Kalium

Kalium is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool K en atoomgetal van 19. Dit is 'n sagte, silwerwit metaalagtige alkalimetaal wat natuurlik in verbinding met ander elemente voorkom in seewater en baie ander minerale. Dit oksideer vinnig in lug, is baie reaktief, veral in water, met sy chemiese eienskappe baie soortgelyk aan dié van natrium.

Geskiedenis

Die hoofartikel vir hierdie afdeling is: Potas.

Kalium is in 1807 deur Sir Humphry Davy ontdek,^[1] wat dit vanuit bytpotas (KOH) onttrek het. Dié alkalimetaal was die eerste wat met behulp van elektrolise voorberei is.

Kenmerkende eienskappe

Die metaal

Met 'n digtheid laer as water is kalium die tweede ligste metaal na litium. Dit is 'n sagte vastestof wat maklik met 'n mes gesny kan word en het 'n silwerwit kleur op vars blootgestelde oppervlaktes. Dit oksideer vinnig in lug en moet in minerale olie soos keroseen bewaar word. Dit hang saam met die feit dat die elektronkonfigurasie van 'n kaliumatoom [Ar]4s¹ is. Die een 4s¹-valenselektron kan maklik afgestaan word en die element is daardeur 'n sterk reduseermiddel.^[2] Soortgelyk aan ander alkalimetale het kalium 'n lae digtheid en 'n lae smeltpunt en reageer die metaal heftig met water met die vrystelling van waterstof ^[3] en die vorming van 'n sterk basis.

2K(s)+2H_{2}O(l)\rightarrow 2K^{+}+H_{2}(g)\uparrow +2OH^{-}

Wanneer dit in die lug in kontak met water kom, kan dit spontaan ontbrand. Dit reageer ook heftig met die meeste sure met die vrystelling van waterstof.

Kalium los in vloeibare ammoniak op en vorm 'n donkerblou oplossing, maar die metaal kan deur verdamping van die vloeistof herwin word. Dit is 'n gevolg van die solvasasie van kalium se een valenselektron deur ammoniakmolekules:

K(s)+nNH_{3}(l)\rightarrow K^{+}(am)+e^{-}(am)

Die gesolvateerde elektron (e^-(NH₃)_n) kan verder reageer en waterstof vrystel, maar hierdie reaksie is 'n ewewig:

2e^{-}(am)+2NH_{3}\leftrightarrows 2NH_{2}^{-}+H_{2}(g)

Die ewewigskonstante vir hierdie reaksie is K=10⁶ teen 25 °C. Selfs indien die druk van die waterstofgas op net 0,1 Atm gehandhaaf word, kan die vrye elektrone se spin in die oplossing met elektronspinresonansie waargeneem word.^[4]

Maar in water kan die blou kleur ook effens waargeneem word maar die gesolvateerde elektron is nie stabiel nie en vorm vinnig waterstof.^[5]

Kalium reageer heftig met teflon, selfs in 'n inerte atmosfeer. Moenie toerusting wat teflon-bedekte roerstawe, pakkings of kleppe bevat, gebruik nie.^[2]

Legerings

Kalium vorm legerings of soms intermetaalverbindings met heelparty metale, soos Na, Zn, Cd, Hg, In, Tl, Sn, Pb en Bi. Die legerings is gewoonlik minder rekbaar as die metaal self. Met rubidium en sesium word 'n volledige reeks van mengkristalle gevorm.^[2] 'n Goeie voorbeeld van intermetaalverbindings is die K-Sn-stelsel wat vyf stoigiometriese verbindings bevat: K₂Sn, KSn, K₂Sn₃,KSn₂ en K₄Sn₂₃. Hulle het almal hoër smeltpunte as kalium en tin self. K₂Sn₃ is die hoogste (860 °C) en die enigste fase wat kongruent smelt. Die ander vier ontbind peritekties.^[6]

Interkalasie

Kalium vorm interkalate met grafiet. In C₈K word alle vlakke tusen die grafeenlae met kalium gevul. In interkalate soos C₂₄K en C₃₆K vind interkalasie in elke tweede of derde vlak plaas. Kaliumgrafiet is 'n sterk reduseermiddel wat gebruik word om ongewenste organiese onsuiwerhede te verwyder soos gehalogeneerde koolwaterstowwe.^[2]

Sy verbindings

Kalium vorm kaliumsuperoksied KO₂ as die vloeibare metaal in lug geatomiseer word. Hierdie geel poeier kan suurstof afgee en kaliumoksied vorm:

4KO_{2}\rightarrow 2K_{2}O+3O_{2}

Die oksied kan koolstofdioksied opneem en hierdie eienskappe word in asemhalingsapparate en in die ruimtevaart gebruik.^[7] 'n Kors van geel superoksied kan stadig vorm as kalium lank in olie bewaar word. Dit kan gevare oplewer omdat dit met die olie waarin dit bewaar word kan reageer en 'n ontploffing veroorsaak as iemand dit probeer afsny. Teen 200-300 °C word die peroksied K₂O₂ gevorm.^[2]

Kaliumhidried KH kan van kalium en waterstof vervaardig word in 'n oliedispersie teen 200 °C. Die verbinding word in die organiese sintese gebruik, bv. in ketoonenolisasiereaksies.^[2]

Kalium reageer met alkohole soos metanol en vorm etoksiede en waterstof:^[2]

2K(s)+2CH_{3}OH\rightarrow 2CH_{3}OK+H_{2}\uparrow

Etoksiede soos hierdie kaliummetoksied word ook as organiese reagense aangewend.

Kalium vorm die eenwaardige ioon K⁺ in talle verbindings en vorm soute met amper alle anione. Kaliumsoute straal 'n violet kleur uit wanneer dit aan 'n vlam blootgestel word.^[8] Die meeste soute van kalium is oplosbaar in water.^[9] 'n Uitsondering is dikaliumnatriumkobaltinitriet K₂NaCo(NO₂)₆.2H₂O. Dit vorm 'n goue geel neerslag as 'n oplossing van natriumkobaltinitriet en 'n oplosing van kaliumione saamgevoeg word.^[10]

Aanwendings

Die gebruik van sy verbindings is met 'n aantal ordes van grootte belangriker as die metaal s'n. Kaliumverbindings is veral belangrik as kunsmis.^[10]

Die kaliumminhoud van kunsmis word gewoonlik in %K₂O (kaliumoksied) uitgedruk,^[11]
Hierdie element is 'n noodsaaklike voedingstof vir plantegroei en kan in die meeste grondsoorte gevind word.
Kalium speel 'n belangrike biologiese rol in diere se selle. (sien Na-K pomp)^[12]
Kaliumnitraat word in buskruit gebruik.^[13]
Kaliumkarbonaat word gebruik in die vervaardiging van glas.^[14]
NaK, 'n legering van natrium en kalium, word gebruik as hitte-oordrag medium.^[15]
Kaliumchloried word soms as vervanging vir tafelsout gebruik^[16] en ook om die hart te stop in hartchirurgie en by teregstellings deur middel van dodelike inspuitings.

Daar bestaan baie kaliumsoute wat kommersieel van belang is. Dit sluit in: die bromied, karbonaat, chloraat, chloried, chromaat, sianied, dichromaat, hidroksied, jodied, nitraat en sulfaat.

Verspreiding

Kalium is in die sonnestelsel die 20ste volopste element,^[17] maar die element maak ongeveer 2.4% van die Aarde se kors uit en is die sewende volopste element daarin. In die aarde se kern is waarskynlik min kalium.

Voorkoms in die aarde se buitenste lae:^[17]

Deel	Konsentrasie in dpm
Riviere	2,3
Oseaan	399
Kontinentale kors	16,133
Kontinentale sediment	17,765
Boonste kontinentale kors	23,244
Middel kontinentale kors	19,093
Onderste kontinentale kors	5 064
Oseaniese kors	651
Middeloseaniese rif-basalt	1 237
Oseaaneiland se basalt	6 890
Mantel	191

Die meeste kalium in die kors is egter deel van silikaatminerale en die onoplosbaarheid daarvan maak dit moeilik om kalium vanuit hierdie minerale te ontgin.

Ander minerale soos karnalliet, langbeiniet, polihaliet en silviet word egter in antieke neerslae in mere en seebodems gevind. Hierdie minerale is evaporiete, gevorm deur verdamping van seewater in baie droë omstandighede. Dit vorm groot neerslae wat die ekonomiese ontginning van kalium en sy soute moontlik maak.^[3] Die hoofbron van kalium, potas, word in Kalifornië, Duitsland, Nieu-Meksiko, Utah en ander plekke in die wêreld gemyn. Byna 'n kilometer onder die oppervlak van Saskatchewan in Kanada is daar groot neerslae potas wat moontlik 'n belangrike bron van hierdie element en sy soute in die toekoms kan wees. Die teenwoordigheid van kalium in minerale kan egter ook 'n probleem wees. Ysterertse soos dié wat gevind word in die myn van Sishen bevat 'n relatief hoë kaliuminhoud. Dit veroorsaak probleme in die ertsverwerking en dit gee die ystererts 'n laer kwaliteit. 'n Oplossing sou wees om kalium te verwyder deur die erts met 'n oplossing van sitroensuur uit te loog, bv. deur Aspergillus niger te teel en dit glukose te voer.^[18]

Die oseane is 'n verdere bron van kalium maar die hoeveelhede wat aanwesig is in 'n gegewe volume seewater, is relatief laag in vergelyking met natrium.

Kaliummetaal word geensins in onverbonde vorm in die natuur aangetref nie. Die metaal kalium kan geïsoleer word deur die elektrolise van sy hidroksied in 'n proses wat weinig verander het sedert Davy se tyd. Termiese metodes word ook ingespan vir kaliumproduksie deur van kaliumchloried gebruik te maak.

Isotope

Kalium in veldspaat

Daar is sewentien isotope van kalium bekend. Die nie-sintetiese vorm van kalium bestaan uit drie isotope: K-39 (93.3%), K-40 (0.01%) en K-41 (6.7%). K-40, wat natuurlik voorkom, verval na stabiele Ar-40 (11.2%) deur elektronvangs en deur positronvrystelling en na stabiele Ca-40 (88.8%) deur beta-verval. K-40 het 'n halfleeftyd van 1,250 ×miljard jaar.

Albei die stabiele isotope ³⁹K en ⁴¹K word gedurende die suurstofverbranding in die ontploffings van tipe II-supernovas vervaardig. Die sintese van ⁴¹K is nogtans indirek. Eers word ⁴¹Ca gevorm wat 'n halfleeftyd van ongeveer 0,1 miljoen jaar het.

Die radioaktiewe isotoop ⁴⁰K kan deur twee prosesse gevorm word: ^[17]

suurstofverbranding in 'n tipe II supernova (soos die stabiele isotope)
die vangs van stadige neutrone (die s-proses) deur die ³⁹K(n,γ)⁴⁰K-proses

K-40

Die hoofartikel vir hierdie afdeling is: Kalium-40.

Die verval van K-40 na Ar-40 word algemeen gebruik in die datering van rotse. Die konvensionele K-Ar dateringmetode is afhanklik van die aanname dat die rotse geen argon bevat het tydens die vorming daarvan nie en dat alle radiogeniese argon (d.w.s. Ar-40) in die rots behoue gebly het. M.a.w. die rots is 'n geslote stelsel. Minerale word gedateer deur die vasstelling van die kaliumkonsentrasie en die hoeveelheid radiogeniese Ar-40 wat geakkummuleer het. Die minerale wat hulle die beste leen tot datering op hierdie manier is biotiet, muskoviet en plutoniese/hoëgraadse horingblende, vulkaniese veldspaat. Hele rotsmonsters vanaf vulkaniese vloeie en vlak insnydings kan ook gedateer word as hulle nie verweer is nie.

K-40 kom in natuurlike kalium (en daarom ook in kommersiële plaasvervangers vir tafelsout) in groot genoeg hoeveelhede voor dat groot sakke van hierdie plaasvervangers gebruik kan word as radio-aktiewe bronne vir klaskamerdemonstrasies.^[19]

Behalwe vir datering is kalium-isotope ook baie gebruik as spoorders, bv. in verweringstudies. Hulle word ook gebruik in die studies van die voedingkringloop omdat kalium 'n makrovoedingstof is wat 'n vereiste vir lewe is.

Die stabiele isotope

Die hoofartikel vir hierdie afdeling is: Kalium-41.

Die verhouding tussen die beide stabiele isotope is belangrik in die geochemie en die studie van meteoriete. Vooruitgang in die massaspektrometie (veral MC-ICP-MS) het dit sedert 2012 moontlik gemaak. Die verhouding ³⁹K/⁴¹K van die standaardmonster NiST SRM 985 is 13,8566±0,0063. Afwykings van hierdie waarde word gewoonlik uitgedruk as δ⁴¹K, gedefinieer as:^[17]

\delta ^{41}K=\left[{{\frac {(^{41}K/^{39}K_{monster})}{(^{41}K/^{39}K_{standaard})}}-1}\right]*1000

Kalium in die dieet

Kalium is 'n noodsaaklike mineraal in daaglikse voeding; dit help met spiersametrekkings en die behoud van die elektroliet-balans in liggaamselle.^[20] In lewende organismes speel die K⁺ ioon 'n uiters noodsaaklike rol in die fisiologie van prikkelbare selle. Kalium speel 'n belangrike rol in die oordra van senuwee-impulse en in die vrystelling van energie uit proteïen, vet, en koolhidrate tydens metabolisme. 'n Tekort van kalium kan 'n potensieel noodlottige toestand, bekend as hipokalemie, tot gevolg hê.^[21] Die eet van 'n verskeidenheid voedselsoorte wat kalium bevat is die beste manier om genoegsame hoeveelhede in te neem. Gesonde indiwidue wat 'n gebalanseerde dieet volg, het selde aanvullings nodig. Goeie bronne van kalium sluit in vleis, tamaties, lemoensap, witbone, aartappels en piesangs.

Verwysings

↑ "Humphry Davy". Famous Scientists.
↑ ^2,0 ^2,1 ^2,2 ^2,3 ^2,4 ^2,5 ^2,6 Burkhardt, E.R (2006). Potassium and Potassium Alloys. In Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. doi:10.1002/14356007.a22_031.pub2.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ ^3,0 ^3,1 A.L.W. de Gee; C.D.G. Eversmann (1946). Scheikunde voor het middelbaar en gymnasiaal onderwijs. Wolters.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ Ernest J. Kirschke William L. Jolly (1965). "Reversibility of Reaction of Potassium with Liquid Ammonia". Science. 147: 45–46. doi:10.1126/science.147.3653.45.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ Youtube video
↑ Sangster, J., Bale, C. (1998). "The K-Sn (Potassium-Tin) System". J Phs Eqil and Diff. 19: 67–69. doi:10.1007/s11669-006-5007-7.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ C. B. JACKSON and R. C. WERNER (1957). "Manufacture and Use of Potassium Superoxide; in:RIGHTS & PERMISSIONS HANDLING AND USES OF THE ALKALI METALS Chapter 19". Advances in Chemistry. 19: 174–177. doi:10.1021/ba-1957-0019.ch019.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ J.J. Leys (1908). Eenvoudige lessen in de scheikunde, voor land- en tuinbouwcursussen en zelfstudie. Zurich.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ Slijper, Hessel Johannes; Edelman, Hendrik Johan (scheikundige) Kooy, Jan (scheikundige) (1939). Beknopt leerboek der scheikunde en van haar toepassingen. Thieme.{{cite book}}: AS1-onderhoud: meer as een naam (link)
↑ ^10,0 ^10,1 G.D. Considine (Ed.). (2006). Potassium. In: Van Nostrand's Scientific Encyclopedia. doi:10.1002/0471743984.vse5719.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ "Potassium" (PDF). tfi.
↑ Yasaman Pirahanchi Rishita Jessu; Narothama R. Aeddula. "Physiology, Sodium Potassium Pump". NBCI NIH.{{cite web}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ "Gunpowder: Origins in the East". Brown University.
↑ "Why Potassium Carbonate is So Important for Modern Glass Production". AG Chemie. Besoek op 10 Augustus 2023.
↑ Declan Fleming (2016). "Properties of alloys: finding the NaK".{{cite web}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ "Potassium Chloride – A Healthful Salt Substitute". Cargill. Besoek op 12 Augustus 2023.
↑ ^17,0 ^17,1 ^17,2 ^17,3 Kun Wang, Weiqiang Li, Shilei Li, Zhen Tian, Piers Koefoed en Xin-Yuan Zheng (2021). "Geochemistry and Cosmochemistry of Potassium Stable Isotopes". Chem Erde. 81(3): 125786.{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ Peter J. Williams and Thomas E. Cloete (2010). "The production and use of citric acid for the removal of potassium from the iron ore concentrate of the Sishen Iron Ore Mine, South Africa : research article". South African Journal of Science. 106 (3).{{cite journal}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ Luis Peralta, Carmen Oliveira (2009). "Radioactivity in the classroom". Science in school. Besoek op 12 Augustus 2023.{{cite web}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)
↑ "The nutrition source". Harvard. Besoek op 11 Augustus 2023.
↑ "Hypokamia". Mayo Clinic. Besoek op 11 Augustus 2023.