(Kalium) K, chemický prvok 1 (Ia) zo skupiny periodickej tabuľky, patrí medzi alkalické prvky. Atómové číslo 19, atómová hmotnosť 39,0983. Pozostáva z dvoch stabilných izotopov 39 K (93,259 %) a 41 K (6,729 %), ako aj rádioaktívneho izotopu 40 K s polčasom rozpadu ~10 9 rokov. Tento izotop hrá v prírode osobitnú úlohu. Jeho podiel v zmesi izotopov je len 0,01 %, ale je zdrojom takmer všetkého argónu 40 Ar obsiahnutého v zemskej atmosfére, ktorý vzniká pri rádioaktívnom rozpade 40 K. Okrem toho je 40 K prítomný vo všetkých živých organizmov, čo môže mať určitý vplyv na ich vývoj.
Izotop 40 K sa používa na určenie veku hornín metódou draslík-argón. Umelý izotop 42 K s polčasom rozpadu 15,52 roka sa používa ako rádioaktívny indikátor v medicíne a biológii.
Oxidačný stav +1.
Zlúčeniny draslíka sú známe už od staroveku. Uhličitan draselný K 2 CO 3 sa dlho izoloval z dreveného popola.
Kovový draslík pripravil elektrolýzou roztaveného hydroxidu draselného (KOH) v roku 1807 anglický chemik a fyzik Humphry Davy. Názov „draslík“, ktorý zvolil Davy, odráža pôvod prvku v potaši. Latinský názov prvku je odvodený od arabského názvu pre potaš „al-kali“. Slovo „draslík“ zaviedol do ruskej chemickej nomenklatúry v roku 1831 petrohradský akademik Hermann Hess (1802–1850).
Figurovský N.A. Objav prvkov a pôvod ich názvov. M., Nauka, 1970
Populárna knižnica chemických prvkov. Pod. vyd. I.V. Petrjanová-Sokolová M., 1983
Greenwood N.N., Earnshaw A. Chémia prvkov, Oxford: Butterworth, 1997
nájsť " DRASLÍK“ zapnutý
Draslík je názov daný prvku číslo 19 v Mendelejevovej periodickej tabuľke. Látka sa zvyčajne označuje veľkým písmenom K (z latinského Kalium). V ruskej chemickej nomenklatúre sa súčasný názov prvku objavil vďaka G.I. Hess v roku 1831. Spočiatku sa draslík nazýval „al-kali“, čo v arabčine znamená „rastlinný popol“. Práve žieravý draslík sa stal materiálom pre úplne prvú výrobu látky. Žieravý draslík sa zase získaval z potaše, ktorá bola produktom spaľovania rastlín (uhličitan draselný). Jeho objaviteľom bol H. Davy. Stojí za zmienku, že uhličitan draselný je prototypom moderného pracieho prostriedku. Neskôr sa používal na hnojivá používané v poľnohospodárstve, výrobe skla a na iné účely. V súčasnosti je potaš potravinárska prídavná látka, ktorá prešla oficiálnou registráciou a draslík sa naučili extrahovať úplne inými spôsobmi.
V prírode sa draslík nachádza len vo forme zlúčenín s inými prvkami (napríklad morská voda alebo minerály sa vôbec nevyskytujú); Je schopný oxidovať v pomerne krátkom čase na čerstvom vzduchu, ako aj vstúpiť do chemických reakcií (napríklad keď draslík reaguje s vodou, vytvára sa zásada).
| Krajina, časť sveta | Všeobecné rezervy | Rezervy potvrdené | Ich % sveta | Priemerný obsah |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 |
| Rusko | 19118 | 3658 | 31,4 | 17,8 |
| Európe | 3296 | 2178 | 18,5 | - |
| Bielorusko | 1568 | 1073 | 9,1 | 16 |
| Spojené kráľovstvo | 30 | 23 | 0,2 | 14 |
| Nemecko | 1200 | 730 | 6,2 | 14 |
| Španielsko | 40 | 20 | 0,2 | 13 |
| Taliansko | 40 | 20 | 0,2 | 11 |
| Poľsko | 10 | 10 | 0,1 | 12 |
| Ukrajina | 375 | 292 | 2,5 | 11 |
| Francúzsko | 33 | 10 | 0,1 | 15 |
| Ázie | 2780 | 1263 | 10,8 | - |
| Izrael | 600 | 44 | 0,4 | 1,4 |
| Jordan | 600 | 44 | 0,4 | 1,4 |
| Kazachstan | 102 | 54 | 0,5 | 8 |
| Čína | 320 | 320 | 2,7 | 12 |
| Thajsko | 150 | 75 | 0,6 | 2,5 |
| Turkménsko | 850 | 633 | 5,4 | 11 |
| Uzbekistan | 159 | 94 | 0,8 | 12 |
| Afriky | 179 | 71 | 0,6 | - |
| Kongo | 40 | 10 | 0,1 | 15 |
| Tunisko | 34 | 19 | 0,2 | 1,5 |
| Etiópia | 105 | 42 | >0,4 | 25 |
| 14915 | 4548 | 38,7 | - | |
| Argentína | 20 | 15 | 0,1 | 12 |
| Brazília | 160 | 50 | 0,4 | 15 |
| Kanada | 14500 | 4400 | 37,5 | 23 |
| Mexiko | 10 | - | 0 | 12 |
| USA | 175 | 73 | 0,6 | 12 |
| Čile | 50 | 10 | 0,1 | 3 |
| Celkom: | 40288 | 11744 | 100 | - |
Popis draslíka
Draslík vo svojej jednoduchej forme je alkalický kov. Vyznačuje sa strieborno-bielou farbou. Svieži povrch sa okamžite rozžiari. Draslík je mäkký kov, ktorý sa dá ľahko roztaviť. Ak sa látka alebo jej zlúčeniny umiestnia do plameňa horáka, oheň získa ružovo-fialovú farbu.
Fyzikálne vlastnosti draslíka
Draslík je veľmi mäkký kov, ktorý sa dá ľahko rezať bežným nožom. Jeho tvrdosť podľa Brinella je 400 kn/m2 (alebo 0,04 kgf/mm2). Má na telo centrovanú kubickú kryštálovú mriežku (5 = 5,33 A). Jeho hustota je 0,862 g/cm3 (20 0 C). Látka sa začína topiť pri teplote 63,55 0 C a vrie pri 760 0 C. Má koeficient tepelnej rozťažnosti, ktorý sa rovná 8,33 * 10 -5 (0-50 0 C). Jeho merná tepelná kapacita pri teplote 20 0 C je 741,2 J/(kg*K) alebo 0,177 cal/(g* 0 C). Pri rovnakej teplote má špecifický elektrický odpor rovnajúci sa 7,118 * 10 -8 ohm * m. Teplotný koeficient elektrického odporu kovu je 5,8 * 10 -15.
Draslík tvorí kubické kryštály, priestorová skupina I m3m, parametre bunky a= 0,5247 nm, Z = 2.
Chemické vlastnosti
Draslík je alkalický kov. V tomto ohľade sa kovové vlastnosti draslíka prejavujú typicky, rovnako ako iné podobné kovy. Prvok prejavuje svoju silnú chemickú aktivitu a okrem toho pôsobí aj ako silné redukčné činidlo Ako už bolo spomenuté vyššie, kov aktívne reaguje so vzduchom, o čom svedčí výskyt filmov na jeho povrchu, v dôsledku čoho sa jeho farba stáva farbou. nudný. Túto reakciu možno pozorovať voľným okom. Ak je draslík v kontakte s atmosférou dostatočne dlho, existuje možnosť jeho úplného zničenia. Keď reaguje s vodou, dochádza k charakteristickej explózii. Môže za to uvoľnený vodík, ktorý sa zapáli charakteristickým ružovofialovým plameňom. A keď sa do vody, ktorá reaguje s draslíkom, pridá fenolftaleín, získa karmínovú farbu, čo naznačuje alkalickú reakciu výsledného hydroxidu draselného (KOH).
Keď kov interaguje s prvkami, ako sú Na, Tl, Sn, Pb, Bi, vytvárajú sa intermetalické zlúčeniny
Uvedené charakteristiky draslíka naznačujú potrebu dodržiavať určité bezpečnostné pravidlá a podmienky počas skladovania látky. Takže látka by mala byť potiahnutá vrstvou benzínu, petroleja alebo silikónu. To sa robí, aby sa úplne vylúčil jeho kontakt so vzduchom alebo vodou.
Stojí za zmienku, že pri izbovej teplote kov reaguje s halogénmi. Ak ho trochu zahrejete, ľahko interaguje so sírou. Ak sa teplota zvýši, draslík sa dokáže zlúčiť so selénom a telúrom. Ak zvýšite teplotu na viac ako 200 0 C vo vodíkovej atmosfére, tak vzniká KH hydrid, ktorý sa dokáže vznietiť aj bez vonkajšej pomoci, t.j. na vlastnú päsť. Draslík vôbec neinteraguje s dusíkom, aj keď sú na to vytvorené vhodné podmienky (zvýšená teplota a tlak). Tieto dve látky sa však môžu dostať do kontaktu tým, že ich ovplyvníme elektrickým výbojom. V tomto prípade získate azid draselný KN 3 a nitrid draselný K 3 N. Ak zahrejete grafit a draslík spolu, výsledkom sú karbidy KC 8 (pri 300 °C) a KC 16 (pri 360 °C).
Pri reakcii draslíka a alkoholov sa získajú alkoholáty. Okrem toho draslík výrazne urýchľuje proces polymerizácie olefínov a diolefínov. Halogénalkyly a halogénaryly spolu s devätnástym prvkom vedú k draselným alkylom a draselným arylom.
| Charakteristický | Význam |
|---|---|
| Vlastnosti atómu | |
| Meno, symbol, číslo | Draslík / Kalium (K), 19 |
| Atómová hmotnosť (molárna hmotnosť) | 39.0983(1) a. e.m. (g/mol) |
| Elektronická konfigurácia | 4s1 |
|
Atómový polomer |
235 hod |
| Chemické vlastnosti | |
| Kovalentný polomer | 203 hod |
| Polomer iónov | 133 hod |
| Elektronegativita | 0,82 (Paulingova stupnica) |
| Elektródový potenciál | -2,92 V |
| Oxidačné stavy | 0; +1 |
|
Ionizačná energia (prvý elektrón) |
418,5 (4,34) kJ/mol (eV) |
| Termodynamické vlastnosti jednoduchej látky | |
| Hustota (za normálnych podmienok) | 0,856 g/cm³ |
| Teplota topenia | 336,8 K; 63,65 °C |
| Bod varu | 1047K; 773,85 °C |
| Ud. teplo fúzie | 2,33 kJ/mol |
| Ud. výparné teplo | 76,9 kJ/mol |
| Molárna tepelná kapacita | 29,6 J/(K mol) |
| Molárny objem | 45,3 cm³/mol |
| Kryštálová mriežka jednoduchej látky | |
| Mriežková štruktúra | Kubické telo centrované |
| Parametre mriežky | 5,332 Á |
| Debyeho teplota | 100 tis |
Elektrónová štruktúra atómu draslíka
Draslík má kladne nabité atómové jadro (+19). V strede tohto atómu je 19 protónov a 19 neutrónov, ktoré sú obklopené štyrmi dráhami, kde je 19 elektrónov v neustálom pohybe. Elektróny sú distribuované v orbitáloch v tomto poradí:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Vonkajšia energetická hladina atómu kovu obsahuje iba 1 valenčný elektrón. To vysvetľuje skutočnosť, že v absolútne všetkých zlúčeninách má draslík valenciu 1. Na rozdiel od lítia a sodíka sa tento elektrón nachádza vo väčšej vzdialenosti od jadra atómu. To je dôvod zvýšenej chemickej aktivity draslíka, čo sa o dvoch spomínaných kovoch povedať nedá. Vonkajší elektrónový obal draslíka je teda reprezentovaný nasledujúcou konfiguráciou:
Napriek prítomnosti voľných 3 p- a 3 d-orbitály, nedochádza k excitovanému stavu.
Draslík je alkalický kov, ktorý je na Zemi dosť rozšírený. Zlúčeniny draslíka sú ľuďom známe už dlho. Prvok bol objavený v roku 1807 a pôvodne sa volal draslík. Názov sa však neudržal a o niečo neskôr dostal prvok názov draslík.
Od staroveku ľudia získavali potaš (uhličitan draselný) z produktov spaľovania. Používal sa ako čistiaci prostriedok a o niečo neskôr sa začal používať na výrobu rôznych poľnohospodárskych hnojív, na výrobu skla a iné účely. Dnes je potaš dokonca oficiálne registrovanou potravinovou prísadou.
Charakteristika draslíka
Fyzikálne vlastnosti
Prvok má svetlostriebornú farbu. Na novovytvorenom povrchu sa objaví charakteristický lesk. Draslík je ľahký kov. Ľahko sa topí. Môže sa rozpustiť v ortuti, čo je proces, pri ktorom vznikajú amalgámy. Horí červenofialovým plameňom.
Chemické vlastnosti
Draslík je kov a má všetky zodpovedajúce vlastnosti. Prvok tiež patrí do alkalickej skupiny. To vysvetľuje jeho zvýšenú chemickú aktivitu. Draslík, keď reaguje s inými látkami, daruje elektróny a je silným redukčným činidlom.
- Prudko reaguje s kyslíkom a vytvára superoxid draselný.
- Pri zahrievaní reaguje s vodíkom.
- Dobre reaguje so všetkými nekovovými prvkami, vytvára nitridy, fosfidy, sulfidy a iné zlúčeniny.
- Reaguje s mnohými komplexnými látkami: soľami, oxidmi, ako aj vodou. Reakcia s vodou prebieha veľmi prudko, s výbuchom.
Zlúčeniny draslíka sú v prírode celkom bežné. Draslík nemožno nájsť v čistej forme. Dôvodom je jeho zvýšená chemická aktivita.
Kde v prírode nájdete draslík?
- Po prvé, draslík sa nachádza v pomerne veľkých množstvách v zemskej kôre. Jeho obsah sa odhaduje na približne 2,4 %. Draslík je dôležitou zložkou pôdy a hornín.
- Po druhé, na miestach vyparovania starých morí boli zaznamenané veľké ložiská draselných solí.
- Vody Svetového oceánu obsahujú aj značné množstvo draslíka. Vo vodách Svetového oceánu je koncentrácia draslíka približne 0,06%. V niektorých vodných útvaroch (napríklad v Mŕtvom mori) môže byť koncentrácia draslíka až 1,5 %. Táto zvýšená koncentrácia robí ťažbu draslíka ekonomicky rentabilnou. V Jordánsku teda existuje závod na extrakciu draslíka z vôd Mŕtveho mora.
Oblasti použitia draslíka
Rozsah použitia draslíka je výrazne užší v porovnaní s rovnakým sodíkom. Je to spôsobené tým, že draslík má väčšiu chemickú aktivitu. Draslík je navyše drahší kov. Draslík sa však stále používa v rôznych priemyselných odvetviach.
- Draslík sa najaktívnejšie používa v chemickom priemysle na výrobu hnojív. Draslík je dôležitým prvkom pre rastliny. Pomerne často sa stáva, že rastliny majú nedostatok draslíka, čo vedie k tomu, že rastlina nemôže využiť svoj plný rastový potenciál. Rastlina sa oslabuje, rastie pomalšie, stonka slabne, listy žltnú a opadávajú, semená sú menej životaschopné. Nedostatok draslíka je v takýchto prípadoch kompenzovaný pomocou hnojív. Potašové hnojivá sú hlavnými produktmi, na ktoré sa používa draslík. Najbežnejším potašovým hnojivom je chlorid draselný (KCl).
- Okrem toho sa prvok a jeho zlúčeniny používajú v strojárstve. Hydroxid draselný je základným prvkom pri výrobe batérií.
- Zlúčeniny draslíka sa používajú aj v potravinárskom priemysle. Pozoruhodným príkladom je dusičnan draselný. Látka je prídavná látka v potravinách. Používa sa ako konzervačný prostriedok.
Ľudstvo pozná draslík už viac ako jeden a pol storočia. Na prednáške prednesenej v Londýne 20. novembra 1807 Humphry Davy uviedol, že počas elektrolýzy žieravého draslíka získal „malé guľôčky so silným kovovým leskom... Niektoré z nich vyhoreli s výbuchom hneď po ich vytvorení“. Toto bolo ono draslík.
Draslík je úžasný kov. Je pozoruhodný nielen tým, že sa dá krájať nožom, pláva vo vode, vzplanie výbuchom a horí, čím sa plameň zmení na fialový. A to nielen preto, že tento prvok patrí medzi chemicky najaktívnejšie. To všetko možno považovať za prirodzené, pretože to zodpovedá pozícii alkalického kovu draslíka v periodickej tabuľke. Draslík je pozoruhodný svojou nevyhnutnosťou pre všetky živé veci a je pozoruhodný ako všestranný „nepárny“ kov.
Poznámka: jeho atómové číslo je 19, atómová hmotnosť je 39, vo vonkajšej elektrónovej vrstve je jeden elektrón a jeho valencia je 1+. To podľa chemikov vysvetľuje výnimočnú pohyblivosť draslíka v prírode. Je súčasťou niekoľkých stoviek minerálov. Nachádza sa v pôde, v rastlinách, v telách ľudí a zvierat. Je ako klasický Figaro: tu, tam, všade.
Draslík a pôda
Je len ťažko možné vysvetliť náhodou alebo rozmarom lingvistov skutočnosť, že v ruskom jazyku jedno slovo označuje samotnú našu planétu a jej hornú vrstvu - pôdu. "Matka Zem", "zdravotná sestra Zem" - to je viac o pôde ako o planéte ako celku...
Ale čo je pôda? Nezávislé a veľmi jedinečné prirodzené telo. Vzniká z povrchových vrstiev rôznych hornín pod vplyvom vzduchu, vody, teplotných zmien a životnej aktivity všetkých druhov obyvateľov Zeme. Dole pod pôdou sú ukryté takzvané materské horniny, zložené z rôznych minerálov. Postupne sa ničia a dopĺňajú „zásoby“ pôdy. A v pôde okrem čisto mechanického neustále dochádza k ďalšiemu ničeniu. Hovorí sa tomu chemické zvetrávanie. Voda a oxid uhličitý (v menšej miere iné látky) postupne ničia minerály.
Takmer 18 % hmotnosti zemskej kôry pochádza z minerálu ortoklasu obsahujúceho draslík. Ide o dvojitú soľ kyseliny kremičitej K2Al2Si6016 alebo K20-Al203-BSi02. Tu je to, čo sa stane s ortoklasom v dôsledku chemického zvetrávania:
K20*AI203*6SO2 + 2H20 + CO2 → K2C03 + Al203*2SO2*2H20+ + 4Si02.
Ortoklas sa mení na kaolín (druh hliny), piesok a potaš. Piesok a íl sa používajú na stavbu minerálnej kostry pôdy a K, prenesený z ortoklasu na potaš, sa „oslobodzuje“ a stáva sa dostupným pre rastliny. Ale nie všetko naraz.
V pôdnych vodách sa molekuly K 2 CO 3 disociujú: K 2 CO 3 ↔ + K + + KSO 3 - ↔ 2K + + CO 3 2-. Niektoré draselné ióny zostávajú v pôdnom roztoku, ktorý slúži ako zdroj výživy pre rastliny. Ale väčšina draselných iónov je absorbovaná koloidnými časticami pôdy, odkiaľ je pre korene rastlín dosť ťažké ich extrahovať. Ukazuje sa teda, že hoci je draslíka v pôde veľa, rastliny ho často nemajú dostatok. Vzhľadom na to, že hrudky pôdy „uzamknú“ väčšinu draslíka, je obsah tohto prvku v morskej vode takmer 50-krát nižší ako sodíka. Odhaduje sa, že z tisícky atómov draslíka uvoľnených chemickým zvetrávaním sa len dva dostanú do morských oblastí a 998 zostáva v pôde. „Pôda absorbuje draslík a toto je jej zázračná sila,“ napísal akademik A.E. Fersman.
Draslík a rastliny
Draslík sa nachádza vo všetkých rastlinách. Nedostatok draslíka vedie k smrti rastliny. Takmer všetok draslík sa v rastlinách nachádza v iónovej forme – K+. Časť iónov je v bunkovej šťave, druhá časť je absorbovaná štrukturálnymi prvkami bunky. Draselné ióny sa podieľajú na mnohých biochemických procesoch prebiehajúcich v rastline. Zistilo sa, že v rastlinných bunkách sa tieto ióny nachádzajú hlavne v protoplazme. Nenachádzajú sa v bunkovom jadre. V dôsledku toho prvok č. 19 nie je zapojený do procesov reprodukcie a prenosu dedičných vlastností. Ale aj bez toho je úloha draslíka v živote rastliny veľká a rôznorodá.
Draslík je obsiahnutý v ovocí, koreňoch, stonkách a listoch a vo vegetatívnych orgánoch je ho spravidla viac ako v ovocí. Ďalšia charakteristická vlastnosť: mladé rastliny obsahujú viac draslíka ako staré. Bolo tiež zaznamenané, že ako jednotlivé rastlinné orgány starnú, draselné ióny sa pohybujú do bodov najintenzívnejšieho rastu. Pri nedostatku draslíka rastliny rastú pomalšie, ich listy, najmä staré, na okrajoch žltnú a hnednú, stonka sa stáva tenšou a krehkou, semená strácajú svoju životaschopnosť.
Zistilo sa, že draselné ióny aktivujú syntézu organických látok v rastlinných bunkách. Majú obzvlášť silný vplyv na procesy tvorby sacharidov. Ak je draslíka málo, rastlina horšie absorbuje oxid uhličitý a chýbajú jej uhlíkové „suroviny“ na syntézu nových uhľohydrátových molekúl. Súčasne sa zintenzívňujú dýchacie procesy, oxidujú sa cukry obsiahnuté v bunkovej šťave. Zásoby uhľohydrátov v rastlinách, ktoré sa ocitli na hladovke (draslík), sa teda nedopĺňajú, ale spotrebúvajú. Plody takejto rastliny - to je obzvlášť viditeľné na ovocí - budú menej sladké ako plody rastlín, ktoré dostali normálnu dávku draslíka. Škrob je tiež sacharid, preto jeho obsah v ovocí silne ovplyvňuje prvok č.19.
To však nie je všetko. Rastliny, ktoré prijímajú dostatok draslíka, ľahšie znášajú sucho a mrazivé zimy. Vysvetľuje sa to tým, že prvok č.19 ovplyvňuje schopnosť koloidných látok v rastlinných bunkách absorbovať vodu a napučiavať. Nie je dostatok draslíka - bunky horšie absorbujú a udržujú vlhkosť, zmenšujú sa a odumierajú.
Draselné ióny tiež ovplyvňujú metabolizmus dusíka. Pri nedostatku draslíka sa v bunkách hromadí nadbytok amoniaku. To môže viesť k otrave a smrti rastliny.
Už bolo spomenuté, že K ovplyvňuje aj dýchanie rastlín a zvýšené dýchanie ovplyvňuje nielen obsah sacharidov. Čím intenzívnejšie je dýchanie, tým sú všetky oxidačné procesy aktívnejšie a mnohé organické látky sa premieňajú na organické kyseliny. Nadbytok kyselín môže spôsobiť rozklad bielkovín. Produkty tohto rozkladu sú veľmi priaznivým prostredím pre plesne a baktérie. Preto sú počas hladovania draslíkom rastliny oveľa častejšie postihnuté chorobami a škodcami. Ovocie a zelenina obsahujúce produkty rozkladu bielkovín zle tolerujú prepravu a nemôžu byť dlho skladované Jedným slovom, ak chcete získať chutné a dobre konzervované ovocie, kŕmte rastlinu veľkým množstvom draslíka. A pre obilniny je draslík dôležitý ešte z jedného dôvodu: zvyšuje pevnosť slamy a tým zabraňuje poliehaniu zrna...
- STRETNUTIE S DRASLÍKOM? Ak v sklade alebo na nákladnej stanici uvidíte oceľové krabice s nápismi: „Horľavé!“, „Voda exploduje“, je veľmi pravdepodobné, že ste sa stretli s draslíkom.
Pri preprave tohto kovu sa dodržiavajú mnohé preventívne opatrenia. Preto, keď otvoríte oceľovú škatuľu, neuvidíte draslík, ale uvidíte starostlivo uzavreté oceľové plechovky. Obsahujú draslík a inertný plyn – jediné prostredie bezpečné pre draslík. Veľké množstvá draslíka sa prepravujú v zapečatených nádobách pod tlakom inertného plynu 1,5 atm.
- PREČO POTREBUJETE DRASELNÝ KOV? Kovový K sa používa ako katalyzátor pri výrobe niektorých druhov syntetického kaučuku, ako aj v laboratórnej praxi. V poslednom čase je hlavným využitím tohto kovu výroba peroxidu draselného K 2 O 2, používaného na regeneráciu kyslíka. Zliatina draslíka so sodíkom slúži ako chladivo v jadrových reaktoroch a pri výrobe titánu ako redukčné činidlo.
- ZO SOLI A ALKÁLIÍ. Prvok č.19 sa najčastejšie získava pri výmennej reakcii roztaveného žieravého draslíka a kovového sodíka: KOH + Na → NaOH + K. Proces prebieha v niklovej destilačnej kolóne pri teplote 380-440°C. Podobným spôsobom sa z chloridu draselného získava aj prvok č.19, len v tomto prípade je procesná teplota vyššia - 760-800°C. Pri tejto teplote sa sodík aj draslík menia na paru a chlorid draselný (s prísadami) sa topí. Para sodíka prechádza cez roztavenú soľ a výsledná draselná para kondenzuje. Rovnakým spôsobom sa pripravujú aj zliatiny sodíka a draslíka. Zloženie zliatiny do značnej miery závisí od podmienok procesu.
- ČO ROBIŤ, AK sa prvýkrát zaoberáte kovom draslíka. Je potrebné pamätať na najvyššiu reaktivitu tohto kovu, že draslík sa vznieti z najmenšej stopy vody. Pri práci s draslíkom nezabudnite nosiť gumené rukavice a ochranné okuliare, alebo ešte lepšie masku, ktorá pokrýva celú tvár. Veľké množstvá draslíka sa spracovávajú v špeciálnych komorách naplnených dusíkom alebo argónom. (Samozrejme v špeciálnych skafandroch.) A ak sa K vznieti, uhasí sa nie vodou, ale sódou alebo kuchynskou soľou.
- ČO S ODPADOM. Bezpečnostné pravidlá prísne zakazujú hromadenie viac ako dvoch gramov zvyškov alebo odpadu akéhokoľvek alkalického kovu vrátane draslíka v laboratóriách. Odpad sa musí zlikvidovať na mieste. Klasickou metódou je tvorba etoxidu draselného C 2 H 5 OK pod vplyvom etylalkoholu: jednoducho vylejte alkohol do odpadu. Existuje však aj iná cesta – bezalkoholová. Odpad je naplnený petrolejom alebo benzínom. Draslík s nimi nereaguje a keďže je ľahší ako voda, ale ťažší ako tieto organické kvapaliny, usadzuje sa na dne. A potom začnú po kvapkách pridávať vodu do naklonenej nádoby. Keď voda dosiahne kov, dôjde k reakcii a K sa zmení na žieravý potaš. Vrstvy alkalického roztoku a petroleja alebo benzínu sa celkom ľahko oddelia v oddeľovacom lieviku.
- SÚ V ROZTOKU DRASELNÉ IÓNY? Nie je ťažké to zistiť. Ponorte drôtený krúžok do roztoku a potom ho vložte do plameňa plynového horáka. Ak je tam draslík, plameň sa sfarbí do fialova, aj keď nie tak jasne ako žltá farba, ktorú plameňu dávajú zlúčeniny sodíka. Je ťažšie určiť, koľko draslíka je v roztoku. Tento kov má málo zlúčenín, ktoré sú nerozpustné vo vode. Draslík sa zvyčajne vyzráža vo forme chloristanu - soli veľmi silnej kyseliny chloristej HClO 4. Mimochodom, chloristan draselný je veľmi silné oxidačné činidlo a ako taký sa používa pri výrobe niektorých výbušnín a raketových palív.
- NA ČO JE POTREBNÝ KYANID DRASELNÝ? Na získavanie zlata a striebra z rúd. Na galvanické pozlátenie a striebrenie základných kovov. Na získanie mnohých organických látok. Pre nitridovanú oceľ - to dáva jej povrchu väčšiu pevnosť. Bohužiaľ, táto veľmi potrebná látka je extrémne jedovatá. A KCN vyzerá celkom neškodne: malé biele kryštály s hnedastým alebo sivým odtieňom.
- ČO JE CHROMPICKÁ? Presnejšie chróm draselný. Ide o oranžové kryštály zloženia K 2 Cr 2 O 7. Chrompic sa používa pri výrobe farbív a jeho roztoky sa používajú na „chrómové“ činenie kože, ako aj moridlo na farbenie a potlač látok. Roztok chrómu v kyseline sírovej je chrómová zmes, ktorá sa používa vo všetkých laboratóriách na umývanie skla.
- PREČO POTREBUJETE CAUSID KALI? Naozaj, prečo? Koniec koncov, vlastnosti tejto zásady a lacnejšieho hydroxidu sodného sú takmer rovnaké. Rozdiel medzi týmito látkami objavili chemici až v 18. storočí. Najvýraznejší rozdiel medzi NaOH a KOH je v tom, že hydroxid draselný je ešte rozpustnejší vo vode ako hydroxid sodný. KOH sa získava elektrolýzou roztokov chloridu draselného. Na udržanie prímesí chloridov na minimum sa používajú ortuťové katódy. Ale táto látka je potrebná predovšetkým ako východiskový produkt na výrobu rôznych draselných solí. Okrem toho je žieravý draslík nevyhnutný pri výrobe tekutých mydiel, niektorých farbív a organických zlúčenín. Roztok hydroxidu draselného sa používa ako elektrolyt v alkalických batériách.
- SALTPETE ALEBO SALTPETER? Správnejšie - ledok. Toto je všeobecný názov pre dusičnanové soli alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Ak jednoducho povedia „ľadok“ (nie „sodík“ alebo „vápnik“ alebo „amónium“, ale jednoducho „ľadok“), potom majú na mysli dusičnan draselný. Ľudstvo používa túto látku na výrobu čierneho prášku už viac ako tisíc rokov. Okrem toho je ľadok prvým dvojitým hnojivom: z troch najdôležitejších prvkov pre rastliny obsahuje dva – dusík a draslík. Takto opísal D.I. Mendelejev v knihe „Základy chémie“:
„Ľadok je bezfarebná soľ, ktorá má zvláštnu chladivú chuť. Ľahko kryštalizuje do dlhých, ryhovaných, kosoštvorcových, po stranách šesťhranných hranolov, zakončených rovnakými pyramídami. Jeho kryštály (špecifická hmotnosť 1,93) neobsahujú vodu. Pri nízkej teplote (339°) sa ľadok roztopí na úplne bezfarebnú kvapalinu. Za bežných teplôt je v tuhej forme KNO 3 neaktívny a nezmenený, no pri zvýšených teplotách pôsobí ako veľmi silné oxidačné činidlo, pretože do látok s ním zmiešaných dokáže uvoľniť značné množstvo kyslíka. Nitra hodená na žeravé uhlie vyvolá rýchle horenie a jeho mechanická zmes s drveným uhlím sa pri kontakte s horúcim telesom zapáli a ďalej sama horí. V tomto prípade sa uvoľňuje dusík a kyslík dusičnanu prechádza na oxidáciu uhlia, v dôsledku čoho sa získava uhličitá draselná soľ a oxid uhličitý ...
V chemickej praxi a technológii sa ľadok používa v mnohých prípadoch ako oxidačné činidlo, ktoré pôsobí pri vysokých teplotách. Z toho vychádza aj jeho použitie na obyčajný pušný prach, čo je mechanická zmes jemne mletej síry, ledku a uhlia.“
- KDE A NA ČO SA POUŽÍVAJÚ INÉ DRASELNÉ SOLI? Bromid draselný KBr - vo fotografii na ochranu negatívu alebo tlače pred zahalením.
- Jodid draselný KI - v medicíne a ako chemické činidlo.
- Fluorid draselný KF - v metalurgických tavivách a na zavádzanie fluóru do organických zlúčenín.
- Uhličitan draselný (potaš) K 2 CO 3 - pri výrobe skla a mydla a tiež ako hnojivo.
- Fosforečnany draselné, najmä K4P207 a K5P3010, sa používajú ako zložky detergentov.
- Chlorečnan draselný (Bertholletova soľ) KClO 3 - pri výrobe zápaliek a pyrotechnike.
- Fluorid draselný K 2 SiF 6 - ako prísada do vsádzky pri extrakcii prvkov vzácnych zemín z minerálov.
- Sulfid draselný (žltá krvná soľ) K 4 Fe (CN) 6 -SH 2 O - ako moridlo na farbenie látok a vo fotografii.
- PREČO SA DRASLÍK NAZÝVAL DRASLÍK? Slovo je arabského pôvodu. V arabčine al-qali znamená rastlinný popol. Po prvýkrát sa draslík získal z žieravého draslíka a žieravý draslík z potaše izolovanej z popola rastlín... V angličtine a iných európskych jazykoch sa však zachoval názov draslík, ktorý draslíku dal jeho objaviteľ X. Davy. Názov „draslík“ zaviedol do ruskej chemickej nomenklatúry v roku 1831 G. I. Hess.
- Vôbec NIE LEN V Marhuliach. Pacientom so srdcom, najmä ľuďom, ktorí prekonali infarkt, sa dôrazne odporúča jesť sušené marhule, aby sa doplnili straty draslíka v tele. Alebo aspoň hrozienka. 100 gramov sušených marhúľ obsahuje až 2 g draslíka. Rovnaké množstvo je ho aj v marhuliach (ale pre presnosť treba pri výpočte odpočítať hmotnosť semienok). Hrozienka obsahujú asi o polovicu menej draslíka. Nemyslite si však, že sušené ovocie je jediným zdrojom draslíka. V takmer každej rastlinnej potrave je ho pomerne veľa. Napríklad štyridsať gramov vyprážaných zemiakov zodpovedá 10 gramom vybraných sušených marhúľ. Strukoviny, čaj a kakaový prášok sú bohaté na draslík. Jedným slovom, dennú dávku draslíka (2,5-5 g) nie je ťažké získať bežnou stravou.
Obsah článku
DRASLÍK(Kalium) K, chemický prvok 1 (Ia) zo skupiny periodickej tabuľky, patrí medzi alkalické prvky. Atómové číslo 19, atómová hmotnosť 39,0983. Pozostáva z dvoch stabilných izotopov 39 K (93,259 %) a 41 K (6,729 %), ako aj rádioaktívneho izotopu 40 K s polčasom rozpadu ~10 9 rokov. Tento izotop hrá v prírode osobitnú úlohu. Jeho podiel v zmesi izotopov je len 0,01 %, ale je zdrojom takmer všetkého argónu 40 Ar obsiahnutého v zemskej atmosfére, ktorý vzniká pri rádioaktívnom rozpade 40 K. Okrem toho je 40 K prítomný vo všetkých živých organizmov, čo môže mať určitý vplyv na ich vývoj.
Izotop 40 K sa používa na určenie veku hornín metódou draslík-argón. Umelý izotop 42 K s polčasom rozpadu 15,52 roka sa používa ako rádioaktívny indikátor v medicíne a biológii.
Oxidačný stav +1.
Zlúčeniny draslíka sú známe už od staroveku. Potaš - uhličitan draselný K 2 CO 3 - sa dlho izoloval z popola z dreva.
Kovový draslík pripravil elektrolýzou roztaveného hydroxidu draselného (KOH) v roku 1807 anglický chemik a fyzik Humphry Davy. Názov „draslík“, ktorý zvolil Davy, odráža pôvod prvku v potaši. Latinský názov prvku je odvodený od arabského názvu pre potaš – „al-kali“. Slovo „draslík“ zaviedol do ruskej chemickej nomenklatúry v roku 1831 petrohradský akademik Hermann Hess (1802–1850).
Distribúcia draslíka v prírode a jeho priemyselná ťažba.
Veľké ložiská draselných solí v relatívne čistej forme vznikli v dôsledku vyparovania starých morí. Najdôležitejšie draselné minerály pre chemický priemysel sú sylvit (KCl) a sylvinit (zmesová soľ NaCl a KCl). Draslík sa nachádza aj vo forme podvojného chloridu KCl MgCl 2 6H 2 O (karnallit) a síranu K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (langbeinit). Mohutné vrstvy draselných solí boli prvýkrát objavené v Stassfurte (Nemecko) v roku 1856. V rokoch 1861 až 1972 sa z nich ťažil potaš v priemyselnom meradle.
Oceánska voda obsahuje asi 0,06% chloridu draselného. V niektorých vnútrozemských vodných útvaroch, ako je soľné jazero alebo Mŕtve more, môže jeho koncentrácia dosiahnuť 1,5 %, čo robí ťažbu prvku ekonomicky uskutočniteľnou. V Jordánsku bol vybudovaný obrovský závod, ktorý je schopný ťažiť milióny ton draselných solí z Mŕtveho mora.
Hoci sodík a draslík sú v horninách takmer rovnako bohaté, oceán obsahuje asi 30-krát menej draslíka ako sodíka. Je to spôsobené najmä tým, že draselné soli, obsahujúce väčší katión, sú menej rozpustné ako sodné soli a draslík je pevnejšie viazaný v komplexných silikátoch a hlinitokremičitanoch v pôde v dôsledku iónovej výmeny v íloch. Okrem toho draslík, ktorý sa vyplavuje z hornín, je vo väčšej miere absorbovaný rastlinami. Odhaduje sa, že z tisícky atómov draslíka uvoľnených chemickým zvetrávaním sa len dva dostanú do morských oblastí a 998 zostáva v pôde. „Pôda absorbuje draslík a to je jej zázračná sila,“ napísal akademik Alexander Evgenievich Fersman (1883–1945).
Draslík je základným prvkom života rastlín a vývoj divých rastlín je často obmedzený dostupnosťou draslíka. Pri nedostatku draslíka rastliny rastú pomalšie, ich listy, najmä staré, na okrajoch žltnú a hnednú, stonka sa stáva tenšou a krehkou, semená strácajú svoju životaschopnosť. Plody takejto rastliny - to je obzvlášť viditeľné na ovocí - budú menej sladké ako plody rastlín, ktoré dostali normálnu dávku draslíka. Nedostatok draslíka je kompenzovaný hnojivami.
Potašové hnojivá sú hlavným typom produktov obsahujúcich draslík (95%). Najpoužívanejší je KCl, ktorý tvorí viac ako 90 % draslíka použitého ako hnojivo.
Svetová produkcia potašových hnojív v roku 2003 bola odhadnutá na 27,8 mil. ton (v prepočte na K 2 O sa obsah draslíka v potašových hnojivách zvyčajne prepočítava na K 2 O). Z toho 33 % bolo vyrobených v Kanade. Výrobné združenia Uralkali a Belaruskali predstavujú 13 % celosvetovej produkcie potašových hnojív.
Charakteristika jednoduchých látok a priemyselná výroba draselného kovu.
Draslík je mäkký strieborno-biely kov s teplotou topenia 63,51 ° C a teplotou varu 761 ° C. Dodáva plameňu charakteristickú červenofialovú farbu, ktorá je spojená s ľahkosťou budenia jeho vonkajších elektrónov.
Je chemicky veľmi aktívny, ľahko interaguje s kyslíkom a pri zahrievaní na vzduchu sa vznieti. Hlavným produktom tejto reakcie je superoxid draselný KO2.
S vodou a zriedenými kyselinami draslík reaguje výbuchom a vznietením. Kyselina sírová sa redukuje na sírovodík, síru a oxid siričitý a kyselina dusičná sa redukuje na oxidy dusíka a N2.
Pri zahriatí na 200–350 °C draslík reaguje s vodíkom za vzniku hydridu KH. Kovový draslík sa vznieti vo fluórovej atmosfére, slabo reaguje s kvapalným chlórom, ale pri kontakte s brómom a triturácii s jódom exploduje. Draslík reaguje s chalkogénmi a fosforom. S grafitom pri 250–500°C vytvára vrstvené zlúčeniny zloženia C 8 K–C 60 K.
Draslík sa rozpúšťa v kvapalnom amoniaku (35,9 g na 100 ml pri –70 °C) za vzniku svetlomodrých metastabilných roztokov s neobvyklými vlastnosťami. Tento jav zrejme prvýkrát pozoroval Sir Humphry Davy v roku 1808. Roztoky draslíka v kvapalnom amoniaku boli široko študované odkedy ich v roku 1863 získal T. Weil.
Draslík sa nerozpúšťa v tekutom lítiu, horčíku, kadmiu, zinku, hliníku a gáliu a nereaguje s nimi. So sodíkom tvorí intermetalickú zlúčeninu KNa 2, ktorá sa topí rozkladom pri 7 °C. S rubídiom a céziom poskytuje draslík tuhé roztoky s minimálnymi teplotami topenia okolo 35 °C. S ortuťou tvorí amalgám obsahujúci dva ortuti KHg 2 a KHg s teplotami topenia 270 a 180 °C.
Draslík prudko reaguje s mnohými oxidmi a redukuje ich na jednoduché látky. S alkoholmi tvorí alkoholáty.
Na rozdiel od sodíka sa draslík nedá získať elektrolýzou roztaveného chloridu, pretože draslík sa v roztavenom chloride veľmi dobre rozpúšťa a nevypláva na povrch. Ďalšou ťažkosťou je tvorba superoxidu, ktorý explozívne reaguje s kovom draslíka, takže spôsob priemyselnej výroby kovového draslíka spočíva v redukcii roztaveného chloridu draselného kovovým sodíkom pri 850 ° C.
Redukcia chloridu draselného sodíkom na prvý pohľad odporuje zaužívanému poriadku reaktivity (draslík je reaktívnejší ako sodík). Pri teplote 850 – 880 °C sa však vytvorí rovnováha:
Na(g) + K + (l) Na + (l) + K(g)
Keďže draslík je prchavejší, odparuje sa skôr, čo posúva rovnováhu a podporuje reakciu. Frakčnou destiláciou v plnenej kolóne sa môže získať draslík s čistotou 99,5 %, ale zvyčajne sa na prepravu používa zmes draslíka a sodíka. Zliatiny obsahujúce 15–55 % sodíka sú (pri izbovej teplote) tekuté, takže sa ľahšie prepravujú.
Niekedy sa draslík redukuje z chloridu inými prvkami, ktoré tvoria stabilné oxidy:
6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl2 + CaO Al203 + 6K
Kovový draslík, ktorého výroba je náročnejšia a drahšia ako sodík, sa vyrába v oveľa menšom množstve (svetová produkcia je asi 500 ton ročne). Jednou z najdôležitejších oblastí použitia je výroba superoxidu KO 2 priamym spaľovaním kovu.
Kovový draslík sa používa ako katalyzátor pri výrobe niektorých druhov syntetického kaučuku, ako aj v laboratórnej praxi. Zliatina draslíka a sodíka slúži ako chladivo v jadrových reaktoroch. Je tiež redukčným činidlom pri výrobe titánu.
Draslík spôsobuje vážne popáleniny kože. Ak sa vám do očí dostanú aj tie najmenšie omrvinky, môže dôjsť k strate zraku. Zapálený draslík sa naleje minerálnym olejom alebo sa pokryje zmesou mastenca a chloridu sodného.
Draslík skladujte v hermeticky uzavretých boxoch pod vrstvou dehydrovaného petroleja alebo minerálneho oleja. Draslíkový odpad sa likviduje úpravou suchým etanolom alebo propanolom, po čom nasleduje rozklad vzniknutých alkoholátov vodou.
Zlúčeniny draslíka.
Draslík tvorí množstvo binárnych zlúčenín a solí. Takmer všetky draselné soli sú vysoko rozpustné. Výnimky sú:
KHC 4 H 4 O 6 – hydrogénvínan draselný
KClO 4 – chloristan draselný
K 2 Na 6H 2 O – hydrát hexanitrokobaltitanu sodného (III)
K2 – hexachloroplatičitan draselný (IV)
Oxid draselný K 2 O tvorí žltkasté kryštály. Pripravuje sa zahrievaním draslíka s hydroxidom draselným, peroxidom, dusičnanom alebo dusitanom:
2KN02 + 6K = 4K20 + N2
Využíva sa aj zahrievanie zmesi azidu draselného KN 3 a dusitanu draselného alebo oxidácia draslíka rozpusteného v kvapalnom amoniaku vypočítaným množstvom kyslíka.
Oxid draselný je aktivátorom železnej huby, ktorá sa používa ako katalyzátor pri syntéze amoniaku.
Peroxid draselný Je ťažké získať K2O2 z jednoduchých látok, pretože sa ľahko oxiduje na superoxid KО2, preto sa používa oxidácia kovov NO. Najlepšou metódou na jeho prípravu je však kvantitatívna oxidácia kovu rozpusteného v kvapalnom amoniaku.
Peroxid draselný možno považovať za soľ dvojsýtnej kyseliny H202. Preto pri interakcii s kyselinami alebo vodou v chlade sa kvantitatívne tvorí peroxid vodíka.
Superoxid draselný KO 2 (oranžový) vzniká bežným spaľovaním kovu na vzduchu. Táto zlúčenina sa používa ako záložný zdroj kyslíka v dýchacích maskách v baniach, ponorkách a kozmických lodiach.
Pri opatrnom tepelnom rozklade KO 2 vzniká seskvioxid „K 2 O 3“ vo forme tmavého paramagnetického prášku, možno ho získať aj oxidáciou kovu rozpusteného v kvapalnom amoniaku, alebo riadenou oxidáciou peroxidu. Predpokladá sa, že ide o peroxid peroxidu dinad [(K +) 4 (O 2 2–) (O 2 –) 2 ].
Ozonid draselný KO 3 je možné získať pôsobením ozónu na bezvodý prášok hydroxidu draselného pri nízkej teplote, po ktorom nasleduje extrakcia produktu (červená) kvapalným amoniakom. Používa sa ako zložka kompozícií na regeneráciu vzduchu v uzavretých systémoch.
Hydroxid draselný KOH je silná zásada a patrí medzi alkálie. Jeho tradičný názov „žieravý draslík“ odráža korozívny účinok tejto látky na živé tkanivo.
V priemysle sa hydroxid draselný vyrába elektrolýzou vodných roztokov chloridu draselného alebo uhličitanu draselného so železnou alebo ortuťovou katódou (svetová produkcia je asi 0,7 milióna ton ročne). Hydroxid draselný je možné izolovať z filtrátu po oddelení zrazenín vzniknutých reakciou uhličitanu draselného s hydroxidom vápenatým alebo síranom draselným s hydroxidom bárnatým.
Hydroxid draselný sa používa na výrobu tekutého mydla a rôznych zlúčenín draslíka. Okrem toho slúži ako elektrolyt v alkalických batériách.
Fluorid draselný KF tvorí vzácny minerál karobbit. Fluorid draselný sa získava reakciou vodných roztokov fluorovodíka alebo fluoridu amónneho s hydroxidom draselným alebo jeho soľami.
Fluorid draselný sa používa na syntézu rôznych zlúčenín draslíka s obsahom fluóru, ako fluoračné činidlo v organickej syntéze a tiež ako zložka kyselinovzdorných tmelov a špeciálnych skiel.
Chlorid draselný KCl sa vyskytuje prirodzene. Suroviny na jeho izoláciu sú sylvit, sylvinit a karnalit.
Chlorid draselný sa získava zo sylvinitu metódami halurgie a flotácie. Galurgia (v preklade z gréčtiny „soľné dielo“) zahŕňa štúdium zloženia a vlastností prírodných soľných surovín a vývoj metód priemyselnej výroby minerálnych solí z nich. Metóda halurgickej separácie je založená na rozdielnej rozpustnosti KCl a NaCl vo vode pri zvýšených teplotách. Pri normálnych teplotách je rozpustnosť chloridov draselných a sodných takmer rovnaká. So zvyšujúcou sa teplotou zostáva rozpustnosť chloridu sodného takmer nezmenená, ale rozpustnosť chloridu draselného sa prudko zvyšuje. Za studena sa pripraví nasýtený roztok oboch solí, potom sa zahreje a spracuje sa sylvinitom. V tomto prípade sa roztok dodatočne nasýti chloridom draselným a časť chloridu sodného sa z roztoku vytlačí, vyzráža sa a oddelí sa filtráciou. Roztok sa ochladí a prebytok chloridu draselného z neho vykryštalizuje. Kryštály sa oddelia v odstredivkách a vysušia a materský lúh sa použije na spracovanie novej časti sylvinitu. Na izoláciu chloridu draselného sa táto metóda používa širšie ako flotačná metóda, ktorá je založená na rozdielnej zmáčavosti látok.
Chlorid draselný je najbežnejšie potašové hnojivo. Okrem použitia ako hnojiva sa používa hlavne na výrobu hydroxidu draselného elektrolýzou. Získavajú sa z neho aj ďalšie zlúčeniny draslíka.
Bromid draselný KBr sa získava reakciou brómu s hydroxidom draselným v prítomnosti amoniaku, ako aj reakciami brómu alebo bromidov s draselnými soľami.
Bromid draselný je široko používaný vo fotografii. Často slúži ako zdroj brómu v organickej syntéze. Predtým sa bromid draselný používal ako sedatívum v medicíne („bróm“). Monokryštály bromidu draselného sa používajú pri výrobe hranolov pre IR spektrometre a tiež ako matrica na zaznamenávanie IR spektier tuhých látok.
Jodid draselný KI tvorí bezfarebné kryštály, ktoré na svetle oxidáciou vzdušným kyslíkom a uvoľňovaním jódu žltnú. Preto sa jodid draselný skladuje vo fľašiach z tmavého skla.
Jodid draselný sa získava reakciou jódu s hydroxidom draselným v prítomnosti kyseliny mravčej alebo peroxidu vodíka, ako aj výmennými reakciami jodidov s draselnými soľami. Oxiduje sa kyselinou dusičnou na jodičnan draselný KIO 3. Jodid draselný reaguje s jódom za vzniku vo vode rozpustného komplexu K a s chlórom a brómom poskytuje K a K.
Jodid draselný sa používa ako liek v humánnej a veterinárnej medicíne. Je to činidlo v jodometrii. Jodid draselný je prostriedok proti tvorbe fólií vo fotografii, elektrolytová zložka v elektrochemických konvertoroch, prísada na zvýšenie rozpustnosti jódu vo vode a polárnych rozpúšťadlách, mikrohnojivo.
Sulfid draselný K2S je vysoko rozpustný vo vode. Počas hydrolýzy vytvára v roztoku alkalické prostredie:
K2S = 2K + + S2-; S2– + H2O HS – + OH –
Sulfid draselný ľahko oxiduje na vzduchu a pri zapálení horí. Získava sa reakciou uhličitanu draselného alebo uhličitanu draselného so sírou bez prístupu vzduchu, ako aj redukciou síranu draselného uhlíkom.
Sulfid draselný je súčasťou fotosenzitívnych emulzií vo fotografii. Používa sa ako analytické činidlo na separáciu sulfidov kovov a ako zložka kompozícií na úpravu koží.
Pri nasýtení vodného roztoku sírovodíkom vzniká hydrosulfid draselný KHS, ktorý je možné izolovať vo forme bezfarebných kryštálov. Používa sa v analytickej chémii na separáciu ťažkých kovov.
Zahrievaním sulfidu draselného so sírou sa získajú žlté alebo červené polysulfidy draselné KS n (n= 2 – 6). Vodné roztoky polysulfidov draselných možno získať varením roztokov hydroxidu draselného alebo sulfidu so sírou. Pri spekaní uhličitanu draselného s prebytočnou sírou na vzduchu vzniká takzvaná sírna pečeň – KS zmes n a K2S203.
Polysulfidy sa používajú na sulfidáciu ocele a liatiny. Síra v pečeni sa používa ako liek na liečbu kožných chorôb a ako pesticíd.
Síran draselný K 2 SO 4 sa prirodzene vyskytuje v ložiskách draselných solí a vo vodách soľných jazier. Dá sa získať výmennou reakciou medzi chloridom draselným a kyselinou sírovou alebo síranmi iných prvkov.
Síran draselný sa používa ako hnojivo. Táto látka je drahšia ako chlorid draselný, ale nie je hygroskopická a nespeká sa na rozdiel od chloridu draselného, síran draselný sa môže použiť na akejkoľvek pôde, vrátane slaných pôd.
Kamenec a iné zlúčeniny draslíka sa získavajú zo síranu draselného. Je súčasťou vsádzky pri výrobe skla.
Dusičnan draselný KNO 3 je silné oxidačné činidlo. Často sa nazýva dusičnan draselný. V prírode vzniká pri rozklade organických látok v dôsledku činnosti nitrifikačných baktérií.
Dusičnan draselný sa získava výmennou reakciou medzi chloridom draselným a dusičnanom sodným, ako aj pôsobením kyseliny dusičnej alebo nitróznych plynov na uhličitan alebo chlorid draselný.
Dusičnan draselný je vynikajúce hnojivo obsahujúce draslík aj dusík, ale používa sa menej ako chlorid draselný kvôli vysokým nákladom na výrobu. Dusičnan draselný sa používa aj na výrobu čierneho prachu a pyrotechnických zmesí, pri výrobe zápaliek a skla. Okrem toho sa používa pri konzervovaní mäsových výrobkov.
Uhličitan draselný K 2 CO 3 sa tiež nazýva potaš. Získava sa pôsobením oxidu uhličitého na roztoky hydroxidu draselného alebo suspenzie uhličitanu horečnatého v prítomnosti chloridu draselného. Je to vedľajší produkt pri spracovaní nefelínu na oxid hlinitý.
Významné množstvo uhličitanu draselného obsahuje rastlinný popol. Najviac draslíka je v slnečnicovom popole – 36,3 %. V popole z palivového dreva je podstatne menej oxidu draselného – od 3,2 % (smrekové palivové drevo) po 13,8 % (drevo na kúrenie z brezy). V rašelinovom popole je ešte menej draslíka.
Uhličitan draselný sa používa predovšetkým na výrobu vysokokvalitného skla používaného v optických šošovkách, farebných televíznych trubiciach a žiarivkách. Používa sa aj pri výrobe porcelánu, farbív a pigmentov.
Manganistan draselný KMnO 4 tvorí tmavofialové kryštály. Roztoky tejto látky majú červenofialovú farbu. Manganistan draselný sa získava anodickou oxidáciou mangánu alebo feromangánu v silne alkalickom prostredí.
Manganistan draselný je silné oxidačné činidlo. Používa sa ako bieliaci, bieliaci a čistiaci prostriedok. Používa sa aj v organickej syntéze, napríklad pri výrobe sacharínu.
Hydrid draselný KH je biela tuhá látka, ktorá sa zahrievaním rozkladá na jednoduché látky. Najsilnejším redukčným činidlom je hydrid draselný. Vznieti sa vo vlhkom vzduchu a v prostredí s fluórom alebo chlórom. Hydrid draselný môže byť oxidovaný aj slabými oxidačnými činidlami, ako je voda a oxid uhličitý:
KH + H20 = KOH + H2
KH + CO 2 = K(HCOO) (mravčan draselný)
Hydrid draselný tiež reaguje s kyselinami a alkoholmi, čo môže spôsobiť požiar. Redukuje sírovodík, chlorovodík a iné látky obsahujúce vodík (I):
2KH + H2S = K2S + 2H2
KH + HCl = KCI + H2
Hydrid draselný sa používa ako redukčné činidlo v anorganických a organických syntézach.
Kyanid draselný KCN, známy ako kyanid draselný, tvorí bezfarebné kryštály, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode a niektorých nevodných rozpúšťadlách. Vo vodnom roztoku postupne hydrolyzuje za uvoľňovania kyanovodíka HCN a pri varení vodných roztokov sa rozkladá na mravčan draselný a amoniak.
V prítomnosti kyanidu draselného môžu nastať nezvyčajné reakcie, napríklad meď reaguje s vodou, pričom sa z nej uvoľňuje vodík a vzniká dikyanokuprát draselný (I):
V podobných podmienkach dochádza k interakcii aj v prípade zlata. Je pravda, že tento menej aktívny kov nie je možné oxidovať vodou, ale v prítomnosti kyslíka prechádza do roztoku vo forme kyanokomplexu - dikyanoaurát draselný (I):
4Au + 8KCN + 2H20 + O2 = 4K + 4NaOH
Kyanid draselný sa pripravuje reakciou kyanovodíka s nadbytkom hydroxidu draselného. Je to činidlo na extrakciu striebra a zlata z nekvalitných rúd, zložka elektrolytov na čistenie platiny zo striebra a na galvanické pokovovanie, zlatenie a striebrenie. Kyanid draselný sa používa ako činidlo v chemickej analýze na stanovenie striebra, niklu a ortuti.
Kyanid draselný je veľmi toxický. Smrteľná dávka pre človeka je 120 mg.
Komplexné spojenia. Draslík tvorí najstabilnejšie komplexné zlúčeniny s polydentátnymi ligandami (molekuly alebo iónmi, ktoré môžu byť spojené s atómom niekoľkými väzbami), napríklad s makrocyklickými polyétermi (crown étery).
Étery koruny (z anglického crown - crown) obsahujú v kruhu cez 11 atómov, z ktorých najmenej štyri sú atómy kyslíka. V triviálnych názvoch korunových éterov je celkový počet atómov v kruhu a počet atómov kyslíka označený číslami, ktoré sú umiestnené pred a za slovom „koruna“. Takéto názvy sú oveľa kratšie ako systematické. Napríklad 12-crown-4 (obr. 1) sa podľa medzinárodnej nomenklatúry nazýva 1,4,7,10,13-tetraoxocyklododekán.
Ryža. 1. GRAFICKÝ VZOREC 12-crown-4 zlúčeniny.
Crown étery tvoria stabilné komplexy s katiónmi kovov. V tomto prípade je katión obsiahnutý v intramolekulárnej dutine korunového éteru a je tam zadržaný v dôsledku interakcie ión-dipól s atómami kyslíka. Najstabilnejšie sú komplexy s katiónmi, ktorých geometrické parametre zodpovedajú dutine korunového éteru. S draselným katiónom najstabilnejšie komplexy tvoria korunové étery obsahujúce 6 atómov kyslíka, napríklad 18-crown-6 (obr. 2).
Ryža. 2. GRAFICKÝ VZOREC komplexné kaliy 18-koruna-6 .
Biologická úloha draslíka(a sodík). Draslík spolu so sodíkom regulujú metabolické procesy v živých organizmoch. V ľudskom tele sa vo vnútri buniek nachádza veľké množstvo draselných iónov (0,12–0,16 mol/l), ale relatívne málo sodíkových iónov (0,01 mol/l). Obsah iónov sodíka je oveľa vyšší v extracelulárnej tekutine (asi 0,12 mol/l), preto draselné ióny riadia vnútrobunkovú aktivitu a sodíkové ióny medzibunkovú aktivitu. Tieto ióny sa nemôžu navzájom nahradiť.
Existencia sodíkovo-draselného gradientu z vnútornej a vonkajšej strany bunkovej membrány vedie k vzniku rozdielu potenciálov na opačných stranách membrány. Nervové vlákna sú schopné prenášať impulzy a svaly sú schopné kontrahovať práve vďaka existencii vnútorného negatívneho náboja vo vzťahu k vonkajšiemu povrchu membrány. V tele teda sodné a draselné ióny vykonávajú fyziologickú kontrolu a spúšťacie mechanizmy. Prispievajú k prenosu nervových vzruchov. Psychika človeka závisí od rovnováhy sodíkových a draselných iónov v tele. Koncentrácia sodíkových a draselných iónov zadržiavaných a uvoľňovaných obličkami je riadená určitými hormónmi. Mineralokortikoidy teda zvyšujú uvoľňovanie iónov draslíka a znižujú uvoľňovanie iónov sodíka.
Draselné ióny sú súčasťou enzýmov, ktoré katalyzujú prenos (transport) iónov cez biomembrány, redoxné a hydrolytické procesy. Slúžia tiež na udržanie štruktúry bunkových stien a kontrolu ich stavu. Sodíkový ión aktivuje niekoľko enzýmov, ktoré draslík nedokáže aktivovať, rovnako ako sodíkový ión nemôže pôsobiť na enzýmy závislé od draslíka. Keď tieto ióny vstúpia do bunky, sú viazané vhodnými ligandami podľa ich chemickej aktivity. Úlohu takýchto ligandov zohrávajú makrocyklické zlúčeniny, ktorých modelovými analógmi sú korunové étery. Niektoré antibiotiká (ako valinomycín) transportujú ióny draslíka do mitochondrií.
Zistilo sa, že činnosť (Na + –K +)-ATPázy (adenozíntrifosfatázy), membránového enzýmu, ktorý katalyzuje hydrolýzu ATP, vyžaduje sodíkové aj draselné ióny. ATP transportáza viaže a uvoľňuje sodíkové a draselné ióny v určitých štádiách enzymatickej reakcie, pretože afinita aktívnych miest enzýmu k sodným a draselným iónom sa v priebehu reakcie mení. V tomto prípade štrukturálne zmeny v enzýme vedú k tomu, že sodné a draselné katióny sú prijímané na jednej strane membrány a uvoľňované na druhej strane. Súčasne s hydrolýzou ATP teda dochádza k selektívnemu pohybu katiónov alkalických prvkov (práca tzv. Na–K pumpy).
Denná potreba draslíka pre dieťa je 12–13 mg na 1 kg hmotnosti a pre dospelého 2–3 mg, t.j. 4-6 krát menej. Väčšinu potrebného draslíka človek získa z potravín rastlinného pôvodu.
Elena Savinkina
Načítava sa...