Draslík (k)

Vysvetľujeme, čo draslík, jeho história, chemická štruktúra, fyzikálne a chemické vlastnosti, reakcie, použitia a ďalšie.

Čo je draslík?

On draslík Je to alkalický kov, ktorého chemický symbol je K. Jeho atómové číslo je 19 a je umiestnené pod sodík v periodickej tabuľke. Je to mäkký kov, ktorý sa dá dokonca vyrezať nožom. Okrem toho je dosť ľahký a môže sa vznášať na tekutej vode, zatiaľ čo dôrazne reaguje.

Stačí sa vystrihnúť, predstavuje veľmi jasnú striebornú farbu, ale keď je vystavená vzduchu, oxiduje rýchlo.

Draslík reaguje výbušne s vodou za vzniku hydroxidu draselného a plynného vodíka. Presne tento plyn je príčinou výbušnosti reakcie. Keď spaľuje zapaľovač, ich vzrušené atómy zafarbujú plameň intenzívnej farby fialovej farby; Toto je jeden z jeho kvalitatívnych dôkazov.

Je to najhojnejšia siedma v zemskej kôre a predstavuje 2,6% jej hmotnosti. Nachádza sa hlavne v igneóznych skalách, lutitách a sedimentoch, okrem minerálov, ako je Silvita (KCL). Na rozdiel od sodíka je jej koncentrácia v morskej vode nízka (0,39 g/l).

Draslík

Potaš

Od staroveku človek použil Potassu ako hnojivo a ignoroval existenciu draslíka, oveľa menej jej vzťahu s Potassou. Toto bolo pripravené z popolu kmeňov a listov stromov, ku ktorému bola pridaná voda, ktorý sa následne odparoval.

Zelenina väčšinou obsahuje draslík, sodík a vápnik. Ale vápnikové zlúčeniny sú vo vode malé rozpustné. Z tohto dôvodu bola Potassa koncentrátom zlúčenín draslíka. Slovo je odvodené z kontrakcie anglických slov „Pot“ a „popol“.

V roku 1702, g. Ernst Stahl navrhol rozdiel medzi sodíkmi a draslíkovými soľami; Návrh, ktorý preukázal Henry Duhamel du Monceau, v roku 1736. Keďže presné zloženie solí nebolo známe, Antoine Lavoiser (1789) sa rozhodol nezahrnúť alkalis do zoznamu chemických prvkov.

Objavenie

V roku 1797 nemecký chemik Martin Klaproth objavil Potassu v mineráloch Leukita a Lepidolite, takže dospel k záveru, že to nie je len produkt rastlín.

V roku 1806 anglický chemik Sir Humphrey Davy zistil, že spojenie medzi prvkami zlúčeniny bolo elektrickej povahy.

Potom Davy Izolovaný draslík pomocou elektrolýzy hydroxidu draselného, ​​ktorý pozoruje globuly kovového jasu, ktoré sa nahromadili v anóde. Nazval kov s slovom anglickej etymológie draslíka.

V roku 1809 Ludwig Wilhelm Gilbert navrhol meno Kalium (Kalio) pre Davyho draslík. Berzelius vyvolal Kalium meno, aby priradil chemický symbol „k“ draslíku.

Nakoniec Justus Liebig v roku 1840 zistil, že draslík bol nevyhnutným prvkom pre rastliny.

Elektronická štruktúra a konfigurácia draslíka

Kovový draslík kryštalizuje za normálnych podmienok v kubickej štruktúre zameranej na telo (BCC). Toto sa vyznačuje tým, že je málo hustý, čo súhlasí s vlastnosťami draslíka. Atom K je obklopený ôsmimi susedmi, priamo v strede kocky a s ostatnými atómami K umiestnenými vo vrcholoch.

Táto fáza BCC je tiež označená ako fáza K-I (prvá). Keď sa tlak zvyšuje, kryštalická štruktúra je kompaktná na kubickú fázu zameranú na tváre (FCC, kubickým centrom s tvárou). Na spontánne je však potrebný tlak 11 GPA.

Táto fáza FCC, hustejšia, je známa ako K-II. Na vyššie tlaky (80 GPA) a nižšie teploty (nižšie ako -120 ° C), draslík získava tretiu fázu: k -iii. K-III sa vyznačuje svojou schopnosťou umiestniť iné atómy alebo molekuly v rámci svojich kryštalických dutín.

Môže vám slúžiť: Mass: Koncept, vlastnosti, príklady, výpočet

Existujú tiež dve ďalšie kryštalické fázy na ešte väčšie tlaky: K-IV (54 GPA) a K-V (90 GPA). Pri veľmi chladných teplotách vykazuje draslík amorfnú fázu (s nepokojnými atómami K).

Oxidačné číslo

Elektronická konfigurácia draslíka je:

[Ar] 4s¹

Orbitál 4S je najvzdialenejší, a preto má jediný elektrón vo Valencii. To teoreticky je zodpovedné za kovové spojenie, ktoré udržuje atómy K pohromade, aby definovali kryštál.

Z tej istej elektronickej konfigurácie je ľahké pochopiť, prečo má draslík vždy (alebo takmer vždy) oxidačné číslo +1. Keď stratíte elektrón, aby ste vytvorili K katión⁺, Stáva sa izolonickým až vznešeným argónovým plynom s úplným oktetom Valencia.

Vo väčšine svojich derivátových zlúčenín sa predpokladá, že draslík je ako k⁺ (aj keď vaše odkazy nie sú čisto iónové).

Na druhej strane, hoci je menej pravdepodobné, draslík môže vyhrať elektrón, ktorý má dva elektróny vo svojom orbitáli 4S. Tak sa stáva izolektronickým k kovu vápnika:

[Ar] 4s²

Potom sa hovorí, že vyhral elektrón a má negatívne oxidačné číslo, -1. Ak sa toto oxidačné číslo vypočíta v zlúčenine, predpokladá sa existencia aniónu potasuro, k^-.

Draslík

Vzhľad

Jasne biely strieborný kov.

Efektívne jadrové zaťaženie

Efektívne jadrové zaťaženie draslíka je +1. Má nízku ionizačnú energiu, takže má veľkú ľahkosť stratiť jediný elektrón prítomný vo svojej vonkajšej vrstve.

Molárna hmota

39 0983 g/mol.

Bod topenia

83,5 ° C.

Bod varu

759 ° C.

Hustota

-0,862 g/cm³, pri izbovej teplote.

-0,828 g/cm³, V bode topenia (kvapalina).

Rozpustnosť

Násilne reagujte vodou. Rozpustný v kvapalnom amoniaku, etylendiamíne a anilíne. Rozpustný v iných alkalických kovoch za vzniku zliatin a ortuť.

Hustota pary

1.4 vo vzdušnom vzťahu ako 1.

Tlak vodnej pary

8 mmHg pri 432 ° C.

Stabilita

Stabilný, ak je chránený pred vzduchom a vlhkosťou.

Kričanie

Môže byť korozívny v kontakte s kovmi. V kontakte môže spôsobiť horenie pokožky a očí.

Povrchové napätie

86 Dynas/cm pri 100 ° C.

Fúzne teplo

2,33 kJ/mol.

Odparovanie

76,9 kj/mol.

Tepelná kapacita

29,6 J/(mol · k).

Elektronegativita

0,82 v Paulingovej stupnici.

Ionizačné energie

Prvá úroveň ionizácie: 418,8 kJ/mol.

Druhá úroveň ionizácie: 3.052 kj/mol.

Tretia úroveň ionizácie: 4.420 kJ/mol.

Atómové rádio

227 hod.

Kovalentný rádio

203 ± 12:00.

Tepelná rozťažnosť

83,3 um/(m · k) pri 25 ° C.

Tepelná vodivosť

102,5 w/(m · k).

Elektrický odpor

72 NΩ · m (pri 25 ° C).

Tvrdosť

0,4 na MOHS Scale.

Prírodné izotopy

Draslík je prezentovaný hlavne ako tri izotopy: ³⁹K (93 258 %),⁴¹K (6,73 %) a ⁴⁰K (0,012 %, rádioaktívna emisia β)

Menovanie

Zlúčeniny draslíka majú predvolene oxidačné číslo +1 (s výnimkou veľmi špeciálnych výnimiek). Preto je v nomenklatúre zásob (i) vynechaný na konci mien; A v tradičnej nomenklatúre sa mená končia príponou -ICO.

Napríklad KCl je chlorid draselný a nie chlorid draselný (I). Jeho tradičný názov je chlorid draselný alebo monoklorid draselný podľa systematickej nomenklatúry.

Zvyšok, pokiaľ nie sú veľmi bežné alebo minerálne názvy (napríklad Silvina), nomenklatúra okolo draslíka je pomerne jednoduchá.

Môže vám slúžiť: Chemické zmeny: Charakteristiky, príklady, typy

Tvary

Draslík sa nenachádza v prírode v kovovej podobe, ale možno ho získať priemyselne v tejto podobe pre určité použitie. Nachádza sa predovšetkým v živých bytostiach, v iónovej podobe (k⁺). Všeobecne je to hlavný intracelulárny katión.

Draslík je prítomný v mnohých zlúčeninách, ako je hydroxid, octan alebo chlorid draselný, atď. Je tiež súčasťou asi 600 minerálov vrátane La Silvita, La Alunita, La Carnalita atď.

Draslík tvorí zliatiny s inými alkalickými prvkami, ako je sodík, cézium a rubídium. Vytvára tiež delované zliatiny sodíkom a céziom prostredníctvom takzvaných eutctických fúzií.

Biologický dokument

Podlaha

Draslík predstavuje spolu s dusík a fosfor, tri hlavné živiny rastlín. Je absorbovaný koreňmi v iónovej forme: proces uprednostňovaný existenciou primeranej vlhkosti, teploty a podmienok okysličenia.

Zvieratá

U zvierat je draslík vo všeobecnosti hlavným intracelulárnym katiónom s koncentráciou 140 mmol/l; zatiaľ čo extracelulárna koncentrácia sa pohybuje medzi 3,8 a 5,0 mmol/l. 98 % telového draslíka je obmedzených v intracelulárnom kompartmente.

Repolarizácia buniek

Tvorba akčných potenciálov a začiatok svalovej kontrakcie je spoločnou zodpovednosťou za sodík a draslík.

Iné funkcie

Draselný plní ďalšie funkcie u ľudí, ako je vaskulárny tonus, kontrola systémového krvného tlaku a gastrointestinálna pohyblivosť.

Kde je draslík a výroba

Silvita Crystal, ktorý pozostáva z prakticky chloridu draselného. Zdroj: Rob Lavinsky, Irocks.com-ccy-SA-3.0 [CC By-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licencie/By-SA/3.0)]

Draslík sa vyskytuje hlavne v vyvraciam, lutitách a sedimentoch. Okrem toho v mineráloch, ako je moskovit a ortoclas, ktoré sú nerozpustné vo vode. Ortoclas je minerál, ktorý sa zvyčajne prezentuje v vyvracia a žulových skalách.

Draslík je tiež prítomný vo vode rozpustných minerálnych zlúčenín, ako je napríklad karnalit (kmgcl₃· 6h₂O), La Silvita (KCl) a Landbeinita [K₂Mg₂(SW₄)₃], ktoré sa nachádzajú v suchých lôžkach jazier a v morskom dne.

Okrem toho sa draslík nachádza v Salmuelas a ako produkt spaľovania kmeňov a listov rastlín v procese používanom na výrobu Potassa. Aj keď je jej koncentrácia v morskej vode nízka (0,39 g/l), používa sa tiež na získanie draslíka.

Draslík bol prezentovaný vo veľkých ložiskách, ako je napríklad existujúci v Saskatchewane, v Kanade, bohatý na minerál Silvita (KCL) a schopný produkovať 25 % globálnej spotreby draselných. Kvapaliny odpadu Salinas môžu obsahovať značné množstvo draslíka vo forme KCL.

Elektrolýza

Draslík sa vyrába dvoma metódami: elektrolýza a tepelný. Pri elektrolýze sa dodržiavala metóda, ktorú Davy použil na izoláciu draslíka, bez veľkých úprav.

Táto metóda z priemyselného bodu však nebola účinná, pretože vysoký bod topenia zlúčenín roztaveného draslíka sa musí znížiť.

Metóda elektrolýzy hydroxidu draselného sa používa priemyselne v 20. rokoch 20. storočia. Tepelná metóda ju napriek tomu nahradila a stala sa dominantnou metódou z roku 1950 na výrobu tohto kovu.

Tepelná metóda

V tepelnej metóde je draslík produkovaný redukciou chloridu roztaveného draselného pri 870 ° C. To nepretržite živí destilačný stĺpec naplnený soľou. Medzitým prechádza stĺpkom sodná pary, aby sa vytvorila redukcia chloridu draselného.

Môže vám slúžiť: dusičnany: vlastnosti, štruktúra, nomenklatúra, školenie

Draslík je najprchavejšou zložkou reakcie a hromadí sa v hornej časti destilačného stĺpca, kde sa neustále zhromažďuje. Produkcia kovového draslíka tepelnou metódou sa môže schematizovať v nasledujúcej chemickej rovnici:

Na (g) +kcl (l) => k (l) +NaCl (l)

Proces Griesheimer sa používa aj pri produkcii draslíka, ktorý používa reakciu fluoridu draselného s karbidom vápenatého:

2 kf +CAC₂     => 2 k +káva₂    +     2 c

Reakcie

Anorganický

Draslík je veľmi reaktívny prvok, ktorý rýchlo reaguje s kyslíkom a vytvorí tri oxidy: oxid (k₂O), peroxid (k₂Ani₂) a superoxid (ko₂) Draslík.

Draslík je silne redukčný prvok, takže oxiduje rýchlejšie ako väčšina kovov. Používa sa na zníženie kovových solí a výmeny draslíka do slaného kovu. Táto metóda umožňuje získať čisté kovy:

Mgcl₂    +     2 k => mg +2 kcl

Draslík silne reaguje s vodou za vzniku hydroxidu draselného a uvoľňuje výbušný plynný vodík (nižší obrázok):

Kovový draslík reagujúci s vodným roztokom fenolftaleínu, ktorý je farbený z fialovej červenej uvoľnením OH iónov na médium. Všimnite si tvorbu plynného vodíka. Zdroj: Ozone Aurora a Philip Evans cez Wikipedia.

Hydroxid draselný môže reagovať s oxidom uhličitým za výrobu uhličitanu draselného.

Draslík reaguje s oxidom uhoľnatým pri teplote 60 ° C, aby sa vytvoril výbušný karbonyl (k₆C₆Ani₆). Reaguje tiež s vodíkom pri 350 ° C a vytvára hydrid. Je tiež vysoko reaktívny s halogénmi a exploduje v kontakte s tekutým brómom.

Výbuchy sa tiež vyrábajú, keď draslík reaguje s halogénovanými kyselinami, ako je kyselina chlorovodíková, a zmes je silne porazená alebo otrasená. Roztavený draslík tiež reaguje so sírom a sulfidom vodíka.

Organický

Reaguje s organickými zlúčeninami obsahujúcimi aktívne skupiny, ale je inertný na alifatické a aromatické uhľovodíky. Draslík reaguje pomaly s amoniakom za vzniku potamiínu (KNH₂).

Na rozdiel od sodíka reaguje draslík s uhlíkom vo forme grafitu, aby vytvoril sériu interlaminárnych zlúčenín. Tieto zlúčeniny majú atómové vzťahy s uhlíkovou dopravou: 8, 16, 24, 36, 48, 60 alebo 1; to znamená, KC₆₀, Napríklad.

Používa draslík

Kovový draslík

Neexistuje veľa priemyselných dopytu po kovovom draslíku. Väčšina z nich sa stáva superoxidom draslíka, ktorý sa používa v dýchacích zariadeniach, pretože uvoľňuje kyslík a eliminuje oxid uhličitý a vodnú paru.

Nakova zliatina má veľkú kapacitu absorpcie tepla, takže sa používa ako chladivo v niektorých jadrových reaktoroch. V turbínach sa použil aj odparovaný kov.

Zloženia

Chlorid

KCL sa používa v poľnohospodárstve ako hnojivo. Používa sa tiež ako surovina na výrobu iných zlúčenín draslíka, ako je hydroxid draselný.

Hydroxid

Na výrobu mydiel a čistiaci.

Jeho reakcia s jódom produkuje jodid draselný. Táto soľ sa pridáva do stolovej soli (NaCl) a pri krmive, aby sa chránila pred nedostatkom jódu. Hydroxid draselný sa používa pri výrobe alkalických batérií.

Dusičnan

Tiež známy ako Salit, Kno₃, sa používa ako hnojivo. Okrem toho sa používa pri vypracovaní ohňostrojov; ako konzervačné podmienky potravín a pri tvrdení skla.

Chrómovať

Používa sa na výrobu hnojív a výrobu hliníka draselného.

Uhličitan

Používa sa na výrobu skla, najmä tých, ktoré sa používajú pri výrobe televízorov.

Odkazy

1. Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). MC Graw Hill.
2. Draslík. Zdroj: In.Wikipedia.orgán
3. Draslík. Encyclopædia Britannica. Získané z: Britannica.com