Najvažnija jedinjenja kalija: K2O oksid, K2O2 peroksid, K2O4 superoksid, KOH hidroksid, KI jodid, K2CO3 karbonat i KCl hlorid.
Kalijum oksid K 2 O se obično dobija indirektno reakcijom peroksida i metalnog kalijuma:
2K + K 2 O 2 = 2K 2 O
Ovaj oksid pokazuje izražena bazična svojstva i lako reaguje sa vodom i formira kalijum hidroksid KOH:
K2O + H2O = 2KOH
Kalijum hidroksid ili kalijum hidroksid je visoko rastvorljiv u vodi (do 49,10% po težini na 20°C). Dobijeni rastvor je veoma jaka alkalna baza ( cm. ALKALI). KOH reagira s kiselim i amfoternim oksidima:
SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K (ovako se reakcija odvija u rastvoru) i
Al 2 O 3 + 2KOH = 2KAlO 2 + H 2 O (ovako dolazi do reakcije kada se reagensi spoje).
U industriji se kalijev hidroksid KOH proizvodi elektrolizom vodenih otopina KCl ili K 2 CO 3 pomoću membrana za izmjenu jona i dijafragmi:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + Cl 2 + H 2,
ili zbog reakcija izmjene otopina K 2 CO 3 ili K 2 SO 4 sa Ca(OH) 2 ili Ba(OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Dodir čvrstog kalijevog hidroksida ili kapi njegovih rastvora na kožu i oči izaziva teške opekotine kože i sluzokože, pa sa ovim kaustičnim supstancama treba raditi samo uz zaštitne naočare i rukavice. Vodeni rastvori kalijum hidroksida tokom skladištenja uništavaju staklo, a taline uništavaju porculan.
Kalijum karbonat K 2 CO 3 (uobičajeni naziv potaš) se dobija neutralizacijom rastvora kalijevog hidroksida ugljičnim dioksidom:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Potaša se nalazi u značajnim količinama u pepelu nekih biljaka.
Aplikacija
Metalni kalij je materijal za elektrode u hemijskim izvorima struje. Kao rashladno sredstvo koristi se legura kalijuma sa drugim alkalnim metalom, natrijumom (cm. RASHLADNA SREDSTVA) u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većem obimu od metalnog kalija, koriste se njegova jedinjenja. Kalijum je važan sastojak mineralne ishrane biljaka, potreban im je u značajnim količinama za normalan razvoj, zbog čega se kalijumska đubriva široko koriste (cm. KALIJSKA GUBRIVA): kalijum hlorid KCl, kalijum nitrat ili kalijum nitrat, KNO 3, potaš K 2 CO 3 i druge kalijumove soli. Potaš se takođe koristi u proizvodnji specijalnih optičkih stakala, kao apsorber sumporovodika za prečišćavanje gasova, kao sredstvo za dehidrataciju i za štavljenje kože.
Kalijum jodid KI se koristi kao lek. Kalijum jodid se takođe koristi u fotografiji i kao mikrođubrivo. Kao antiseptik koristi se rastvor kalijum permanganata KMnO 4 (“kalijum permanganat”).
Starost stijena određena je sadržajem radioaktivnih 40 K u stijenama.
Kalijum u telu
Kalijum je jedan od najvažnijih biogenih elemenata (cm. BIOGENI ELEMENTI), stalno prisutan u svim ćelijama svih organizama. Kalijum joni K+ učestvuju u funkcionisanju jonskih kanala (cm. IONSKI KANALI) i regulacija permeabilnosti bioloških membrana (cm. BIOLOŠKE MEMBRANE), u stvaranju i provođenju nervnih impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u različitim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u životinjskim i ljudskim tkivima reguliraju steroidni hormoni nadbubrežne žlijezde. Prosječno ljudsko tijelo (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 140 g kalijuma. Stoga, za normalan život, tijelo mora primiti 2-3 g kalijuma dnevno s hranom. Namirnice bogate kalijumom uključuju grožđice, suhe kajsije, grašak i druge.
Karakteristike rukovanja metalnim kalijumom
Metalni kalijum može izazvati veoma teške opekotine na koži; kada sitne čestice kalijuma dođu u oči, nastaju teške lezije sa gubitkom vida, tako da možete raditi samo sa metalnim kalijumom uz zaštitne rukavice i naočare. Zapaljeni kalijum se prelije mineralnim uljem ili prelije mješavinom talka i NaCl. Čuvajte kalijum u hermetički zatvorenim gvozdenim posudama ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Sinonimi:

Pogledajte šta je "kalijum" u drugim rečnicima:

Kalijum 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalijum, sa arapskog. kali, alkali. Mekan i lagan metal koji čini bazu Kalija. Devi je otkriven 1807. Objašnjenje 25.000 stranih riječi koje su ušle u upotrebu u ruskom jeziku, sa značenjem njihovih korijena. Mikhelson A.D., 1865.… … Rečnik stranih reči ruskog jezika

- (kalijum), K, hemijski element I grupe periodnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalne metale; tačka topljenja 63,51 shC. U živim organizmima, kalij je glavni unutarćelijski kation i uključen je u stvaranje bioelektričnih ... ... Moderna enciklopedija

KALIJ- (Kalijum, s. Kalijum), hem. element, simbol K, serijski broj 19, srebrno-bijeli, sjajni metal, gustine voska pri običnom ta; otkrio Devi 1807. Ud. V. na 20° 0,8621, atomska težina 39,1, jednovalentno; temperatura topljenja... Velika medicinska enciklopedija

Kalijum- označava se simbolom K - hemijski element grupe I periodnog sistema Mendeljejeva;

atomski broj 19,
atomska masa 39.098;

Kalijum je srebrno-bijel, vrlo lagan, mekan i topljiv metal.

Element se sastoji od dva stabilna izotopa - 39K (93,08%), 41K (6,91%) i jednog slabo radioaktivnog 40K (0,01%) sa vremenom poluraspada od 1,32 109 godina.

Element kalij se nalazi u četvrtom periodu periodnog sistema, što znači da se svi elektroni nalaze na četiri energetska nivoa. Dakle, struktura atoma kalijuma je zapisana na sledeći način: +19 K: 2e; 8e; 8e; 1e.

Na osnovu strukture atoma moguće je predvidjeti oksidacijsko stanje C1 kalija u njegovim spojevima. Budući da u kemijskim reakcijama atom kalija odustaje od jednog vanjskog elektrona, pokazujući redukujuća svojstva, on stoga poprima oksidacijsko stanje +1.

Redukciona svojstva kalijuma su izraženija od onih natrijuma, ali slabija od onih rubidijuma, što je povezano sa povećanjem radijusa od Na do Rb.

Kalijum je jednostavna supstanca; karakteriše ga metalna kristalna rešetka i metalna hemijska veza, a time i sva svojstva tipična za metale.

Metalna svojstva kalijuma su izraženija od natrijuma, ali slabija od rubidijuma, jer Atom kalija lakše odustaje od elektrona od atoma natrijuma, ali teže od atoma rubidijuma.

Metalna svojstva kalijuma su izraženija od onih kalcijuma, jer Lakše je ukloniti jedan elektron iz atoma kalija nego dva elektrona iz atoma kalcija.

Kalijum oksid K 2 O je bazični oksid i pokazuje sva tipična svojstva bazičnih oksida. Interakcija sa kiselinama i kiselim oksidima.

K 2 O + 2 HCl = 2 K Cl + H 2 O;

K 2 O +SO 3 = K 2 SO 4

Bazni (alkalni) KOH odgovara kalijum hidroksidu, koji pokazuje sva karakteristična svojstva baza: interakciju sa kiselinama i kiselim oksidima.

KOH + HNOz = KNO 3 + H 2O;

2KOH + H 2 O 5 = 2KNO 3 + H 2 O.

Kalijum ne stvara isparljivo vodonično jedinjenje, već formira kalijum hidrid KH

U prirodi se kalij nalazi samo u kombinaciji 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 alkalije. U mnogim aspektima, hemijska svojstva kalijuma su vrlo slična natrijumu, ali u smislu biološke funkcije i upotrebe od strane ćelija živih organizama, ona su i dalje različita.

Kalijum je alkalni metal koji je prilično rasprostranjen na Zemlji. Jedinjenja kalijuma poznata su ljudima dugo vremena. Element je otkriven 1807. godine i prvobitno je nazvan kalijumom. Međutim, ime se nije zadržalo i nešto kasnije element je nazvan kalijumom.

Od davnina ljudi su dobijali potašu (kalijev karbonat) iz produkata sagorijevanja. Koristio se kao deterdžent, a nešto kasnije počeo je da se koristi za proizvodnju raznih poljoprivrednih đubriva, za proizvodnju stakla i druge svrhe. Danas je potaša čak i zvanično registrovani aditiv za hranu.

Karakteristike kalijuma

Fizička svojstva

Element ima blijedo srebrnu boju. Na novoformiranoj površini pojavljuje se karakterističan sjaj. Kalijum je lak metal. Lako se topi. Može se otopiti u živi, proces koji proizvodi amalgame. Gori crvenkastoljubičastim plamenom.

Hemijska svojstva

Kalijum je metal i ima sva odgovarajuća svojstva. Element takođe pripada alkalnoj grupi. To objašnjava njegovu povećanu hemijsku aktivnost. Kalijum, kada reaguje sa drugim supstancama, donira elektrone i snažan je redukcioni agens.

Burno reaguje sa kiseonikom, formirajući kalijum superoksid.
Kada se zagreje, reaguje sa vodonikom.
Dobro reaguje sa svim nemetalnim elementima, formirajući nitride, fosfide, sulfide i druga jedinjenja.
Reaguje sa mnogim složenim supstancama: solima, oksidima, kao i vodom. Reakcija s vodom teče vrlo burno, uz eksploziju.

Jedinjenja kalija su prilično česta u prirodi. Kalijum se ne može naći u svom čistom obliku. Razlog za to je njegova povećana hemijska aktivnost.

Gdje možete pronaći kalijum u prirodi?

Prvo, kalijum se nalazi u prilično velikim količinama u Zemljinoj kori. Njegov sadržaj se procjenjuje na oko 2,4%. Kalijum je važna komponenta tla i stijena.
Drugo, na mjestima isparavanja drevnih mora zabilježene su velike naslage kalijevih soli.
Vode Svjetskog okeana također sadrže značajnu količinu kalijuma. U vodama Svjetskog okeana koncentracija kalija je oko 0,06%. U nekim vodnim tijelima (na primjer, Mrtvo more), koncentracija kalija može biti niska i do 1,5%. Ova povećana koncentracija čini rudarenje kalija ekonomski isplativim. Tako u Jordanu postoji postrojenje za vađenje kalijuma iz voda Mrtvog mora.

Područja primjene kalijuma

Opseg upotrebe kalijuma je znatno uži u odnosu na isti natrijum. To je zbog činjenice da kalijum ima veću hemijsku aktivnost. Osim toga, kalijum je skuplji metal. Međutim, kalij se još uvijek koristi u raznim industrijama.

Kalijum se najaktivnije koristi u hemijskoj industriji za proizvodnju đubriva. Kalijum je važan element za biljke. Vrlo često biljkama nedostaje kalija, što dovodi do toga da biljka ne može iskoristiti svoj puni potencijal rasta. Biljka slabi, raste sporije, stabljika slabi, listovi žute i opadaju, a sjeme postaje manje održivo. Nedostatak kalijuma u takvim slučajevima nadoknađuje se uz pomoć gnojiva. Kalijumova đubriva su glavni proizvodi za koje se koristi kalijum. Najčešći kalijev đubrivo je kalijum hlorid (KCl).
Osim toga, element i njegova jedinjenja se koriste u mašinstvu. Kalijum hidroksid je bitan element za pravljenje baterija.
Jedinjenja kalija se također koriste u prehrambenoj industriji. Upečatljiv primjer je kalijum nitrat. Supstanca je aditiv za hranu. Koristi se kao konzervans.

Pregledi