DRASLÍK: HISTORIE, STRUKTURA, VLASTNOSTI, REAKCE, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Draslík je alkalická chemická značka je K. Jeho atomové číslo je 19 a je umístěn pod sodíku v periodické tabulce. Je to měkký kov, který lze dokonce řezat nožem. Kromě toho je docela lehký a může se vznášet na kapalné vodě a přitom energicky reagovat.

Čerstvě řezaný, má velmi jasnou stříbřitě bílou barvu, ale když je vystaven vzduchu, rychle oxiduje a ztrácí svůj lesk, měnící se na šedavou barvu (téměř namodralý, jako ten na obrázku níže).

Částečně oxidované kousky draslíku uložené v minerálním oleji. Zdroj: 2 × 910

Draslík reaguje výbušně s vodou za vzniku hydroxidu draselného a plynného vodíku. Za výbušnost reakce je zodpovědný právě tento plyn. Když hoří v zapalovači, jeho vzrušené atomy zbarvují plamen intenzivní fialovou barvou; to je jeden z jeho kvalitativních testů.

Je to sedmý nejhojnější kov v zemské kůře a představuje 2,6% jeho hmotnosti. Nachází se hlavně v vyvřelých horninách, břidlicích a sedimentech, kromě minerálů, jako je sylvit (KCl). Na rozdíl od sodíku je jeho koncentrace v mořské vodě nízká (0,39 g / l).

Draslík byl izolován v roce 1807 anglickým chemikem Sirem Humphreyem Davym, elektrolýzou roztoku jeho hydroxidu, KOH. Tento kov byl jako první izolován elektrolýzou a Davy mu dal anglické jméno draslík.

V Německu se však název kalium používal pro označení kovu. Právě z tohoto příjmení pochází písmeno „K“, které se používá jako chemický symbol pro draslík.

Samotný kov má malé průmyslové použití, ale vede k mnoha užitečným sloučeninám. Biologicky je však mnohem důležitější, protože je jedním ze základních prvků našeho těla.

Například v rostlinách upřednostňuje fotosyntézu, proces osmózy. Podporuje také syntézu proteinů, čímž podporuje růst rostlin.

Dějiny

Potaš

Od dávných dob používá člověk potaš jako hnojivo, ignoruje existenci draslíku, mnohem méně jeho vztah k potaši. To bylo připraveno z popela kmenů a listů stromů, ke kterým byla přidána voda, která byla později odpařena.

Zelenina obsahuje většinou draslík, sodík a vápník. Sloučeniny vápníku jsou však ve vodě špatně rozpustné. Z tohoto důvodu byl potaš koncentrát sloučenin draslíku. Slovo je odvozeno od kontrakce anglických slov 'pot' a 'popel'.

V roce 1702 navrhl G. Ernst Stahl rozdíl mezi sodnými a draselnými solemi; Tento návrh byl ověřen Henry Duhamel du Monceau v roce 1736. Protože přesné složení solí nebylo známo, Antoine Lavoiser (1789) se rozhodl nezahrnout zásady do seznamu chemických prvků.

Objev

V roce 1797 objevil německý chemik Martin Klaproth potaš v minerálech leucite a lepidolite, takže dospěl k závěru, že to není jen produkt rostlin.

V roce 1806 anglický chemik Sir Humphrey Davy objevil, že vazba mezi prvky sloučeniny byla v přírodě elektrická.

Davy poté izoloval draslík elektrolýzou hydroxidu draselného, ​​přičemž pozoroval globuly s kovovým leskem, který se akumuloval v anodě. Kov označil anglickým etymologickým slovem draslík.

V 1809, Ludwig Wilhelm Gilbert navrhl jméno kalium (kalium) pro Davy draslík. Berzelius vyvolal název kalium, aby přidělil draselný chemický symbol „K“.

Nakonec Justus Liebig v roce 1840 zjistil, že draslík je nezbytným prvkem rostlin.

Struktura a elektronová konfigurace draslíku

Kovový draslík krystalizuje za normálních podmínek ve struktuře krychlové (bcc) soustředěné na tělo. Toto se vyznačuje tenkou vrstvou, která souhlasí s vlastnostmi draslíku. Atom K je obklopen osmi sousedy přímo ve středu krychle a ostatní atomy K jsou umístěny ve vrcholcích.

Tato fáze bcc je také označena jako fáze KI (první). Když se tlak zvýší, krystalická struktura se zhutní do kubické (fcc) fáze orientované na obličej. K tomu, aby k tomuto přechodu došlo spontánně, je však zapotřebí tlak 11 GPa.

Tato hustší fcc fáze je známá jako K-II. Při vyšších tlacích (80 GPa) a nižších teplotách (méně než -120 ºC) získává draslík třetí fázi: K-III. K-III je charakterizována svou schopností pojmout jiné atomy nebo molekuly v krystalických dutinách.

Existují také dvě další krystalické fáze při ještě vyšších tlacích: K-IV (54 GPa) a KV (90 GPa). Při velmi nízkých teplotách draslík dokonce vykazuje amorfní fázi (s narušenými atomy K).

Oxidační číslo

Elektronová konfigurace draslíku je:

4s ¹

4s orbitál je nejvzdálenější, a proto má jediný valenční elektron. To je teoreticky odpovědné za kovovou vazbu, která drží atomy K pohromadě k definování krystalu.

Ze stejné konfigurace elektronů je snadné pochopit, proč draslík má obvykle vždy (nebo téměř vždy) oxidační číslo +1. Když ztratí jeden elektron, aby vytvořil kation K ⁺, argon s ušlechtilým plynem, s jeho plným valenčním oktetem, se stane isoelektronickým.

Ve většině derivátů se předpokládá, že draslík je K ⁺ (i když jeho vazby nejsou čistě iontové).

Na druhé straně, ačkoli méně pravděpodobný, draslík může získat elektron, mít dva elektrony v jeho 4s orbitální. Kovový vápník se tak stává isoelektronickým:

4s ²

Poté se říká, že získal elektron a má záporné oxidační číslo, -1. Když se toto oxidační číslo počítá ve směsi, předpokládá se existence aniontu potasidu K ^-.

Vlastnosti

Vzhled

Lesklý bílý stříbrný kov.

Molární hmotnost

39,0983 g / mol.

Bod tání

83,5 ° C

Bod varu

759 ° C

Hustota

-0,862 g / cm ³, při teplotě místnosti.

-0,828 g / cm ³, na bod tání (kapalina).

Rozpustnost

Prudce reaguje s vodou. Rozpustný v kapalném amoniaku, ethylendiaminu a anilinu. Rozpustný v jiných alkalických kovech za vzniku slitin a v rtuti.

Hustota par

1.4 ve vztahu ke vzduchu považovanému za 1.

Tlak páry

8 mmHg při 432 ° C

Stabilita

Stabilní, pokud je chráněno před vzduchem a vlhkostí.

Žíravost

Při styku s kovy může být leptavý. Při kontaktu může způsobit popálení kůže a očí.

Povrchové napětí

86 dyn / cm při 100 ° C

Teplo fúze

2,33 kJ / mol.

Odpařovací teplo

76,9 kJ / mol.

Molární tepelná kapacita

29,6 J / (mol · K).

Elektronegativita

0,82 na Paulingově stupnici.

Ionizační energie

První úroveň ionizace: 418,8 kJ / mol.

Druhá úroveň ionizace: 3,052 kJ / mol.

Třetí úroveň ionizace: 4 420 kJ / mol.

Atomové rádio

227 hodin.

Kovalentní poloměr

203 ± 12 hodin.

Teplotní roztažnost

83,3 µm / (m · K) při 25 ° C

Tepelná vodivost

102,5 W / (mK).

Elektrický odpor

72 nΩ · m (při 25 ° C).

Tvrdost

0,4 na Mohsově stupnici.

Přírodní izotopy

Draslík se vyskytuje hlavně jako tři izotopy: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) a ⁴⁰ K (0,012%, radioaktivní β-emise)

Nomenklatura

Sloučeniny draslíku mají ve výchozím nastavení oxidační číslo +1 (s velmi zvláštními výjimkami). V nomenklatuře zásob se proto na konci názvů vynechává (I); a v tradiční nomenklatuře končí jména příponou -ico.

Například KCl je chlorid draselný, nikoli chlorid draselný (I). Podle systematické nomenklatury je tradičním názvem chlorid draselný nebo monochlorid draselný.

Pokud jde o zbytek, pokud se nejedná o velmi běžná jména nebo minerály (jako je silvin), nomenklatura kolem draslíku je poměrně jednoduchá.

Tvary

Draslík se v přírodě nenachází v kovové formě, ale může se v této formě průmyslově získat pro určité použití. Nachází se hlavně v živých bytostech, v iontové formě (K ⁺). Obecně je to hlavní intracelulární kation.

Draslík je přítomen v mnoha sloučeninách, jako je hydroxid draselný, acetát nebo chlorid atd. Je také součástí asi 600 minerálů, včetně sylvitu, alunitu, karnalitu atd.

Draslík tvoří slitiny s jinými alkalickými prvky, jako je sodík, cesium a rubidium. Vytváří také ternární slitiny se sodíkem a cesiem prostřednictvím tzv. Eutektických fúzí.

Biologická role

Rostliny

Draslík tvoří spolu s dusíkem a fosforem tři hlavní rostlinné živiny. Draslík je absorbován kořeny v iontové formě: proces upřednostňovaný existencí odpovídajících podmínek vlhkosti, teploty a oxygenace.

Reguluje otevírání a uzavírání listových stomatů: aktivita, která umožňuje absorpci oxidu uhličitého, který se kombinuje s vodou během fotosyntézy za vzniku glukózy a kyslíku; Jedná se o látky vytvářející ATP, které představují hlavní zdroj energie živých bytostí.

Usnadňuje syntézu některých enzymů souvisejících s růstem rostlin, kromě škrobu, energetické rezervní látky. Zasahuje také do osmózy: proces nezbytný pro absorpci kořenů vody a minerálů; a stoupání vody přes xylem.

Chloróza je projevem nedostatku draslíku v rostlinách. Je charakterizováno tím, že listy ztrácejí zeleň a zbarvují se žlutou, s spálenými okraji; a konečně dochází k defoliaci se zpožděním v růstu rostlin.

Zvířata

U zvířat je obecně draslík hlavním intracelulárním kationtem s koncentrací 140 mmol / l; zatímco extracelulární koncentrace se pohybuje mezi 3,8 a 5,0 mmol / L. 98% draslíku v těle je omezeno na intracelulární kompartment.

Přestože příjem draslíku se může pohybovat mezi 40 a 200 mmol / den, jeho extracelulární koncentrace je udržována konstantní regulací vylučování ledvinami. Hormon aldosteron, který reguluje sekreci draslíku na úrovni sběrných a distálních kanálků, se podílí na tom.

Draslík je ústřední odpovědný za udržování intracelulární osmolarity, a proto je odpovědný za udržování celulární integrity.

Přestože je plazmatická membrána relativně propustná pro draslík, její intracelulární koncentrace je udržována aktivitou enzymu Na, ATPase (sodíková a draselná pumpa), který odstraňuje tři atomy sodíku a zavádí dva atomy draslíku.

Repolarizace buněk

Excitabilní buňky tvořené neurony a pruhovanými a hladkými svalovými buňkami; a pruhované svalové buňky, tvořené kosterními a srdečními svalovými buňkami, jsou všechny schopné tvořit akční potenciál.

Vnitřek excitovatelných buněk je záporně nabitý ve vztahu k vnějšímu povrchu buňky, ale při správné stimulaci se zvyšuje permeabilita plazmatické membrány buněk na sodík. Tento kation proniká plazmatickou membránou a stává se pozitivním vnitřkem buňky.

Fenomén, který nastal, se nazývá akční potenciál, který má řadu vlastností, mezi nimi je schopen se šířit v celém neuronu. Příkaz vydaný mozkem cestuje jako akční potenciál k danému svalu, aby způsobil jeho kontrakci.

Aby se objevil nový akční potenciál, musí mít vnitřek buňky záporný náboj. K tomu je únik draslíku z vnitřku buňky a vrací se do původní negativity. Tento proces se nazývá repolarizace, která je hlavní funkcí draslíku.

Proto je tvorba akčních potenciálů a zahájení kontrakce svalů považována za sdílenou odpovědnost sodíku a draslíku.

Další funkce

Draslík slouží jiným funkcím u lidí, jako je vaskulární tonus, kontrola systémového krevního tlaku a gastrointestinální motilita.

Zvýšení plazmatické koncentrace draslíku (hyperkalémie) vyvolává řadu příznaků, jako je úzkost, nevolnost, zvracení, bolest břicha a nepravidelnosti na elektrokardiogramu. Vlna T, která souvisí s repolarizací komor, je vysoká a široká.

Tento záznam je vysvětlen, protože jak se zvyšuje extracelulární koncentrace draslíku, opouští vnější část buňky pomaleji, takže komorová repolarizace je pomalejší.

Snížení koncentrace draslíku v plazmě (hypokalcemie) má mimo jiné následující příznaky: slabost svalů, snížená pohyblivost střev, snížená glomerulární filtrace, srdeční arytmie a zploštění T vlny elektrokardiogramu.

T vlna je zkrácena, protože snížením extracelulární koncentrace draslíku je usnadněn jeho výstup směrem k vnějšímu povrchu buněk a doba repolarizace se snižuje.

Kde je nalezen draslík a produkce

Krystal křemíku, který se skládá prakticky z chloridu draselného. Zdroj: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Draslík se vyskytuje hlavně v vyvřelých horninách, břidlicích a sedimentech. Také v minerálech, jako je muskovit a ortoklas, které jsou nerozpustné ve vodě. Ortoklasa je minerál, který se obvykle vyskytuje v vyvřelých horninách a žule.

Draslík je také přítomen ve vodě rozpustných minerálních látek, jako je například carnalite (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvinit (KCI), a landbeinite, které se nacházejí v suchých jezero postele a na dně moře.

Kromě toho se draslík nachází v solankách a jako produkt spalování rostlinných kmenů a listů v procesu používaném k výrobě potaše. Přestože je jeho koncentrace v mořské vodě nízká (0,39 g / l), používá se také k získání draslíku.

Draslík je přítomen ve velkých ložiscích, jako je ložisko v kanadském Saskatchewanu, bohaté na minerální sylvit (KCl) a schopné produkovat 25% světové spotřeby draslíku. Solné odpadní kapaliny mohou obsahovat významné množství draslíku ve formě KCl.

Elektrolýza

Draslík se vyrábí dvěma způsoby: elektrolýzou a tepelným. Při elektrolýze se postupuje podle Davyho k izolaci draslíku bez větších úprav.

Tento způsob však nebyl z průmyslového hlediska účinný, protože musí být snížena vysoká teplota tání roztavených sloučenin draslíku.

Metoda elektrolýzy hydroxidu draselného byla průmyslově používána ve 20. letech 20. století, nicméně tepelná metoda ji nahradila a po roce 1950 se stala dominantní metodou pro výrobu tohoto kovu.

Tepelná metoda

Při tepelné metodě se draslík vyrábí redukcí roztaveného chloridu draselného při 870 ° C. Ten se kontinuálně přivádí do destilační kolony naplněné solí. Mezitím sodná pára prochází kolonou, aby způsobila redukci chloridu draselného.

Draslík je nejprchavější složkou reakce a hromadí se v horní části destilační kolony, kde se shromažďuje nepřetržitě. Výroba kovového draslíku tepelnou metodou může být nastíněna v následující chemické rovnici:

Na (g) + KCl (1) => K (1) + NaCl (1)

Griesheimerův proces, který používá reakci fluoridu draselného s karbidem vápníku, se také používá při výrobě draslíku:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

Reakce

Anorganická

Draslík je vysoce reaktivní prvek, který reaguje rychle s kyslíkem za vzniku tří oxidů: oxid draselný (K ₂ O), peroxid (K ₂ O ₂), a peroxid (KO ₂).

Draslík je silně redukujícím prvkem, a proto oxiduje rychleji než většina kovů. Používá se pro redukci kovových solí, nahrazování draslíku kovem v soli. Tato metoda umožňuje získání čistých kovů:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Draslík silně reaguje s vodou za vzniku hydroxidu draselného a uvolňuje výbušný plynný vodík (obrázek níže):

Kovový draslík reagující s vodným roztokem fenolftaleinu, který se po uvolnění OH-iontů do média změní na fialově červenou. Všimněte si tvorby plynného vodíku. Zdroj: Ozone aurora a Philip Evans prostřednictvím Wikipedie.

Hydroxid draselný může reagovat s oxidem uhličitým za vzniku uhličitanu draselného.

Draslík reaguje s oxidem uhelnatým při teplotě 60 ° C za vzniku výbušné karbonylovou skupinu (K ₆ C ₆ O ₆). Reaguje také s vodíkem při 350 ° C a vytváří hydrid. Je také vysoce reaktivní s halogeny a exploduje při kontaktu s kapalným bromem.

K výbuchu také dochází, když draslík reaguje s halogenovanými kyselinami, jako je kyselina chlorovodíková, a směs je silně zasažena nebo třepána. Roztavený draslík dále reaguje se sirou a sirovodíkem.

Organické

Reaguje s organickými sloučeninami obsahujícími aktivní skupiny, ale je inertní vůči alifatickým a aromatickým uhlovodíkům. Draslík reaguje pomalu s amoniakem za vzniku potasominu (KNH ₂).

Na rozdíl od sodíku reaguje draslík s uhlíkem ve formě grafitu za vzniku řady interlaminárních sloučenin. Tyto sloučeniny mají atomové poměry uhlík-draslík: 8, 16, 24, 36, 48, 60 nebo 1; např. KC ₆₀.

Aplikace

Kovový draslík

Neexistuje velká průmyslová poptávka po kovovém draslíku. Většina z toho se přeměňuje na superoxid draselný, který se používá v respirátorech, protože uvolňuje kyslík a odstraňuje oxid uhličitý a vodní páru.

Slitina NaK má velkou schopnost absorbovat teplo, proto se v některých jaderných reaktorech používá jako chladivo. Podobně se v turbínách používá odpařený kov.

Sloučeniny

Chlorid

KCl se používá v zemědělství jako hnojivo. Používá se také jako surovina pro výrobu dalších sloučenin draslíku, jako je hydroxid draselný.

Hydroxid

Také známý jako kaustický potaš, KOH, se používá při výrobě mýdel a detergentů.

Jeho reakcí s jodem vzniká jodid draselný. Tato sůl se přidává do stolní soli (NaCl) a krmí se, aby byla chráněna před nedostatkem jódu. Hydroxid draselný se používá při výrobě alkalických baterií.

Dusičnan

Také známý jako ledek, KNO ₃, používá se jako hnojivo. Kromě toho se používá při zpracování ohňostrojů; jako konzervant potravin a ve tvrzeném skle.

Chromát

Používá se při výrobě hnojiv a draslíku.

Uhličitan

Používá se při výrobě skla, zejména při výrobě televizorů.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Draslík. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Krystalová struktura draslíku. Sborník Národní akademie věd Spojených států amerických, 8 (8), 254–255. doi: 10,1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata a kol. (2017). Strukturální fázový přechod draslíku za podmínek vysokého tlaku a nízké teploty. J. Phys.: Conf. Ser. 950 042020.
5. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Draslík. PubChem Database., CID = 5462222. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Editors of Encyclopaedia Britannica. (3. května 2019). Draslík. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
7. Královská společnost chemie. (2019). Draslík. Obnoveno z: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (24. ledna 2019). 10 Fakta draslíku. Obnoveno z: thinkco.com
9. Nejlepší & Taylor. (2003). Fyziologický základ lékařské praxe. (13. vydání ve španělštině). Editorial Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (2. března 2018). Význam draslíku (K) v pěstovaných rostlinách. Obnoveno z: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Draslík. Obnoveno z: lenntech.com