Rīgas
Komercskolas
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
ãLauma 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,
ã 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.).
ã 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- ½4
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.
ã 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.
ã 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.
ã 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.
ã 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:
ü Kālija hlorīds KCl,
K2O
saturs 57 … 62%.
ü 40% kālija sāls KCl
( ar NaCl piemaisījumu līdz 35%); K2O saturs ~ 40%.
ü Kālija sulfāts K2SO4; K2O saturs
45…50%.
ü Kālija nitrāts KNO3; K2O saturs ~
46%.
ü 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
ã 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.
ã 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.
ã 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.
ã Lauma
Balode 2.c kurss
Nav komentāru:
Ierakstīt komentāru