Kalij (K) je peti najzastupljeniji metal u prirodi. Nalazi se u skupini 1 Periodnog sustava kemijskih elemenata (PSCE), stoga pripada alkalnim metalima i kada se pomiješa s vodom stvara topljive hidrokside. U obliku jednostavne tvari, element ima srebrno-bijelu boju, ponekad s ljubičastom nijansom. Po svojim je karakteristikama mekana i slabo topiva. Kalij se može dobiti iz njegovog hidrida, hidroksida, klorida, kromata ili dikromata.
Opće karakteristike
Kada se kalij pretvori u plavo-zelenu paru, on se razgrađuje u K atome, u koje se miješa mala količina K2 molekula. Metal možete otopiti u tekućem amonijaku kako biste dobili standardnu tamnoplavu otopinu ili u talini kaustične potaše.
Kalij je vrlo reaktivan, ima jaka redukcijska svojstva (njegova vanjska elektronska ljuska je na velikoj udaljenosti od jezgre, a u tablici elektronegativnosti zauzima drugo mjesto nakon cezija), ne reagira samo srazrijeđenih kiselina, nemetala, vodikovog nitrita i dihidrosulfida, ali i s atmosferskim kisikom i vodom. U potonjem slučaju, oslobođeni vodik se brzo zapali.
Sa živom, element se pretvara u leguru - amalgam. S natrijem, talijem, kositrom, olovom i bizmutom, kalij tvori intermetalne spojeve visoke tvrdoće i kemijske otpornosti. Kemijski spoj nekoliko metala topi se na višoj temperaturi od svakog od njegovih sastojaka, ali ima manju plastičnost od njih.
Međutim, postoje tvari s kojima element praktički ne reagira, na primjer, to uključuje dušik. To je jedna od značajki razlikovanja kalija od drugih alkalnih metala, prvenstveno litija i natrija. Osim toga, ne legira se s litijem, magnezijem, cinkom, kadmijem, aluminijem i galijem.
Kalij je dobro očuvan ispod sloja benzina i kerozina. Možete ga odrediti obojavanjem plamena plamenika u ljubičastu boju.
Prijava
Kalij igra važnu biološku ulogu u ljudskom tijelu i razvoju biljaka. Osim toga, naširoko se koristi u svakodnevnom životu. Dakle, u kombinaciji s dušikom i fosforom, nezamjenjivo je gnojivo za kultivirane biljke, koje omogućuje povećanje prinosa, vegetativne mase i otpornosti na štetočine.
Legura metala s natrijem koristi se za prijenos toplinske energije u zatvorenim sustavima, a ako ovom spoju dodate cezij, dobiva se sastav s rekordno niskim talištem (minus78 stupnjeva Celzija).
Da biste koristili sve ove korisne i važne spojeve, morate znati reakcije dobivanja kalija iz njegovih spojeva.
Dobivanje metala
Bijeli anorganski spoj, kalijev hidrid, nastaje iz rastaljenog metala, ali je nestabilan i na temperaturi od 400 stupnjeva Celzija u vakuumu se razlaže na komponente prema sljedećoj reakciji:
2KN=2K + N2.
Kalijev hidroksid nastaje iz odgovarajućeg klorida. Široko se koristi u proizvodnji tekućih sapuna i za proizvodnju kalija i njegovih spojeva. Da biste to učinili, morate provesti elektrolizu, odnosno proći struju kroz otopinu. Kao rezultat, na anodi nastaje kisik, a na katodi kalij:
4KON=4K + O2 + 2H2O.
Iz klorida je moguće dobiti ne samo hidroksid, već i čisti metal. To će također zahtijevati reakciju elektrolize otopine:
2KCl=2K + Cl2.
Za razliku od prethodne metode dobivanja kalija, ovdje se početni materijal može koristiti ne samo u tekućem stanju, već iu obliku taline, ali u ovom slučaju se javljaju dvije paralelne reakcije:
- 2KCl + 2H2O=H2 + Cl2 + 2KO;
- 2KCl=2K + Cl2.
Katoda na kojoj će se formirati kalij mora biti živa.
Dobivanje početnih materijala
Ponekad se koristi kalijev kromat ili dikromat. Ne možete dobiti metal izravno od njih, ali možetepretvaraju ih u hidrokside ili kloride, koji se zatim podvrgavaju elektrolizi prema gornjim reakcijama. Dobivanje kalijevog hidroksida iz kromata je kako slijedi:
2K2CrO4 + 2H2O + 3H 2S=2Cr(OH)3 + 3S + 4CON.
Da bi proces bio uspješan, taloženi sumpor i krom hidroksid, morate uzeti toplu vodu. Slična reakcija se također može izvesti pomoću 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 dikromat zagrije na 500 stupnjeva Celzija, hidroksid se može dobiti na drugi način:
K2Cr2O7 + 3N2 =Cr2O3 + 2KON + 2H2O.
Postoje i drugi načini za dobivanje hidroksida. Na primjer, pomoću reakcije između potaše i zasićene otopine gašenog vapna.
Za dobivanje kalijevog klorida iz kromata, reakcije se provode na sljedeći način:
2K2CrO4 + 2HCl=K2Cr 2O7 + 2KCl + H2O.
Klorovodična kiselina se uzima razrijeđena. Proizvodnja kalijevog klorida je popraćena oslobađanjem dikromata i vode.
Pretvaranje dikromata u klorid je malo teže, zahtijeva etilni alkohol i ključanje:
K2Cr2O7 + 8HCl +2C2H5OH=2CrCl3 + 3CH3 S(N)O + 7N2O + 2KCl.
Dobivanje kalijevog klorida također je moguće iz potaše pri interakciji s razrijeđenom klorovodičnom kiselinom i iz sulfata pri reakciji s barijevim halidom.
Hidroksid i klorid se lako pretvaraju jedan u drugi elektrolizom ili dodavanjem odgovarajućeg halida.
Izvođenje
Dobivanje kalijevih soli ne igra manje važnu ulogu od stvaranja čistog metala. Unatoč visokoj cijeni, koriste se u galvanizaciji, jer osiguravaju intenzivan rad elektrolita uz povećanu gustoću struje. To se postiže visokom topljivošću.
Kalijev nitrat
Proizvodnja kalijevog nitrata (KNO3) je od velike važnosti. Ova bijela sol, nazvana indijska salitra, praktički je netoksična za žive organizme. Koristi se i u miroljubive svrhe kao gnojivo, a u vojsci kao sastavni dio eksploziva i zapaljivih tvari. Osim toga, priprema kalijevog nitrata neophodna je za promjenu boje i poboljšanje karakteristika čvrstoće kristalnih stakla, koji se široko koristi u vakuumskoj elektroindustriji i optičkoj proizvodnji stakla. U metalurgiji su njegova oksidacijska svojstva korisna u odnosu na nikal i druge rude. A u prehrambenoj industriji sol djeluje kao konzervans.
Da biste dobili otopinu kalijevog nitrata, možete koristiti sljedeće tvari:
- peroksid preko metala kada mu se doda dušikov oksid (IV) i zagrije na 70 stupnjeva Celzija;
- 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);
- kalijev nitrit i vrući vodikov peroksid u razrijeđenoj sumpornoj kiselini kao katalizator (kiselina se može zamijeniti bromom, ali će reagirati da nastane bromovodik).
Rezultirajući spoj se topi bez raspadanja, stabilan na zraku, otapa se u vodi bez hidrolize, ima jaka oksidirajuća svojstva, reduciran je samo atomskim vodikom.
Kalijev sulfat
Sol, poznata od 14. stoljeća, nazivana je kalijevim sulfatom (K2SO4) tek u 17. stoljeću. Prisutan je u vodama slanih jezera i ležištima nemetalnih mineralnih sirovina, ali je moguće dobiti kalijev sulfat u procesu sinteze sljedećih tvari:
- kalij i sumporov superoksid na 130-140 stupnjeva Celzija (umjesto sumpora možete koristiti njegov oksid (IV), tada će temperatura od 100 stupnjeva biti dovoljna);
- kalijev hidroksid i razrijeđena sumporna kiselina;
- kalijev hidrogen sulfat (razgradnja na 240 stupnjeva);
- kalijev hidrogensulfat i koncentrirana kaustična potaša ili klorid istog metala;
- kalijev klorid i koncentrirana sumporna kiselina kada se prokuha;
- kalijev sulfid i kisik iznad 500 stupnjeva;
- razgradnja kalijevog disulfata na temperaturama iznad 440 stupnjeva i upotrebasumporov oksid (IV) i kisik kao katalizatori.
Drugi naziv za rezultirajuću tvar je arkanit. Bijele je boje, otporan na temperaturne utjecaje, ali lako topiv u vodi bez kristalnih hidrata. Karakterizira ga sudjelovanje u reakcijama izmjene, redukcija vodikom i ugljikom.
U praksi se aktivno koristi u poljoprivredi kao gnojivo bez klora za tla siromašna kalijem. Arkanit je posebno važan za usjeve osjetljive na klor ili koje troše puno sumpora. Usjev uzgojen njegovom upotrebom sadrži više šećera i vitamina nego onaj koji nije gnojen. Također, gnojivo se koristi za cvijeće koje se uzgaja i na otvorenom i u stakleničkim uvjetima.
Druga upotreba arkanita je komponenta u proizvodnji stakla, stipse, metalurških tokova. Djeluje i kao aditiv hrani, ali se sama tvar teško može nazvati sigurnom: nadražuje oči, kožu, gastrointestinalni trakt, dišne puteve i dovodi do trovanja produljenim kontaktom s raznim dijelovima tijela i tijela.
Kalijev karbonat
Potash ili kalijev karbonat (K2CO3) bio je poznat u antici i zadržao je svoju važnu industrijsku važnost sve do 20. stoljeća. Kalijev karbonat je dobiven ispiranjem iz biljnog pepela i naknadnim pročišćavanjem proizvoda. Uglavnom, proizvodnja je bila lokalizirana u šumovitim područjima Europe, Rusije i Sjeverne Amerike.
Sada je poznato više reakcija, ušto rezultira karbonatom. Obično se koriste sljedeće tvari:
- kalijev superoksid i grafit uz lagano zagrijavanje do 30 stupnjeva (ugljični monoksid se može koristiti umjesto grafita uz zagrijavanje do 50 stupnjeva);
- koncentrirani kalijev hidroksid i ugljični dioksid;
- razgradnja kalijevog bikarbonata na temperaturi od 100 do 400 stupnjeva;
- bikarbonat i koncentrirani kalijev hidroksid;
- kalijev sulfat, kalcijev hidroksid i ugljični monoksid na temperaturi od 200 stupnjeva i pod pritiskom, nakon čega slijedi sinteza rezultirajućeg produkta K(HCOO) s kisikom na 700 stupnjeva.
Nastala bijela tvar se topi bez raspadanja, snažno hidrolizira anion u vodi, stvara jako alkalno okruženje, reagira s kiselinama, nemetalima i njihovim oksidima, a također ulazi u reakcije izmjene.
Tvar je niskotoksična i koristi se za proizvodnju tekućeg sapuna, pigmenata, stakla, spojeva kalija. Koristi se za bojenje, uzgoj usjeva, razvijanje fotografija. Osim toga, popularan je reduktor točke smrzavanja betona, čistač sumporovodika, sredstvo za dehidrataciju, aditiv za hranu.
Kalijev permanganat
Crveno-ljubičasti, gotovo crni kalijev permanganat je svima poznat, kao što se može vidjeti u gotovo svakom domu. Iako su nedavno postojala mala ograničenja u kupnji tvari zbog činjenice da je prepoznata kao prekursor. Dobivanje kalijevog permanganata (KMnO4) moguće je na nekoliko načina, na primjer, interakcijom sulfatamangan (II) s vodom i kisikom iz kalijevog ditionata. Nakon nekog vremena, uz prisutnost srebrnog nitrata kao katalizatora, ova mješavina će proizvesti permanganat i kalijev sulfat, kao i sumpornu kiselinu.
Još više načina uključuje korištenje kalijevog manganata, možete mu dodati sljedeće tvari:
- voda (reakcija treba vremena);
- razrijeđena klorovodična kiselina;
- ugljični dioksid;
- hlor.
Također, manganat se može elektrolizirati da nastane permanganat na anodi (na katodi će biti vodika).
Upotreba dobivene tvari je široka. Zbog svoje oksidacijske sposobnosti pruža antiseptički učinak. U medicini se koristi za grgljanje kod upalnih bolesti sluznice, pranje rana, liječenje opekotina i inficiranih rana, liječenje čira, a također i kao povraćanje kod trovanja alkaloidima.
Kontraindikacija je preosjetljivost, ali predoziranje može biti smrtonosno 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 tvar zapali kada se pomiješa s organskim i zapaljivim spojevima, aktivnim metalima i nemetalima. Dodatno zagrijavanje može uzrokovati eksploziju.
Kalijev hidroksid
Osim soli, veliku važnost ima kalijev hidroksid. Ova tvar pripada, dakle, lužinamapostoje tvari čije otopine i taline mogu provoditi električnu struju.
Trvijalno ime za ovaj spoj je kaustična potaša. Izgleda kao bijela higroskopna tvar. Njegova svojstva uključuju taljenje i vrenje bez raspadanja, dobru topljivost u vodi uz stvaranje jako alkalnog medija, neutralizaciju kiselinama, reaktivnost prema metalima i nemetalima, njihovim oksidima i hidroksidima. Kalijev hidroksid aktivno apsorbira vodu i ugljični dioksid iz zraka.
Kao što se kalij može dobiti iz lužine, tako se hidroksid može dobiti iz metala. Da biste to učinili, samo mu trebate dodati vodu u čistom obliku ili u kombinaciji s kisikom. Osim toga, lužina se može dobiti iz karbonata i zasićenog kalcijevog hidroksida ili elektrolizom klorida. Potonja metoda se aktivno koristi u industrijskoj proizvodnji.
Tvar je opasna, može spaliti kožu ili sluznicu, uništava sve materijale organskog porijekla. S njim možete raditi samo tako da pouzdano zaštitite kožu rukavicama, a oči naočalama.
Unatoč opasnosti, lužina se široko koristi u fotografiji, rafiniranju nafte, hrani, papiru i metalurgiji, kao i kao alkalna baterija, neutralizator kiseline, katalizator, čistač plina, pH regulator, elektrolit, komponenta deterdženta, otopine za bušenje, bojila, gnojiva, kalijeve organske i anorganske tvari, pesticidi, farmaceutski pripravci za liječenje bradavica, sapuni, sintetička guma.
Tako je proizvodnja kalija i spojeva na bazi njega, prvenstveno soli i hidroksida, od velike važnosti 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, bit će moguće izbjeći ona svojstva koja su opasna.
