Κάλιο

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση
Κάλιο
ΚάλιοΑσβέστιο
Νάτριο

K

Ρουβίδιο
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif
Transparent.gif

Electron shell 019 Potassium (el).svg
Κατανομή ηλεκτρονίων ανά στιβάδα στο Κάλιο

Potassium.JPG
Κάλιο

Ιστορία
Ταυτότητα του στοιχείου
Όνομα, σύμβολο Κάλιο (K)
Ατομικός αριθμός (Ζ) 19
Κατηγορία Μέταλλα
ομάδα, περίοδος,
τομέας
1 ,4, s
Σχετική ατομική
μάζα (Ar)
39.0983(1)
Ηλεκτρονική
διαμόρφωση
[ Ar ] 4s1
Αριθμός CAS 7440-09-7
Ατομικές ιδιότητες
Ατομική ακτίνα 227 pm
Ηλεκτραρνητικότητα 0,82
Κυριότεροι αριθμοί
οξείδωσης
+1
Ενέργειες ιονισμού 1η: 418.8 kJ·mol−1
2η: 3052 kJ·mol−1
3η: 4420 kJ·mol−1
Φυσικά χαρακτηριστικά
Σημείο τήξης 336,53° K,  63,38 °C
Σημείο βρασμού 1032° K,  759 °C
Πυκνότητα 0,89 g·cm−3
Μαγνητική συμπεριφορά Παραμαγνητικό
Σκληρότητα Mohs 0,4
Σκληρότητα Brinell 0,363 MPa
Μέτρο ελαστικότητας
(Young's modulus)
3,53 GPa
Η κατάσταση αναφοράς είναι η πρότυπη κατάσταση (25°C, 1 Atm)
εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά

Το χημικό στοιχείο Κάλιο (λατ. Potassium, νεολατινικά Kalium) είναι μέταλλο με ατομικό αριθμό (Ζ) 19 και ατομικό βάρος (AB) 39,0983 amu. Το μεταλλικό (στοιχειακό) κάλιο είναι ένα μαλακό αργυρόλευκο μέταλλο, που οξειδώνεται τάχιστα στον ατμοσφαιρικό αέρα και αντιδρά έντονα με το νερό, παράγοντας υδρογόνο και σημαντική θερμότητα, που συχνά είναι αρκετή ώστε να προκαλέσει την ανάφλεξη του παραγόμενου υδρογόνου. Έχει θερμοκρασία τήξης 63,65 °C και θερμοκρασία βρασμού 774 °C. Το σύμβολό του είναι K. Ανήκει στην 1η ομάδα του περιοδικού πίνακα (IA, με την παλαιότερη κατάταξη), κατατασσόμενο στα αλκάλιμέταλλα. Η συνολική ηλεκτρονική δομή του είναι 2 8 8 1.

Το κάλιο και το νάτριο είναι αλκαλιμέταλλα πολύ παρόμοια, από χημικής πλευράς. Για το λόγο αυτό, αρχικά (στην Ιστορία), τα άλατά τους δεν διαφοροποιούνταν. Τελικά συνειδητοποιήθηκε ότι πρόκειται για δυο διαφορετικά χημικά στοιχεία, στις αρχές του 19ου αιώνα, όταν έγινε εφικτή η απομόνωση των ίδιων των μετάλλων με ηλεκτρόλυση. Το κάλιο βρίσκεται στη φύση μόνο στη μορφή ιόνικών αλάτων του. Με τη μορφή αυτή βρίσκεται διαλυμένο στο θαλασσινό νερό (σε μέση περιεκτικότητα 0,04 %, κατά βάρος), αλλά και σε πολλά ορυκτά. Οι εφαρμογές του στη χημική βιομηχανία (συνήθως) αφορούν τη μεγάλη υδατοδιαλυτότητα των ιόντων του, που βοηθά έτσι, την έμμεση διαλυτοποίηση των λιγότερο (ή και καθόλου) υδατοδιαλυτών τμημάτων χημικών ενώσεων του, με χρήσιμη δραστηριότητα. Το ίδιο το μεταλλικό (στοιχειακό) κάλιο έχει λίγες ειδικές εφαρμογές και στις περισσότερες αντιδράσεις είναι δυνατό να αντικατασταθεί από το (οικονομικότερο) νάτριο.

Το ιόν του καλίου είναι απαραίτητο για τη λειτουργία όλων (των γνωστών) ζωντανών κυττάρων και γι' αυτό είναι παρόν σε όλους τους φυτικούς και ζωικούς ιστούς. Βρίσκεται σε εξαιρετικά μεγάλες συγκεντρώσεις στο εσωτερικό των φυτικών κυττάρων και ιδιαίτερα στα φρούτα.[1] Η σχετικά υψηλότερη συγκέντρωση καλίου σε σύγκριση με αυτήν του νατρίου στα φυτικά μέρη, είχε ως αποτέλεσμα, η πρώτη (ιστορικά) απομόνωση του στοιχείου να γίνει από τη στάχτη φυτικών υλών (απ' όπου προήλθε και η λέξη potash,[2] που ελληνοποιήθηκε σε «ποτάσσα» και αποτέλεσε το αρχικό όνομα του στοιχείου, που διατηρείται ακόμη σε αρκετές γλώσσες, που περιλαμβάνουν και την αγγλική). Η έντονη αγροτική καλλιέργεια απορροφά αρκετά σύντομα μεγάλο ποσοστό από το κάλιο που βρίσκεται φυσιολογικά στο καλλιεργούμενο έδαφος (απαιτώντας περιοδική αγρανάπαυση ή κατάλληλη λίπανση). Γι' αυτό, η βιομηχανία λιπασμάτων απορροφά το 93% της σύγχρονης παγκόσμιας παραγωγής καλίου.

Η φυσιολογική (βιοχημική) λειτουργία του καλίου είναι πολύ διαφορετική από αυτήν του νατρίου. Στα ζώα, ειδικότερα, τα ιόντα νατρίου και καλίου χρησιμοποιούνται διαφορετικά για την παραγωγή ηλεκτρικού δυναμικού στα κύτταρά τους και ιδιαίτερα στα νευρικά κύτταρα. Η έλλειψη καλίου στα ζώα (και στους ανθρώπους) έχει ως συνέπεια νευρολογικές δυσλειτουργίες.

Η σταθερή μορφή του καλίου δημιουργήθηκε σε υπερκαινοφανείς αστέρες, μέσω της διεργασίας r.[3]

Φυσική παρουσία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

καλιούχος άστριος.

Το μεταλλικό (στοιχειακό) κάλιο δεν υπάρχει ελεύθερο στη φύση, γιατί αντιδρά βίαια με το νερό (και άλλες ουσίες που είναι διαδεδομένες σ' αυτήν). Σε διάφορες ενώσεις το κάλιο αποτελεί περίπου το 1,5% κατά μάζα και επομένως το έβδομο (7ο) πιο άφθονο στοιχείο στη λιθόσφαιρα του πλανήτη μας. Καθώς είναι πολύ ηλεκτροθετικό και γι' αυτό πολύ δραστικό στοιχείο, είναι δύσκολο να απομονωθεί από τα ορυκτά του.[4]

Τα κυριότερα ορυκτά του καλίου, από τα οποία μπορεί να ληφθεί καθαρό μέταλλο, είναι ο καρναλλίτης [KMgCl3·6(H2O)], ο συλβίνης (KCl) και ο πολυαλίτης [K2Ca2Mg(SO4)4·2(H2O)].[5]

Ιστορία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το στοιχειακό κάλιο και τα άλατά του (ως ξεχωριστές ουσίες από τα άλλα άλατα) ήταν άγνωστα στην Ρωμαϊκή Εποχή. Γι' αυτό, το λατινικό όνομα kalium (από το οποίο προήλθε το ελληνικό «κάλιο») δεν είναι κλασσική λατική λέξη, αλλά νεολατινική. Προήλθε από τη λέξη alkali, που με τη σειρά της από την αραβική القَلْيَه, που προφέρεται αλ-καλιαχ και σημαίνει «φυτική στάχτη». Από την ίδια λέξη προέρχεται και ομόηχος αγγλικός όρος alkali, που εξελληνίστηκε σε «αλκάλιο» ή «αλκαλικός» και χρησιμοποιείται στα αλκαλιμέταλλα, στις αλκαλικές γαίες και ως συνώνυμο του όρου «βάση», αν και στα Μοντέρνα Βασικά Αραβικά ο όρος «φυτική στάχτη» αποδίδεται από τη λέξη بوتاسيوم, που προφέρεται «μπουτάσυουμ». Το «ποτάσσιο», δηλαδή η σχετικά πλούσια σε κάλιο φυτική στάχτη, ήταν ένα μυστικό συστατικό που αναμειγνυόταν με την κοινή στάχτη, μια χρωστική indigo (δηλαδή λουλάκι) και καυτό νερό για να δώσει ένα βαθύ μπλε χρώμα βαφής υφασμάτων από τους εμπόρους της Χάουσας στην Κανώ.[6]

Η αγγλική λέξη για το κάλιο, potassium (εξελληνισμένα ποτάσσιο) προέρχεται από τη λέξη potash (εξελληνισμένα ποτάσσα),[7] αναφέρεται στη μέθοδο με την οποία η ποτάσσα, δηλαδή η φυτική στάχτη, λαμβάνονταν: Ξέπλεναν τη στάχτη (στα αγγλικά ash) από ξύλα ή φύλλα δέντρων και μετά αποξήραναν το διάλυμα σε μια κατσαρόλα (στα αγγλικά pot). Οπότε το συνολικό potash, κυριολεκτικά σήμαινε «στάχτη κατσαρόλας». Η ποτάσσα είναι κυρίως ένα άλας καλίου, γιατί τα φυτικά μέρη περιέχουν λίγο ή καθόλου νάτριο και τα άλλα κύρια μεταλλικά άλατα που περιέχουν, δηλαδή κυρίως το ασβέστιο, έχουν χαμηλή διαλυτότητα στο νερό, με το οποίο ξέπλεναν τη στάχτη. Η ποτάσσα, με την έννοια της ξεπλημένης και αποξηραμένης φυτικής στάχτης, ήταν γνωστή από την Αρχαιότητα, αλλά δεν ήταν κατανοητό ότι ήταν ένα ριζικά διαφορετικό συστaτικό από τα άλατα των άλλων μετάλλων και ιδιαίτερα του νατρίου. Ο διαχωρισμός των δύο στοιχείων, δηλαδή του νατρίου και του καλίου έγινε τελικά γνωστή μόνο μετά την εφαρμογή της ηλεκτρόλυσης τηγμάτων υδροξειδίου του νατρίου και υδροξειδίου του καλίου, από τον Σερ Χάμφρυ Νταίηβυ, στις αρχές του 19ου αιώνα.

Το μεταλλικό κάλιο πρωτοαπομονώθηκε το 1807 στην Αγγλία από τον Σερ Χάμφρυ Νταίηβυ, που το παρέλαβε με ηλεκτρόλυση τήγματος υδροξειδίου του καλίου (KOH), χρησιμοποιώντας ηλεκτρικό ρεύμα από μια, πρόσφατα τότε ανακαλυφθείσα, βολταϊκή στήλη. Μάλιστα, το κάλιο ήταν το πρώτο μέταλλο που απομονώθηκε με ηλεκτρόλυση.[8] Αργότερα, την ίδια χρονιά ο Σερ Χάμπφρυ Νταίηβυ ανέφερε την απομόνωση του μεταλλικού νατρίου, με ηλεκτρόλυση τήγματος υδροξειδίου του νατρίου (NaOH), από ορυκτή προέλευση και όχι από φυτική στάχτη, αποδεικνύοντας έτσι οριστικά, ότι τα μέταλλα νάτριο και κάλιο και άρα και τα άλατά τους είναι διαφορετικές ουσίες.[9]

Παραγωγή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κάλιο κάτω από THF.

Καθαρό μεταλλικό κάλιο μπορεί να απομονωθεί με ηλεκτρόλυση του τήγματος του υδροξειδίου του καλίου (KOH), με μια διεργασία που λίγο άλλαξε από την πρώτη απόπειρα του Σερ Ντέιβυ[4]:

Κάθοδος: K+(l) + e- → K(l)
Άνοδος: 2ΟΗ-(l) - 2e- → H2O2 → H2O(g) + 1/2O2(g)

Χρησιμοποιείται επίσης θερμική μέθοδος απόκτησης μεταλλικού καλίου από τήγμα χλωριούχου καλίου: Σε θερμοκρασία 850 °C προστίθεται μεταλλικό νάτριο, οπότε έχουμε την ακόλουθη χημική ισορροπία:

 \mathrm{Na + KCl {\overrightarrow\longleftarrow} NaCl + K}

Κανονικά, επειδή το κάλιο είναι ηλεκτροθετικότερο από το νάτριο, η παραπάνω χημική ισορροπία είναι μετατοπισμένη σχεδόν τελείως προς τα αριστερά. Στη θερμοκρασία των 850 °C, το παραγόμενο κάλιο εξαερώνεται και με την συνεχή απομάκρυνσή του μετατοπίζει τελικά τη χημική ισορροπία (σχεδόν) μονόδρομα προς τα δεξιά. Δηλαδή τελικά[1]:

 \mathrm{Na + KCl \xrightarrow{850^oC} NaCl + K \uparrow}

Άλατα του καλίου, όπως ο καρναλλίτης, ο λανγκμπεϊνίτης, ο πολυχαλίτης και ο συλβίτης από εκτεταμένα αποθέματα σε (πρώην) αρχαίες λίμνες και θάλασσες, κάνοντας την εξόρυξη και εκμετάλλευση των αλάτων αυτών οικονομικά εφικτή. Η κύρια πηγή του καλίου, η ποτάσσα2CO3), εξορίσεται στο Σασκατσεβάν, στην Καλιφόρνια, στη Γερμανία, στο Νέο Μεξικό, στην Γιούτα και σε άλλα μέρη σε ολόκληρο τον κόσμο.[10] Βρίσκεται ακόμη σε αφθονία στη Νεκρή Θάλασσα. Περίπου 900 μέτρα κάτω από την επιφάνεια του Σασκατσεβάν βρίσκονται μεγάλα κοιτάσματα ποτάσσας που είναι σημαντικές πηγές του μεταλλικού καλίου και των αλάτων του, με αρκετά μεγάλα ορυχεία που λειτουργούν από τη δεκαετία του 1960. Στο Σασκατσεβάν χρησιμοποιήθηκε πρωτοπόρα η μέθοδος του παγώματος της υγρής άμμου (σχηματισμός Μπλέρμορ) με σκοπό να δημιουργηθούν όροφοι ορυχείου από αυτήν. Οι ωκεανοί είναι μια άλλη πηγή καλίου, αλλά η ποσότητα του στοιχείου που παίρνεται από ένα δεδομένο όγκο θαλάσσιου νερού είναι πολύ μικρότερη από αυτήν του νατρίου.[11][12]

Το μεταλλικό κάλιο σε βαθμό καθαρότητας αντιδραστηρίου πωλούνταν για περίπου 22$/kg το 2010, όταν παραγγέλνονταν σε ποσότητες τόννων. Χαμηλότερης καθαρότητας μεταλλικό κάλιο πωλείται ακόμη οικονομικότερα. Η αγορά του μετάλλου αυτού είναι μεταβλητή, εξαιτίας της δυσκολίας (άρα και αυξημένου κόστους) της αποθήκευσης του στοιχειακού καλίου για μεγάλα χρονικά διαστήματα. Πρέπει να αποθηκεύεται κάτω από ατμόσφαιρα ξηρού ευγενές αέριο ή μέσα σε άνυδρο πετρέλαιο, για να αποφευχθεί ο επιφανειακός σχηματισμός στρώματος υπεροξειδίου του καλίου (K2O2). Το υπεροξείδιο του καλίου είναι εκρηκτικό ευαίσθητο στην πίεση και εκρύγνηται αν γρατζουνιστεί. Η φωτιά που ακολουθεί μια τέτοια έκρηξη είναι δύσκολο να σβηστεί.[13]

Ισότοπα[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύριο λήμμα: Ισότοπα του καλίου

Υπάρχουν 24 γνωστά ισότοπα του καλίου. Από αυτά, μόνο τα τρία (3) ακόλουθα υπάρχουν στη φύση:

  1. 39K (93,3%), που είναι σταθερό.
  2. 40Κ (0,0117%), που, με πρόσληψη ηλεκτρονίου (σύλληψη Κ) ή εκπομπή ποζιτρονίου+ ακτινοβολία) διασπάται στο σταθερό 40Ar (σε ποσοστό 11,2%) και με εκπομπή ηλεκτρονίου (β- ακτινοβολία) μετατρέπεται στο επίσης σταθερό 40Ca (σε ποσοστό 88,8%), με ημιζωή 1,25·109 χρόνια. Αυτή η ραδιενεργή διάσπαση χρησιμοποιείται στη ραδιοχρονολόγηση πετρωμάτων. Η μέθοδος ραδιοχρονολόγησης K-Ar εξαρτάται από την ακρίβεια των ακόλουθως δύο (2) υποθέσεων: α) Τα πετρώματα δεν περιείχαν αργό κατά το σχηματισμό τους. β) Είναι εγγυημένο όρι συλλέχθηκε όλο το ραδιογενές αργό από το πέτρωμα. Τα ορυκτά που είναι τα περισσότερο κατάλληλα για να ραδιοχρονολογηθούν με τη μέθοδο αυτή περιλαμβάνουν το βιοτίτη, το μοσχοβίτη, τα πυριγενή πετρώματα ή τα σε υψηλό βαθμό μεταμορφωσιγενή πυριτικά ορυκτά, οι άστριοι και τα αστριοειδή.
  3. 41Κ (6,7%), που είναι σταθερό.

Εκτός από τη χρησιμότητά τους στη ραδιοχρονολόγηση, τα ισότοπα του καλίου χρησιμεύουν ευρύτατα και ως ιχνηλάτες σε μελέτες της διάβρωσης. Χρησιμοποιούνται ακόμη, επίσης ως ιχνηλάτες, σε μελέτες διατροφικών κύκλων, γιατί το κάλιο είναι ένα μακροστοιχείο απαραίτητο για τη ζωή.

Το 40Κ υπάρχει στο φυσικό κάλιο και γι' αυτό αποτελεί συστατικό του εμπορικού αλατιού σε αξιόλογη ποσοότητα, ώστε οι μεηάλες συσκευασίες του προϊόντος, να μπορούν να χρησιμοποιηθούν σε επιδείξεις ραδιενεργών πηγών σε σχολικές αίθουσες. Μάλιστα, το 40Κ αποτελεί για το ανθρώπινο σώμα τη μεγαλύτερη φυσική πηγή ραδιενέργειας, μεγαλύτερη κι από αυτήν του επίσης ραδιενεργού 14C. Ένα ανθρώπινο σώμα με μάζα 70 kg, διασπούνται περίπου 4.400 πυρήνες 40Κ ανά δευτερόλεπτο.[14] Η ραδιενέργεια του φυσικού καλίου είναι (συνολικά) 31 Bq/g.

Φυσικές ιδιότητες και χημική ανάλυση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Θετική δοκιμή πυρανίχνευσης καλίου. Το δείγμα που χρησιμοποιήθηκε μάλλον περιέχει και νάτριο και γι' αυτό η φλόγα πάνω από το δείγμα δεν είναι ακριβώς λιλά.

Το κάλιο είναι το μέταλλο με τη δεύτερη (2η) μικρότερη πυκνότητα. Μόνο το λίθιο είναι μέταλλο με μικρότερη πυκνότητα. Είναι ένα μαλακό χαμηλότηκτο στερεό. Έχει, μάλιστα, τόσο χαμηλή σκληρότητα, που μοιάζει με αυτή του κεριού και επιτρέπει την κοπή του μετάλλου ακόμη και με ένα κοινό μαχαίρι. Αν ένα κομμάτι κάλιο έχει κοπεί πρόσφατα είναι αργυρόλευκο στην όψη, αλλά στον ατμοαφαιρικό αέρα αρχίζει να οξειδώνεται και να γίνεται γκρι αμέσως μετά την επαφή του μετάλλου με αυτόν.[4]

Σε μια θετική δοκιμή [[πυρανίχνευση|]πυρανίχνευσης], το στοιχειακό κάλιο και οι ενώσεις τους βάφουν τη φλόγο με ένα λιλά χρώμα, που όμως μπορεί να καλυφθεί από το (περίσσότερο) έντονο κίτρινο χρώμα εκπομπής του νατρίου, αν είναι επίοης παρόν στο δείγμα. Σ' αυτήν την περίπτωση μπορεί να χρησιμοποιηθεί γυαλί κοβαλτίου, ως φίλτρο για το κίτρινο χρώμα εκπομπής του νατρίου.[15] Η συγκέντρωση του καλίου σε ένα διάλυμα συχνά προσδιορίζεται με τη χρήση φλογοφωτομετρίας, με φασματοσκοπία ατομικής απορρόφησης και τελικά με ζευγικό πλάσμα ή με εκλεκτικά ιονικά ηλεκτρόδια.

Χημικές ιδιότητες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η αντίδραση του καλίου στο νερό. Προσέξτε το χρώμα της φλόγας. Το δείγμα ήταν, φαίνεται, πιο καθαρό απ' ότι στην παραπάνω δοκιμής πυρανίχνευσης.

Το στοιχειακό κάλιο πρέπει να προστατεύεται από τον ατμοσφαιρικό αέρα και την υγρασία κατά την αποθύκευσή του, για να αποφευχθεί η διάβρωσή του που οδηγεί σε επιφανειακό (τουλάχιστον) σχηματισμό του οξειδίου του (K2O) ή του υδροξειδίου του (ΚΟΗ), αντίστοιχα. Γι' αυτό τα δείγματα του στοιχειακού καλίου πρέπει να προστατεύονται κάτω από ένα υλικό μέσο που δεν αντιδρά μ' αυτό (το κάλιο δηλαδή) και δεν επιτρέπει τη δίοδο του αέρα ή της υγρασίας ως το δείγμα του μετάλλου. Για το σκοπό αυτό χρησμιοποιείται συνήθως πετρέλαιο, κηροζίνη ή τετραϋδροφουράνιο (THF).

Αντίδραση με το νερό[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όπως και όλα τα άλλα αλκαλιμέταλλα, το κάλιο αντιδρά βίαια με το νερό, παράγοντας υδρογόνο. Η αντίδραση είναι αξιόλογα πιο βίαιη, σε σύγκριση με αυτές του λιθίου ή και του νατρίου και τόσο σημαντικά εξώθερμη, ώστε το παραγόμενο υδρογόνο αναφλέγεται:

 \mathrm{2K + 2H_2O \xrightarrow{} 2KOH + H_2 \uparrow}

Επειδή δε το κάλιο αντιδρά ακόμη και με ίχνη υγρασίας, και το παραγόμενο υδροξείδιο του καλίου είναι μη πτητικό, το ατοιχειακό κάλιο μόνο του ή σε κράμα με νάτριο (δηλαδή NaK), χρησιμοποιείται για απομάκρυνση ιχνών υγρασίας από διαλύτες στους οποίους είναι ανεπιθύμητη, συνήθως πριν από απόσταξη. Σ' αυτές τις περιπτώσεις δρα ως ένα ισχυρό αφυδατικό μέσο.

Το κάλιο αντιδρά ακόμη, με όλα τα ηλεκτροαρνητικά στοιχεία, αλλά και με αρκετά ηλεκτροθετικότερα, όπως τα μεταλλοειδή, δίνοντας τις αντίστοιχες ενώσεις:

Αντιδράσεις με το οξυγόνο και οξείδια του καλίου[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Με οξυγόνο στερεό μεταλλικό κάλιο σχηματίζει το υπεροξείδιο του καλίου (K2O2)[16]:

 \mathrm{2K + O_2 \xrightarrow{} K_2O_2}

Το απλό οξείδιο του καλίου (K2O}, παράγεται με επίδραση υπεροξειδίου του καλίου σε μεταλλικό κάλιο:

 \mathrm{2K + K_2O_2 \xrightarrow{} 2K_2O}

Εναλλακτικά, μπορεί να παραχθεί και με επίδραση νιτρικού καλίου σε σε μεταλλικό κάλιο:

 \mathrm{10K + 2KNO_3 \xrightarrow{} 6K_2O + N_2 \uparrow}

Τέλος, με επίδραση καθαρού οξυγόνου σε τήγμα μεταλλικού καλίου, παράγεται το σουπεροξείδιο του καλίου (KO2):

 \mathrm{K_{(l)} + O_2 \xrightarrow{} KO_2}

Αντίδραση με αλογόνα[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Αντιδρά επίσης με τα αλογόνα (X2), όπου Χ = F, Cl, Br ή και I, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα αλογονούχα άλατα:

 \mathrm{2K + X_2 \xrightarrow{} 2KX}

Αντίδραση με θείο και σουλφίδια του καλίου[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο αντιδρά με το θείο σχηματίζοντας, ανάλογα με τις συνθήκες, τα ακόλουθα σουλφίδια:

  1. Σουλφίδιο του καλίου (K2S).
  2. Δισουλφίδιο του καλίου (K2S2).
  3. Τρισουλφίδιο του καλίου (K2S3).
  4. Τετρασουλφίδιο του καλίου (K2S4).
  5. Πεντασουλφίδιο του καλίου (K2S5). Και τέλος
  6. Εξασουλφίδιο του καλίου (K2S6).

Π.χ. η στοιχειομετρική εξίσωση που δείνει το σουλφίδιο του καλίου είναι η ακόλουθη:

 \mathrm{2K + S \xrightarrow{} K_2S}

Αντίδραση με το υδρογόνο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο αντιδρά με το υδρογόνο, παράγοντας υδρίδιο του καλίου:

 \mathrm{2K + H_2 \xrightarrow{} 2KH}

Αντίδραση με το σελήνιο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο αντιδρά με το σελήνιο, παράγοντας σεληνιούχο κάλιο:

 \mathrm{2K + Se \xrightarrow{} K_2Se}

Αντίδραση με το τελλούριο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο αντιδρά με το τελλούριο, παράγοντας τελλουριούχο κάλιο:

 \mathrm{2K + Te \xrightarrow{} K_2Te}

Ως αναγωγικό μέσο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το στοιχειακό κάλιο δρα ως αναγωγικό μέσο, ανυικαθιστώντας τα περισσότερα άλλα μέταλλα (αφού ελάχιστα είναι πιο ηλεκτροθετικά) από τα άλατά τους. Βέβαια, σε βιομηχανικές εφαρμογές συνήθως προτιμάται το νάτριο σ' αυτόν το ρόλο, ως οικονομικότερο, αλλά το κάλιο είναι ισχυρότερο αναγωγικό. Π.χ. μπορεί να απελευθερώσει το τιτάνιο, από το τετραχλωριούχο τιτάνιο.[17]

 \mathrm{4K + TiCl_4 \xrightarrow{} 4KCl + Ti}

Κάλιο και Οργανική Χημεία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Αντίδραση με τις αλκοόλες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όπως και όλα τα άλλα αλκαλιμέταλλα, το κάλιο αντιδρά βίαια με τις αλκοόλες (ROH), αχηματίζοντας το αντίστοιχο αλκοολικό άλας.[18]:

 \mathrm{2K + 2ROH \xrightarrow{} 2ROK + H_2 \uparrow}

  • Η αντίδραση είναι επίσης έντονα εξώθερμη και συνήθως καταλήγει σε ανάφλεξη τόσο του παραγώμενου υδρογόνου, όσο και της αλκοόλης που δεν πρόλαβε να αντιδράσει.

Αντίδραση με τα καρβοξυλικά οξέα[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όπως και όλα τα άλλα αλκαλιμέταλλα, το κάλιο αντιδρά βίαια με τα καρβοξυλικά οξέα (RCOOH), σχηματίζοντας το αντίστοιχο καρβοξυλικό άλας.:

 \mathrm{2K + 2RCOOH \xrightarrow{} 2RCOOK + H_2 \uparrow}

  • Η αντίδραση είναι επίσης έντονα εξώθερμη και συνήθως καταλήγει σε ανάφλεξη τόσο του παραγώμενου υδρογόνου, όσο και του καρβοξυλιικού οξέος που δεν πρόλαβε να αντιδράσει.

Αντίδραση με εξωτερικά αλκίνια[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όπως και όλα τα άλλα αλκαλιμέταλλα, το κάλιο αντιδρά με τα εξωτερικά (όσα έχουν τον τριπλό δεσμό τους στο ακραίο (#1) άτομο άνθρακα) αλκίνια (RC ≡ CH), σχηματίζοντας το αντίστοιχο «αλκινιλίδιο»[19]:

 \mathrm{2K + 2RC \equiv CH \xrightarrow{} 2R\equiv CK + H_2 \uparrow}

Ανίδραση Würtz[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο, με αλκυλαλογονίδια (RX) δίνει επίσης, όπως και το νάτριο, την αντίδραση Würtz[20]:

 \mathrm{2RX + 2K \xrightarrow{} R_2 + 2KX}

Αλκυλοκάλια[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο, με αλκυλαλογονίδια (RX), σε άνυδρο και ψυχρό περιβάλλον δίνει τα αντίστοιχα αλκυλοκάλια (οργανομεταλλικές ενώσεις με κάλιο)[21]:

 \mathrm{RX + 2K \xrightarrow{|Et_2O|} RK + KX}

Άλατα με μηλονικούς εστέρες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στους εστέρες του μηλονικού οξέος (ROOCCH2COOR), τα δύο (2) άτομα υδρογόνου του κεντρικού μεθυλενίου είναι αρκετά όξινα ώστε να μπορούν να αντικατασταθούν από νάτριο, αλλά και από κάλιο[22]:

 \mathrm{2ROOCCH_2COOR + 2K \xrightarrow{} K^+[ROOCCH^-COOR] + KX}

Άλατα με ακετοξικούς εστέρες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στους εστέρες του ακετοξικού οξέος (CH3COCH2COOR), τα δύο (2) άτομα υδρογόνου του κεντρικού μεθυλενίου είναι αρκετά όξινα ώστε να μπορούν να αντικατασταθούν από νάτριο, αλλά και από κάλιο[23]:

 \mathrm{2CH_3COCH_2COOR + 2K \xrightarrow{} K^+[CH_3COCH^-COOR] + KX}

Αντιδράσεις με κετόνες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο, όπως και το νάτριο και το μαγνήσιο αντιδρούν με κετόνες RCOR', παράγοντας τελικά δευτεροταγείς διόλες[24]:

 \mathrm{2RCOR \acute{} + 2K \xrightarrow{} RC(OK)(R \acute{})C(OK)(R \acute{})R \xrightarrow{+2H_2O} RC(OH)(R \acute{})C(OH)(R \acute{})R + 2KOH}

Βιοχημικός ρόλος[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το κάλιο είναι το όγδοο (8ο) ή το έννατο (9ο) χημικό στοιχείο κατά μάζα (0,2%) του ανθρώπινου σώματος.[25] Για παράδειγμα, ένα σώμα 60 kg περιέχει 120 g καλίου. Το ασβέστιο και ο φωσφόρος είναι πιο άφθονα (πάντα κατά μάζα) στο ανθρώπινο σώμα, ενώ το νάτριο και το χλώριο έχουν περιεκτικοτητα περίπου ίση με τα 2/3 της περιεκτικότητας του καλίου.

Τα κατιόντα του καλίου είναι σημαντικά για τη λειτουργία του νευρικού συστήματος, κεντρικού και περιφερειακού. Ακόμη, ρυθμίζουν την ωσμωτική ισορροπία μεταξύ των κυττάρων και του υγρού που τα περιβάλλει, καθώς η κυτταρική μεμβράνη έχει ένα ειδικό υποοργανίδιο, την Na+/K+ATPάση, που λειτουργεί ως αντλία εισαγωγής - εξαγωγής του αντίστοιχου ιονικού ζεύγους, σε όλα τα ζώα (αλλά όχι και σε όλα τα φυτά).[26] Αυτή η «ιονική αντλία» χρησιμοποιεί τη χημική ενέργεια που εκλύεται από την υδρόλυση ενός μορίου ATP σε ADP και φωσφορικό οξύ, για να εξάγει τρία (3) κατιόντα νατρίου έξω από το κύτταρο και να εισάγει παράλληλα δύο (2) κατιόντα καλίου μέσα το κύτταρο. Η διαφορά του ενός κατιόντος δημιουργεί ένα ηλεκτροχημικό δυναμικό γύρω από την κυτταρική μεμβράνη. Επιπρόσθετα, υπάρχουν τα τετραμερή ιονικά κανάλια καλίου, που είναι κρίσιμης σημασίας για την αντιμετώπιση της υπερφόρτισης, ιδιαίτερα των νευρώνων όταν έχει ενεργοποιηθεί μια δυναμική πράξη. Το ιονικό κανάλι καλίου που έχει ανακαλυφθεί πιο πρόσφατα είναι το KirBac3.1, που δίνει συνολικά (μαζί με το τετραμερές που αναφέρθηκε παραπάνω) πέντε (5) ιονικά κανάλια καλίου (με αντίστοιχες ονομασίες KcsA, KirBac1.1, KirBac3.1, KvAP και MthK) σε μία καθορισμένη δομή.[27] Αυτά τα παραπάνω αναφερόμενα πέντε (6) ιονικά κανάλια καλίου είναι όλα από προκαρυωτικά είδη.

Το κάλιο μπορεί να ανιχνευθεί από την αίσθηση της γεύσης, ενεργοποιώντας τα τρία (3) από τα πέντε (5) είδη των γευστικών αισθητήρων, δίνοντας τελικά διαφορετική γευστική εντύπωση, ανάλογα με τη συγκέντρωση των κατιόντων του στο δείγμα τροφής που δοκιμάζεται. Συγκεκριμένα: Τα αραιά διαλύματα κατιόντων καλίου δίνουν γλυκιά αίσθηση (επιτρέποντας μέχρι μέτριες συγκεντρώσεις των κατιόντων καλίου στο γάλα και τους φυσικούς χυμούς, ώστε να είναι ευψάριστα δεκτά από τους καταναλωτές τους). Καθώς πυκνώνουν τα διαλύματα, η αίσθηση που δίνουν γίνεται ολοένα και πιο αλκαλική, δηλαδή πικρή, σαπωνοειδής, αλλά και αλμυρή. Η εύρεση της σωστής συγκέντρωσης κατιόντων καλίου, ώστε να δίνει ευχάριστο συνδυασμό πικράδας και αλμυρότητας σε προϊόντα που απαιτούν σχετικά μεγάλη συγκέντρωση του ιόντος είναι μια γευσιγνωστική πρόκληση. [εκκρεμεί παραπομπή]

Χρήσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το αυτούσιο μέταλλο έχει ελάχιστες βιομηχανικές χρήσεις, σε ορισμένα κράματα. Εκτός από τη χρονολόγηση, κάποια ισότοπα του καλίου χρησιμοποιούνταν ευρέως ως ανιχνευτές σε μελέτες του καιρού. Είχαν επίσης χρησιμοποιηθεί για μελέτες του κύκλου των θρεπτικών ουσιών, γιατί το κάλιο είναι ένα κύριο συστατικό της ανάπτυξης των φυτών, άρα και απαραίτητο για τη ζωή. Σήμερα χρησιμοποιούνται ευρέως ενώσεις του καλίου ως λιπάσματα και, σε μικρότερες ποσότητες, σε φαρμακευτικά σκευάσματα για τη θεραπεία της υποκαλιαιμίας.

Σημειώσεις, αναφορές και παραπομπές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. 1,0 1,1 Web Elements: Potassium
  2. U.S Geological Survey, potash statistics and information
  3. A.G.W. Cameron (June 1957). "Stellar Evolution, Nuclear Astrophysics, and Nucleogenesis". CRL-41.  "http://www.fas.org/sgp/eprint/CRL-41.pdf"
  4. 4,0 4,1 4,2 Mark Winter. «Potassium: Key Information». Webelements. http://www.webelements.com/webelements/elements/text/K/key.html. 
  5. Mineral data
  6. http://edition.cnn.com/2010/WORLD/africa/11/26/nigeria.dye.tradition/index.html
  7. Davy (1808), p. 32.
  8. Enghag, P. (2004). «11. Sodium and Potassium». Encyclopedia of the elements. Wiley-VCH Weinheim. ISBN 3527306668. 
  9. Davy, Humphry (1808). "On some new phenomena of chemical changes produced by electricity, particularly the decomposition of the fixed alkalies, and the exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general nature of alkaline bodies". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 98: 1–44. doi:10.1098/rstl.1808.0001. http://books.google.com/?id=gpwEAAAAYAAJ&pg=PA57&q. 
  10. . http://books.google.de/books?id=EHx51n3T858C. 
  11. Ober, Joyce A.. «Mineral Commodity Summaries 2008:Potash». United States Geological Survey. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/potash/mcs-2008-potas.pdf. Ανακτήθηκε στις 2008-11-20. 
  12. Ober, Joyce A.. «Mineral Yearbook 2006:Potash». United States Geological Survey. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/potash/myb1-2006-potas.pdf. Ανακτήθηκε στις 2008-11-20. 
  13. «Potassium Metal 98.50% Purity». Galliumsource.com. http://www.galliumsource.com/index.html. Ανακτήθηκε στις 2010-10-16. 
  14. «background radiation – potassium-40 – γ radiation». http://www.fas.harvard.edu/~scdiroff/lds/QuantumRelativity/RadioactiveHumanBody/RadioactiveHumanBody.html. 
  15. Anne Marie Helmenstine. «Qualitative Analysis – Flame Tests». About.com. http://chemistry.about.com/library/weekly/aa110401a.htm. 
  16. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  17. «Titanium». Microsoft Encarta. 2005. http://encarta.msn.com/encyclopedia_761569280/Titanium.html. Ανακτήθηκε στις 2006-12-29. , με K αντί Mg
  18. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ.199, §8.2.4α.
  19. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 159, §6.9.10α.
  20. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 152, §6.2.2α, K αντί Νa: .
  21. «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας» Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 268, §11.5Β
  22. «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας» Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 283, §12.2.4, K αντί Na
  23. «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας» Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 283, §12.2.5, K αντί Na
  24. «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας» Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 222, §9.7.4, K αντί Na ή Mg
  25. Το θείο περιέχεται σε παρόμοια ποσότητα, κατά μάζα και επομένως το πιο περιέχεται λίγο παραπάνω, ώστε να πάρει την 8η θέση, είναι οριακά αμφισβηυούμενο.
  26. Campbell, Neil (1987). Biology. Menlo Park, Calif.: Benjamin/Cummings Pub. Co.. σελ. 795. ISBN 0-8053-1840-2. 
  27. Mikko Hellgren, Lars Sandberg, Olle Edholm (2006). "A comparison between two prokaryotic potassium channels (KirBac1.1 and KcsA) in a molecular dynamics (MD) simulation study". Biophys. Chem. 120 (1): 1–9. doi:10.1016/j.bpc.2005.10.002. PMID 16253415. 

Εξωτερικοί σύνδεσμοι[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Wiktionary logo
Το Βικιλεξικό έχει λήμμα που έχει σχέση με το λήμμα:
Commons logo
Τα Wikimedia Commons έχουν πολυμέσα σχετικά με το θέμα


Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Potassium της Αγγλόγλωσσης Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).