Пређи на садржај

Калијум

Уреди везе
С Википедије, слободне енциклопедије
Калијум
ситне кугле у парафин-уљу
Општа својства
Име, симболкалијум, K
Изгледсребрнобела
У периодноме систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Na
↑
K
↓
Rb
аргон ← калијум → калцијум ‍
Атомски број (Z)19
Група, периодагрупа 1 (алкални метали), периода 4
Блокs-блок
Категорија  алкални метал
Рел. ат. маса (Ar)39,0983(1)[1]
Ел. конфигурација[Ar] 4s1
по љускама
2, 8, 8, 1
Физичка својства
Агрегатно стањечврсто
Тачка топљења336,7 K ​(63,5 °‍C, ​146,3 °F)
Тачка кључања1032 K ​(759 °‍C, ​1398 °F)
Густина при с.т.0,862 g/cm3
течно ст., на т.т.0,828 g/cm3
Критична тачка2223 K, 16 MPa[2]
Топлота фузије2,33 kJ/mol
Топлота испаравања76,9 kJ/mol
Мол. топл. капацитет29,6 J/(mol·K)
Атомска својства
Оксидациона стања+1, −1
(јако базни оксид)
Електронегативност0,82
Енергије јонизације1: 418,8 kJ/mol
2: 3052 kJ/mol
3: 4420 kJ/mol
(остале)
Атомски радијус227 pm
Ковалентни радијус203±12 pm
Валсов радијус275 pm
Линије боје у спектралном распону
Спектралне линије
Остало
Кристална структура ​унутрашњецентр. кубична (BCC)
Унутрашњецентр. кубична (BCC) кристална структура за калијум
Брзина звука танак штап2000 m/s (на 20 °‍C)
Топл. ширење83,3 µm/(m·K) (на 25 °‍C)
Топл. водљивост102,5 W/(m·K)
Електроотпорност72 nΩ·m (на 20 °‍C)
Магнетни распоредпарамагнетик[3]
Магнетна сусцептибилност (χmol)+20,8·10−6 cm3/mol (298 K)[4]
Јангов модул3,53 GPa
Модул смицања1,3 GPa
Модул стишљивости3,1 GPa
Мосова тврдоћа0,4
Бринелова тврдоћа0,363 MPa
CAS број7440-09-7
Историја
Откриће и прва изолацијаХамфри Дејви (1807)
Главни изотопи
изотоп расп. пж. (t1/2) ТР ПР
39K 93,258% стабилни
40K 0,012% 1,248×109 y β− 40Ca
ε 40Ar
β+ 40Ar
41K 6,730% стабилни
референце • Википодаци

Калијум (K, лат. kalium) метал је IA групе.[5] Елементарни калијум је меки сребрено-сјајни алкални метал који се бурно оксидује у присуству ваздуха и веома је реактиван са водом, дајући довољно топлоте да запали водоник који се ослобађа у тој реакцији. Пошто су калијум и натријум хемијски доста слични, прошло је доста времена пре него што су њихове соли правилно идентификоване. Да се ради о различитим елемената у тим солима је наслућено још од 1702. године,[6] а то је доказано тек 1807. године када су калијум и натријум појединачно изоловани из различитих соли путем електролизе. Калијум се у природи појављује само у јонским солима. Као такав, пронађен је растворен у морској води (где је по тежини заступљен око 0,04%[7][8]) те као део многих минерала.

Најбитнији минерали калијума су силвин, силвинит, карналит, каинит, лангбеинит и разни алуминосиликати. Важна једињења калијума су калијум оксид, калијум пероксид, калијум супероксид, калијум хидроксид (који је веома јака база), као и многе соли. Скоро све соли калијума добро растворљиве у води. Важно једињење за хемију је такође калијум перманганат. Бројне индустријске хемијске апликације калијума се заснивају на релативно великој растворљивости калијумових једињења у води, попут калијумових сапуна. Калијум као метал се користи само у ретким ситуацијама, а у многим хемијским реакцијама је замењен металним калцијумом.

Катјони K+ припадају V групи катјона. Они пламен боје у розе-љубичасту боју. Катјони калијума су главни катјони унутар ћелије и неопходни су за функционисање ћелијске мембране. Дифузија јона калијума је кључни механизам у преносу импулса кроз нервне ћелије, а недостатак калијума у организмима, нарочито код животиња и људи резултира бројим срчаним проблемима. Калијум у значајним концентрацијама се може наћи унутар биљних ћелија, поготово у воћу. Висока концентрација калијума у биљкама, поготово када се у њима налази релативно мало натријума, резултирало је тиме да је калијум прво изолован из пепела неких биљака, што је касније дало и име елементу у енглеском језику potassium (од potash - пепео настао сагоревањем дрвета). Из истог разлога, производња пољопривредних производа интензивно црпи калијум из земљишта, па се за вештачка гнојива утроши око 95% светске хемијске производње калијума и калијумових једињења.[9]

Стабилни изотопи су 39K и 41K.[10] Важан нестабилни изотоп је 40K, из којег зависно од начина промене настаје 40Ar или 40Ca.

Историја

[уреди | уреди извор]

Елементарни калијум и његове соли (као издвојена једињења од осталих соли) нису били познати у доба Римског царства, а латинско име елемента не потиче из класичног латинског него из нео-латинског. Латинско име kalium је изведено из речи алкални, што је даље дошло из арапског al-qalyah (арап. القَلْيَه), пепео биљке. Сличан појам у енглеском језику, alkali има исти корен (калијум у модерном арапском језику се назива butasyum (арап. بوتاسيوم)).

Хамфри Дејви

Име за елемент на енглеском језику potassium је изведено из речи поташа,[11] алудирајући на метод на који се поташа прави - растварањем пепела насталог сагоревањем дрва или лишћа те испаравањем насталог раствора. Поташа је углавном мешавина калијумових соли, јер биљке имају врло мало или нимало натријума, док се већи део осталог минералног садржаја биљака односи на калцијумове соли релативно нерастворљиве у води. Иако се поташа користила од античког времена, током већег дела историје није било познато да се ради о материји различитој од натријумових минералних соли. Георг Ернст Штал је током експеримента 1702. године показао да је могуће постојање битних разлика између калијумових и натријумових соли,[6] док је Анри Луј Дијамел ду Монсо те претпостављене разлике и доказао 1736. године.[12] Тачни хемијски састави калијумових и натријумових једињења и статус хемијских елемената калијума и натријума нису били познати све док Антоан Лавоазје није укључио алкали у свој списак хемијских елемената из 1789. године.[13][14]

Хамфри Дејви је први изоловао метални калијум 1807. године у Енглеској, тако што га је издвојио из калијум хидроксида (KOH, каустичне поташе) путем електролизе растопљене соли помоћу, тада новооткривеног Волтиног стуба. Калијум је први метал који је изолован путем електролизе.[15] Касније, исте године, Дејви је објавио да је издвојио други метал, натријум, из минералног деривата (каустичне соде, NaOH) уместо соли биљака путем сличне технике, доказујући да се ради о другачијем елементу и солима.[13][14][11][16] Иако је производња металног калијума и натријума доказала да су оба елементи, прошло је доста времена пре него што је то постало опште прихваћено у науци.[14]

Дуго времена једина значајнија примена поташе је била у производњи стакла, средства за избељивање и сапуна.[17] Калијумови сапуни из животињских масти и биљних уља су посебно били на цени пошто су се могли у већој мери растварати у води и имали су нежнију текстуру, те су били познати као меки сапуни.[9] Откриће Јустуса Либига 1840. године показало је да је калијум неопходан елемент за биљке и да су бројне врсте земљишта сиромашне њим.[18] То је довело до огромног раста потражње за калијумовим солима. Првобитно као извор калијумових соли кориштених као вештачко гнојиво узимао се пепео дрвета неких врста бора, међутим након што су 1868. године откривени велики депозити минерала који садрже калијум хлорид у близини немачког града Штасфурта, почела је производња калијумових вештачких гнојива у индустријским количинама.[19][20][21] Касније су откривени и други депозити поташе, а током 1960-их година Канада је постала најдоминантнији произвођач.[22][23]

Реакције

[уреди | уреди извор]

Калијум као елемент Ia групе периодног система је веома реактиван.

Ако стоји неко време на ваздуху, почиње да реагује са кисеоником из ваздуха и ствара калијум-оксид према једначини реакције:

4К + О2 2K2O

Он може реаговати и са водом, стварајући калијум-хидроксид и водоник, који се због огромне топлоте која се ослободи, пали.

2К + 2H2O 2KOH + H2

Реагује и са киселинама, при чему замењује водоник, и ствара соли.

2K + 2HCl 2KCl + H2 (са неорганском киселином)
2К + 2CH3COOH CH3COOK + H2 (са органском киселином)

При другој реакцији настају соли органских киселина. Према IUPAC номенклатури, називи се изводе тако што на првом месту наведемо назив метала (ако је потребно, и валенцу), ставимо цртицу, додамо назив алкана са истим бројем угљеникових атома, и наставак -ОАТ. Горе наведено једињење би се звало калијум-етаноат.

Може реаговати са алкохолима, али само ако је њихова концентрација >98%, јер би у супротном наградио натријум-хидроксид са водом из раствора. Из ове реакције се види да се алкохоли понашају као јако слабе киселине, јер се водоник из -ОН групе алкохола истискује, баш као и код реакције са киселинама. Међутим, алкохоли не учествују у реакцији неутрализације, нити мењају боју лакмус папира.

2К + 2CH3OH 2CH3OK + H2

Назив добијеног једињења се добија на начин описан у претходној реакцији, с тим што се додаје наставак -ОЛАТ. Име овог једињења би било калијум-метанолат. Ипак, чешће се користи назив калијум-метоксид.

Види још

[уреди | уреди извор]

Референце

[уреди | уреди извор]
  1. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305. 
  2. ^ Haynes, William M., ур. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4.122. ISBN 1439855110. 
  3. ^ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds Архивирано на сајту Wayback Machine (12. јануар 2012), in Lide, D. R., ур. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  4. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  5. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  6. ^ а б Marggraf Andreas Siegmund (1761). Chymische Schriften. стр. 167. 
  7. ^ D. A. Webb (1939). „The Sodium and Potassium Content of Sea Water” (PDF). The Journal of Experimental Biology: 183. 
  8. ^ J. Anthoni (2006). „Detailed composition of seawater at 3.5% salinity”. seafriends.org.nz. Приступљено 23. 9. 2011. 
  9. ^ а б Greenwood, Norman N; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8. 
  10. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  11. ^ а б Davy, Humphry (1808). „On some new phenomena of chemical changes produced by electricity, in particular the decomposition of the fixed alkalies, and the exhibition of the new substances that constitute their bases; and on the general nature of alkaline bodies”. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 98: 32. doi:10.1098/rstl.1808.0001. 
  12. ^ du Monceau H. L. D. „Sur la Base de Sel Marine”. Memoires de l'Academie royale des Sciences (на језику: француски): 65—68. 
  13. ^ а б Weeks Mary Elvira (1932). „The discovery of the elements. IX. Three alkali metals: Potassium, sodium, and lithium”. Journal of Chemical Education. 9 (6): 1035. 
  14. ^ а б в Siegfried R. (1963). „The Discovery of Potassium and Sodium, and the Problem of the Chemical Elements”. Isis. 54 (2): 247—258. JSTOR 228541. 
  15. ^ Enghag P. (2004). „11. Sodium and Potassium”. Encyclopedia of the elements. Wiley-VCH Weinheim. ISBN 978-3-527-30666-4. 
  16. ^ Shaposhnik V. A. (2007). „History of the discovery of potassium and sodium (on the 200th anniversary of the discovery of potassium and sodium)”. Journal of Analytical Chemistry. 62 (11): 1100—1102. 
  17. ^ Browne C. A. (1926). „Historical notes upon the domestic potash industry in early colonial and later times”. Journal of Chemical Education. 3 (7): 749—756. doi:10.1021/ed003p749. 
  18. ^ Liebig, Justus von (1840). Die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Agricultur und Physiologie (на језику: немачки). 
  19. ^ Cordel, Oskar (1868). Die Stassfurter Kalisalze in der Landwirthschalt: Eine Besprechung ... (на језику: немачки). L. Schnock. Приступљено 29. 5. 2011. 
  20. ^ Birnbaum Karl (1869). Die Kalidüngung in ihren Vortheilen und Gefahren (на језику: немачки). 
  21. ^ Fertilizer Manual. Organization, United Nations Industrial Development; Center, Int'l Fertilizer Development. 31. 3. 1998. ISBN 9780792350323. 
  22. ^ Miller H. (1980). „Potash from Wood Ashes: Frontier Technology in Canada and the United States”. Technology and Culture. 21 (2): 187—208. JSTOR 3103338. 
  23. ^ Rittenhouse P. A. (1979). „Potash and politics”. Economic Geology. 74 (2): 353—357. 

Литература

[уреди | уреди извор]

Спољашње везе

[уреди | уреди извор]
Калијум на Викимедијиној остави.
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Калијум&oldid=27548669”