KALIUM: SEJARAH, STRUKTUR, SIFAT, TINDAK BALAS, PENGGUNAAN - KIMIA - 2026

The kalium adalah simbol kimia alkali adalah K. nombor atom Its ialah 19 dan terletak di bawah natrium dalam jadual berkala. Ia adalah logam lembut yang bahkan boleh dipotong dengan pisau. Selain itu, cukup ringan, dan dapat mengapung di atas air cair sambil bertindak balas dengan kuat.

Baru dipotong, ia mempunyai warna putih keperakan yang sangat terang, tetapi apabila terkena udara ia mengoksidasi dengan cepat dan kehilangan kilauannya, berubah menjadi warna kelabu (hampir kebiruan, seperti yang ada pada gambar di bawah).

Potassium separa teroksidasi yang disimpan dalam minyak mineral. Sumber: 2 × 910

Kalium bertindak balas dengan bahan letupan untuk membentuk kalium hidroksida dan gas hidrogen. Justru gas inilah yang bertanggungjawab terhadap letupan tindak balas. Apabila terbakar dalam cahaya yang lebih ringan, atomnya yang bersemangat mewarnai api dengan warna ungu yang kuat; ini adalah salah satu ujian kualitatifnya.

Ini adalah logam ketujuh yang paling banyak terdapat di kerak bumi dan mewakili 2.6% beratnya. Ia dijumpai terutamanya pada batuan igneus, serpihan dan sedimen, selain mineral seperti sylvite (KCl). Tidak seperti natrium, kepekatannya dalam air laut rendah (0.39 g / L).

Kalium diasingkan pada tahun 1807 oleh ahli kimia Inggeris Sir Humphrey Davy, dengan elektrolisis larutan hidroksida, KOH. Logam ini adalah yang pertama diasingkan oleh elektrolisis dan Davy memberikannya nama Inggeris kalium.

Namun, di Jerman, nama kalium digunakan untuk merujuk pada logam tersebut. Tepat dari nama belakang ini muncul huruf 'K', digunakan sebagai simbol kimia untuk kalium.

Logam itu sendiri mempunyai sedikit penggunaan industri, tetapi menghasilkan banyak sebatian berguna. Walau bagaimanapun, secara biologi, ia jauh lebih penting kerana ia adalah salah satu elemen penting bagi tubuh kita.

Di tumbuh-tumbuhan, misalnya, ia menyukai fotosintesis, proses osmosis. Ini juga mendorong sintesis protein, dengan itu mendorong pertumbuhan tumbuh-tumbuhan.

Sejarah

Potash

Sejak zaman kuno, manusia telah menggunakan potash sebagai baja, mengabaikan keberadaan kalium, apalagi hubungannya dengan kalium. Ini disiapkan dari abu batang dan daun pokok, di mana air ditambahkan, yang kemudian disejat.

Sayuran mengandungi kebanyakan kalium, natrium, dan kalsium. Tetapi sebatian kalsium kurang larut dalam air. Atas sebab ini, potash adalah sebatian sebatian kalium. Perkataan ini berasal dari penguncupan perkataan Inggeris 'pot' dan 'ash'.

Pada tahun 1702, G. Ernst Stahl mencadangkan perbezaan antara garam natrium dan kalium; Cadangan ini disahkan oleh Henry Duhamel du Monceau, pada tahun 1736. Oleh kerana komposisi garam yang tepat tidak diketahui, Antoine Lavoiser (1789) memutuskan untuk tidak memasukkan alkali dalam senarai unsur kimia.

Penemuan

Pada tahun 1797, ahli kimia Jerman Martin Klaproth menemui potash dalam mineral leucite dan lepidolite, jadi dia menyimpulkan bahawa itu bukan hanya hasil tanaman.

Pada tahun 1806, ahli kimia Inggeris Sir Humphrey Davy mendapati bahawa ikatan antara unsur-unsur sebatian itu bersifat elektrik.

Davy kemudian mengasingkan kalium dengan elektrolisis kalium hidroksida, memerhatikan globul kilauan logam yang terkumpul di anod. Dia menamakan logam itu dengan perkataan etimologi Inggeris kalium.

Pada tahun 1809, Ludwig Wilhelm Gilbert mencadangkan nama kalium (kalium) untuk kalium Davy. Berzelius mengeluarkan nama kalium untuk memberikan kalium simbol kimia "K".

Akhirnya, Justus Liebig pada tahun 1840 mendapati bahawa kalium adalah unsur yang diperlukan untuk tanaman.

Struktur dan konfigurasi elektron kalium

Kalium logam mengkristal dalam keadaan normal dalam struktur kubik berpusat badan (bcc). Ini dicirikan oleh kurus, yang sesuai dengan sifat kalium. Atom K dikelilingi oleh lapan jiran, tepat di tengah-tengah kubus dan dengan atom K yang lain terletak di bucu.

Fasa bcc ini juga ditetapkan sebagai fasa KI (yang pertama). Apabila tekanan meningkat, struktur kristal padat ke fasa kubik berpusat muka (fcc). Walau bagaimanapun, tekanan 11 GPa diperlukan untuk peralihan ini berlaku secara spontan.

Fasa fcc yang lebih padat ini dikenali sebagai K-II. Pada tekanan yang lebih tinggi (80 GPa), dan suhu yang lebih rendah (kurang dari -120 ºC), kalium memperoleh fasa ketiga: K-III. K-III dicirikan oleh kemampuannya untuk menampung atom atau molekul lain dalam rongga kristalnya.

Terdapat juga dua fasa kristal lain pada tekanan yang lebih tinggi: K-IV (54 GPa) dan KV (90 GPa). Pada suhu yang sangat sejuk, kalium bahkan menunjukkan fasa amorf (dengan atom K yang tidak teratur).

Nombor pengoksidaan

Konfigurasi elektron kalium adalah:

4s ¹

Orbit 4s adalah yang paling luar dan oleh itu mempunyai satu-satunya elektron valens. Ini secara teori bertanggungjawab untuk ikatan logam yang menyatukan atom K untuk menentukan kristal.

Dari konfigurasi elektron yang sama, mudah difahami mengapa kalium biasanya selalu (atau hampir selalu) mempunyai bilangan pengoksidaan +1. Apabila kehilangan satu elektron untuk membentuk kation K ⁺ , argon gas mulia, dengan oktet valens penuh, menjadi isoelektronik.

Dalam sebilangan besar sebatian turunannya, kalium dianggap K ⁺ (walaupun ikatannya tidak murni ionik).

Sebaliknya, walaupun kurang mungkin, kalium dapat memperoleh elektron, mempunyai dua elektron dalam orbit 4snya. Oleh itu, logam kalsium menjadi isoelektronik:

4s ²

Kemudian dikatakan bahawa ia memperoleh elektron dan mempunyai nombor pengoksidaan negatif, -1. Apabila nombor pengoksidaan ini dikira dalam sebatian, kewujudan anion potaside, K ^- diandaikan .

Hartanah

Penampilan

Logam perak putih berkilat.

Jisim molar

39.0983 g / mol.

Takat lebur

83.5 ° C.

Takat didih

759 ° C.

Ketumpatan

-0.862 g / cm ³ , pada suhu bilik.

-0.828 g / cm ³ , pada titik lebur (cecair).

Keterlarutan

Bertindak keras dengan air. Larut dalam ammonia cair, etilenediamin dan anilin. Larut dalam logam alkali lain untuk membentuk aloi, dan dalam merkuri.

Ketumpatan wap

1.4 berhubung dengan udara yang diambil sebagai 1.

Tekanan wap

8 mmHg pada suhu 432 ° C.

Kestabilan

Stabil jika dilindungi dari udara dan kelembapan.

Kekotoran

Ia boleh menghakis jika bersentuhan dengan logam. Sekiranya bersentuhan, ia boleh menyebabkan kulit dan mata melecur.

Ketegangan permukaan

86 dynes / cm pada suhu 100 ° C.

Panas pelakuran

2.33 kJ / mol.

Haba pengewapan

76.9 kJ / mol.

Kapasiti haba molar

29.6 J / (mol · K).

Elektronegativiti

0.82 pada skala Pauling.

Tenaga pengionan

Tahap pengionan pertama: 418.8 kJ / mol.

Tahap pengionan kedua: 3.052 kJ / mol.

Tahap pengionan ketiga: 4,420 kJ / mol.

Radio atom

227 petang.

Jejari kovalen

203 ± 12 malam.

Pengembangan haba

83.3 µm / (m · K) pada 25 ° C.

Kekonduksian terma

102.5 W / (mK).

Ketahanan elektrik

72 nΩ · m (pada 25 ° C).

Kekerasan

0.4 pada skala Mohs.

Isotop semula jadi

Kalium berlaku terutamanya sebagai tiga isotop: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73 %) dan ⁴⁰ K (0,012%, pelepasan β radioaktif)

Tatanama

Sebatian kalium mempunyai nombor pengoksidaan +1 secara lalai (dengan pengecualian yang sangat istimewa). Oleh itu, dalam nomenklatur saham (I) di akhir nama dihilangkan; dan dalam tatanama tradisional, nama diakhiri dengan akhiran -ico.

Sebagai contoh, KCl adalah kalium klorida, bukan kalium (I) klorida. Nama tradisionalnya adalah kalium klorida atau kalium monoklorida, menurut tata nama sistematik.

Selebihnya, kecuali nama atau mineral yang sangat biasa (seperti silvin), tatanama di sekitar kalium agak mudah.

Bentuk

Kalium tidak terdapat di alam dalam bentuk logam, tetapi dapat diperoleh secara industri dalam bentuk ini untuk kegunaan tertentu. Ia dijumpai terutamanya pada makhluk hidup, dalam bentuk ion (K ⁺ ). Secara umum, ia adalah kation intraselular utama.

Kalium terdapat dalam sebilangan besar sebatian, seperti kalium hidroksida, asetat atau klorida, dll. Ia juga merupakan sebahagian daripada kira-kira 600 mineral, termasuk sylvite, alunite, carnalite, dll.

Kalium membentuk aloi dengan unsur alkali lain, seperti natrium, cesium, dan rubidium. Ia juga membentuk aloi ternary dengan natrium dan cesium, melalui gabungan eutektik.

Peranan biologi

Tumbuhan

Kalium membentuk, bersama dengan nitrogen dan fosforus, tiga nutrien tumbuhan utama. Kalium diserap oleh akar dalam bentuk ion: proses yang disukai oleh adanya keadaan kelembapan, suhu dan oksigenasi yang mencukupi.

Mengatur pembukaan dan penutupan stomata daun: aktiviti yang memungkinkan pengambilan karbon dioksida, yang bergabung dengan air semasa fotosintesis untuk membentuk glukosa dan oksigen; Ini adalah agen penghasil ATP yang merupakan sumber tenaga utama makhluk hidup.

Ini memudahkan sintesis beberapa enzim yang berkaitan dengan pertumbuhan tanaman, selain pati, bahan simpanan tenaga. Ia juga mengganggu osmosis: proses yang diperlukan untuk penyerapan akar air dan mineral; dan dalam kenaikan air melalui xilem.

Klorosis adalah manifestasi kekurangan kalium pada tanaman. Ia dicirikan oleh daun yang hilang kehijauan dan berubah menjadi kuning, dengan tepi yang terbakar; dan akhirnya, defoliasi berlaku, dengan kelewatan pertumbuhan tanaman.

Haiwan

Pada haiwan, secara umum, kalium adalah kation intraselular utama dengan kepekatan 140 mmol / L; sementara kepekatan ekstraselular berbeza antara 3.8 dan 5.0 mmol / L. 98% kalium badan terhad kepada petak intraselular.

Walaupun pengambilan kalium boleh bervariasi antara 40 dan 200 mmol / hari, kepekatan ekstraselularnya tetap berterusan dengan pengawalan perkumuhan buah pinggang. Hormon aldosteron, yang mengatur rembesan kalium pada tahap tubulus pengumpulan dan distal, terlibat dalam ini.

Kalium bertanggungjawab secara terpusat untuk pemeliharaan osmolariti intraselular dan, oleh itu, ia bertanggungjawab untuk menjaga integriti sel.

Walaupun membran plasma agak telap terhadap kalium, kepekatan intraselularnya dikekalkan oleh aktiviti enzim Na, ATPase (pam natrium dan kalium) yang menghilangkan tiga atom natrium dan memperkenalkan dua atom kalium.

Repolarisasi sel

Sel-sel yang menarik, terdiri daripada neuron dan sel-sel otot licin dan licin; dan sel otot striated, terdiri dari sel otot rangka dan jantung, semuanya mampu membentuk potensi tindakan.

Bahagian dalam sel yang terangsang dikenakan secara negatif berkaitan dengan bahagian luar sel, tetapi apabila dirangsang dengan betul, kebolehtelapan membran plasma sel menjadi natrium meningkat. Kation ini menembusi membran plasma dan menjadikan dalaman sel positif.

Fenomena yang berlaku disebut potensi tindakan, yang mempunyai serangkaian sifat, di antaranya, ia mampu merebak ke seluruh neuron. Perintah yang dikeluarkan oleh otak bergerak sebagai potensi tindakan ke otot tertentu untuk menyebabkannya berkontrak.

Untuk potensi tindakan baru berlaku, bahagian dalam sel mesti mempunyai cas negatif. Untuk melakukan ini, terdapat jalan keluar kalium dari bahagian dalam sel, mengembalikannya ke negatif semula. Proses ini disebut repolarisasi, menjadi fungsi utama kalium.

Oleh itu, pembentukan potensi tindakan dan permulaan pengecutan otot dikatakan sebagai tanggungjawab bersama natrium dan kalium.

Fungsi lain

Kalium melayani fungsi lain pada manusia, seperti nada vaskular, kawalan tekanan darah sistemik, dan motilitas gastrointestinal.

Peningkatan kepekatan plasma kalium (hiperkalemia) menghasilkan serangkaian gejala seperti kegelisahan, mual, muntah, sakit perut dan ketidakteraturan dalam elektrokardiogram. Gelombang T yang berkaitan dengan repolarisasi ventrikel tinggi dan lebar.

Catatan ini dijelaskan kerana apabila kepekatan kalium ekstraselular meningkat, ia meninggalkan bahagian luar sel dengan lebih perlahan, sehingga repolarisasi ventrikel menjadi lebih perlahan.

Penurunan kepekatan kalium plasma (hipokalsemia) menunjukkan, antara lain, gejala berikut: kelemahan otot, penurunan motilitas usus, penurunan penyaringan glomerular, aritmia jantung dan meratakan gelombang T elektrokardiogram.

Gelombang T dipendekkan, karena dengan menurunkan kepekatan kalium ekstraselular, keluarnya ke arah luaran sel difasilitasi dan jangka masa repolarisasi menurun.

Di manakah kalium dijumpai dan dihasilkan

Kristal silvit, yang praktikalnya terdiri daripada kalium klorida. Sumber: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Kalium banyak terdapat pada batuan igneus, serpih, dan sedimen. Juga, dalam mineral seperti muscovite dan orthoclase, yang tidak larut dalam air. Orthoclase adalah mineral yang biasanya berlaku pada batuan igneus dan granit.

Kalium juga terdapat dalam sebatian mineral larut dalam air, seperti carnalite (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), sylvite (KCl), dan landbeinite, yang terdapat di dasar tasik kering dan di dasar laut.

Selain itu, kalium terdapat dalam air garam dan sebagai hasil dari pembakaran batang dan daun tanaman dalam proses yang digunakan untuk pembuatan kalium. Walaupun kepekatannya dalam air laut rendah (0,39 g / L), ia juga digunakan untuk mendapatkan kalium.

Kalium terdapat dalam simpanan besar, seperti yang ada di Saskatchewan, Kanada, kaya dengan mineral sylvite (KCl) dan mampu menghasilkan 25% penggunaan kalium dunia. Cecair sisa garam boleh mengandungi sejumlah besar kalium, dalam bentuk KCl.

Elektrolisis

Kalium dihasilkan dengan dua kaedah: elektrolisis dan termal. Dalam elektrolisis, kaedah yang digunakan oleh Davy untuk mengasingkan kalium telah diikuti tanpa pengubahsuaian besar.

Walau bagaimanapun, kaedah ini dari sudut industri tidak berkesan, kerana titik lebur tinggi sebatian kalium cair mesti diturunkan.

Kaedah elektrolisis kalium hidroksida digunakan secara industri pada tahun 1920-an. Kaedah termal tetap menggantikannya, dan menjadi kaedah dominan untuk pengeluaran logam ini selepas tahun 1950.

Kaedah termal

Dalam kaedah terma, kalium dihasilkan dengan mengurangkan kalium klorida cair pada suhu 870 ºC. Ini terus dimasukkan ke ruang penyulingan yang dibungkus dengan garam. Sementara itu, wap natrium melewati lajur untuk menghasilkan pengurangan kalium klorida.

Kalium adalah komponen tindak balas yang paling mudah menguap dan terkumpul di bahagian atas lajur penyulingan, di mana ia dikumpulkan secara berterusan. Pengeluaran kalium logam dengan kaedah termal dapat digariskan dalam persamaan kimia berikut:

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

Proses Griesheimer, yang menggunakan reaksi kalium fluorida dengan kalsium karbida, juga digunakan dalam pengeluaran kalium:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

Reaksi

Tidak organik

Kalium adalah unsur yang sangat reaktif yang bertindak balas dengan cepat dengan oksigen untuk membentuk tiga oksida: kalium oksida (K ₂ O), peroksida (K ₂ O ₂ ), dan superoksida (KO ₂ ).

Kalium adalah unsur pengurangan yang kuat, sebab itulah ia mengoksidasi lebih cepat daripada kebanyakan logam. Ia digunakan untuk mengurangkan garam logam, menggantikan kalium dengan logam dalam garam. Kaedah ini membolehkan memperoleh logam tulen:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Kalium bertindak balas dengan kuat dengan air untuk membentuk kalium hidroksida dan melepaskan gas hidrogen yang meletup (gambar di bawah):

Kalium logam bertindak balas dengan larutan phenolphthalein berair, yang bertukar menjadi ungu-merah apabila ion OH dilepaskan ke medium. Perhatikan pembentukan gas hidrogen. Sumber: Ozon aurora dan Philip Evans melalui Wikipedia.

Kalium hidroksida boleh bertindak balas dengan karbon dioksida untuk menghasilkan kalium karbonat.

Kalium bertindak balas dengan karbon monoksida pada suhu 60 ° C untuk menghasilkan karbonil yang boleh meletup (K ₆ C ₆ O ₆ ). Ia juga bertindak balas dengan hidrogen pada suhu 350ºC, membentuk hidrida. Ia juga sangat reaktif dengan halogen, dan meletup jika bersentuhan dengan cecair bromin.

Letupan juga berlaku apabila kalium bertindak balas dengan asid halogenasi, seperti asid hidroklorik, dan campuran dipukul atau digoncang dengan kuat. Kalium cair bertindak balas dengan sulfur dan hidrogen sulfida.

Organik

Tindak balas dengan sebatian organik yang mengandungi kumpulan aktif, tetapi lengai kepada hidrokarbon alifatik dan aromatik. Kalium bertindak balas secara perlahan dengan ammonia untuk membentuk kalium (KNH ₂ ).

Tidak seperti natrium, kalium bertindak balas dengan karbon dalam bentuk grafit untuk membentuk satu siri sebatian interlaminar. Sebatian ini mempunyai nisbah atom karbon-kalium: 8, 16, 24, 36, 48, 60, atau 1; iaitu KC ₆₀ , sebagai contoh.

Permohonan

Kalium logam

Tidak banyak permintaan industri untuk kalium logam. Sebilangan besar diubah menjadi kalium superoksida, digunakan dalam alat pernafasan, kerana ia melepaskan oksigen dan menghilangkan karbon dioksida dan wap air.

Aloi NaK mempunyai kapasiti penyerapan haba yang hebat, sebab itulah ia digunakan sebagai penyejuk di beberapa reaktor nuklear. Begitu juga, logam menguap telah digunakan dalam turbin.

Sebatian

Klorida

KCl digunakan dalam pertanian sebagai baja. Ia juga digunakan sebagai bahan mentah untuk pengeluaran sebatian kalium lain, seperti kalium hidroksida.

Hidroksida

Juga dikenal sebagai potash kaustik, KOH, ia digunakan dalam pembuatan sabun dan deterjen.

Reaksinya dengan iodin menghasilkan kalium iodida. Garam ini ditambahkan ke garam meja (NaCl) dan memberi makan untuk melindunginya daripada kekurangan yodium. Kalium hidroksida digunakan dalam pembuatan bateri alkali.

Nitrat

Juga dikenali sebagai saltpeter, KNO ₃ , ia digunakan sebagai baja. Di samping itu, ia digunakan dalam penghuraian bunga api; sebagai pengawet makanan, dan dalam gelas pengeras.

Kromate

Ia digunakan dalam pengeluaran baja dan pengeluaran tawas kalium.

Karbonat

Ini digunakan dalam pembuatan kaca, terutama yang digunakan dalam pembuatan televisi.

Rujukan

1. Shiver & Atkins. (2008). Kimia bukan organik. (Edisi keempat). Bukit Mc Graw.
2. Wikipedia. (2019). Potasium. Dipulihkan dari: en.wikipedia.org
3. McKeehan LW (1922). Struktur Kristal Kalium. Prosiding Akademi Sains Nasional Amerika Syarikat, 8 (8), 254-255. doi: 10.1073 / pnas.8.8.254
4. Masafumi Sakata et al. (2017). Peralihan fasa struktur kalium dalam keadaan tekanan tinggi dan suhu rendah. J. Fiz .: Conf. Ser. 950 042020.
5. Pusat Maklumat Nasional Bioteknologi. (2019). Potasium. Pangkalan Data PubChem., CID = 5462222. Dipulihkan dari: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Penyunting Encyclopaedia Britannica. (03 Mei 2019) Potasium. Encyclopædia Britannica. Dipulihkan dari: britannica.com
7. Persatuan Kimia Diraja. (2019). Potasium. Dipulihkan dari: rsc.org
8. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (24 Januari 2019). 10 Fakta Kalium. Dipulihkan dari: thinkco.com
9. Terbaik & Taylor. (2003). Asas fisiologi amalan perubatan. (Edisi ke-13 dalam bahasa Sepanyol). Editorial Médica Panamericana.
10. Elm Axayacatl. (02 Mac 2018). Kepentingan kalium (K) dalam tanaman yang ditanam. Dipulihkan dari: blogagricultura.com
11. Lenntech BV (2019). Potasium. Dipulihkan dari: lenntech.com