Doğal potasyum. Potasyum biyojenik öneme sahip bir metaldir. Oksijen bileşikleri

Plan:

1 İsmin tarihi ve kökeni
2 Doğada olmak
- 2.1 Mevduat
3 Makbuz
4 Fiziki ozellikleri
5 Kimyasal özellikler
- 5.1 Basit maddelerle etkileşim
- 5.2 Karmaşık maddelerle etkileşim
- 5.3 Oksijen bileşikleri
- 5.4 Hidroksit
6 Uygulama
- 6.1 Önemli Bağlantılar
7 Biyolojik rol
- 7.1 İnsan vücudundaki potasyum
8 İzotop

giriiş

Potasyum- birinci grubun ana alt grubunun elemanı, dördüncü periyot periyodik tablo kimyasal elementler D. I. Mendeleev, atom numarası 19. Sembolle gösterilir k(lat. Kalium). 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 çok kolay bir şekilde ortama girer. kimyasal reaksiyonlarözellikle su ile alkali oluşturur. Pek çok açıdan Kimyasal özellikler potasyum sodyuma çok yakındır, ancak biyolojik fonksiyon ve canlı organizmaların hücreleri tarafından kullanımı açısından hala farklıdırlar.

1. İsmin tarihi ve kökeni

Potasyum (daha doğrusu bileşikleri) eski çağlardan beri kullanılmaktadır. Böylece potas üretimi (ki bu da deterjan) 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, erimiş 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.

2. Doğada olmak

Özgür bir durumda bulunamadı. Potasyum, silvit KCl, 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). Yer kabuğundaki potasyumun Clarke'ı %2,4'tür (en çok bulunan 5. metal, kabukta en çok bulunan 7. element). Deniz suyundaki konsantrasyon 380 mg/l'dir.

2.1. Doğum yeri

En büyük potas yatakları Kanada (üretici PotashCorp), Rusya (JSC Uralkali, Berezniki, JSC Silvinit, Solikamsk, Perm Bölgesi, Verkhnekamsk potas cevheri yatağı), Belarus'ta (PO Belaruskali, Soligorsk, Starobinskoe potasyum cevheri yatağı) bulunmaktadır.

3. Makbuz

Potasyum, diğer alkali metaller gibi, 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.

4. Fiziksel özellikler

THF tabakasının altındaki potasyum

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 renkte renklendirir. mor.

Potasyum su ile aktif olarak etkileşime girer. Açığa çıkan hidrojen tutuşur ve potasyum iyonları aleve mor bir renk verir. Sudaki fenolftalein çözeltisinin koyu kırmızıya dönmesi, oluşan KOH'un alkali reaksiyonunu gösterir.

5. Kimyasal özellikler

Elemental potasyum, diğer alkali metaller gibi, tipik metalik özellikler sergiler ve kimyasal olarak çok aktiftir ve güçlü bir indirgeyici maddedir. Havada, bileşik filmlerinin (oksitler ve karbonat) oluşması nedeniyle taze bir kesim hızla kaybolur. Atmosferle uzun süreli temas halinde tamamen çökebilir. Suyla patlayıcı reaksiyona girer. Yüzeyinin hava ve su ile temasını önlemek için benzin, gazyağı veya silikon tabakası altında saklanmalıdır. Potasyum Na, Tl, Sn, Pb, Bi ile intermetalik bileşikler oluşturur.

5.1. Basit maddelerle etkileşim

Oda sıcaklığında potasyum atmosferik oksijen ve halojenlerle reaksiyona girer; pratik olarak nitrojenle reaksiyona girmez (lityum ve sodyumun aksine). Orta derecede ısıtıldığında hidrojen ile reaksiyona girerek bir hidrit oluşturur (200-350 °C):

kalkojenli (100-200 °C, E = S, Se, Te):

Potasyum havada yandığında, potasyum süperoksit KO2 oluşur (K202 karışımı ile):

İnert bir atmosferde fosfor ile reaksiyona girerek fosfit oluşur Yeşil renk(200°C):

5.2. Karmaşık maddelerle etkileşim

Potasyum oda sıcaklığında su ve asitlerle aktif olarak reaksiyona girer ve sıvı amonyakta (-50 °C) çözünerek koyu mavi bir çözelti oluşturur.

Potasyum derinden onarır seyreltilmiş sülfürik ve nitrik asitler:

Metalik potasyum alkalilerle kaynaştığında hidrokso grubunun hidrojenini azaltır:

Orta derecede ısıtıldığında amonyak gazıyla reaksiyona girerek bir amid oluşturur (65-105 °C):

Potasyum metali alkollerle reaksiyona girerek alkolatlar oluşturur:

Alkali metal alkolatlar (bu durumda potasyum etanoat) çok güçlü bazlardır ve organik sentezlerde yaygın olarak kullanılırlar.

5.3. Oksijen bileşikleri

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 bir önemi yoktur. Peroksitler, suda çözünebilen, alkaliler ve hidrojen peroksit oluşturan sarımsı beyaz tozlardır:

Sovyet yalıtımlı gaz maskesi IP-5

Takas edilecek mülk karbon dioksit Oksijen için 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.

Ayrıca turuncu-kırmızı renkli potasyum ozonit KO3 de bilinmektedir. Potasyum hidroksitin 20 °C'yi aşmayan bir sıcaklıkta ozonla reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilir:

Potasyum ozonit çok güçlü bir oksitleyici maddedir; örneğin, elementel kükürdü sülfata ve disülfata zaten 50 °C'de oksitler:

5.4. Hidroksit

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.

6. Başvuru

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. Alaşım bileşimi: %12 sodyum, %47 potasyum, %41 sezyum - -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.

6.1. Önemli Bağlantılar

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.
Gübre olarak potasyum klorür (sylvite, "potasyum tuzu") kullanılır.
Potasyum nitrat ( potasyum nitrat) - gübre, kara barutun bileşeni.
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 kristalleri

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).

7. Biyolojik rol

Potasyum, özellikle bitki dünyasında en önemli biyojenik elementtir. Toprakta potasyum eksikliği varsa bitkiler çok zayıf gelişir, verim düşer, bu nedenle çıkarılan potasyum tuzlarının yaklaşık% 90'ı gübre olarak kullanılır.

7.1. 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, dolayısıyla konsantrasyonu korumak için sodyum-potasyum pompası yoluyla geri pompalanması gerekir. Potasyum ve sodyum işlevsel olarak birbiriyle ilişkilidir ve aşağıdaki işlevleri yerine getirir:

Membran potansiyeli ve kas kasılmalarının oluşması için koşullar yaratmak.
Kan ozmotik konsantrasyonunun korunması.
Asit-baz dengesinin korunması.
Normalleştirme su dengesi.

Önerilen günlük potasyum dozu çocuklar için 600 ila 1.700 miligram, yetişkinler için ise 1.800 ila 5.000 miligramdır. 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.

Hemen hemen tüm balık türlerinin 100 gramında 200 mg'dan fazla potasyum bulunur. farklı şekiller balıklar değişiklik gösterir. Sebzeler, mantarlar ve şifalı bitkiler de bol miktarda potasyum içerir ancak konserve gıdalarda bu seviye çok daha düşük olabilir. Tatlılar, özellikle çikolata, çok fazla potasyum içerir.

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 meydana gelir. Uzun süreli potasyum eksikliği akut nevraljiye neden olabilir.

POTASYUM (Latin Kalium), K, periyodik tablonun kısa formunun (uzun formunun 1. grubu) I. grubunun kimyasal elementi; atom numarası 19; atom kütlesi 39.0983; alkali metalleri ifade eder. Doğal potasyum üç izotoptan oluşur: 39 K (%93,2581), 40 K (%0,0117; zayıf radyoaktif, T 1/2 1,277 10 9 yıl, 40 Ca'ya kadar β bozunması), 41 K (%6,7302). Kütle numaraları 32-54 olan radyoizotoplar yapay olarak elde edilmiştir.

Tarihsel referans. Bazı potasyum bileşikleri eski zamanlarda biliniyordu; örneğin, potasyum karbonat K2C03 (sözde bitki alkalisi) bitkilerden izole edildi. Tahta külü ve sabun yapımında kullanılır. Potasyum metali ilk olarak 1807 yılında G. Davy tarafından ıslak katı KOH hidroksitin elektrolizi ile elde edildi ve potasyum olarak adlandırıldı (İngiliz potasından İngilizce potasyum - potasyum karbonatın adı). 1809'da “potasyum” adı (Arapça al-kali - potas'tan) önerildi. “Potasyum” adı Büyük Britanya, ABD, Fransa ve diğer ülkelerde korunmuştur. Rusya'da 1840'tan beri “potasyum” adı kullanılmakta olup, Almanya, Avusturya ve İskandinav ülkelerinde de benimsenmiştir.

Doğada yaygınlık. Yerkabuğundaki potasyum içeriği ağırlıkça %2,6'dır. Potasyum doğada serbest halde bulunmaz. Potasyum, nefelin ve lösit silikatlarda, feldispatlarda (örneğin ortoklaz) ve mikalarda (örneğin muskovit) önemli miktarlarda bulunur. Kendi potasyum mineralleri - silvit, silvinit, karnallit, kainit, langbeinit K2SO4 ∙2MgS04, büyük doğal potasyum tuzları birikimleri oluşturur. Potasyum, su ve karbondioksitin etkisiyle çözünebilir bileşiklere dönüşür ve bunların bir kısmı denizlere taşınır, bir kısmı da toprak tarafından tutulur. Potasyum tuzları ayrıca tuz göllerinin tuzlu sularında ve yer altı tuzlu sularında da bulunur.

Özellikler. Potasyum atomunun dış elektron kabuğunun konfigürasyonu 4s 1'dir; bileşiklerde +1 oksidasyon durumu sergiler; iyonlaşma enerjileri K 0 →K + →K 2+ sırasıyla 4,3407 ve 31,8196 eV'dir; Pauling'in elektronegatifliği 0,82; atom yarıçapı 220 pm, K + iyonunun yarıçapı 152 pm (koordinasyon numarası 6).

Potasyum gümüşi beyaz yumuşak bir metaldir; vücut merkezli kübik kristal kafes; erime 63,38 °C, kaynama 759 °C, yoğunluk 856 kg/m3 (20 °C); ısı kapasitesi 298 K'de 29,60 J/(mol K).

Potasyum preslenip yuvarlanabilir, bıçakla kolayca kesilebilir ve kullanıldığında plastisitesini korur. Düşük sıcaklık; Brinell sertliği 0,4 MPa.

Potasyum yüksek kimyasal aktiviteye sahip bir metaldir (potasyum bir benzin, gazyağı veya mineral yağ tabakası altında depolanır). Normal koşullar altında, potasyum oksijenle etkileşime girer (K2O oksit, K202 peroksit, süperoksit KO2 oluşur - ana ürün), halojenler (karşılık gelen potasyum halojenürler), ısıtıldığında - kükürt (K2S sülfit) ile etkileşime girer, selenyum (selenid K 2 Se), tellür (K 2 Te tellür), azot atmosferinde fosforlu (fosfitler K 3 P ve K 2 P5), karbon (KS 8 - KS 60 bileşiminin katmanlı bileşikleri), hidrojen (KN) hidrit). Potasyum nitrojenle yalnızca elektrik deşarjına maruz kaldığında etkileşime girer (küçük miktarlarda KN3 azid ve K3N nitrür oluşur). Potasyum bazı metallerle reaksiyona girerek intermetalik bileşikler veya katı çözeltiler (potasyum alaşımları) oluşturur. Yüksek kimyasal aktivite ile karakterize edilen sodyumlu alaşımlar pratik açıdan en büyük öneme sahiptir; metallerin inert bir atmosferde alaşımlanmasıyla veya metalik sodyumun KOH hidroksit veya KCl klorür üzerindeki etkisi ile elde edilir.

Potasyum metali güçlü bir indirgeyici maddedir: suyla kuvvetli bir şekilde reaksiyona girer (normal koşullar altında metalin patlaması ve tutuşması ile) (potasyum hidroksit KOH oluşur), asitlerle şiddetli bir şekilde (bazen patlamayla) reaksiyona girer (karşılık gelen tuzlar oluşur, örneğin potasyum dikromat, potasyum nitrat, potasyum permanganat, potasyum fosfatlar, potasyum siyanür), B, Si, Al, Ag, Bi, Co, Cr, Cu, Hg, Ni, Pb, Sn, Ti oksitlerini elementlere indirger; diğer metallerin sülfatları, sülfitleri, nitratları, nitritleri, karbonatları ve fosfatları - karşılık gelen metallerin oksitlerine. Potasyum metali, metalik iletkenliğe sahip koyu mavi bir çözelti oluşturmak için sıvı amonyak içinde yavaşça çözünür; çözünmüş metal yavaş yavaş amonyakla reaksiyona girerek bir amid oluşturur: 2K + 2NH3 = 2KNH2 + H2. Potasyum çeşitli organik bileşiklerle etkileşime girer: alkoller (alkolatlar oluşur, örneğin etilat C2H5OK), asetilen (asetilenidler KS≡CH ve KS≡SK), alkil halojenürler (potasyum alkiller, örneğin etilpotasyum C2H5K) ve aril halojenürler (potasyum ariller, örneğin fenilpotasyum C6H5K). Potasyum metali alkenlerin ve dienlerin polimerizasyon reaksiyonlarını başlatır. Potasyum, N- ve O-donör polisiklik ligandlarıyla (taç eterler, kriptandlar ve diğer iyonoforlar) karmaşık bileşikler oluşturur.

Potasyumla çalışırken, suyla temas ettiğinde tutuşma yeteneği de dahil olmak üzere yüksek reaktivitesini hesaba katmak gerekir. Güvenlik nedeniyle lastik eldiven, koruyucu gözlük veya maske kullanmalısınız. İLE büyük miktar Potasyum özel odalarda, inert bir atmosferde (argon, nitrojen) işlenmelidir. Potasyum yangınları söndürmek için kullanılıyor sofra tuzu NaCl veya soda külü Na2C03.

Biyolojik rol. Potasyum biyojenik bir elementtir. İnsanın günlük potasyum ihtiyacı yaklaşık 2 g'dır. Canlı organizmalarda potasyum iyonları, metabolizmanın düzenlenmesi süreçlerinde, özellikle iyonların hücre zarlarından taşınmasında önemli bir rol oynar (örneğin, İyon pompaları makalesine bakın).

Fiş. Endüstride potasyum, erimiş KOH hidroksit veya KCl klorürün karşıt akımlı bir kolonda sodyum metali ile indirgenmesi ve ardından potasyum buharının yoğunlaştırılmasıyla elde edilir. Potasyum üretimine yönelik vakum-termal yöntemler, alüminyum veya silikon ile kalsiyum oksit karışımı (6Kl + 2Al + 4CaO = 6K + 3CaCl2 + CaO Al203 veya 4Kl + Si) ile ısıtıldığında KCl klorürün indirgenmesine dayanan umut vericidir. + 4CaO = 4K + 2CaCl2 + 2CaO∙SiO2), ayrıca K2C03 karbonat veya KCl klorürün erimiş bir kurşun katot ile elektrolizi ve ardından damıtılması yoluyla kurşunlu bir potasyum alaşımının üretilmesine dayanan bir yöntem. potasyum alaşımı. Küresel potasyum üretim hacmi yaklaşık 28 ton/yıldır (2004).

Başvuru. Metalik potasyum, kimyasal güç kaynaklarındaki elektrotlar için bir malzemedir ve sentetik kauçuk üretim süreçlerinde bir katalizördür. Çeşitli potasyum bileşikleri yaygın olarak kullanılmaktadır: peroksit K202 ve süperoksit KO2 - oksijen rejenerasyonu için bileşimlerin bileşenleri (denizaltılarda, uzay gemileri ve diğer kapalı alanlarda), KN hidrit - kimyasal sentezde bir indirgeyici madde, bir potasyum ve sodyum alaşımı (ağırlıkça %10-60 Na, oda sıcaklığında sıvı) - nükleer reaktörlerde bir soğutucu, titanyum üretiminde bir indirgeyici madde gazları oksijen ve su buharından arındırmak için bir reaktif; Potasyum tuzları, potasyum gübreleri ve deterjan bileşenleri olarak kullanılır. Potasyumun iyonoforlarla kompleksleri, potasyum iyonlarının hücre zarlarından taşınmasını incelemek için modellerdir. Radyoizotop 42 K (T 1/2 12.36 h) kimya, tıp ve biyolojide radyoaktif gösterge olarak kullanılır.

Yandı: Sodyum ve potasyum. L., 1959; Stepin B.D., Tsvetkov A.A. İnorganik kimya. M., 1994; İnorganik kimya: elementlerin kimyası / Düzenleyen: Yu. M., 2004.T.2.

Potasyum(Kalium), K, Mendeleev'in periyodik sisteminin I. grubunun kimyasal elementi; atom numarası 19, atom kütlesi 39.098; gümüş-beyaz, çok hafif, yumuşak ve eriyebilir bir metaldir. Element iki kararlı izotoptan oluşur - 39 K (%93,08), 41 K (%6,91) ve bir zayıf radyoaktif 40 K (%0,01) ve yarılanma ömrü 1,32·10 9 yıldır.

Tarihsel referans. Bazı potasyum bileşikleri (örneğin odun külünden elde edilen potas) antik çağlarda zaten biliniyordu; ancak sodyum bileşiklerinden ayırt edilemediler. “Bitkisel alkali” (potas K2C03) ile “mineral alkali” (soda Na2C03) arasındaki fark ancak 18. yüzyılda gösterildi. 1807'de G. Davy, hafifçe nemlendirilmiş katı kostik potasyum ve sodanın (KOH ve NaOH) elektrolizi yoluyla potasyum ve sodyumu izole etti ve bunlara potasyum ve sodyum adını verdi. 1809'da L. V. Gilbert “potasyum” (Arapça al-kali - potas'tan) ve “sodyum” (Arapça natrun - doğal sodadan) adını önerdi; I. Ya. Berzelius, ikincisini 1811'de “sodyum” olarak değiştirdi. "Potasyum" ve "sodyum" isimleri Büyük Britanya, ABD, Fransa ve diğer bazı ülkelerde korunmaktadır. Rusya'da bu isimler 1840'lı yıllarda Almanya, Avusturya ve İskandinav ülkelerinde kabul edilen "potasyum" ve "sodyum" ile değiştirildi.

Potasyumun doğadaki dağılımı. Potasyum yaygın bir elementtir: litosferdeki içerik kütlece %2,50'dir. Magmatik süreçlerde, sodyum gibi potasyum da granitlerin ve diğer kayaların kristalleştiği asidik magmalarda birikir (ortalama potasyum içeriği %3,34). Potasyum feldspatlarda ve mikalarda bulunur. Demir ve magnezyum açısından zengin olan bazik ve ultrabazik kayaçların potasyum oranı düşüktür. Açık yeryüzü Potasyum, sodyumun aksine zayıf bir şekilde göç eder. Yıprandığında kayalar Potasyum kısmen sulara geçer, ancak oradan organizmalar tarafından hızla yakalanır ve kil tarafından emilir, bu nedenle nehir suları potasyum açısından fakirdir ve okyanusa sodyumdan çok daha azı girer. Okyanusta Potasyum organizmalar ve dipteki siltler tarafından emilir (örneğin, glokonitin bir parçasıdır); bu nedenle okyanus suları yalnızca %0,038 potasyum içerir; bu da sodyumdan 25 kat daha azdır. Geçmiş jeolojik çağlarda, özellikle Permiyen döneminde (yaklaşık 200 milyon yıl önce), lagünlerde deniz suyunun buharlaşmasının geç aşamalarında, NaCl'nin çökelmesinden sonra, potasyum ve magnezyum tuzları kristalleşti - karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O ve diğerleri (Rusya'da Solikamsk yatağı, Almanya'da Stasfurt vb.). Çoğu toprak az miktarda çözünebilir potasyum bileşiği içerir ve ekili bitkiler Potasyumlu gübrelere ihtiyaç var.

Radyoaktif izotop 40 K, özellikle bu izotopun daha bol olduğu geçmiş çağlarda önemli bir derin ısı kaynağıdır. 40 K'nin bozunması, atmosfere kaçan 40 Ca ve 40 Argon üretir. Bazı potasyum mineralleri argonu kaybetmez ve içeriği kayaların mutlak yaşını belirlemek için kullanılabilir (potasyum-argon yöntemi olarak adlandırılır).

Potasyumun fiziksel özellikleri. Potasyum gümüş beyazı renkte, çok hafif ve yumuşak bir metaldir (bıçakla kolaylıkla kesilebilir). Kristal hücre Potasyum vücut merkezli kübiktir, a = 5,33 Å. Atom yarıçapı 2,36 Å, iyon yarıçapı K + 1,33 Å. Yoğunluk 0,862 g/cm3 (20 °C), erime noktası 63,55 °C, (kaynama 760 °C; termal genleşme katsayısı 8,33 10 -5 (0-50 °C); 21 °C'de termal iletkenlik 97 ,13 W /(m-Potasyum); özısı(20 °C'de) 741,2 J/(kg·K), yani 0,177 cal/(g·°C), elektriksel direnç (20 °C'de) 7,118·10 -8 ohm·m; elektriksel direncin sıcaklık katsayısı 5,8·10 -5'tir (20 °C). Brinell sertliği 400 kn/m2 (0,04 kgf/mm2).

Potasyumun kimyasal özellikleri. Potasyum atomunun dış elektron kabuğunun konfigürasyonu 4s 1'dir ve buna göre bileşiklerdeki değerliği her zaman 1'e eşittir. Potasyum atomunun tek değerlik elektronu, çekirdeğinden lityum ve sodyumun değerlik elektronlarından daha uzaktadır. dolayısıyla Potasyumun kimyasal aktivitesi bu iki metalinkinden daha yüksektir. Havada, özellikle nemli havada Potasyum hızla oksitlenir ve bunun sonucunda benzin, gazyağı veya Mineral yağ. Oda sıcaklığında Potasyum halojenlerle reaksiyona girer; zayıf ısıtmayla kükürtle, daha güçlü ısıtmayla selenyum ve tellürle birleşir. Potasyum, hidrojen atmosferinde 200 °C'nin üzerine ısıtıldığında havada kendiliğinden tutuşan KH hidrit oluşturur. Azot ve Potasyum, basınç altında ısıtıldığında bile etkileşime girmez, ancak elektrik deşarjının etkisi altında bu elementler Potasyum azit KN 3 ve Potasyum nitrür K 3 N'yi oluşturur. Potasyum grafit ile ısıtıldığında karbürler KC 8 (300 ° C'de) ve KC 16 (360°C'de). Kuru havada (veya oksijende), Potasyum sarımsı beyaz oksit K2O ve turuncu peroksit KO2 oluşturur (sıvı içindeki bir Potasyum çözeltisi üzerinde oksijenin etkisiyle elde edilen peroksitler K202 ve K203 de bilinir) amonyak).

Potasyum suyla çok enerjik, bazen patlayıcı bir şekilde reaksiyona girerek hidrojen (2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2) ve ayrıca sulu çözeltiler asitler, tuzlar oluşturur. Potasyum amonyakta yavaş yavaş çözünür; ortaya çıkan mavi çözelti güçlü bir indirgeyici maddedir. Potasyum ısıtıldığında oksijeni oksitlerden ve oksijen asitlerinin tuzlarından uzaklaştırarak K2O ve serbest metalleri (veya bunların oksitlerini) oluşturur. Potasyum alkollerle birlikte alkolatlar üretir, olefinlerin ve diolefinlerin polimerizasyonunu hızlandırır ve haloalkiller ve haloariller ile potasyum alkiller ve potasyum ariller oluşturur. Potasyumun varlığı alevin mor renginden kolaylıkla belirlenebilir.

Potasyum elde etmek. Endüstride potasyum, sırasıyla sodyum metali ile KOH veya KCl arasındaki değişim reaksiyonları ile elde edilir: KOH + Na = NaOH + K, KCl + Na = NaCl + K.

İlk durumda, reaksiyon, erimiş hidroksit KOH ile sıvı Na - karşı akım arasında, 380-440 ° C'de nikelden yapılmış plaka şeklindeki bir reaksiyon kolonunda meydana gelir. İkincisinde Na buharı 760-800 °C'de erimiş KCl tuzundan geçirilir; Açığa çıkan potasyum buharları yoğunlaşır. Potasyum klorürün alüminyum (veya silikon) ve kireç ile karışımlarının 200 °C'nin üzerinde ısıtılmasıyla da potasyum elde etmek mümkündür. Erimiş KOH veya KCl'nin elektrolizi yoluyla potasyum üretimi, potasyumun düşük akım verimleri ve prosesin güvenliğini sağlamanın zorluğu nedeniyle yaygın değildir.

Potasyum Uygulaması. Potasyum metalinin ana kullanımı, oksijen rejenerasyonu için (denizaltılarda ve diğerlerinde) kullanılan potasyum peroksitin hazırlanmasıdır. %40-90 Potasyum içeren sodyum alaşımları, koruyucu sıvı hal oda sıcaklığında, nükleer reaktörlerde soğutucu olarak, titanyum üretiminde indirgeyici ajan olarak ve oksijen tutucu olarak kullanılır. Tarım- potasyum tuzlarının ana tüketicisi.

Vücuttaki potasyum. Potasyum biyojenik elementlerden biridir, sabittir bileşen bitkiler ve hayvanlar. Bir yetişkinin günlük potasyum ihtiyacı (2-3 g) et ve bitkisel ürünlerden karşılanır; Bebeklerde Potasyum ihtiyacı (30 mg/kg) tamamen karşılanır anne sütü 60-70 mg% Potasyum içeren. Birçok Deniz organizmaları Sudan potasyum çıkarın. Bitkiler potasyumu topraktan alırlar. Hayvanlarda potasyum içeriği ortalama 2,4 g/kg'dır. Sodyumdan farklı olarak Potasyum esas olarak hücrelerde yoğunlaşır; hücre dışı ortamda çok daha azı bulunur. Potasyum hücre içinde eşit olmayan şekilde dağılmıştır.

Potasyum iyonları sinirlerde ve kaslarda biyoelektrik potansiyellerin üretilmesinde ve iletilmesinde, kalp ve diğer kasların kasılmalarının düzenlenmesinde, ozmotik basıncın korunmasında ve hücrelerdeki kolloidlerin hidrasyonunun sağlanmasında ve bazı enzimlerin aktive edilmesinde rol oynar. Potasyum metabolizması karbonhidrat metabolizmasıyla yakından ilişkilidir; Potasyum iyonları protein sentezini etkiler. Çoğu durumda K+, Na+ ile değiştirilemez. Hücreler seçici olarak K+'yı konsantre eder. Glikoliz, solunum, fotosentezin inhibisyonu ve dış hücre zarının geçirgenliğinin bozulması, genellikle Na + karşılığında K + 'nın hücrelerden salınmasına yol açar. Potasyum vücuttan esas olarak idrar yoluyla atılır. Omurgalıların kanındaki ve dokularındaki Potasyum içeriği adrenal hormonlar - kortikosteroidler tarafından düzenlenir. Potasyum bitkilerde eşit olmayan bir şekilde dağılır: Bitkinin vejetatif organlarında kök ve tohumlardan daha fazlası bulunur. Baklagiller, pancar, patates, tütün yaprakları ve yemlik tahıl otlarında bol miktarda Potasyum bulunur (20-30 g/kg kuru madde). Toprakta potasyum eksikliği ile bitki gelişimi yavaşlar ve hastalık görülme sıklığı artar. Potasyumlu gübrelerin oranı mahsulün ve toprağın türüne bağlıdır.

Biyosferde Potasyum'a eser elementler Rb ve Cs eşlik eder. Li + ve Na + iyonları K + antagonistleridir, bu nedenle yalnızca K + ve Na +'nın mutlak konsantrasyonları değil, aynı zamanda optimal oranlar Hücrelerde ve çevrede K+ /Na+. Organizmaların doğal radyoaktivitesinin (gama radyasyonu) neredeyse %90'ı dokularda doğal radyoizotop 40 K'nın varlığından kaynaklanmaktadır.

Belirlenmiş Latince harf K (Latince Kalium'dan). Bazı potasyum bileşikleri (örneğin odun külünden elde edilen potas) antik çağlarda zaten biliniyordu; ancak potasyumun kendisi ancak 1807'de yeni kimyasal elemente "potasyum" adını veren İngiliz kimyager Humphry Davy tarafından keşfedildi (zaten bilinen potas - potasyum karbonat K2C03 ile uyumlu olarak). 1809'da Alman bilim adamı Ludwig Wilhelm Hilbert, başarıyla kök salmış olan “potasyum” (Arapça al-kali - potas kelimesinden) adını önerdi. Potasyum insan sağlığı açısından büyük öneme sahiptir; vücuttaki potasyum içeriğindeki küçük değişiklikler bile normal işleyişini etkileyebilir. İnsan vücudunda neden potasyumun gerekli olduğuna bakalım, eksikliği neden tehlikelidir ve tersine aşırı konsantrasyonu neden tehlikelidir?

Sabah herkes için geldi ama senin için gelmedi mi? İş yerinde bir koşuşturma var, yorgunsunuz ve sinirleriniz gergin mi? Kendinizi neşelendirmeniz gerekiyor elbette, ancak kahve size yardımcı olabilir. İş gününüz sona erdi ama ruh haliniz hâlâ düzelmedi mi? Gösterişli ruh halinizden kurtulmak için alkole başvurabileceğinizi ve bunu çikolatayla birlikte yiyebileceğinizi mi düşünüyorsunuz? O zaman soru şu; nasıl hissediyorsun? Sinirler ve genel yorgunluktan mı endişeleniyorsunuz? Evet, kafein sizi canlandırır. Ama ne kadar süreyle? Sorun zaten tespit edildi - tatlıların kötüye kullanılması nedeniyle vücut zayıflıyor, fiziksel aktivite ve alkollü içecekler. Sonuç olarak, kaslarımızı formda tutan, bize canlılık veren ve sağlıklı olmamızı sağlayan potasyum gibi değerli bir mikro element kaybolur. iyi ruh hali. Bu “birdenbire” olmaz. Kahve ve tüm idrar söktürücü içecekler bu eser elementi vücuttan temizler, alkol ve şeker içeren ürünler emilimini yavaşlatır.

Vücutta potasyum eksikliği belirtileri

Vücutta küçük dokunuşlardan dolayı bir morluk ortaya çıkarsa, kaslarda şimdiye kadar bilinmeyen ağrılı hisler ortaya çıkmaya başlar - bu aynı zamanda vücuttaki potasyum varlığında da bir azalmadır. Bal ve elma sirkesinin 1:1 oranındaki besin bileşimi sayesinde hastalıklardan bir süreliğine kurtulabilirsiniz. Bu solüsyonun ağrıyan kaslara sürülmesiyle sirkenin iyi emilmesi sayesinde dokulara potasyum sağlanır.

Potasyum eksikliği ayrıca nedensiz kramplar ve küçük kan damarlarının patlaması gibi semptomları da içerebilir. Kendinizi sağlıklı hissetmek istiyorsanız bu mikro element hakkında mümkün olduğunca çok şey öğrenin. Hastalığın ilk belirtilerinde birçok kişi eczaneye koşuyor. Ancak bir uzmanın tavsiyesi olmadan herhangi bir önlem almamak daha iyidir. Vücuttaki potasyum eksikliğini tedavi etmek için ayrıntılı bir kan testi yaptırmak gerekir çünkü vücuttaki fazla potasyum, eksikliğinden daha ciddi hastalıklara katkıda bulunur. Hiperkalemi sağlık açısından tehlikelidir. Dehidrasyon, mide rahatsızlığı, uyuşukluk, aritmi ve yönelim kaybı meydana gelebilir. Bu durum antitümör ve bazı antiinflamatuar ilaçlar alırken ortaya çıkar. Sadece bir doktor tedaviyi reçete eder ve gerekli gıdaların tüketimi konusunda önerilerde bulunur. Sağlık sorunlarınızla yakınınızdaki insanlara yük olmamak istiyorsanız potasyum içeren ürünler alın.

Gıdadaki potasyum

Anneannelerimizin bildiği vücuttaki potasyum içeriğini artırmanıza olanak tanıyan harika bir tarif var - sabahları aç karnına bir bardakta seyreltilmiş bir çay kaşığı bal içirin kaynamış su. Bugün iyileştirildi. Artık aynı miktarda kaynamış suyun içilmesi tavsiye ediliyor, ancak bu ürünlerde potasyum bulunduğundan birer çay kaşığı arı balı ve elma sirkesi ilavesiyle. en büyük sayı. Bu içeceğin gün boyunca her yemekten önce küçük yudumlarla alınması tavsiye edilir.

Potasyum içeriği yalnızca elma sirkesi ve balda değil, aynı zamanda buğday kepeği ve mayada da önemli miktarlarda bulunur. Fiziksel aktiviteye ve vücut ağırlığına bağlı olarak, her kişi için günlük potasyum miktarı oldukça bireyseldir. Uygun besinleri tükettiğiniz takdirde bunu sürdürmek zor değildir. Potasyum hem ette hem de bitkisel ürünlerde bulunur ve tüm bitki ve hayvanların bir bileşenidir. Tüm deniz organizmaları potasyumu sudan alır. Meyve ağaçları, fındık, sebze ve tahıl bitkileri onu topraktan çıkarır. Bu paha biçilmez mineral içeren ürünleri anlamayı öğrendikten sonra vücudu potasyumla nasıl yenileyebilirim? Onları bitki grubuna ve hayvan grubuna ayırıyoruz.

İtibaren bitki örtüsü ceviz kaju fıstıkları ise kuru kayısı, kuru üzüm ve kuru erik karşısında kaybediyor. Kurutulmuş meyvelerde ise kuru üzüm, incir ve aynı kuru erik başı çekiyor. Yaz aylarında vücuttaki günlük potasyum miktarını korumak için diyete sebze ve otların dahil edilmesi yeterlidir. taze orman meyveleri, turp, domates, salatalık, havuç, kabak konserve ürünlere tercih edilmelidir. Potasyumun sebze ve meyvelerde uzun süre tutulduğunu unutmamalıyız - kullanmadan önce yıkanıp soyulması tavsiye edilir. Buharda pişirilen veya fırında pişirilen patatesler, haşlanmış olanlardan daha sağlıklı olacaktır. Kesilmiş meyve ve sebzeleri uzun süre bırakmayın - bu formda hızla potasyum kaybederler. Vücudu potasyumla zenginleştirmek için meyvelerin kullanılması tavsiye edilir: kavun, portakal, muz, karpuz ve bunlardan meyve-meyve kokteylleri, taze meyve suları ve püreler hazırlayarak menüyü çeşitlendirebilirsiniz. Kışın hayvansal ürünler vücudu potasyumla desteklemeye yardımcı olacaktır: süzme peynir, karaciğer, balık ve diğer tüm et ve süt ürünleri.

Asit-baz dengesini normalleştirmek, su dengesini korumak ve insan vücudundaki kanın ozmotik konsantrasyonunu normalleştirmek için potasyum her zaman işlevsel olarak sodyum ve magnezyumla bağlantılıdır. Ancak bu şekilde kalp aksamadan çalışacak, beyin yeterli oksijen alacak, yorgunluk ve kronik yorgunluk ortadan kalkacaktır. Kısacası vücutta bir arıza olduğunu bildiren alarm zilinin çalmasını beklemeyin, kendinize şimdiden iyi bakın.

Potasyum, atom numarası 19 olan, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun dördüncü periyodu olan birinci grubun ana alt grubunun bir elementidir. 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 (örneğin deniz suyunda ve birçok mineralde) kombinasyon halinde 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.

İsmin tarihi 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'de İngiliz kimyager Davy, erimiş potasyum hidroksitin (KOH) elektrolizi ile potasyumu izole etti ve buna "potasyum" (Latince potasyum; bu isim İngilizce, Fransızca, İspanyolca, Portekizce ve Lehçe'de hala kullanılmaktadır) adını verdi. 1809'da L. V. Gilbert “potasyum” adını önerdi (Latince kalium, Arapça al-kali - potash'tan). Bu isim Alman diline, oradan da Kuzey ve Doğu Avrupa'nın çoğu diline (Rusça dahil) girdi ve bu unsurun sembolünü seçerken "kazandı" - K.

Fiş

Potasyum, diğer alkali metaller gibi, erimiş klorürlerin veya alkalilerin elektrolizi ile elde edilir. Klorürlerin erime noktası daha yüksek (600-650 °C) olduğundan, düzleştirilmiş alkalilerin elektrolizi daha çok soda veya potas (%12'ye kadar) ilavesiyle 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 O + O 2