Potasyumun tanımı. Potasyum biyojenik öneme sahip bir metaldir. Potasyum eksikliği belirtileri
Potasyum periyodik tablonun on dokuzuncu elementidir ve alkali metaller grubuna aittir. Bu, normal koşullar altında katı halde bulunan basit bir maddedir. toplama durumu. Potasyum 761 °C sıcaklıkta kaynar. Elementin erime noktası 63 °C'dir. Potasyum metalik parlaklığa sahip gümüşi beyaz bir renge sahiptir.
Potasyumun kimyasal özellikleri
Potasyum - yüksek kimyasal aktiviteye sahiptir, bu nedenle depolanamaz açık havada: Alkali metal çevredeki maddelerle anında reaksiyona girer. Bu kimyasal element periyodik tablonun I. grubuna ve IV. periyoduna aittir. Potasyum metallerin tüm karakteristik özelliklerine sahiptir.
Halojenler (brom, klor, flor, iyot) ve fosfor, nitrojen ve oksijen içeren basit maddelerle etkileşime girer. Potasyumun oksijenle etkileşimine oksidasyon denir. Bu kimyasal reaksiyon sırasında oksijen ve potasyum 4:1 molar oranında tüketilir ve bunun sonucunda iki kısım potasyum oksit oluşur. Bu etkileşim reaksiyon denklemi ile ifade edilebilir:
4K + O₂ = 2K₂O
Potasyum yandığında parlak mor bir alev gözlenir.
Bu etkileşim, potasyum tayini için kalitatif bir reaksiyon olarak kabul edilir. Potasyumun halojenlerle reaksiyonları isimlerine göre adlandırılır. kimyasal elementler: Bu florlama, iyotlama, brominasyon, klorlamadır. Bu tür etkileşimler ekleme reaksiyonlarıdır. Bir örnek, potasyum ve klor arasındaki reaksiyon olup, potasyum klorür oluşumuyla sonuçlanır. Böyle bir etkileşimi gerçekleştirmek için iki mol potasyum ve bir mol alın. Sonuç olarak iki mol potasyum oluşur:
2К + СІ₂ = 2КІ
Potasyum klorürün moleküler yapısıAçık havada yanarken 6:1 molar oranında potasyum ve nitrojen tüketilir. Bu etkileşimin bir sonucu olarak iki kısım miktarında potasyum nitrür oluşur:
6K + N₂ = 2K₃N
Bileşik yeşil-siyah kristaller halinde görünür. Potasyum fosforla aynı prensibe göre reaksiyona girer. 3 mol potasyum ve 1 mol fosfor alırsanız 1 mol fosfit elde edersiniz:
3К + Р = К₃Р
Potasyum hidrojenle reaksiyona girerek bir hidrit oluşturur:
2K + N₂ = 2KN
Tüm ekleme reaksiyonları yüksek sıcaklıklarda gerçekleşir
Potasyumun karmaşık maddelerle etkileşimi
Potasyumun reaksiyona girdiği karmaşık maddeler arasında su, tuzlar, asitler ve oksitler bulunur. Potasyum reaktif bir metal olduğundan hidrojen atomlarını bileşiklerinden uzaklaştırır. Bir örnek, potasyum ve arasında meydana gelen reaksiyondur. hidroklorik asit. Bunu gerçekleştirmek için 2 mol potasyum ve asit alınır. Reaksiyon sonucunda 2 mol potasyum klorür ve 1 mol hidrojen oluşur:
2K + 2НІ = 2КІ + Н₂
Potasyumun su ile etkileşimi sürecini daha ayrıntılı olarak ele almaya değer. Potasyum suyla şiddetli reaksiyona girer. Serbest bırakılan hidrojen tarafından itilerek suyun yüzeyi boyunca hareket eder:
2K + 2H₂O = 2KOH + H₂
Reaksiyon sırasında birim zamanda çok fazla ısı açığa çıkar, bu da potasyumun tutuşmasına ve hidrojenin açığa çıkmasına neden olur. Bu çok ilginç bir süreçtir: Potasyum suyla temas ettiğinde anında tutuşur, menekşe rengi bir alev çatırdar ve suyun yüzeyinde hızla hareket eder. Reaksiyonun sonunda yanan potasyum ve reaksiyon ürünlerinin damlacıklarının sıçradığı bir parlama meydana gelir.
Potasyumun su ile reaksiyonu
Potasyumun suyla reaksiyonunun ana son ürünü potasyum hidroksittir (alkali). Potasyumun suyla reaksiyonunun denklemi:
4K + 2H₂O + O₂ = 4KOH
Dikkat! Bu deneyimi kendiniz tekrarlamaya çalışmayın!
Deney yanlış yapılırsa alkaliden yanabilirsiniz. Reaksiyon için genellikle içine bir parça potasyumun yerleştirildiği suyla bir kristalleştirici kullanılır. Hidrojenin yanması durur durmaz birçok kişi kristalleştiriciye bakmak ister. Şu anda, potasyumun suyla reaksiyonunun son aşaması, zayıf bir patlama ve ortaya çıkan sıcak alkalinin sıçramasıyla birlikte meydana gelir. Bu nedenle güvenlik nedeniyle reaksiyon tamamen tamamlanıncaya kadar laboratuvar tezgahından belirli bir mesafe bırakılmasında fayda vardır. Evde çocuklarınızla yapabileceğiniz en muhteşem deneyleri bulacaksınız.
Potasyumun yapısı
Bir potasyum atomu, proton ve nötronlardan oluşan bir çekirdek ve onun etrafında dönen elektronlardan oluşur. Elektron sayısı her zaman çekirdeğin içindeki proton sayısına eşittir. Bir atomdan bir elektron çıkarıldığında veya atoma eklendiğinde nötr olmayı bırakır ve iyon haline gelir. İyonlar katyonlara ve anyonlara ayrılır. Katyonların pozitif yükü, anyonların ise negatif yükü vardır. Bir atoma bir elektron eklendiğinde anyon haline gelir; elektronlardan biri yörüngesinden çıkarsa nötr atom katyona dönüşür.
Potasyumun seri numarası periyodik tablo Mendeleev - 19. Bu, bir kimyasal elementin çekirdeğinde de 19 proton olduğu anlamına gelir. Sonuç: Çekirdeğin çevresinde 19 elektron vardır. Yapıdaki proton sayısı şu şekilde belirlenir: kimyasal elementin atom numarasını çıkarın. atom kütlesinden. Sonuç: Potasyum çekirdeğinde 20 proton vardır. Potasyum IV dönemine aittir, elektronların eşit olarak dağıldığı ve sürekli hareket halinde olduğu 4 "yörüngeye" sahiptir. İlk "yörünge" 2 elektron içerir, ikincisi - 8; üçüncü ve son dördüncü “yörüngede” 1 elektron döner. Bu açıklıyor yüksek seviye Potasyumun kimyasal aktivitesi: Son “yörüngesi” tamamen dolmadığından element diğer atomlarla birleşme eğilimindedir. Bunun sonucunda iki elementin son yörüngelerindeki elektronlar ortak hale gelecektir.
Potasyum, Mendeleev'in periyodik tablosundaki 19 numaralı elemente verilen addır. Madde genellikle büyük harf K (Latin Kalium'dan) ile gösterilir. Rusça kimyasal isimlendirme elemanın gerçek adı G.I. sayesinde ortaya çıktı. 1831'de Hess. Başlangıçta potasyuma Arapça'da "bitki külü" anlamına gelen "al-kali" adı verildi. Maddenin ilk üretimi için malzeme haline gelen kostik potasyumdu. Kostik potasyum ise yanan bitkilerin bir ürünü olan potasyumdan (potasyum karbonat) elde edildi. Kaşifi H. Davy'ydi. Potasyum karbonatın modern bir deterjanın prototipi olduğunu belirtmekte fayda var. Daha sonra gübre yapımında kullanıldı. tarım, cam üretiminde ve diğer amaçlarla. Şu anda potas, resmi tescili yapılmış bir gıda katkı maddesidir ve potasyumun tamamen farklı şekillerde çıkarılmasını öğrenmişlerdir.
Doğada potasyum yalnızca diğer elementlerle (örneğin deniz suyu veya minerallerle) bileşikler halinde bulunabilir; serbest formu hiç oluşmaz. Açık havada oldukça kısa bir sürede oksitlenme ve aynı zamanda havaya girme kabiliyetine sahiptir. kimyasal reaksiyonlar(örneğin potasyum suyla reaksiyona girdiğinde bir alkali oluşur).
| Ülke, dünyanın bir parçası | Genel rezervler | Rezervler onaylandı | Dünyanın yüzdesi | Ortalama içerik |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 |
| Rusya | 19118 | 3658 | 31,4 | 17,8 |
| Avrupa | 3296 | 2178 | 18,5 | - |
| Belarus | 1568 | 1073 | 9,1 | 16 |
| Büyük Britanya | 30 | 23 | 0,2 | 14 |
| Almanya | 1200 | 730 | 6,2 | 14 |
| ispanya | 40 | 20 | 0,2 | 13 |
| İtalya | 40 | 20 | 0,2 | 11 |
| Polonya | 10 | 10 | 0,1 | 12 |
| Ukrayna | 375 | 292 | 2,5 | 11 |
| Fransa | 33 | 10 | 0,1 | 15 |
| Asya | 2780 | 1263 | 10,8 | - |
| İsrail | 600 | 44 | 0,4 | 1,4 |
| Ürdün | 600 | 44 | 0,4 | 1,4 |
| Kazakistan | 102 | 54 | 0,5 | 8 |
| Çin | 320 | 320 | 2,7 | 12 |
| Tayland | 150 | 75 | 0,6 | 2,5 |
| Türkmenistan | 850 | 633 | 5,4 | 11 |
| Özbekistan | 159 | 94 | 0,8 | 12 |
| Afrika | 179 | 71 | 0,6 | - |
| Kongo | 40 | 10 | 0,1 | 15 |
| Tunus | 34 | 19 | 0,2 | 1,5 |
| Etiyopya | 105 | 42 | >0,4 | 25 |
| 14915 | 4548 | 38,7 | - | |
| Arjantin | 20 | 15 | 0,1 | 12 |
| Brezilya | 160 | 50 | 0,4 | 15 |
| Kanada | 14500 | 4400 | 37,5 | 23 |
| Meksika | 10 | - | 0 | 12 |
| Amerika Birleşik Devletleri | 175 | 73 | 0,6 | 12 |
| Şili | 50 | 10 | 0,1 | 3 |
| Toplam: | 40288 | 11744 | 100 | - |
Potasyum açıklaması
Potasyum basit haliyle bir alkali metaldir. Gümüşi beyaz bir renk ile karakterizedir. Taze bir yüzey anında parlaklaşır. Potasyum kolaylıkla eritilebilen yumuşak bir metaldir. Madde veya bileşikleri yakıcının alevine konursa ateş pembe-mor bir renk alacaktır.
Potasyumun fiziksel özellikleri
Potasyum kesilmesi kolay, çok yumuşak bir metaldir sıradan bir bıçakla. Brinell sertliği 400 kn/m2'dir (veya 0,04 kgf/mm2). Gövde merkezli kübik kristal kafese sahiptir (5 = 5,33 A). Yoğunluğu 0,862 g/cm3'tür (20 0 C). Madde 63,55 0 C sıcaklıkta erimeye başlar ve 760 0 C'de kaynar. 8,33 * 10-5 (0-50 0 C) değerinde bir termal genleşme katsayısına sahiptir. Onun özısı 20 0 C sıcaklıkta 741,2 J/(kg*K) veya 0,177 cal/(g* 0 C). Aynı sıcaklıkta 7.118*10-8 ohm*m'ye eşit spesifik elektriksel dirence sahiptir. Metalin elektrik direncinin sıcaklık katsayısı 5,8 * 10 -15'tir.
Potasyum kübik kristaller oluşturur, uzay grubu I m3m, hücre parametreleri A= 0,5247 nm, Z = 2.
Kimyasal özellikler
Potasyum bir alkali metaldir. Bu bakımdan potasyumun metalik özellikleri tıpkı diğer benzer metaller gibi tipik olarak kendini gösterir. Element güçlü kimyasal aktivite gösterir ve ayrıca güçlü bir indirgeyici madde olarak da görev yapar. Yukarıda bahsedildiği gibi metal, yüzeyindeki filmlerin ortaya çıkmasıyla kanıtlandığı gibi havayla aktif olarak reaksiyona girer ve bunun sonucunda rengi değişir. sıkıcı. Bu reaksiyon çıplak gözle gözlemlenebilir. Potasyum atmosferle yeterince uzun süre temas halinde kalırsa, tamamen yok olma olasılığı vardır. Su ile reaksiyona girdiğinde karakteristik bir patlama meydana gelir. Bunun nedeni, karakteristik pembemsi-mor bir alevle tutuşan, açığa çıkan hidrojendir. Potasyumla reaksiyona giren suya fenolftalein eklendiğinde koyu kırmızı bir renk alır, bu da ortaya çıkan potasyum hidroksitin (KOH) alkali reaksiyonunu gösterir.
Bir metal Na, Tl, Sn, Pb, Bi gibi elementlerle etkileşime girdiğinde intermetalik bileşikler oluşur
Potasyumun belirtilen özellikleri, maddenin depolanması sırasında belirli güvenlik kurallarına ve koşullarına uyulması gerektiğini gösterir. Bu nedenle madde bir benzin, gazyağı veya silikon tabakası ile kaplanmalıdır. Bu, hava veya su ile temasını tamamen ortadan kaldırmak için yapılır.
Oda sıcaklığında metalin halojenlerle reaksiyona girdiğini belirtmekte fayda var. Biraz ısıtırsanız kükürt ile kolaylıkla etkileşime girer. Sıcaklık artarsa potasyum selenyum ve tellür ile birleşebilir. Hidrojen atmosferinde sıcaklığı 200 0 C'nin üzerine çıkarırsanız, KH hidrit oluşur ve bu da alev almadan tutuşabilir. dışarıdan yardım yani kendi başına. Bunun için uygun koşullar yaratılsa bile potasyum nitrojenle hiçbir şekilde etkileşime girmez ( yükselmiş sıcaklık ve basınç). Ancak bu iki madde bir elektrik boşalmasıyla etkilenerek temas ettirilebilir. Bu durumda potasyum azid KN3 ve potasyum nitrür K3N elde edersiniz. Grafit ve potasyumu birlikte ısıtırsanız sonuç KC 8 (300 ° C'de) ve KC 16 (360 ° C'de) karbürlerdir.
Potasyum ve alkoller reaksiyona girdiğinde alkolatlar elde edilir. Ek olarak potasyum, olefinlerin ve diolefinlerin polimerizasyon sürecini önemli ölçüde hızlandırır. Haloalkiller ve haloariller, on dokuzuncu elementle birlikte potasyum alkilleri ve potasyum arillerini oluşturur.
| karakteristik | Anlam |
|---|---|
| Atomun özellikleri | |
| İsim, sembol, numara | Potasyum / Kalium (K), 19 |
| Atom kütlesi (molar kütle) | 39.0983(1)a. em (g/mol) |
| Elektronik konfigürasyon | 4s1 |
|
Atom yarıçapı |
235:00 |
| Kimyasal özellikler | |
| Kovalent yarıçap | 203:00 |
| İyon yarıçapı | 133:00 |
| Elektronegatiflik | 0,82 (Pauling ölçeği) |
| Elektrot potansiyeli | −2,92 V |
| Oksidasyon durumları | 0; +1 |
|
İyonlaşma enerjisi (ilk elektron) |
418,5 (4,34) kJ/mol (eV) |
| Basit bir maddenin termodinamik özellikleri | |
| Yoğunluk (normal şartlarda) | 0,856 gr/cm³ |
| Erime sıcaklığı | 336,8K; 63,65 °C |
| Kaynama sıcaklığı | 1047K; 773,85°C |
| Ud. füzyon ısısı | 2,33 kJ/mol |
| Ud. buharlaşma ısısı | 76,9 kJ/mol |
| Molar ısı kapasitesi | 29,6 J/(K mol) |
| Molar hacim | 45,3 cm³/mol |
| Kristal hücre basit madde | |
| Kafes yapısı | Kübik vücut merkezli |
| Kafes parametreleri | 5,332 Å |
| Debye sıcaklığı | 100 bin |
Potasyum atomunun elektronik yapısı
Potasyum pozitif yüklü bir atom çekirdeğine (+19) sahiptir. Bu atomun ortasında 19 proton ve 19 nötron bulunur ve bunların etrafı 19 elektronun sürekli hareket halinde olduğu dört yörüngeyle çevrilidir. Elektronlar yörüngelerde aşağıdaki sıraya göre dağıtılır:
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1 .
Bir metal atomunun dış enerji seviyesi yalnızca 1 değerlik elektronu içerir. Bu, kesinlikle tüm bileşiklerde potasyumun değerliğinin 1 olduğu gerçeğini açıklar. Lityum ve sodyumun aksine, bu elektron atomun çekirdeğinden daha uzak bir mesafede bulunur. Bahsedilen iki metal için söylenemeyen potasyumun artan kimyasal aktivitesinin nedeni budur. Böylece potasyumun dış elektron kabuğu aşağıdaki konfigürasyonla temsil edilir:
3 boş yer olmasına rağmen P- ve 3 D-orbitallerde uyarılmış durum yoktur.
Potasyum elementel bir maddedir, bir metaldir, o kadar aktiftir ki doğada külçe şeklinde oluşmaz. Potasyum mineraller ve deniz suyunda, bitki ve hayvan organizmalarında bulunur ve bolluk açısından 7. sırada yer alır. Çok büyük biyojenik değer Canlı hücrelerin işleyişi için gerekli olduğu için.
Potasyumun fiziksel ve kimyasal özellikleri
Potasyum yumuşak (bıçakla kesilebilen), gümüş renkli, hafif (sudan hafif), eriyebilen bir maddedir. Pembe-mor bir alevle yanar.
Oksijen, su, halojenler ve seyreltik asitlerle aktif olarak reaksiyona giren bir alkali metal; reaksiyonlara sıklıkla bir patlama eşlik eder. Azotla reaksiyona girmez. Alkalilerle ve alkollerle reaksiyona girer.
Saf potasyumla çalışmak koruyucu ekipman kullanımını gerektirir çünkü cilt veya gözlerdeki en küçük parçacıklarla temas bile ciddi yanıklara neden olur.
Potasyum, havayla teması önleyen bir madde tabakası altında kapalı demir kaplarda saklanmalıdır: Mineral yağ, silikon, kurutulmuş gazyağı.
Potasyum ve bileşiklerinin kullanımı
Saf metal formundaki madde sınırlı sayıda alanda kullanılır:
- bazı akım kaynaklarındaki elektrotlar ondan yapılır;
- elektron tüplerinde vakumu koruyan bir gaz adsorbanı olarak kullanılır; fotosellerde, gaz deşarjlı lambalarda ve cihazlarda, termiyonik dönüştürücülerde, fotoçoğaltıcılarda;
- süperoksit üretimi için;
- potasyum-40 izotopu kullanılarak kayaların yaşı hesaplanır;
- Yapay izotop potasyum-42, tıpta ve biyolojide radyoaktif izleyici olarak kullanılıyor;
- potasyum ve sodyum alaşımı - normal koşullar altında soğutucu olarak kullanılan sıvı bir madde nükleer reaktörler. Diğer sıvı potasyum alaşımları da kullanılır.
Çeşitli potasyum bileşikleri çok daha fazla talep görmektedir.
- Tıbbi uygulamada potasyum klorür, potasyum iyodür, permanganat ve potasyum bromür kullanılır. Potasyum mutlaka karmaşık vitamin-mineral preparatlarına dahil edilir. Vücudumuzun kalp de dahil olmak üzere kas fonksiyonu için buna ihtiyacı vardır; Dengeli bir kan bileşimini, su ve asit-baz dengesini korumak için.
- Sanayi tarafından elde edilen potasyumun aslan payı (%90'dan fazlası), bitki gelişimi için hayati önem taşıyan potasyumlu gübrelerin üretimine gider. Bu amaçla tarımda çeşitli potasyum tuzları kullanılmaktadır. En çok talep edilen, potasyum nitrat, Hint veya Hint tuzu olarak bilinen nitrik asidin potasyum tuzudur. potasyum nitrat.
- KOH (potasyum hidroksit) akülerde gazları kurutmak için kullanılır.
- Potas (potasyum karbonat), potas optik camı üretmek için, gübre üretiminde, gaz arıtma, kurutma ve deri tabaklama işlemlerinde kullanılır. 
- Potasyum peroksit ve süperoksit absorbe eder karbon dioksit ve oksijeni serbest bırakın. Bu özellik gaz maskelerinde, madenlerde, denizaltılarda, uzay gemileri.
- Kumaşlar peroksitler kullanılarak ağartılır.
- Potasyum bileşikleri çeşitli patlayıcı ve yanıcı maddelerin bir parçasıdır.
- Laboratuvarda O2 üretimi için potasyum permanganat kullanılır.
- Potasyum bileşikleri elektrokaplama ve organik sentezlerde kullanılır. lazer teknolojisi ve fotoğrafçılık, asetilen ve çelik ve piezoelektronik üretiminde. Demir dışı metallerin ve çeliklerin lehimlenmesinde ve kimyasal aletlerin yıkanmasında kullanılırlar.
Potasyum iyodür, potasyum nitrat, potasyum karbonat, kimyasal reaktif mağazamızın sunduğu potasyum bileşiklerinin yalnızca küçük bir kısmıdır. Moskova ve Moskova bölgesinde, Prime Chemicals Group'tan laboratuvarlar ve üretim için mal satın almak uygun ve karlıdır. Mükemmel servis, teslimat ve teslim alma seçeneklerimiz var.
| Atomik numara | |
| Dış görünüş basit madde |
Gümüş-beyaz yumuşak metal |
| Atomun özellikleri | |
| Atom kütlesi (molar kütle) |
39.0983 a. em (g/mol) |
| Atom yarıçapı | |
| İyonlaşma enerjisi (ilk elektron) |
418,5 (4,34) kJ/mol (eV) |
| Elektronik konfigürasyon | |
| Kimyasal özellikler | |
| Kovalent yarıçap | |
| İyon yarıçapı | |
| Elektronegatiflik (Pauling'e göre) |
|
| Elektrot potansiyeli | |
| Oksidasyon durumları | |
| Basit bir maddenin termodinamik özellikleri | |
| Yoğunluk | |
| Molar ısı kapasitesi |
29,6 J/(Kmol) |
| Termal iletkenlik |
79,0 W/(m·K) |
| Erime sıcaklığı | |
| Erime Isısı |
102,5 kJ/mol |
| Kaynama sıcaklığı | |
| Buharlaşma ısısı |
2,33 kJ/mol |
| Molar hacim |
45,3 cm³/mol |
| Basit bir maddenin kristal kafesi | |
| Kafes yapısı |
kübik vücut merkezli |
| Kafes parametreleri | |
| c/a oranı | — |
| Debye sıcaklığı | |
| k | 19 |
| 39,0983 | |
| 4'lü 1 | |
- birinci grubun ana alt grubunun elemanı, dördüncü periyot periyodik tablo D.I. Mendeleev'in atom numarası 19 olan kimyasal elementleri. K sembolü (enlem. Kalium) ile gösterilir. Basit madde potasyum (CAS numarası: 7440-09-7), gümüşi beyaz renkte yumuşak bir alkali metaldir. Doğada potasyum yalnızca diğer elementlerle bileşiklerde bulunur, örneğin deniz suyu ve birçok mineralde bulunur. Havada çok çabuk oksitlenir ve özellikle suyla kimyasal reaksiyonlara girerek alkali oluşturur. Birçok bakımdan potasyumun kimyasal özellikleri sodyuma çok benzer, ancak biyolojik işlev ve canlı organizmaların hücreleri tarafından kullanılması açısından hala farklıdırlar. Potasyum isminin tarihçesi ve kökeni
Potasyum (daha doğrusu bileşikleri) eski çağlardan beri kullanılmaktadır. Böylece, deterjan olarak kullanılan potas üretimi 11. yüzyılda zaten mevcuttu. Saman veya odun yakıldığında oluşan kül, suyla işlendi ve elde edilen çözelti (kod suyu) filtrelemeden sonra buharlaştırıldı. Kuru kalıntı, potasyum karbonata ek olarak potasyum sülfat K2S04, soda ve potasyum klorür KCl içeriyordu.
1807 yılında İngiliz kimyager Davy, katı potasyum hidroksitin (KOH) elektrolizi ile potasyumu izole etti ve buna adını verdi. "potasyum"(lat. potasyum; bu isim halen İngilizce, Fransızca, İspanyolca, Portekizce ve Lehçe dillerinde kullanılmaktadır). 1809'da L. V. Gilbert “potasyum” (lat. kalyum, Arapça'dan. al-kali - potas). Bu isim dahil oldu Almanca, oradan Kuzey'in çoğu diline ve Doğu Avrupa(Rusça dahil) ve bu öğe için bir sembol seçerken “kazanıldı” - k.
Doğada potasyum varlığı
Özgür bir durumda bulunamadı. Potasyum, silvinit KCl NaCl, karnalit KCl MgCl2 6H20, kainit KCl MgS04 6H20'nin bir parçasıdır ve ayrıca bazı bitkilerin külünde karbonat K2C03 (potas) formunda bulunur. Potasyum tüm hücrelerde bulunur (aşağıdaki bölüme bakın) Biyolojik rol).
Potasyum - potasyum almak
Diğer alkali metaller gibi potasyum da erimiş klorürlerin veya alkalilerin elektrolizi ile elde edilir. Klorürler daha fazla olduğundan Yüksek sıcaklık eritme (600-650 °C), daha sonra düzleştirilmiş alkalilerin elektrolizi daha çok soda veya potas ilavesiyle (% 12'ye kadar) gerçekleştirilir. Erimiş klorürlerin elektrolizi sırasında, katotta erimiş potasyum salınır ve anotta klor salınır:
K + + e − → K
2Cl − − 2e − → Cl 2
Alkalilerin elektrolizi sırasında katotta erimiş potasyum da salınır ve anotta oksijen salınır:
4OH - − 4e - → 2H 2 Ö + Ö 2
Eriyikten gelen su hızla buharlaşır. Potasyumun klor veya oksijenle etkileşime girmesini önlemek için katot bakırdan yapılır ve üzerine bakır bir silindir yerleştirilir. Ortaya çıkan potasyum erimiş halde bir silindirde toplanır. Anot ayrıca nikelden (alkalilerin elektrolizi için) veya grafitten (klorürlerin elektrolizi için) bir silindir şeklinde yapılır.
Potasyumun fiziksel özellikleri
Potasyum, yeni oluşmuş bir yüzey üzerinde karakteristik bir parlaklığa sahip gümüşi bir maddedir. Çok hafif ve eriyebilir. Cıvada nispeten iyi çözünür ve amalgamlar oluşturur. Brülör alevine potasyum (ve bileşikleri) eklendiğinde alevi karakteristik pembe-mor renkte renklendirir.
Potasyumun kimyasal özellikleri
Potasyum, diğer alkali metaller gibi, tipik metalik özellikler sergiler ve kimyasal olarak çok aktiftir, kolayca elektron verir.
Güçlü bir indirgeyici ajandır. Oksijenle o kadar aktif bir şekilde birleşir ki bir oksit oluşmaz, potasyum süperoksit KO2 (veya K204) oluşur. Hidrojen atmosferinde ısıtıldığında potasyum hidrit KH oluşur. Halojenürler, sülfitler, nitritler, fosfitler vb. oluşturan tüm metal olmayanlarla ve ayrıca su (reaksiyon patlayıcı bir şekilde gerçekleşir), çeşitli oksitler ve tuzlar gibi karmaşık maddelerle iyi etkileşime girer. Bu durumda diğer metalleri serbest duruma indirgerler.
Potasyum bir gazyağı tabakası altında depolanır.
Potasyum oksitler ve potasyum peroksitler
Potasyum atmosferik oksijenle reaksiyona girdiğinde oksit değil, peroksit ve süperoksit oluşturur:
Potasyum oksit metalin çok az oksijen içeren bir ortamda 180 °C'yi aşmayacak bir sıcaklığa ısıtılmasıyla veya potasyum süperoksit ile potasyum metalinin bir karışımının ısıtılmasıyla elde edilebilir:
Potasyum oksitler belirgin temel özelliklere sahiptir ve su, asitler ve asit oksitler. Pratik önemi sahip değiller. Peroksitler, suda çözünebilen, alkaliler ve hidrojen peroksit oluşturan sarımsı beyaz tozlardır:
Karbondioksiti oksijenle değiştirme yeteneği, gaz maskelerinin yalıtılmasında ve denizaltılarda kullanılır. Emici olarak potasyum süperoksit ve sodyum peroksitin eş molar karışımı kullanılır. Karışım eşit molar değilse, fazla miktarda sodyum peroksit olması durumunda, salındığından daha fazla gaz emilecektir (iki hacim CO2 emildiğinde, bir hacim O2 açığa çıkar) ve kapalı bir alandaki basınç düşecek ve fazla miktarda potasyum süperoksit olması durumunda (iki hacim CO2 emildiğinde, üç hacim O serbest bırakılır 2) emilenden daha fazla gaz salınır ve basınç artar.
Eşmolar bir karışım durumunda (Na 2 O 2: K 2 O 4 = 1:1), emilen ve salınan gazların hacimleri eşit olacaktır (dört hacim CO 2 emildiğinde, dört hacim O 2 açığa çıkar) ).
Peroksitler güçlü oksitleyici maddeler olduğundan tekstil endüstrisinde kumaşları ağartmak için kullanılırlar.
Peroksitler, metallerin karbondioksitten arındırılmış havada kalsine edilmesiyle elde edilir.
Potasyum hidroksitler
Potasyum hidroksit (veya kostik potasyum) 360 °C sıcaklıkta eriyen sert beyaz opak, çok higroskopik kristallerdir. Potasyum hidroksit bir alkalidir. Suda iyi çözünür, serbest kalır büyük miktar sıcaklık. Potasyum hidroksitin 20 °C'de 100 g sudaki çözünürlüğü 112 g'dır.
Potasyum kullanımları
- Oda sıcaklığında sıvı olan bir potasyum ve sodyum alaşımı, örneğin nükleer sistemlerde kapalı sistemlerde soğutucu olarak kullanılır. enerji santralleri hızlı nötronlar üzerinde. Ayrıca rubidyum ve sezyum içeren sıvı alaşımları da yaygın olarak kullanılmaktadır. %12 sodyum, %47 potasyum ve %41 sezyum bileşiminden oluşan alaşım, -78 °C gibi rekor düşük bir erime noktasına sahiptir.
- Potasyum bileşikleri en önemli biyojenik elementtir ve bu nedenle gübre olarak kullanılır.
- Potasyum tuzları elektrokaplamada yaygın olarak kullanılır çünkü nispeten yüksek maliyetlerine rağmen genellikle karşılık gelen sodyum tuzlarından daha fazla çözünürler ve bu nedenle artan akım yoğunluklarında elektrolitlerin yoğun şekilde çalışmasını sağlarlar.
Önemli Bağlantılar
Mor brülör alevinde potasyum iyonlarının alevi
- Potasyum bromür tıpta ve sinir sistemi için sakinleştirici olarak kullanılır.
- Potasyum hidroksit (kostik potas) - alkalin pillerde ve gazların kurutulmasında kullanılır.
- Potasyum karbonat (potas) - cam yapımında gübre olarak kullanılır.
- Potasyum klorür (sylvin, "potasyum tuzu") - gübre olarak kullanılır.
- Potasyum nitrat (potasyum nitrat), kara tozun bir bileşeni olan bir gübredir.
- Potasyum perklorat ve potasyum klorat (Potasyum tuzu) kibrit, roket tozu, aydınlatma patlayıcısı üretiminde kullanılmaktadır. patlayıcılar, elektrokaplamada.
- Potasyum dikromat (kropik), kimyasal bulaşıkların yıkanması ve deri işleme (tabaklama) için bir "krom karışımı" hazırlamak için kullanılan güçlü bir oksitleyici maddedir. Ayrıca asetilen tesislerinde asetilenin amonyak, hidrojen sülfür ve fosfinden arındırılmasında da kullanılır.
- Potasyum permanganat, tıpta antiseptik olarak ve laboratuvarda oksijen üretiminde kullanılan güçlü bir oksitleyici maddedir.
- Piezoelektrik olarak sodyum potasyum tartrat (Rochelle tuzu).
- Lazer teknolojisinde tek kristal formunda potasyum dihidrojen fosfat ve dideuterofosfat.
- Potasyum peroksit ve potasyum süperoksit, denizaltılarda hava rejenerasyonu için ve yalıtkan gaz maskelerinde kullanılır (oksijeni serbest bırakmak için karbondioksiti emer).
- Potasyum floroborat, çeliklerin ve demir dışı metallerin lehimlenmesi için önemli bir eritkendir.
- Potasyum siyanür, elektrokaplama (gümüşleme, yaldızlama), altın madenciliği ve çeliğin nitrokarbürleştirilmesinde kullanılır.
- Potasyum, potasyum peroksit ile birlikte suyun termokimyasal olarak hidrojen ve oksijene ayrıştırılmasında kullanılır (potasyum döngüsü "Gaz de France", Fransa).
Biyolojik rol
Potasyum özellikle bitkilerde en önemli biyojenik elementtir. bitki örtüsü. Toprakta potasyum eksikliği varsa bitkiler çok zayıf gelişir, verim düşer, bu nedenle çıkarılan potasyum tuzlarının yaklaşık% 90'ı gübre olarak kullanılır.
İnsan vücudundaki potasyum
Potasyum içerir çoğu kısım için hücrelerde, hücreler arası boşluğa göre 40 kat daha fazla. Hücreler fonksiyon gösterdikçe fazla potasyum sitoplazmayı terk eder, bu nedenle konsantrasyonu korumak için sodyum-potasyum pompası yoluyla geri pompalanması gerekir.
Potasyum ve sodyum fonksiyonel olarak birbiriyle ilişkilidir ve aşağıdaki işlevler:
- Membran potansiyeli ve kas kasılmalarının oluşması için koşullar yaratmak.
- Kan ozmotik konsantrasyonunun korunması.
- Asit-baz dengesinin korunması.
- Su dengesinin normalleştirilmesi.
- Membran taşınmasının sağlanması.
- Çeşitli enzimlerin aktivasyonu.
- Kalp ritminin normalleşmesi.
Önerilen günlük potasyum dozu çocuklar için 600 ila 1700 miligram, yetişkinler için ise 1800 ila 5000 miligram arasındadır. Potasyum gereksinimleri toplam vücut ağırlığına bağlıdır. fiziksel aktivite, fizyolojik durumu ve ikamet yerinin iklimi. Kusma, uzun süreli ishal, aşırı terleme ve diüretik kullanımı vücudun potasyum ihtiyacını artırır.
Başlıca besin kaynakları kuru kayısı, kavun, fasulye, kivi, patates, avokado, muz, brokoli, karaciğer, süt, fındık ezmesi, narenciye, üzümdür. Balık ve süt ürünlerinde bol miktarda potasyum bulunur.
Emilim ince bağırsakta gerçekleşir. Potasyumun emilimi B6 vitamini ile kolaylaştırılır ve alkol ile karmaşıklaşır.
Potasyum eksikliği ile hipokalemi gelişir. Kalp ve iskelet kaslarının işleyişinde bozukluklar vardır. Uzun süreli potasyum eksikliği akut nevraljiye neden olabilir.
Potasyum, 1807 sonbaharında İngiliz kimyager Davy tarafından katı kostik potasyumun elektrolizi sırasında keşfedildi. Kostik potasyumu nemlendiren bilim adamı, adını verdiği metali izole etti. potasyum,üretime işaret ediyor potas(yapımı için gerekli malzeme) deterjanlar) külden. Metal, iki yıl sonra olağan adını aldı, 1809'da maddenin yeniden adlandırılmasının başlatıcısı L.V. İsmi öneren Gilbert potasyum(Arapça'dan alkali- potasyum).
Potasyum (lat. Kalium), kimyasal elementler D.I.'nin periyodik tablosunun IV. döneminin ana alt grubunun bir elementi olan yumuşak bir alkali metaldir. Mendeleev, atom numarası 19'a ve atamaya sahiptir - İLE.
Doğada olmak
Potasyum doğada serbest halde bulunmaz; tüm hücrelerin bir parçasıdır. Oldukça yaygın bir metal, yer kabuğundaki içerik (kalorizatör) açısından 7. sırada yer alıyor. Potasyumun ana tedarikçileri, bu maddenin büyük yataklarına sahip olan Kanada, Belarus ve Rusya'dır.
Fiziksel ve kimyasal özellikler
Potasyum düşük erime noktalı gümüş-beyaz bir metaldir. Renk verme özelliği vardır ateş açmak parlak mor-pembe renktedir.
Potasyum yüksek kimyasal aktiviteye sahiptir ve güçlü bir indirgeyici maddedir. Su ile reaksiyona girdiğinde patlama meydana gelir; uzun süre havaya maruz kaldığında ise tamamen çöker. Bu nedenle potasyum, depolama için belirli koşullar gerektirir - su ve metale zararlı atmosfer ile teması önlemek için bir gazyağı, silikon veya benzin tabakası ile doldurulur.
Potasyumun ana besin kaynakları kurutulmuş fındık ezmesi, turunçgiller ve tüm yeşil yapraklı sebzelerdir. Balıklarda oldukça fazla potasyum var ve... Genel olarak potasyum hemen hemen tüm bitkilerde bulunur. ve - potasyum içeriğinde şampiyonlar.
Günlük potasyum ihtiyacı
İnsan vücudunun günlük potasyum ihtiyacı yaşa, fiziksel duruma ve hatta ikamet yerine bağlıdır. Yetişkinler için sağlıklı insanlar Günde 2,5 g potasyum, hamile kadınlar - 3,5 g, sporcular - 5 grama kadar potasyum gerekir. Miktar esansiyel potasyum ergenler için ağırlıkça hesaplanır - 1 kg vücut ağırlığı başına 20 mg potasyum.
Potasyumun faydalı özellikleri ve vücut üzerindeki etkisi
Potasyum, sinir uyarılarının iletilmesi ve bunların innervasyonlu organlara iletilmesi sürecinde rol oynar. Arzını iyileştirerek daha iyi beyin aktivitesini teşvik eder. Birçok alerjik duruma olumlu etkisi vardır. İskelet kası kasılmaları için potasyum gereklidir. Potasyum vücuttaki tuz, alkali ve asit içeriğini düzenleyerek şişliğin azalmasına yardımcı olur.
Potasyum tüm hücre içi sıvılarda bulunur; yumuşak dokuların (kaslar, kan damarları ve kılcal damarlar, endokrin bezleri vb.)
Potasyum emilimi
Potasyum, besinlerle birlikte girdiği bağırsaklardan vücuda emilir ve genellikle aynı miktarda idrarla atılır. Fazla potasyum da aynı şekilde vücuttan atılır ve tutulmaz veya birikmez. Aşırı kahve, şeker ve alkol tüketimi, potasyumun normal emilimini engelleyebilir.
Başkalarıyla etkileşim
Potasyum, sodyum ve magnezyum ile yakın çalışır; potasyum konsantrasyonunun artmasıyla birlikte sodyum vücuttan hızla atılır ve magnezyum miktarındaki azalma, potasyum emilimini engelleyebilir.
Potasyum eksikliği belirtileri
Vücutta potasyum eksikliği, kas zayıflığı, yorgunluk, bağışıklığın azalması, miyokardiyal fonksiyonda bozulma, anormal kan basıncı, hızlı ve zor nefes alma ile karakterizedir. Cilt soyulabilir, hasar iyi iyileşmez ve saçlar çok kuru ve kırılgan hale gelir. Gastrointestinal sistemde arızalar meydana gelir - mide bulantısı, kusma, hazımsızlık, hatta gastrit ve ülser.
Aşırı potasyum belirtileri
Potasyum içeren ilaçların aşırı dozda alınmasıyla fazla miktarda potasyum meydana gelir ve nöromüsküler bozukluklar, artan terleme, uyarılabilirlik, sinirlilik ve ağlama ile karakterize edilir. Bir kişi sürekli olarak susuzluk hissi yaşar, bu da sık idrara çıkma. Gastrointestinal sistem bağırsak kolik, alternatif kabızlık ve ishal ile reaksiyona girer.
Potasyumun hayatta kullanımı
Bazik bileşikler formundaki potasyum tıpta, tarımda ve endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır. Bitkilerin normal büyümesi ve olgunlaşması için potasyumlu gübreler gereklidir ve herkes bilir potasyum permanganat Bu, zamanla test edilmiş bir antiseptik olan potasyum permanganattan başka bir şey değildir.
