Draslík
6. prosince začíná nová soutěž pro všechny editory naší encyklopedie !
Do pátku 11.1. si zde vytvořte uživatelský účet a udělejte alespoň 30 slušných editací.
Ze všech aktivních editorů vybereme 3 nejlepší (14.1.) a každý dostane špičkové ceny:
První a nejlepší editor dostane odměnu 600 Kč a status privilegovaného RCRedaktora.
Druhý editor dostane odměnu 300 Kč a status privilegovaného RCRedaktora.
Třetí editor dostane odměnu 200 Kč a status privilegovaného RCRedaktora.

Z Multimediaexpo.cz

Přejít na: navigace, hledání
Draslík
Draslík
Atomové číslo19
Relativní atomová hmotnost39,0983 amu
Elektronová konfigurace[Ar] 4s1
SkupenstvíPevné
Vzhled
Kovový draslík
Teplota tání63,38 °C (336,53 K)
Teplota varu759 °C (1 032 K)
Elektronegativita (Pauling) 0,82
Hustota 0,89 g/cm3
Registrační číslo CAS7440-09-7
Specifické teplo0,177
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

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Soubor:FlammenfärbungK.png
Plamenová zkouška draselné soli

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

Draselný minerál - živec

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

Hydroxid draselný

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

Dusičnan draselný
  • 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.
  • 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

Chlorid draselný
Uhličitan draselný
Manganistan draselný
K + O2 → KO2

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).

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

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


Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu
Draslík