Draslík

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

Na

K

Rb

DraslíkVápník

[Ar] 4s1

39 K
19
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Draslík (Kalium), K , 19
Registrační číslo CAS 7440-01-9
Umístění v PSP 1 skupina,

4. perioda, blok s

Char. skupina Alkalické kovy
Hmotnostní zlomekzem. kůře 20 000 až 24 000 ppm
Konc. v mořské vodě 380 mg/l
Počet přírodních izotopů 2
Vzhled Stříbrolesklý kov
Draslík
Emisní spektrum
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 39,0983 u
Atomový poloměr 227 pm
Kovalentní poloměr 203 pm
van der Waalsův poloměr 275 pm
Elektronová konfigurace [Ar] 4s1
Elektronů v hladinách 2, 8, 8, 1
Oxidační číslo +I
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Pevné
Krystalová struktura Krychlová
Hustota 0,89 kg/dm3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 0,4 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Paramagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 63,38 °C (336,53 K)
Teplota varu 758,85 °C (1032 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 45,94 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry
Rychlost zvuku 2000 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost S·m−1
Měrný elektrický odpor 0,61 µΩ·m
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 102,5 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 2,33 KJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 76,9 KJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 757,8 Jkg-1K-1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³
Spalné teplo na kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál -2,9 V
Elektronegativita 0,82 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 418,8 KJ/mol
2: 3052 KJ/mol
3: 4420 KJ/mol
Iontový poloměr 123 pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
39K 93,26% je stabilní s 20 neutrony
40K 0,012% 1,2504 × 109 roku β 1,311 40Ca
ε 1,505 40Ar
β+ 1,505 40Ar
41K 6,73% je stabilní s 22 neutrony
Bezpečnost
Symboly nebezpečí
Vysoce hořlavý
Vysoce hořlavý (F)
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R14/15, R34
S-věty S1/2, S8, S45
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Draslík (chemická značka K, latinsky Kalium) je 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.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

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 vodou 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[editovat | editovat zdroj]

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 elektrolyzoval kus roztaveného hydroxidu draselného v platinové misce.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

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. Vyšší koncentrace draslíku je v lidském těle uvnitř buněk, k uvolňování ven dochází pomocí draslíkových kanálů při přenosu vzruchu.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

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. Přesto 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 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[editovat | editovat zdroj]

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.

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.

Biologický význam draslíku[editovat | editovat zdroj]

  • "Vzhledem k tomu, že je obsažen v potravinách, které se běžně konzumují, není příjem draslíku u zdravých lidí problematický. Draslík je obsažen v mléčných výrobcích, ovoci, zelenině, obilovinách, bramborách a kavě. Organismus se špatně vyrovnává jak s nedostatkem, tak s přebytkem draslíku (problémy jsou u diabetiků, onkologických pacientů, pacientů s chorabami srdce, ledvin a jater)."[1] Jeho denní doporučená dávka 3700 mg.

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Chlorid draselný
Uhličitan draselný
Manganistan draselný

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[zdroj?] 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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

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.

Odkazy[editovat | editovat zdroj]

Logo Wikimedia Commons
Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. KUNOVÁ, Václava. Zdravá výživa. Praha: Grada Publishing, 2004.

Bibliografie[editovat | editovat zdroj]

  • 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[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f