Kālijs

Kālijs
19	; ; ; 1; 8; 8; 2
	K; 39,0983 g/mol
	[Ar]4s1
	; Kālija gabaliņš tetrahidrofurānā un kālija jonu dotā violetā liesmas krāsa
Oksidēšanas pakāpes	+1
Elektronegativitāte	0,82
Blīvums	856 kg/m3
Kušanas temperatūra	336,53 K (63,38 °C)
Viršanas temperatūra	1032 K (759 °C)
Īpatnējā pretestība	(20 °C) 7,2×10-8 Ω·m
Skaņas ātrums	(20 °C) 2000 m/s
Van der Vālsa rādiuss	275 nm

Kālijs ir ķīmiskais elements ar simbolu K un atomskaitli 19. Kālijs ir viens no sārmu metāliem. Dabā brīvā veidā šis elements nav sastopams, jo ķīmiski ir ļoti aktīvs. Brīvā veidā kāliju iegūst, elektrolizējot tā savienojumu — parasti hlorīda vai hidroksīda kausējumus. Kālijs savienojumos var būt tikai vienvērtīgs, ar oksidēšanas pakāpi +1.

Vēsture

Kālijs bija pirmais metāls, kas tika izolēts elektrolīzes rezultātā.^[1] To 1807. gadā paveica angļu ķīmiķis sers Hamfrijs Deivijs (Humphry Davy).

Kālija nosaukums ir cēlies no arābu vārda القَليَه, al-qalya, kas tulkojumā nozīmē "pelni" vai arī "sārms". Angļu valodā to sauc par potassium, jo to agrāk visvairāk ieguva no potašas (K₂CO₃).

Atrašanās dabā

Dabā kālijs ir sastopams galvenokārt hlorīdu un sulfātu veidā, kā arī alumosilikātos (kālija laukšpats). Zemes garozā tas ir septītais izplatītākais ķīmiskais elements.^[1] Kālijs sastāv no diviem stabiliem izotopiem:^[2] kālijs-39 (93,2581% no kopējā kālija daudzuma dabā) un kālijs-41 (6,7302%).^[3] Atlikušos 0,0117% no dabā sastopamā kālija veido radioaktīvais kālijs-40, kura pussabrukšanas periods ir 1,265×10⁹ gadi.^[3]

Cilvēka organismā kāliju saturošiem savienojumiem ir liela nozīme normālā sirdsdarbībā un nervu impulsu pārvadīšanā. Ar kāliju saturošiem savienojumiem bagātas ir auzu pārslas, bet salīdzinoši daudz kāliju saturošu vielu ir arī redīsos, ķiršos un kartupeļos. Diennaktī cilvēkam nepieciešams uzņemt organismā 2,5–5 g kālija.

Fizikālās īpašības

Kālijs ir sudrabaini balts, mīksts un plastisks sārmu metāls, ko var griezt ar nazi.

Ķīmiskās īpašības

Kālija reakcija ar ūdeni

Kālijam piemīt sārmiem raksturīgas ķīmiskās īpašības. Ļoti aktīvi reaģē ar nemetāliem, ūdeni, skābēm. Veicot šādus eksperimentus, ir jābūt ļoti piesardzīgiem. Degot gaisā, veido kālija superoksīdu jeb peroksiperoksīdu KO₂. Tas reaģē arī ar gaisā esošo skābekli, veidojot oksīdu K₂O un peroksīdu K₂O₂. Ar ūdeni kālijs reaģē ļoti enerģiski, parasti reakcijas gaitā tas aizdegas (rodas kālija hidroksīds KOH). Paaugstinātā temperatūrā reaģē arī ar slāpekli (veidojot kālija nitrīdu).

Izmantošana

Kāliju sakausējumos kopā ar nātriju izmanto kā dzesētāju kodolreaktoros. No kālija iegūst kālija peroksīdu K₂O₂, ko izmanto zemūdenēs un kosmosa kuģos ogļskābās gāzes CO₂ uztveršanai un skābekļa O₂ reģenerēšanai. Kāliju izmanto arī organiskajās sintēzēs. Kālija hlorīds KCl ir svarīgs minerālmēslošanas līdzeklis. Kālija hidroksīdu KOH izmanto ziepju ražošanā, skābju neitralizēšanā un sāļu iegūšanā, kā arī tas ir elektrolīts akumulatoros.

Atsauces

Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: kālijs

↑ ^1,0 ^1,1 «Potassium» (angliski). Los Alamos National Laboratory. Skatīts: 2012-03-05.
↑ «The Element Potassium» (angliski). Jefferson Lab. Skatīts: 2011-08-10.
↑ ^3,0 ^3,1 «Isotopes of the Element Potassium» (angliski). Jefferson Lab. Skatīts: 2011-08-10.