Draslík

Z Multimediaexpo.cz

Verze z 22. 3. 2011, 23:48 (zobrazit zdroj) Sysop (diskuse | příspěvky) m (Nahrazení textu) ← Porovnání se starší verzí

Aktuální verze z 4. 5. 2014, 12:18 (zobrazit zdroj) Sysop (diskuse | příspěvky) m (1 revizi)

---

Aktuální verze z 4. 5. 2014, 12:18

Draslík
Atomové číslo	19
Relativní atomová hmotnost	39,0983 amu
Elektronová konfigurace	[Ar] 4s1
Skupenství	Pevné
Vzhled
Teplota tání	63,38 °C (336,53 K)
Teplota varu	759 °C (1 032 K)
Elektronegativita (Pauling)	0,82
Hustota	0,89 g/cm3
Registrační číslo CAS	7440-09-7
Specifické teplo	0,177
Atomový poloměr	2,33 Å (2,33*10-10m)
Iontový poloměr	1,33 Å (1,33*10-10m)
Skupenské teplo tání	2,384 kJ/g-atom
Výparné teplo	79,1329 kJ/g-atom
Ionisační energie M→M+	416,49 kJ/g-atom
Normální potenciál	-2,9 V
Hydratační teplo	342,965 kJ/g-ion

Draslík, chemická značka K, (lat. Kalium) je velmi důležitým prvkem z řady alkalických kovů, hojně zastoupený v zemské kůře, mořské vodě i živých organizmech. Autorem jeho českého a slovenského názvu je Jan Svatopluk Presl.

Obsah 1 Základní fyzikálně - chemické vlastnosti 2 Historický vývoj 3 Výskyt v přírodě 4 Výroba 5 Využití 6 Sloučeniny 6.1 Anorganické sloučeniny 6.1.1 Soli 6.2 Organické sloučeniny 6.3 Bibliografie 7 Externí odkazy

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Draslík je měkký, lehký a stříbrolesklý kov, který lze krájet nožem. Je měkčí než mastek, lithium i sodík a jeho tvrdost se Mohsově stupnici pohybuje okolo stupně 0,5. Draslík je lehčí než voda a plave na ní. Draslík vede velmi dobře elektrický proud a teplo. Má nízký bod tání a varu ve srovnání s ostatními kovy. V jeho parách se kromě jednoatomových částic vyskytují i dvouatomové molekuly. Páry mají modrou až modrozelenou barvu. V kapalném amoniaku se rozpouští za vzniku tmavěmodrého roztoku. Elementární kovový draslík lze dlouhodobě uchovávat pouze tak, že zabráníme jeho styku se vzduchem nebo vodními parami. Obvykle se proto překrývá vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta, s kterými nereaguje.

Draslík se v přírodě vyskytuje pouze v jednom oxidačním stavu a to jako draselný ion K⁺. V laboratoři lze však také připravit sloučeniny (tzv. superbáze), ve kterých může mít draslík draslidový anion K^-. K tomu může dojít, protože draslík tak zaplní s-orbital a vytvoří stabilní elektronovou konfiguraci. Takovéto sloučeniny jsou však velmi nestabilní, protože draslík má nízkou ionizační energii, ale velmi vysokou elektronovou afinitu, proto dojde velmi snadno k oxidaci, a tak tyto sloučeniny patří mezi nejsilnější redukční činidla. Velmi rychle až explozivně reaguje draslík s kyslíkem na superoxid draselný a vodou na hydroxid draselný a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin. Reakce draslíku s vodu je natolik exotermní, že unikající vodík reakčním teplem samovolně explozivně vzplane. Draslík se také za mírného zahřátí slučuje s vodíkem na hydrid draselný KH, s dusíkem na nitrid draselný K₃N nebo azid draselný KN₃. Nepřímo se také slučuje s uhlíkem. Soli draslíku barví plamen intenzivně fialově, ale i při stopách sodné sloučeniny ve vzorku se plamen barví do žluta, proto je nutné se na takový plamen dívat skrz modré kobaltové sklo.

Historický vývoj

O draselných sloučeninách se zmiňuje již Starý zákon. Označují v něm látku neter vhodnou jako prostředek praní. Ta samá látka byla dobře známa i Egypťanům, Řekům a Římanům (Římané ji nazývali nitrum). Tato sloučenina je nám dnes známa jako soda - uhličitan sodný Na₂CO₃. V té době v sodě byl přimíchán i potaš - uhličitan draselný K₂CO₃, který od sebe nedokázali odlišit. V 15. století dal alchymista Geber této sloučenině název alkali.

Oddělit od sebe sodu a potaš se poprvé povedlo v roce 1702 Stahlovi a experimentálně to dokázal roku 1736 Duhamel de Monceau. Roku 1758 Mergraf odlišil oba kovy na základě plamenových zkoušek. Volný kov se poprvé podařilo připravit roku 1807 siru Humphry Davymu, který elektrolysoval kus roztaveného hydroxidu draselného v platinové misce.

Výskyt v přírodě

Draslík je bohatě zastoupen na Zemi i ve vesmíru. Předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 2,0 – 2,4 % draslíku, čímž se řadí na 6. místo ve výskytu prvků na zemi. Průměrný obsah v mořské vodě činí přibližně 380 mg K/l. Ve vesmíru se předpokládá výskyt 1 atomu draslíku na přibližně 10 milionů atomů vodíku.

Kromě významného podílu draslíku v mořské soli jej nalézáme také téměř ve všech podzemních minerálních vodách.

Z minerálů, obsažených v zemské kůře je nejznámější sylvín, chemicky chlorid draselný, KCl. Významný je také dusičnan draselný KNO₃, zvaný ledek draselný. K dalším draselným minerálům patří arcanit K₂SO₄, kainit KCl.MgSO₄.3 H₂O, karnalit KCl.MgCl₂.6 H₂O, glaserit Na₂SO₄.3 K₂SO₄, polyhalit K₂SO₄.MgSO₄.2 CaSO₄.2 H₂O, schönit K₂SO₄.MgSO₄.6 H₂O, langbeinit K₂SO₄.2 MgSO₄, kalinit KAl(SO₄)₂ a mnoho živců, slíd, alkalických pyroxenů, alkalických amfibolů a zeolitů.

Draslík spolu se sodíkem patří mezi biogenní prvky a poměr jejich koncentrací v buněčných tekutinách je významným faktorem pro zdravý vývoj organizmu. Obvykle je zdůrazňována významná role draslíku, naopak vysoká konzumace sodných solí je pokládána za zdraví ohrožující.

Výroba

Dříve se draslík vyráběl elektrolýzou taveniny hydroxidu draselného, který se připravoval elektrolýzou roztoku chloridu draselného. Bylo to proto, že hydroxid draselný má nižší teplotu tání než chlorid draselný, a proto byla výroba volena touto, ač trochu komplikovanější cestou.

Od té doby se sice vhodnými přísadami podařilo výrazně snížit teplotu tání chloridu draselného, ale kovový draslík nelze průmyslově (ve velkém měřítku) vyrábět elektrolýzou roztaveného chloridu draselného, protože draslík vzniklý při elektrolýze se velmi dobře rozpouští v tavenině, navíc se snadno vypařuje a hrozí reakce s kyslíkem a nebezpečí výbuchu. Přeto lze v malém tuto výrobu využít (Pro snížení teploty se nejčastěji používá chlorid vápenatý CaCl₂). Materiálem katody je obvykle železo, anoda je grafitová. Dalším produktem této elektrolýzy je plynný chlór, který bývá obvykle ihned dále zužitkován pro chemickou syntézu.

Železná katoda 2 K⁺ + 2 e^- → 2 K

Grafitová anoda 2 Cl^- → Cl₂ + 2 e^-

Draslík se dnes průmyslově vyrábí vyrobit redukcí chloridu draselného sodíkem a následnou destilací draslíku ze směsi.

Draslík se dá také vyrábět elektrolýzou kyslíkatých sloučenin draslíku rozpuštěných v halogenidech draselných (oxid draselný, peroxid draselný nebo superoxid draselný), na grafitové anodě uniká při elektrolýze oxid uhličitý vzniklý reakcí kyslíku s grafitovou anodou. Draslík lze také připravit reakcí fluoridu draselného s karbidem vápenatým.

Využití

• Vzhledem ke své mimořádné nestálosti a reaktivitě se čistý kovový draslík prakticky využívá pouze minimálně. Ve výjimečných případech je používán k redukčním reakcím v organické syntéze nebo analytické chemii.

• Draslík se v malém používá pro výrobu fotoelektrických článků.

• Hydroxid draselný se používá při výrobě mýdel reakcí s vyššími tzv. mastnými kyselinami. Draselná mýdla jsou většinou tekutá, na rozdíl od sodných, která jsou téměř všechna pevná. Hydroxid draselný se také používá při výrobě léčiv, celulosy, papíru, umělého hedvábí a oxidu hlinitého.

• Uhličitan draselný, starším názvem potaš se používá převážně při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu, jako součást pracích prášků, při výrobě pigmentů, v barvířství a běličství a při praní vlny. Používá se také pro přípravu kyanidu draselného.

• Dusičnan draselný se používá jako draselné hnojivo a zároveň nalézá využití v pyrotechnice jako silné oxidační činidlo.

• Síran draselný se používá při výrobě skla, kamence draselného a používá se jako hnojivo.

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

• Hydrid draselný KH je bílá krystalická látka, která je značně reaktivní a i na suchém vzduchu reaguje s kyslíkem. S vodou reaguje velmi živě za vzniku hydroxidu draselného a vodíku. Hydrid draselný je poměrně silným redukčním činidlem. Vzniká reakcí mírně zahřátého draslíku ve vodíkové atmosféře.

• Oxid draselný K₂O je v čisté podobě nažloutlý prášek. Tvoří se zahříváním peroxidu draselného nebo superoxidu draselného s draslíkem nebo zahříváním hydroxidu draselného s draslíkem. Draslík tvoří i další sloučeniny s kyslíkem, které mají složení K₂O₂ a K₂O₃.

• Superoxid draselný neboli hyperoxid draselný KO₂ je oranžový prášek, který je velmi silným oxidačním činidlem. V žáru je docela stálý, ale v přítomnosti oxidovatelné látky velmi lehce předává kyslík a přechází v peroxid draselný, který ještě dále může předat kyslík a přejít až v oxid draselný. Superoxid draselný vzniká reakcí draslíku s kyslíkem .

K + O₂ → KO₂

• Hydroxid draselný KOH je bílá, tvrdá, křehká, hygroskopická, silně leptavá látka, která rozpouští i sklo a porcelán. Je velmi dobře rozpustný ve vodě, při jeho rozpouštění se uvolňuje značné množství tepla a vzniklý roztok se zahřívá. Hydroxid draselný vzniká reakcí draslíku, oxidu draselného, peroxidu draselného nebo superoxidu draselného s vodou nebo elektrolýzou roztoku chloridu draselného.

Soli

Draselné soli jsou ve vodě obecně velmi dobře rozpustné a jen několik je nerozpustných, všechny mají bílou barvu, pokud není anion soli barevný (manganistany, chromany). Draselné soli vytváří snadno podvojné soli, ale velmi nesnadno komplexy. Ještě před 50 lety nebyly známy žádné komplexy alkalických kovů a uvažovalo se o nich, že nejsou vůbec schopny tvořit komplexy (podobně jako se uvažovalo, že vzácné plyny nejsou schopny tvořit sloučeniny).

• Chlorid draselný KCl je bezbarvá krystalická látka hořké chuti. V přírodě se vyskytuje jako nerost sylvín, který je součástí většiny ostatních draselných nerostů. Lze ho vyrobit rozpouštěním hydroxidu draselného nebo uhličitanu draselného v kyselině chlorovodíkové.

• Fluorid draselný KF, bromid draselný KBr a jodid draselný KI se všemi svými vlastnostmi velmi podobají chloridu draselnému.

• Uhličitan draselný neboli potaš K₂CO₃ je bílá, hygroskopická krystalická látka, která se velmi snadno rozpouští ve vodě. Připravuje se reakcí hydroxidu draselného s vzdušným oxidem uhličitým nebo přímo z draselných solí - např. stassfurtský způsob.

2 KCl + 3 MgCO₃.3 H₂O + CO₂ → 2 MgCO₃.KHCO₃.4 H₂O + MgCl₂

2 MgCO₃.KHCO₃.4 H₂O →60 °C→ K₂CO₃ + 2 MgCO₃.3 H₂O + CO₂ + 3H₂O

• Dusičnan draselný KNO₃ neboli (draselný ledek) je bezbarvá krystalická látka. Zahříváním odštěpuje dusičnan draselný kyslík a přechází v dusitan draselný. V přírodě vzniká bakteriálním rozkladem dusíkatých organických látek nebo působením uhličitanu draselného či hydroxidu draselného na organické látky. V laboratoři se dá vyrobit reakcí uhličitanu draselného nebo hydroxidu draselného s kyselinou dusičnou.

• Síran draselný K₂SO₄ je bílá krystalická látka, která se svými vlastnostmi velmi podobá síranu sodnému. Připravuje se reakcí hydroxidu draselného nebo uhličitanu draselného s kyselinou sírovou. Dříve se připravoval rozkladem chloridu draselného nebo dusičnanu draselného koncentrovanou kyselinou sírovou.

Organické sloučeniny

Mezi organické sloučeniny draslíku patří zejména draselné soli organických kyselin a draselné alkoholáty. K dalším draselným sloučeninám patří organické komplexy draselných sloučenin tzv. crowny a kryptáty. Zcela zvláštní skupinu organických draselných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Bibliografie

• Jursík F.: Anorganická chemie kovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8 (elektronická verze)
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie. 1. díl, 1. vydání 1961
• Jiří Hlinka, Chemie - studijní text. 1. vydání 2003 ISBN 80-86376-31-1
• N. N. Greenwood - A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9
• Jiří Vacík a kolektiv. Přehled středošoklské chemie. 4. vydání 1999 ISBN 80-7235-108-7
• Jiří Woitsch, Tajemná potaš, in: Dějiny a současnost 5/2001, str. 17-22. (historický vývoj potaše)

Externí odkazy

• Reakce draslíku s vodou, YouTube.com

Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu Draslík

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii