Pređi na sadržaj

Kalijum

Uredi veze
S Vikipedije, slobodne enciklopedije
Kalijum
sitne kugle u parafin-ulju
Opšta svojstva
Ime, simbolkalijum, K
Izgledsrebrnobela
U periodnome sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Na
↑
K
↓
Rb
argon ← kalijum → kalcijum ‍
Atomski broj (Z)19
Grupa, periodagrupa 1 (alkalni metali), perioda 4
Bloks-blok
Kategorija  alkalni metal
Rel. at. masa (Ar)39,0983(1)[1]
El. konfiguracija[Ar] 4s1
po ljuskama
2, 8, 8, 1
Fizička svojstva
Agregatno stanječvrsto
Tačka topljenja336,7 K ​(63,5 °‍C, ​146,3 °F)
Tačka ključanja1032 K ​(759 °‍C, ​1398 °F)
Gustina pri s.t.0,862 g/cm3
tečno st., na t.t.0,828 g/cm3
Kritična tačka2223 K, 16 MPa[2]
Toplota fuzije2,33 kJ/mol
Toplota isparavanja76,9 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet29,6 J/(mol·K)
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja+1, −1
(jako bazni oksid)
Elektronegativnost0,82
Energije jonizacije1: 418,8 kJ/mol
2: 3052 kJ/mol
3: 4420 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus227 pm
Kovalentni radijus203±12 pm
Valsov radijus275 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Spektralne linije
Ostalo
Kristalna struktura ​unutrašnjecentr. kubična (BCC)
Unutrašnjecentr. kubična (BCC) kristalna struktura za kalijum
Brzina zvuka tanak štap2000 m/s (na 20 °‍C)
Topl. širenje83,3 µm/(m·K) (na 25 °‍C)
Topl. vodljivost102,5 W/(m·K)
Elektrootpornost72 nΩ·m (na 20 °‍C)
Magnetni rasporedparamagnetik[3]
Magnetna susceptibilnost (χmol)+20,8·10−6 cm3/mol (298 K)[4]
Jangov modul3,53 GPa
Modul smicanja1,3 GPa
Modul stišljivosti3,1 GPa
Mosova tvrdoća0,4
Brinelova tvrdoća0,363 MPa
CAS broj7440-09-7
Istorija
Otkriće i prva izolacijaHamfri Dejvi (1807)
Glavni izotopi
izotop rasp. pž. (t1/2) TR PR
39K 93,258% stabilni
40K 0,012% 1,248×109 y β− 40Ca
ε 40Ar
β+ 40Ar
41K 6,730% stabilni
reference • Vikipodaci

Kalijum (K, lat. kalium) metal je IA grupe.[5] Elementarni kalijum je meki srebreno-sjajni alkalni metal koji se burno oksiduje u prisustvu vazduha i veoma je reaktivan sa vodom, dajući dovoljno toplote da zapali vodonik koji se oslobađa u toj reakciji. Pošto su kalijum i natrijum hemijski dosta slični, prošlo je dosta vremena pre nego što su njihove soli pravilno identifikovane. Da se radi o različitim elemenata u tim solima je naslućeno još od 1702. godine,[6] a to je dokazano tek 1807. godine kada su kalijum i natrijum pojedinačno izolovani iz različitih soli putem elektrolize. Kalijum se u prirodi pojavljuje samo u jonskim solima. Kao takav, pronađen je rastvoren u morskoj vodi (gde je po težini zastupljen oko 0,04%[7][8]) te kao deo mnogih minerala.

Najbitniji minerali kalijuma su silvin, silvinit, karnalit, kainit, langbeinit i razni aluminosilikati. Važna jedinjenja kalijuma su kalijum oksid, kalijum peroksid, kalijum superoksid, kalijum hidroksid (koji je veoma jaka baza), kao i mnoge soli. Skoro sve soli kalijuma dobro rastvorljive u vodi. Važno jedinjenje za hemiju je takođe kalijum permanganat. Brojne industrijske hemijske aplikacije kalijuma se zasnivaju na relativno velikoj rastvorljivosti kalijumovih jedinjenja u vodi, poput kalijumovih sapuna. Kalijum kao metal se koristi samo u retkim situacijama, a u mnogim hemijskim reakcijama je zamenjen metalnim kalcijumom.

Katjoni K+ pripadaju V grupi katjona. Oni plamen boje u roze-ljubičastu boju. Katjoni kalijuma su glavni katjoni unutar ćelije i neophodni su za funkcionisanje ćelijske membrane. Difuzija jona kalijuma je ključni mehanizam u prenosu impulsa kroz nervne ćelije, a nedostatak kalijuma u organizmima, naročito kod životinja i ljudi rezultira brojim srčanim problemima. Kalijum u značajnim koncentracijama se može naći unutar biljnih ćelija, pogotovo u voću. Visoka koncentracija kalijuma u biljkama, pogotovo kada se u njima nalazi relativno malo natrijuma, rezultiralo je time da je kalijum prvo izolovan iz pepela nekih biljaka, što je kasnije dalo i ime elementu u engleskom jeziku potassium (od potash - pepeo nastao sagorevanjem drveta). Iz istog razloga, proizvodnja poljoprivrednih proizvoda intenzivno crpi kalijum iz zemljišta, pa se za veštačka gnojiva utroši oko 95% svetske hemijske proizvodnje kalijuma i kalijumovih jedinjenja.[9]

Stabilni izotopi su 39K i 41K.[10] Važan nestabilni izotop je 40K, iz kojeg zavisno od načina promene nastaje 40Ar ili 40Ca.

Istorija

[uredi | uredi izvor]

Elementarni kalijum i njegove soli (kao izdvojena jedinjenja od ostalih soli) nisu bili poznati u doba Rimskog carstva, a latinsko ime elementa ne potiče iz klasičnog latinskog nego iz neo-latinskog. Latinsko ime kalium je izvedeno iz reči alkalni, što je dalje došlo iz arapskog al-qalyah (arap. القَلْيَه), pepeo biljke. Sličan pojam u engleskom jeziku, alkali ima isti koren (kalijum u modernom arapskom jeziku se naziva butasyum (arap. بوتاسيوم)).

Hamfri Dejvi

Ime za element na engleskom jeziku potassium je izvedeno iz reči potaša,[11] aludirajući na metod na koji se potaša pravi - rastvaranjem pepela nastalog sagorevanjem drva ili lišća te isparavanjem nastalog rastvora. Potaša je uglavnom mešavina kalijumovih soli, jer biljke imaju vrlo malo ili nimalo natrijuma, dok se veći deo ostalog mineralnog sadržaja biljaka odnosi na kalcijumove soli relativno nerastvorljive u vodi. Iako se potaša koristila od antičkog vremena, tokom većeg dela istorije nije bilo poznato da se radi o materiji različitoj od natrijumovih mineralnih soli. Georg Ernst Štal je tokom eksperimenta 1702. godine pokazao da je moguće postojanje bitnih razlika između kalijumovih i natrijumovih soli,[6] dok je Anri Luj Dijamel du Monso te pretpostavljene razlike i dokazao 1736. godine.[12] Tačni hemijski sastavi kalijumovih i natrijumovih jedinjenja i status hemijskih elemenata kalijuma i natrijuma nisu bili poznati sve dok Antoan Lavoazje nije uključio alkali u svoj spisak hemijskih elemenata iz 1789. godine.[13][14]

Hamfri Dejvi je prvi izolovao metalni kalijum 1807. godine u Engleskoj, tako što ga je izdvojio iz kalijum hidroksida (KOH, kaustične potaše) putem elektrolize rastopljene soli pomoću, tada novootkrivenog Voltinog stuba. Kalijum je prvi metal koji je izolovan putem elektrolize.[15] Kasnije, iste godine, Dejvi je objavio da je izdvojio drugi metal, natrijum, iz mineralnog derivata (kaustične sode, NaOH) umesto soli biljaka putem slične tehnike, dokazujući da se radi o drugačijem elementu i solima.[13][14][11][16] Iako je proizvodnja metalnog kalijuma i natrijuma dokazala da su oba elementi, prošlo je dosta vremena pre nego što je to postalo opšte prihvaćeno u nauci.[14]

Dugo vremena jedina značajnija primena potaše je bila u proizvodnji stakla, sredstva za izbeljivanje i sapuna.[17] Kalijumovi sapuni iz životinjskih masti i biljnih ulja su posebno bili na ceni pošto su se mogli u većoj meri rastvarati u vodi i imali su nežniju teksturu, te su bili poznati kao meki sapuni.[9] Otkriće Justusa Libiga 1840. godine pokazalo je da je kalijum neophodan element za biljke i da su brojne vrste zemljišta siromašne njim.[18] To je dovelo do ogromnog rasta potražnje za kalijumovim solima. Prvobitno kao izvor kalijumovih soli korištenih kao veštačko gnojivo uzimao se pepeo drveta nekih vrsta bora, međutim nakon što su 1868. godine otkriveni veliki depoziti minerala koji sadrže kalijum hlorid u blizini nemačkog grada Štasfurta, počela je proizvodnja kalijumovih veštačkih gnojiva u industrijskim količinama.[19][20][21] Kasnije su otkriveni i drugi depoziti potaše, a tokom 1960-ih godina Kanada je postala najdominantniji proizvođač.[22][23]

Reakcije

[uredi | uredi izvor]

Kalijum kao element Ia grupe periodnog sistema je veoma reaktivan.

Ako stoji neko vreme na vazduhu, počinje da reaguje sa kiseonikom iz vazduha i stvara kalijum-oksid prema jednačini reakcije:

4К + О2 2K2O

On može reagovati i sa vodom, stvarajući kalijum-hidroksid i vodonik, koji se zbog ogromne toplote koja se oslobodi, pali.

2К + 2H2O 2KOH + H2

Reaguje i sa kiselinama, pri čemu zamenjuje vodonik, i stvara soli.

2K + 2HCl 2KCl + H2 (sa neorganskom kiselinom)
2К + 2CH3COOH CH3COOK + H2 (sa organskom kiselinom)

Pri drugoj reakciji nastaju soli organskih kiselina. Prema IUPAC nomenklaturi, nazivi se izvode tako što na prvom mestu navedemo naziv metala (ako je potrebno, i valencu), stavimo crticu, dodamo naziv alkana sa istim brojem ugljenikovih atoma, i nastavak -OAT. Gore navedeno jedinjenje bi se zvalo kalijum-etanoat.

Može reagovati sa alkoholima, ali samo ako je njihova koncentracija >98%, jer bi u suprotnom nagradio natrijum-hidroksid sa vodom iz rastvora. Iz ove reakcije se vidi da se alkoholi ponašaju kao jako slabe kiseline, jer se vodonik iz -ОН grupe alkohola istiskuje, baš kao i kod reakcije sa kiselinama. Međutim, alkoholi ne učestvuju u reakciji neutralizacije, niti menjaju boju lakmus papira.

2К + 2CH3OH 2CH3OK + H2

Naziv dobijenog jedinjenja se dobija na način opisan u prethodnoj reakciji, s tim što se dodaje nastavak -OLAT. Ime ovog jedinjenja bi bilo kalijum-metanolat. Ipak, češće se koristi naziv kalijum-metoksid.

Vidi još

[uredi | uredi izvor]

Reference

[uredi | uredi izvor]
  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., ur. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd izd.). Boca Raton, FL: CRC Press. str. 4.122. ISBN 1439855110. 
  3. ^ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds Arhivirano na veb-sajtu Wayback Machine (12. januar 2012), in Lide, D. R., ur. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th izd.). 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. str. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  5. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  6. ^ a b Marggraf Andreas Siegmund (1761). Chymische Schriften. str. 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. Pristupljeno 23. 9. 2011. 
  9. ^ a b Greenwood, Norman N; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8. 
  10. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  11. ^ a b 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 (na jeziku: francuski): 65—68. 
  13. ^ a b 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. ^ a b v 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 (na jeziku: nemački). 
  19. ^ Cordel, Oskar (1868). Die Stassfurter Kalisalze in der Landwirthschalt: Eine Besprechung ... (na jeziku: nemački). L. Schnock. Pristupljeno 29. 5. 2011. 
  20. ^ Birnbaum Karl (1869). Die Kalidüngung in ihren Vortheilen und Gefahren (na jeziku: nemački). 
  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. 

Literatura

[uredi | uredi izvor]

Spoljašnje veze

[uredi | uredi izvor]
Kalijum na Vikimedijinoj ostavi.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Калијум&oldid=27548669”