Kalijum (K) je peti najzastupljeniji metal u prirodi. Nalazi se u grupi 1 Periodnog sistema hemijskih elemenata (PSCE), stoga pripada alkalnim metalima i kada se pomeša sa vodom stvara rastvorljive hidrokside. U obliku jednostavne tvari, element ima srebrno-bijelu boju, ponekad s ljubičastom nijansom. Po svojim karakteristikama je mekan i slabo topljiv. Kalijum se može dobiti iz njegovog hidrida, hidroksida, hlorida, hromata ili dihromata.
Opšte karakteristike
Kada se kalijum pretvori u plavo-zelenu paru, on se raspada na K atome, u koje se miješa mala količina K2 molekula. Možete otopiti metal u tekućem amonijaku da dobijete standardni tamnoplavi rastvor ili u topljenju kaustične potaše.
Kalijum je veoma reaktivan, ima jaka redukciona svojstva (njegova spoljašnja elektronska ljuska je na velikoj udaljenosti od jezgra, a u tabeli elektronegativnosti zauzima drugu poziciju posle cezijuma), reaguje ne samo sarazrijeđenih kiselina, nemetala, vodonik nitrita i dihidrosulfida, ali i sa atmosferskim kisikom i vodom. U potonjem slučaju, oslobođeni vodonik se brzo zapali.
Sa živom, element se pretvara u leguru - amalgam. Sa natrijumom, talijumom, kositrom, olovom i bizmutom, kalijum formira intermetalna jedinjenja visoke tvrdoće i hemijske otpornosti. Hemijsko jedinjenje nekoliko metala topi se na višoj temperaturi od svakog od njegovih sastojaka, ali ima manju plastičnost od njih.
Međutim, postoje tvari s kojima element praktično ne reagira, na primjer, to uključuje dušik. Ovo je jedna od karakterističnih osobina kalijuma od drugih alkalnih metala, prvenstveno litijuma i natrijuma. Osim toga, ne legira se sa litijumom, magnezijumom, cinkom, kadmijumom, aluminijumom i galijumom.
Kalijum je dobro očuvan ispod sloja benzina i kerozina. Možete ga odrediti tako što ćete plamen plamenika obojiti u ljubičastu boju.
Prijava
Kalijum igra važnu biološku ulogu u ljudskom tijelu i razvoju biljaka. Osim toga, široko se koristi u svakodnevnom životu. Dakle, u kombinaciji sa azotom i fosforom, nezamenljivo je đubrivo za kultivisane biljke, koje omogućava povećanje prinosa, vegetativne mase i otpornosti na štetočine.
Legura metala sa natrijumom koristi se za prenos toplotne energije u zatvorenim sistemima, a ako ovom jedinjenju dodate cezijum, dobijate kompoziciju sa rekordno niskom tačkom topljenja (minus78 stepeni Celzijusa).
Da biste koristili sva ova korisna i važna jedinjenja, morate znati reakcije dobijanja kalijuma iz njegovih jedinjenja.
Dobijanje metala
Bijelo neorgansko jedinjenje, kalijum hidrid, nastaje iz rastopljenog metala, ali je nestabilno i na temperaturi od 400 stepeni Celzijusa u vakuumu se razlaže na komponente prema sljedećoj reakciji:
2KN=2K + N2.
Kalijev hidroksid nastaje iz odgovarajućeg hlorida. Široko se koristi u proizvodnji tečnih sapuna i za proizvodnju kalijuma i njegovih spojeva. Da biste to učinili, morate provesti elektrolizu, odnosno proći struju kroz otopinu. Kao rezultat, kisik se formira na anodi, a kalijum na katodi:
4KON=4K + O2 + 2H2O.
Od hlorida je moguće dobiti ne samo hidroksid, već i čisti metal. Ovo će također zahtijevati reakciju elektrolize otopine:
2KCl=2K + Cl2.
Za razliku od prethodnog načina dobijanja kalijuma, kod ovog se početni materijal može koristiti ne samo u tečnom stanju, već iu obliku taline, ali u ovom slučaju se javljaju dve paralelne reakcije:
- 2KCl + 2H2O=H2 + Cl2 + 2KO;
- 2KCl=2K + Cl2.
Katoda na kojoj će se formirati kalijum mora biti živa.
Dobivanje početnih materijala
Ponekad se koristi kalijum hromat ili dihromat. Ne možete dobiti metal direktno od njih, ali možetepretvaraju ih u hidrokside ili kloride, koji se zatim podvrgavaju elektrolizi prema gore navedenim reakcijama. Dobivanje kalijum hidroksida iz hromata je kako slijedi:
2K2CrO4 + 2H2O + 3H 2S=2Cr(OH)3 + 3S + 4CON.
Da bi proces bio uspješan, istaloženi sumpor i hrom hidroksid, potrebno je uzeti toplu vodu. Slična reakcija se također može izvesti korištenjem dikromata. Nastavlja se na sličan način, razlika se uočava samo u vrijednostima stehiometrijskih koeficijenata:
K2Cr2O7 + H2 O + 3H2S=2Cr(OH)3 + 3S + 2CON.
Kada se dihromat zagreje na 500 stepeni Celzijusa, hidroksid se može dobiti na drugi način:
K2Cr2O7 + 3N2 =Cr2O3 + 2KON + 2H2O.
Postoje i drugi načini da se dobije hidroksid. Na primjer, korištenjem reakcije između potaše i zasićene otopine gašenog vapna.
Da bi se dobio kalijum hlorid iz hromata, reakcije se izvode na sledeći način:
2K2CrO4 + 2HCl=K2Cr 2O7 + 2KCl + H2O.
Hlorovodonična kiselina se uzima razrijeđena. Proizvodnja kalijum hlorida je praćena oslobađanjem dikromata i vode.
Pretvaranje dikromata u hlorid je malo teže, za to je potreban etil alkohol i ključanje:
K2Cr2O7 + 8HCl +2C2H5OH=2CrCl3 + 3CH3 S(N)O + 7N2O + 2KCl.
Dobivanje kalijum hlorida je takođe moguće iz potaša kada je u interakciji sa razblaženom hlorovodoničnom kiselinom i iz sulfata kada reaguje sa barijum-halidom.
Hidroksid i hlorid se lako pretvaraju jedan u drugi elektrolizom ili dodavanjem odgovarajućeg halida.
Izvođenje
Dobijanje kalijevih soli ne igra manje važnu ulogu od stvaranja čistog metala. Unatoč visokoj cijeni, koriste se u galvanizaciji, jer osiguravaju intenzivan rad elektrolita pri povećanoj gustoći struje. Ovo se postiže visokom rastvorljivošću.
Kalijev nitrat
Proizvodnja kalijum nitrata (KNO3) je od velike važnosti. Ova bijela so, nazvana indijska salitra, praktično je netoksična za žive organizme. Koristi se i u miroljubive svrhe kao đubrivo, a u vojsci kao komponenta eksploziva i zapaljivih materija. Osim toga, priprema kalijevog nitrata je neophodna za promjenu boje i poboljšanje karakteristika čvrstoće kristalnih stakla, koji se široko koriste u vakuumskoj elektroindustriji i optičkoj proizvodnji stakla. U metalurgiji, njegova oksidaciona svojstva su korisna u odnosu na nikl i druge rude. A u prehrambenoj industriji sol djeluje kao konzervans.
Da biste dobili rastvor kalijum nitrata, možete koristiti sledeće supstance:
- peroksid preko metala kada mu se doda dušikov oksid (IV) i zagrije na 70 stepeni Celzijusa;
- hidroksid irazrijeđena dušična kiselina;
- hladni hidroksid i mješavina dušikovih oksida (II) i (IV);
- vrući hidroksid, dušikov oksid (IV) i kisik;
- vrući razrijeđeni kalijev nitrit i kisik (reakcija zahtijeva vrijeme);
- kalijum nitrit i vrući vodikov peroksid u razblaženoj sumpornoj kiselini kao katalizator (kiselina se može zameniti bromom, ali će reagovati i formirati bromovodonik).
Rezultirajuće jedinjenje se topi bez raspadanja, stabilno na vazduhu, rastvara se u vodi bez hidrolize, ima jaka oksidaciona svojstva, redukuje se samo atomskim vodonikom.
Kalijev sulfat
Sol, poznata još od 14. veka, tek u 17. veku je nazvana kalijum sulfat (K2SO4). Prisutan je u vodama slanih jezera i nalazištima nemetalnih mineralnih sirovina, ali je moguće dobiti kalijum sulfat u procesu sinteze sljedećih supstanci:
- kalijum i sumpor superoksid na 130-140 stepeni Celzijusa (umesto sumpora možete koristiti njegov oksid (IV), tada će temperatura od 100 stepeni biti dovoljna);
- kalijev hidroksid i razrijeđena sumporna kiselina;
- kalij hidrogen sulfat (razlaganje na 240 stepeni);
- kalijev hidrogen sulfat i koncentrirana kaustična potaša ili hlorid istog metala;
- kalijum hlorid i koncentrovana sumporna kiselina kada se prokuvaju;
- kalijev sulfid i kiseonik iznad 500 stepeni;
- razgradnja kalijum disulfata na temperaturama iznad 440 stepeni i upotrebasumporov oksid (IV) i kiseonik kao katalizatori.
Drugi naziv za rezultirajuću supstancu je arkanit. Bele je boje, otporan na temperaturne uticaje, ali lako rastvorljiv u vodi bez kristalnih hidrata. Karakteriše ga učešće u reakcijama razmene, redukcija vodonikom i ugljenikom.
U praksi se aktivno koristi u poljoprivredi kao đubrivo bez hlora za tla siromašna kalijumom. Arkanit je posebno važan za usjeve osjetljive na hlor ili koji troše mnogo sumpora. Usjev uzgojen njegovom upotrebom sadrži više šećera i vitamina nego onaj koji nije oplođen. Takođe, đubrivo se koristi za cveće koje se uzgaja i na otvorenom i u staklenicima.
Druga upotreba arkanita je komponenta u proizvodnji stakla, stipse, metalurških tokova. Djeluje i kao dodatak hrani, ali se sama supstanca teško može nazvati bezbednom: iritira oči, kožu, gastrointestinalni trakt, respiratorni trakt i dovodi do trovanja pri produženom kontaktu sa različitim dijelovima tijela i tijela.
Kalijev karbonat
Potaš ili kalijum karbonat (K2CO3) bio je poznat u antici i zadržao je svoju važnu industrijsku važnost do 20. veka. Kalijum karbonat je dobijen ispiranjem iz biljnog pepela i naknadnim prečišćavanjem proizvoda. U osnovi, proizvodnja je bila lokalizirana u šumovitim područjima Evrope, Rusije i Sjeverne Amerike.
Sada je poznato više reakcija, ušto rezultira karbonatom. Sljedeće supstance se obično koriste:
- kalijev superoksid i grafit sa blagim zagrevanjem do 30 stepeni (ugljen monoksid se može koristiti umesto grafita sa zagrevanjem do 50 stepeni);
- koncentrirani kalijev hidroksid i ugljični dioksid;
- razgradnja kalijum bikarbonata na temperaturi od 100 do 400 stepeni;
- bikarbonat i koncentrirani kalijum hidroksid;
- kalijum sulfat, kalcijum hidroksid i ugljen monoksid na temperaturi od 200 stepeni i pod pritiskom, nakon čega sledi sinteza dobijenog proizvoda K(HCOO) sa kiseonikom na 700 stepeni.
Nastala bijela supstanca se topi bez raspadanja, snažno hidrolizira anion u vodi, stvara jako alkalno okruženje, reagira sa kiselinama, nemetalima i njihovim oksidima, a također ulazi u reakcije razmjene.
Supstanca je niskotoksična i koristi se za proizvodnju tečnog sapuna, pigmenata, stakla, jedinjenja kalijuma. Koristi se za bojenje, uzgoj usjeva, razvijanje fotografija. Pored toga, popularan je reduktor tačke smrzavanja betona, čistač sumporovodika, sredstvo za dehidrataciju, aditiv za hranu.
Kalijev permanganat
Crveno-ljubičasti, skoro crni kalijum permanganat je svima poznat, jer se može vidjeti u gotovo svakom domu. Iako su nedavno postojala mala ograničenja u kupovini supstance zbog činjenice da je prepoznata kao prekursor. Dobivanje kalijum permanganata (KMnO4) moguće je na nekoliko načina, na primjer, interakcijom sulfatamangan (II) sa vodom i kiseonikom iz kalijum ditionata. Nakon nekog vremena, uz prisustvo srebrnog nitrata kao katalizatora, ova mješavina će proizvesti permanganat i kalijum sulfat, kao i sumpornu kiselinu.
Još više načina uključuje upotrebu kalijum manganata, možete mu dodati sljedeće supstance:
- voda (za reakciju je potrebno vrijeme);
- razrijeđena hlorovodonična kiselina;
- ugljični dioksid;
- hlor.
Takođe, manganat se može elektrolizirati kako bi se formirao permanganat na anodi (na katodi će biti vodonika).
Upotreba rezultirajuće supstance je široka. Zbog svoje oksidativne sposobnosti, pruža antiseptički učinak. U medicini se koristi za grgljanje kod upalnih oboljenja sluzokože, za pranje rana, za liječenje opekotina i inficiranih rana, za liječenje čireva, a također i kao emetik kod trovanja alkaloidima.
Kontraindikacija je preosjetljivost, ali predoziranje može biti fatalno čak i kod zdrave osobe, smrtonosna doza za prosječnu osobu je samo 20-30g.
Kada se koristi permanganat, moraju se poduzeti mjere opreza, tako da se supstanca zapali kada se pomiješa sa organskim i zapaljivim jedinjenjima, aktivnim metalima i nemetalima. Dodatno zagrijavanje može uzrokovati eksploziju.
Kalijev hidroksid
Pored soli, od velikog značaja je i kalijum hidroksid. Ova supstanca, dakle, pripada alkalijamapostoje supstance čiji rastvori i taline mogu voditi električnu struju.
Trvijalno ime za ovo jedinjenje je kaustična potaša. Izgleda kao bijela higroskopna tvar. Njegova svojstva uključuju topljenje i ključanje bez raspadanja, dobru topljivost u vodi uz stvaranje jako alkalne sredine, neutralizaciju kiselinama, reaktivnost prema metalima i nemetalima, njihovim oksidima i hidroksidima. Kalijum hidroksid aktivno apsorbuje vodu i ugljen dioksid iz vazduha.
Kao što se kalijum može dobiti iz alkalija, tako se hidroksid može dobiti iz metala. Da biste to učinili, potrebno je samo dodati vodu u čistom obliku ili u kombinaciji s kisikom. Osim toga, alkalije se mogu dobiti iz karbonata i zasićenog kalcijum hidroksida ili elektrolizom hlorida. Potonji metod se aktivno koristi u industrijskoj proizvodnji.
Supstanca je opasna, može spaliti kožu ili sluzokožu, uništava sve materijale organskog porijekla. S njim možete raditi samo tako što ćete kožu pouzdano zaštititi rukavicama, a oči naočarima.
Uprkos opasnosti, alkalija se široko koristi u fotografiji, preradi nafte, hrani, papiru i metalurgiji, kao i kao alkalna baterija, neutralizator kiseline, katalizator, čistač plina, pH regulator, elektrolit, komponenta deterdženta, rješenja za bušenje, boje, đubriva, kalijum organske i anorganske supstance, pesticidi, farmaceutski preparati za lečenje bradavica, sapuni, sintetička guma.
Tako je proizvodnja kalijuma i jedinjenja na bazi njega, prvenstveno soli i hidroksida, od velikog značaja za industriju i široku upotrebu u svakodnevnom životu. Glavna stvar je zapamtiti sigurnosne mjere pri radu s ovim alkalnim metalom i pažljivo primijeniti materijale u kojima se koristi. Zahvaljujući tome, biće moguće izbjeći ona svojstva koja su opasna.
