Kālijs (K).
Referāts ķīmijā.
2.c kursa audzēknes
Laumas Balodes
Rīga
2001
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Saturs.
1. Īsas ziņas par kāliju 3
2. Kālija atklāšana 4
3. Kālijs dabā un tā iegūšana 5
4. Kālija īpašības 6
5. Kālija savienojumi 8
6. Kālija pielietojums 9
7. Izmantotās literatūras saraksts 11
8. Pielikumā – izdales materiāls 12
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Īsas ziņas par kāliju.
• Elementa nosaukums – Kālijs,
• 4.perioda, I A grupas elements,
• Simbols – K,
• Kārtas skaitlis 19,
• Oksidēšanās pakāpe – +1,
• Relatīvā atommasa 39,0983,
• Ārējais līmenis 1, s grupas elements,
• Blīvums 862 kg/m3,
• Cietība 0,5
• Aktīvais metāls (elektroķīmisko spriegumu rindā ieņem 2.vietu),
• Kušanas to 63,41 o C,
• Vārīšanās to 774 o C,
• Deg ar violetu gaismu,
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Kālija atklāšana.
Kāliju brīvā veidā pirmo reizi ieguva angļu zinātnieks K. Deivijs 1807.gadā, elektrolizējot izkausētu kālija hidroksīdu. Kālija nosaukums cēlies no arābu vārda “alkali”, kas tulkojumā nozīmē “pelni”, kā arī “sārms”. Anglijā, Francijā, ASV un Itālijā šim metālam lieto H. Deivija nosaukumu – “potassium”. Tas ir atvasināts no sena kālija karbonāta nosaukuma – potaša (port – pods, asch – pelni).
Metāla “krusttēvs” kļuva žurnāla “ Annalen der Physik” pazīstamais izdevējs Hilbergs, kas piedāvāja nosaukumu – kālijs. Tādā veidā tas tika pieņemts Krievijā un Vācijā. Abi nosaukumi tika veidoti no terminiem, kurus izmantoja jau sen pirms metāliskā kālija atklāšanas. Vārds Potassium veidojies no vārdiem potaša, vārds parādījies aptuveni 16.gs. Šis vārds ir sastopams van Helmonta darbos 17.gs.otrajā pusē. Tas atrod plašu pielietojumu kā produkta nosaukums potaša nosaukums Krievijā, Anglijā un Nīderlandē. 16. – 17.gs potašu ieguva milzīgos daudzumos no koku pelniem, kurus pārstrādāja milzu katlos. No potaša galvenokārt izgatavoja salpetri, kuru izmantoja šaujampulvera ražošanā.
Viduslaikos sārmi, vai kā toreiz teica sārmainie sāļi, gandrīz netika atšķirti viens no otra. Un tika saukti vienādas nozīmes vārdos – natrons, boraks, vareks, u.c. Vārds kali (qila) tika minēts arābu rakstnieka darbos aptuveni 850.g. Turpmāk sāk lietot vārdu Qali (al-Qali), kas apzīmē produktu, ko iegūst no dažu augu pelniem. Šie vārdi saistās ar arābu qiljin vai qaljan (pelni) un qalaj (apdedzināt). 17.gs. parādās nosaukumi alkali fixum minerale (minerālais fiksētais sārms).
Bleks noteica atšķirību starp kodīgajiem (caustic) un mīkstajiem vai ogļskābiem sārmiem. Lavuazjē norāda, ka fiksētie sārmi potaša un soda acīmredzot ir saliktas vielas, kaut arī to sastāvs un īpašības nav izpētītas. 1789.g. viņš izteica domu, ka sārmi ir zinātnē nepazīstami metālu oksīdi, ko vēlāk pārbaudīja H. Deivijs, kā rezultātā atklāja elektrolīzi.
1830.g. paralēli vārdam potaša un to atvasinājumiem parādās arī vārds kālijs. Kā vispārpieņemts nosaukums kālijs kļūst pēc Hesa mācību grāmatas izdošanas (~1830.g.).
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Kālijs dabā un tā iegūšana.
Pēc ķīmisko elementu izplatības Zemes garozā kālijs ieņem septīto vietu (masas daļa 2,4%). Kālijs dabā brīvā veidā nav sastopams, taču tā minerāli ir visai izplatīti, piemēram, silvīns KCl, silvinīts KCl . MgCl . 6H2O, kainīts KCl . MgSO4 . 3H2O. Kāliju satur arī daudzi alumosilikāti: vizla K2O.3Al2O3.6SiO2.2H2O, laukšpats jeb ortoklazs K2O . Al2O3 . 6SiO2 u.c. Nelieli kālija sāļu daudzumi izšķīdušā veidā atrodas okeānu, jūru un sālsezeru ūdeņos. Atšķirībā no nātrija, kālija jonus saista augsne, tāpēc tie ūdenskrātuvēs uzkrājas maz.
Nozīmīgas kālija savienojumu nogulas ir Pripetes kālija sāļu baseinā, Augškamas, Piekarpatu un Vidusāzijas baseinos, kā arī VFR, Francijā, ASV un Kanādā.
Augu, cilvēku un dzīvnieku organismā ir samērā daudz kālija, tāpēc tas nav mikroelements. Cilvēka organismā kālijs un nātrijs pēc satura masas daļās dala 7.vietu ( K – 0,27%, Na – 0,26%). Daudz kālija satur bietes, kartupeļi, pākšaugi.
Kāliju iegūst elektrizējot kālija hidroksīda kausējumu:
KOH to K+ OH- 4
K (-) 4K+ + 4e- 4K
A (+) 4OH- – 4e- 2H2O + O2
4KOH elektrolīze, to 4k + 2H2O + O2
Kāliju var iegūt arī šādās reakcijās:
Na + KOH to K + NaOH
Na + KCl to K + NaCl.
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Kālija īpašības.
Vienkāršas vielas veidā kālijs ir viegls, mīksts metāls ar sudrabainu spīdumu. Tas ir trīs reizes vieglāks par alumīniju un nedaudz vieglāks par ūdeni.
Kālijs ir vieglais metāls, jo tā blīvums ir < par 5 g/cm3 , tā blīvums ir 0,86 g/cm3. Kālijam ir zema kušanas temperatūra 63,65 o. Kālijs ir izteikti mīksts metāls (Mosa skalā 0,5), piemīt plastiskums.
Sakausējot nātriju ar kāliju masu attiecībā 1 : 3, iegūst sakausējumu, kas parastajos apstākļos ir šķidrums un atgādina dzīvsudrabu.
Kālijs ir sārmu metāls, un līdz ar to tas ir spēcīgs reducētājs. Tas reaģē ar visiem nemetāliem, ieskaitot ūdeņradi:
2K + 2H2O 2KOH + H2
350…400 oC temperatūrā kālijs iedarbojas uz silīcija dioksīdu un silikātiem, tāpēc šādā temperatūrā tas saēd pat stiklu:
to
SiO2 + 4K 2K2O + Si
Kālijs reaģē ar izkausētiem sāļiem:
to
3K + AlCl3 3KCl + Al
Reakcijā ar skābekli, iegūst peroksīdu:
K + O2 KO2 – kālija peroksīds (superoksīds).
Kālijam saskaroties ar ūdeni reakcija norisinās tik strauji, ka izdalītais ūdeņradis uzliesmo un var notikt eksplozija. Kālijs reaģē ar daudzām organiskām vielām, taču parastos apstākļos tas nereaģē ar ogļūdeņradi, tāpēc kāliju uzglabā petrolejā. Kālijs deg ar violetas krāsas liesmu.
K2O2 īpašības ir līdzīgas Na2O2 īpašībām.
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Kālija superoksīds KO2 reaģē ar ūdeni un atšķaidītām skābēm, izdalot skābekli:
2KO2 + 2H2O 2KOH + H2O2 + O2
2KO2 + H2SO4 K2SO4+ H2O2 + O2
Kālijs reaģē ar ūdeņradi:
to
2K + H2 2KH
Vēl kālijs reaģē ar termiski stabiliem sāļu kausējumiem, sārmu ūdens šķīdumiem.
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Kālija savienojumi.
Kālija oksīdu K2O un kālija peroksīdu K2O2 var iegūt tikai netieši. Tie ir ļoti nestabili savienojumi.
Kālija peroksīds KO2 ir relatīvi stabils savienojums. Tā kristālrežģī ir K+ un O2 joni. KO2 ir spēcīgs oksidētājs. To izmanto gaisa skābekļa reģenerācijai izolētās un maz vēdināmās telpās:
4KO2 + 2CO2 2K2CO3 + 3O2
Kālija hidroksīds KOH (kālija sārms, kodīgais kālijs) ir balta, kristāliska viela, ko iegūst kālija hlorīda KCl šķīduma elektrolīzē vai reakcijā starp kālija karbonātu un kalcija hidroksīdu.
Pārējos savienojumus skat.pie Kālija īpašībām – 6 – 7lpp.
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Kālija pielietojums.
Visvairāk kālija patērē kālija peroksiperoksīda KO2 iegūšanai, ko lieto gaisa skābekļa reģenerācijai. Kāliju izmanto par katalizatoru sintētiskā kaučuka ražošanā. Kālija un nātrija sakausējumu, kuram piemīt liela ķīmiskā aktivitāte, izmanto par reducētāju dažādu organisko vielu sintēzē, kā arī vairāku metālu, piemēram, titāna, iegūšanai. Šo sakausējumu izmanto arī par siltumnesēju atomreaktoros, bet laboratorijās to lieto gāzu žāvēšanai un attīrīšanai no skābekļa.
Kālija hidroksīdu KOH izmanto galvenokārt dažādu kālija savienojumu iegūšanai, šķidro ziepju ražošanai, kā arī sārmu akumulatoros.
Kālija sāļus izmanto lauksaimniecībā par minerālmēsliem, jo kālijs ir viens no trim elementiem (N, P, K), kuru augiem visvairāk nepieciešami. Kālijs intensificē fotosintēzi un ogļhidrātu veidošanos, graudaugiem tas veicina spēcīgu stiebru attīstību.
Minerālmēslu vērtību nosaka augu barības elementa saturs. Kālija saturu minerālmēslos pieņemts raksturot ar kālija oksīda K2O masas daļu, kas izteikta procentos.
Svarīgākie kāliju saturošie minerālmēsli ir šādi:
Kālija hlorīds KCl, K2O saturs 57 … 62%.
40% kālija sāls KCl ( ar NaCl piemaisījumu līdz 35%); K2O saturs ~ 40%.
Kālija sulfāts K2SO4; K2O saturs 45…50%.
Kālija nitrāts KNO3; K2O saturs ~ 46%.
Koksnes pelni, kas sastāv no kāliju, fosforu, kalciju, magniju, oglekli, skābekli un citus elementus saturošām minerālvielām (sāļiem); K2O saturs 5,5…13%, galvenokārt K2CO3 veidā.
Kālija sāļus izmanto arī citām vajadzībām. Kālija fluorīdu KF lieto koksnes konservēšanai, stikla kodināšanai un matēšanai. Kālija bromīdu KBr izmanto medicīnā un fotogrāfijā; no kālija jodīda KI iegūst citus joda savienojumus, to lieto arī medicīnā, fotogrāfijā un analītiskajā ķīmijā. Kālija sulfātu izmanto kālija alumīnija alauna Kal (SO4)2 . 12H2O iegūšanai, ko savukārt lieto ādu miecēšanā, kā arī linu un kokvilnas audumu krāsošanā. Kālija sulfīdu K2S un kālija sulfītu K2SO3 izmanto fotogrāfijā. Kālija nitrātu
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
KNO3 izmanto stikla un melnā šaujampulvera ražošanā, kā arī pirotehnikā. Kālija ortofosfātu K3PO4 izmanto mazgāšanas līdzekļos. Kālija karbonātu jeb potašu K2CO4 rūpniecībā iegūst no kālija hidroksīda un oglekļa dioksīda; to izmanto grūti kūstoša stikla ražošanai, šķidro ziepju iegūšanai, ādu apstrādē, kā arī poligrāfijā un fototehnikā.
Kālija permanganāts KMnO4 ir tumši violeta kristāliska viela, ko ikdienā dēvē par zilajiem graudiņiem. Kālija permanganāts ir spēcīgs oksidētājs, to lieto dezinfekcijai un par oksidētāju organiskajā sintēzē. Laboratorijās KMnO4 izmanto skābekļa un hlora iegūšanai.
Kālija hlorātu KClO3 izmanto kā spēcīgu oksidētāju. Tas kūst 356oC, bet 400oC temperatūrā sāk sadalīties:
to
2KClO3 2KCl + 3O2
Šo reakciju izmanto skābekļa iegūšanai laboratorijā. Kālija hlorātu lieto sērkociņu ražošanā un pirotehnikā. Šo vielu sauc par Bertolē sāli.
Kālija hlorīdam KCl, kurā skābeklis neietilpst K2O saturu izsaka nosacīti, izmantojot attiecību
nK2O : nKCl = 1mol : 2 mol.
Kālija joniem ir svarīga nozīme dažādos fizioloģiskos procesos, piemēram, nervu impulsu pārvadīšanā, sirds darbības regulēšanā. Organismā kālijs nonāk ar augu valsts produktiem. Pieaugušam cilvēkam nepieciešams 2…5 g elementa kālija diennaktī.
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K) Referāts ķīmijā, 2001.gads
Izmantotās literatūras saraksts.
Ķīmijas rokasgrāmata skolēniem, Rīga, ZVAIGZNE, 1994.g.
G.Rudzītis, F.Feldmanis, Neorganiskā ķīmija 9.un10.klasei, Rīga, ZVAIGZNE, 1987.g.
U.Bergmanis, Neorganiskā ķīmija Vidusskolām, Lielvārde, LIELVĀRDS, 1998.g.
http://chemistry.narod.ru
http://school-sector.relarn.ru
http://www.chemnet.ru
Lauma Balode 2.c kurss
Kālijs (K).
• Elementa nosaukums – Kālijs,
• 4.perioda, I A grupas elements,
• Simbols – K,
• Kārtas skaitlis 19,
• Oksidēšanās pakāpe – +1,
• Relatīvā atommasa 39,0983,
• Ārējais līmenis 1, s grupas elements,
• Blīvums 862 kg/m3,
• Cietība 0,5
• Aktīvais metāls (elektroķīmisko spriegumu rindā ieņem 2.vietu),
• Kušanas to 63,41 o C,
• Vārīšanās to 774 o C,
• Deg ar violetu gaismu.
Kālija īpašības.
Vienkāršas vielas veidā kālijs ir viegls, mīksts metāls ar sudrabainu spīdumu. Tas ir trīs reizes vieglāks par alumīniju un nedaudz vieglāks par ūdeni.
Kālijs ir vieglais metāls, jo tā blīvums ir < par 5 g/cm3 , tā blīvums ir 0,86 g/cm3. Kālijam ir zema kušanas temperatūra 63,65 o. Kālijs ir izteikti mīksts metāls (Mosa skalā 0,5), piemīt plastiskums.
Sakausējot nātriju ar kāliju masu attiecībā 1 : 3, iegūst sakausējumu, kas parastajos apstākļos ir šķidrums un atgādina dzīvsudrabu.
Kālijs ir sārmu metāls, un līdz ar to tas ir spēcīgs reducētājs. Tas reaģē ar visiem nemetāliem, ieskaitot ūdeņradi:
2K + 2H2O 2KOH + H2
350…400 oC temperatūrā kālijs iedarbojas uz silīcija dioksīdu un silikātiem, tāpēc šādā temperatūrā tas saēd pat stiklu:
to
SiO2 + 4K 2K2O + Si
Kālijs reaģē ar izkausētiem sāļiem:
to
3K + AlCl3 3KCl + Al
Reakcijā ar skābekli, iegūst peroksīdu:
K + O2 KO2 – kālija peroksīds (superoksīds).
Kālijam saskaroties ar ūdeni reakcija norisinās tik strauji, ka izdalītais ūdeņradis uzliesmo un var notikt eksplozija. Kālijs reaģē ar daudzām organiskām vielām, taču parastos apstākļos tas nereaģē ar ogļūdeņradi, tāpēc kāliju uzglabā petrolejā. Kālijs deg ar violetas krāsas liesmu.
K2O2 īpašības ir līdzīgas Na2O2 īpašībām.
Kālija superoksīds KO2 reaģē ar ūdeni un atšķaidītām skābēm, izdalot skābekli:
2KO2 + 2H2O 2KOH + H2O2 + O2
2KO2 + H2SO4 K2SO4+ H2O2 + O2
Kālijs reaģē ar ūdeņradi:
to
2K + H2 2KH
Vēl kālijs reaģē ar termiski stabiliem sāļu kausējumiem, sārmu ūdens šķīdumiem.
Lauma Balode