Kaalium on perioodilisuse tabeli üheksateistkümnes element ja kuulub leelismetallide hulka. See on lihtne aine, mis tavatingimustes on agregeerunud tahkes olekus. Kaalium keeb temperatuuril 761 °C. Elemendi sulamistemperatuur on 63 °C. Kaalium on hõbevalge värvusega metallilise läikega.
Kaaliumi keemilised omadused
Kaalium on keemiliselt väga aktiivne, mistõttu seda ei saa hoida vabas õhus: leelismetall reageerib koheselt ümbritsevate ainetega. See keemiline element kuulub perioodilisuse tabeli I rühma ja IV perioodi. Kaaliumil on kõik metallidele iseloomulikud omadused.
See interakteerub lihtsate ainetega, mille hulka kuuluvad halogeenid (broom, kloor, fluor, jood) ning fosfor, lämmastik ja hapnik. Kaaliumi ja hapniku vastasmõju nimetatakse oksüdatsiooniks. Selle keemilise reaktsiooni käigus tarbitakse hapnikku ja kaaliumi molaarsuhtes 4:1, mille tulemusena moodustub kaks osa kaaliumoksiidi. Seda koostoimet saab väljendada reaktsioonivõrrandiga:
4K + O₂ = 2K2O
Kui kaalium põleb, täheldatakse eredat lillat leeki.
Seda koostoimet peetakse kaaliumi määramisel kvalitatiivseks reaktsiooniks. Kaaliumi reaktsioone halogeenidega nimetatakse keemiliste elementide nimetuste järgi: fluorimine, jodimine, broomimine, kloorimine. Sellised interaktsioonid on liitumisreaktsioonid. Näiteks võib tuua kaaliumi ja kloori vahelise reaktsiooni, mille tulemusena moodustub kaaliumkloriid. Sellise interaktsiooni läbiviimiseks võtke kaks mooli kaaliumi ja üks mool. Selle tulemusena moodustub kaks mooli kaaliumi:
2К + СІ₂ = 2КІ
Kaaliumkloriidi molekulaarstruktuurVabas õhus põletamisel kulub kaalium ja lämmastik molaarsuhtes 6:1. Selle interaktsiooni tulemusena moodustub kaaliumnitriid kahes osas:
6K + N2 = 2K3N
Ühend paistab rohekasmustade kristallidena. Kaalium reageerib fosforiga samal põhimõttel. Kui võtate 3 mooli kaaliumi ja 1 mooli fosforit, saate 1 mooli fosfiidi:
3К + Р = К₃Р
Kaalium reageerib vesinikuga, moodustades hüdriidi:
2K + N₂ = 2KN
Kõik liitumisreaktsioonid toimuvad kõrgel temperatuuril
Kaaliumi koostoime komplekssete ainetega
Keerulised ained, millega kaalium reageerib, on vesi, soolad, happed ja oksiidid. Kuna kaalium on reaktiivne metall, tõrjub see välja vesinikuaatomid nende ühenditest. Näiteks on reaktsioon, mis toimub kaaliumi ja vesinikkloriidhappe vahel. Selle läbiviimiseks võetakse 2 mooli kaaliumi ja hapet. Reaktsiooni tulemusena moodustub 2 mooli kaaliumkloriidi ja 1 mooli vesinikku:
2K + 2НІ = 2КІ + Н₂
Tasub üksikasjalikumalt kaaluda kaaliumi ja veega koostoime protsessi. Kaalium reageerib ägedalt veega. See liigub veepinnal, seda surub eralduv vesinik:
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Reaktsiooni käigus eraldub ajaühikus palju soojust, mis põhjustab kaaliumi ja vabaneva vesiniku süttimist. See on väga huvitav protsess: veega kokkupuutel süttib kaalium koheselt, violetne leek praguneb ja liigub kiiresti mööda veepinda. Reaktsiooni lõpus tekib põleva kaaliumi ja reaktsiooniproduktide tilkade pritsimisega välk.
Kaaliumi reaktsioon veega
Kaaliumi ja veega reageerimise peamine lõpp-produkt on kaaliumhüdroksiid (leelised). Kaaliumi ja veega reageerimise võrrand:
4K + 2H2O + O2 = 4KOH
Tähelepanu! Ärge proovige seda kogemust ise korrata!
Kui katse tehakse valesti, võite saada leelisega põletuse. Reaktsiooniks kasutatakse tavaliselt veega kristallisaatorit, millesse asetatakse tükk kaaliumi. Niipea, kui vesinik lõpetab põlemise, tahavad paljud kristallisaatorisse vaadata. Sel hetkel toimub kaaliumi ja veega reageerimise viimane etapp, millega kaasneb nõrk plahvatus ja tekkinud kuuma leelise pritsimine. Seetõttu tasub ohutuse huvides hoida laborilauast teatud distantsi kuni reaktsiooni lõppemiseni. leiate kõige suurejoonelisemad katsed, mida saate oma lastega kodus teha.
Kaaliumi struktuur
Kaaliumiaatom koosneb tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid ning selle ümber tiirlevaid elektrone. Elektronide arv on alati võrdne tuuma sees olevate prootonite arvuga. Kui elektron on aatomiga eraldunud või kinnitunud, lakkab see olemast neutraalne ja muutub iooniks. Ioonid jagunevad katioonideks ja anioonideks. Katioonidel on positiivne laeng, anioonidel negatiivne laeng. Kui aatomile lisada elektron, muutub see aniooniks; kui üks elektronidest lahkub oma orbiidilt, muutub neutraalne aatom katiooniks.
Kaaliumi järjekorranumber perioodilisuse tabelis on 19. See tähendab, et keemilise elemendi tuumas on ka 19 prootonit Järeldus: tuuma ümber on 19 elektroni Prootonite arv struktuuris määratakse järgmiselt. lahutada aatommassist keemilise elemendi seerianumber. Järeldus: kaaliumi tuumas on 20 prootonit. Kaalium kuulub IV perioodi, sellel on 4 "orbiiti", millel elektronid on ühtlaselt jaotunud ja pidevas liikumises. Esimesel "orbiidil" on 2 elektroni, teisel - 8; kolmandal ja viimasel, neljandal "orbiidil" pöörleb 1 elektron. See seletab kaaliumi kõrget keemilise aktiivsuse taset: selle viimane "orbiit" ei ole täielikult täidetud, mistõttu element kipub ühinema teiste aatomitega. Selle tulemusena muutuvad kahe elemendi viimaste orbiitide elektronid ühiseks.
See artikkel kirjeldab kaaliumi füüsika ja keemia vaatenurgast. Esimene neist teadustest uurib ainete mehaanilisi ja väliseid omadusi. Ja teine - nende suhtlemine üksteisega - on keemia. Kaalium on perioodilisuse tabeli üheksateistkümnes element. See kuulub selles artiklis käsitletakse kaaliumi elektroonilist valemit, selle käitumist teiste ainetega jne. See on üks aktiivsemaid metalle. Seda ja teisi elemente uuriv teadus on keemia. 8. klass hõlmab nende omaduste uurimist. Seetõttu on see artikkel koolilastele kasulik. Niisiis, alustame.
Kaaliumi omadused füüsika seisukohalt
See on lihtne aine, mis tavatingimustes on agregeerunud tahkes olekus. Sulamistemperatuur on kuuskümmend kolm kraadi Celsiuse järgi. See metall keeb, kui temperatuur jõuab seitsmesaja kuuekümne ühe kraadini Celsiuse järgi. Kõnealusel ainel on hõbevalge värvus. On metallilise läikega.
Kaaliumi tihedus on kaheksakümmend kuus sajandikku grammi kuupsentimeetri kohta. See on väga kerge metall. Kaaliumi valem on väga lihtne – see ei moodusta molekule. See aine koosneb aatomitest, mis asuvad üksteise lähedal ja millel on kristallvõre. Kaaliumi aatommass on kolmkümmend üheksa grammi mooli kohta. Selle kõvadus on väga madal - seda saab lihtsalt noaga lõigata, nagu juustu.
Kaalium ja keemia
Alustame sellest, et kaalium on keemiline element, millel on väga kõrge keemiline aktiivsus. Te ei saa seda isegi vabas õhus hoida, kuna see hakkab koheselt reageerima seda ümbritsevate ainetega. Kaalium on keemiline element, mis kuulub perioodilisuse tabeli esimesse rühma ja neljandasse perioodi. Sellel on kõik metallidele omased omadused.
Koostoime lihtsate ainetega
Nende hulka kuuluvad: hapnik, lämmastik, väävel, fosfor, halogeenid (jood, fluor, kloor, broom). Mõelgem kaaliumi koostoimele igaühega neist järjekorras. Koostoimet hapnikuga nimetatakse oksüdatsiooniks. Selle keemilise reaktsiooni käigus kulub kaaliumi ja hapnikku molaarsuhtes neli osa ühele, mille tulemusena moodustub kõnealuse metalli oksiid kaheosalises koguses. Seda interaktsiooni saab väljendada järgmise reaktsioonivõrrandiga: 4K + O2 = 2K2O. Kui kaalium põleb, võite jälgida
Seetõttu peetakse seda reaktsiooni kaaliumisisalduse määramisel kvalitatiivseks. Reaktsioone halogeenidega nimetatakse nende keemiliste elementide nimetuste järgi: jodimine, fluorimine, kloorimine, broomimine. Neid interaktsioone võib nimetada liitumisreaktsioonideks, kuna kahe erineva aine aatomid ühinevad üheks. Sellise protsessi näide on kaaliumi ja kloori vaheline reaktsioon, mille tulemusena moodustub kõnealuse metalli kloriid. Selle interaktsiooni läbiviimiseks on vaja neist komponentidest võtta kaks - kaks mooli esimest ja üks mooli teist. Tulemuseks on kaks mooli kaaliumiühendit. Seda reaktsiooni väljendatakse järgmise võrrandiga: 2К + СІ2 = 2КІ. Kaalium võib vabas õhus põletamisel moodustada ühendeid lämmastikuga. Selle reaktsiooni käigus kulub kõnealune metall ja lämmastik molaarsuhtes kuus osa ühele, selle interaktsiooni tulemusena moodustub kaaliumnitriid kahes osas. Seda saab näidata järgmise võrrandiga: 6K + N2 = 2K3N. See ühend ilmub rohekasmustade kristallidena. Kõnealune metall reageerib fosforiga samal põhimõttel. Kui võtame kolm mooli kaaliumi ja ühe mooli fosforit, saame ühe mooli fosfiidi. Selle keemilise interaktsiooni saab kirjutada järgmise reaktsioonivõrrandi kujul: 3K + P = K3P. Lisaks võib kaalium reageerida vesinikuga, moodustades hüdriidi. Näitena võib tuua järgmise võrrandi: 2K + H2 = 2KN. Kõik liitumisreaktsioonid toimuvad ainult kõrgete temperatuuride juuresolekul.
Koostoime keeruliste ainetega
Kaaliumi omadused keemilisest vaatenurgast hõlmavad selle teema käsitlemist. Kaalium on võimeline reageerima vee, hapete, soolade, oksiididega. Nende kõigi puhul reageerib kõnealune metall erinevalt.
Kaalium ja vesi
See keemiline element reageerib sellega ägedalt. See tekitab nii hüdroksiidi kui ka vesinikku. Kui võtame kaks mooli kaaliumi ja vett, saame sama koguse ja ühe mooli vesinikku. Seda keemilist koostoimet saab väljendada järgmise võrrandiga: 2K + 2H2O = 2KOH = H2.
Reaktsioonid hapetega
Kuna kaalium on aktiivne metall, tõrjub see kergesti vesinikuaatomeid nende ühenditest välja. Näiteks võib tuua reaktsiooni, mis toimub kõnealuse aine ja vesinikkloriidhappe vahel. Selle läbiviimiseks peate võtma kaks mooli kaaliumi, samuti hapet samas koguses. Selle tulemusena moodustub kaks mooli ja vesinik - üks mool. Selle protsessi saab kirjutada järgmise võrrandiga: 2K + 2НІ = 2КІ + Н2.
Kaalium ja oksiidid
Kõnealune metall reageerib selle anorgaaniliste ainete rühmaga ainult olulisel kuumutamisel. Kui oksiidi osaks olev metalliaatom on passiivsem kui see, millest me selles artiklis räägime, toimub sisuliselt vahetusreaktsioon. Näiteks kui võtta kaks mooli kaaliumi ja üks mool vaskoksiidi, siis nende koosmõju tulemusena saad ühe mooli kõnealuse keemilise elemendi oksiidi ja puhast vaskoksiidi. Seda saab näidata järgmise võrrandi kujul: 2K + CuO = K2O + Cu. Siin tulevad mängu kaaliumi võimsad redutseerivad omadused.
Koostoime alustega
Kaalium on võimeline reageerima metallhüdroksiididega, mis asuvad elektrokeemilise aktiivsuse seerias sellest paremal. Sel juhul ilmnevad ka selle taastavad omadused. Näiteks kui võtame kaks mooli kaaliumi ja ühe mooli baariumhüdroksiidi, siis asendusreaktsiooni tulemusena saame selliseid aineid nagu kaaliumhüdroksiid kahe mooli koguses ja puhas baarium (üks mool) - see sadestub. . Esitatud keemilist koostoimet saab esitada järgmise võrrandiga: 2K + Ba(OH)2 = 2KOH + Ba.
Reaktsioonid sooladega
Sel juhul näitab kaalium endiselt oma omadusi tugeva redutseerijana. Asendades keemiliselt passiivsemate elementide aatomeid, on võimalik saada puhast metalli. Näiteks kui lisada kolm mooli kaaliumi kahe mooli kogusele, siis selle reaktsiooni tulemusena saame kolm mooli kaaliumkloriidi ja kaks mooli alumiiniumi. Seda protsessi saab väljendada võrrandi abil järgmiselt: 3К + 2АІСІ3 = 3КІ2 + 2АІ.
Reaktsioonid rasvadega
Kui lisate selle rühma mis tahes orgaanilisele ainele kaaliumi, tõrjub see välja ka ühe vesinikuaatomi. Näiteks steariini segamisel kõnealuse metalliga moodustub kaaliumstearaat ja vesinik. Saadud ainet kasutatakse vedelseebi valmistamiseks. Siin lõpeb kaaliumi iseloomustamine ja selle koostoimed teiste ainetega.
Kaaliumi ja selle ühendite kasutamine
Nagu kõik metallid, on ka käesolevas artiklis käsitletav metall vajalik paljude tööstuslike protsesside jaoks. Kaaliumi kasutatakse peamiselt keemiatööstuses. Tänu oma kõrgele keemilisele aktiivsusele, väljendunud leelismetallidele ja redutseerivatele omadustele kasutatakse seda reagendina paljude interaktsioonide ja erinevate ainete tootmiseks. Lisaks kasutatakse tuumareaktorites jahutusvedelikuna kaaliumi sisaldavaid sulameid. Käesolevas artiklis käsitletav metall leiab oma rakenduse ka elektrotehnikas. Lisaks kõigele eelnevale on see üks taimeväetiste põhikomponente. Lisaks kasutatakse selle ühendeid väga erinevates tööstusharudes. Seega kasutatakse kullakaevandamisel kaaliumtsüaniidi, mis toimib reagendina väärtuslike metallide eraldamisel maakidest. Kõnealuse keemilise elemendi fosfaate kasutatakse klaasitootmises ning need on kõikvõimalike puhastusvahendite ja pulbrite koostisosad. Tikud sisaldavad selle metalli kloraati. Vanade kaamerate filmide valmistamisel kasutati kõnealuse elemendi bromiidi. Nagu te juba teate, saab seda saada kaaliumi broomimisel kõrgel temperatuuril. Meditsiinis kasutatakse selle keemilise elemendi kloriidi. Seebi valmistamisel - stearaat ja muud rasvaderivaadid.
Kõnealuse metalli saamine
Tänapäeval ekstraheeritakse kaaliumi laborites peamiselt kahel viisil. Esimene on selle redutseerimine hüdroksiidist naatriumi abil, mis on keemiliselt isegi aktiivsem kui kaalium. Ja teine on selle saamine kloriidist, ka naatriumi abil. Kui lisada ühele moolile kaaliumhüdroksiidile sama kogus naatriumi, moodustub üks mool naatriumleelist ja puhast kaaliumi. Selle reaktsiooni võrrand on järgmine: KOH + Na = NaOH + K. Teist tüüpi reaktsiooni läbiviimiseks peate segama kõnealuse metalli kloriidi ja naatriumi võrdses molaarses vahekorras. Selle tulemusena moodustuvad samas vahekorras sellised ained nagu köögisool ja kaalium. Seda keemilist koostoimet saab väljendada järgmise reaktsioonivõrrandiga: KCI + Na = NaCl + K.
Kaaliumi struktuur
Selle keemilise elemendi aatom, nagu kõik teisedki, koosneb tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid, samuti selle ümber tiirlevaid elektrone. Elektronide arv on alati võrdne tuuma sees olevate prootonite arvuga. Kui mõni elektron on aatomiga eraldunud või kinnitunud, lakkab see olemast neutraalne ja muutub iooniks. Neid on kahte tüüpi: katioonid ja anioonid. Esimestel on positiivne laeng, teistel aga negatiivne laeng. Kui aatomile lisada elektron, muutub see aniooniks, aga kui mõni elektron tema orbiidilt lahkub, muutub neutraalne aatom katiooniks. Kuna kaaliumi seerianumber perioodilisuse tabeli järgi on üheksateist, on selle keemilise elemendi tuumas sama palju prootoneid. Seetõttu võime järeldada, et tuuma ümber on üheksateist elektroni. Aatomi struktuuris sisalduvate prootonite arvu saab määrata, lahutades aatommassist keemilise elemendi aatomarvu. Seega võime järeldada, et kaaliumi tuumas on kakskümmend prootonit. Kuna käesolevas artiklis käsitletav metall kuulub neljandasse perioodi, on sellel neli orbiiti, millel on ühtlaselt jaotunud elektronid, mis on pidevalt liikumises. Kaaliumi diagramm on järgmine: esimesel orbiidil on kaks elektroni, teisel kaheksa; nii nagu kolmandal, nii ka viimasel, neljandal orbiidil pöörleb ainult üks elektron. See seletab selle metalli kõrget keemilise aktiivsuse taset – selle viimane orbiit ei ole täielikult täidetud, mistõttu kipub see ühinema mõne teise aatomiga, mille tulemusena muutuvad nende viimaste orbiitide elektronid tavaliseks.
Kust seda elementi looduses leida?
Kuna sellel on äärmiselt kõrge keemiline aktiivsus, ei leidu seda puhtal kujul kusagil planeedil. Seda võib näha ainult erinevates ühendites. kaaliumisisaldus maakoores on 2,4 protsenti. Levinumad kaaliumi sisaldavad mineraalid on salviniit ja karnalliit. Esimesel on järgmine keemiline valem: NaCl.KCl. Sellel on kirev värv ja see koosneb paljudest erinevat värvi kristallidest. Sõltuvalt kaaliumkloriidi ja naatriumi vahekorrast ning lisandite olemasolust võib see sisaldada punaseid, siniseid, roosasid ja oranže komponente. Teine mineraal – karnaliit – näeb välja nagu läbipaistvad, pehmed sinised, heleroosad või kahvatukollased kristallid. Selle keemiline valem näeb välja selline: KCl.MgCl2.6H2O. See on kristalne hüdraat.
Kaaliumi roll organismis, defitsiidi ja liigsuse sümptomid
See koos naatriumiga säilitab raku vee-soola tasakaalu. Samuti osaleb see närviimpulsside ülekandes membraanide vahel. Lisaks reguleerib see happe-aluse tasakaalu rakus ja kogu kehas tervikuna. See osaleb ainevahetusprotsessides, neutraliseerib tursete tekkimist ja on osa tsütoplasmast - umbes viiskümmend protsenti sellest - kõnealuse metalli soolast. Peamised märgid, mis näitavad, et organismil ei ole piisavalt kaaliumi, on tursed, mõne haiguse nagu vesitõve tekkimine, ärrituvus ja närvisüsteemi talitlushäired, aeglane reaktsioon ja mäluhäired.
Lisaks mõjutab selle mikroelemendi ebapiisav kogus negatiivselt südame-veresoonkonna ja lihaste süsteeme. Kaaliumipuudus väga pika aja jooksul võib põhjustada südameinfarkti või insuldi. Kuid liigse kaaliumi tõttu kehas võib tekkida peensoole haavand. Toitumise tasakaalustamiseks nii, et saaksite kaaliumi normaalses koguses, peate teadma, millised toidud seda sisaldavad.
Kõnealust mikroelementi sisaldavad toidud
Esiteks on need pähklid nagu kašupähklid, kreeka pähklid, sarapuupähklid, maapähklid, mandlid. Samuti leidub seda suures koguses kartulis. Lisaks leidub kaaliumi kuivatatud puuviljades, nagu rosinad, kuivatatud aprikoosid ja ploomid. Ka männipähklid on selle elemendi poolest rikkad. Selle kõrget kontsentratsiooni täheldatakse ka kaunviljades: oad, herned, läätsed. Ka merikapsas on selle keemilise elemendi poolest rikas. Teised tooted, mis sisaldavad seda elementi suurtes kogustes, on roheline tee ja kakao. Lisaks leidub seda suurtes kontsentratsioonides paljudes puuviljades, nagu avokaadod, banaanid, virsikud, apelsinid, greibid ja õunad. Paljud teraviljad on selle mikroelemendi poolest rikkad. See on peamiselt pärl oder, samuti nisu ja tatar. Palju kaaliumi on ka petersellis ja rooskapsas. Lisaks leidub seda porgandites ja melonis. Sibul ja küüslauk sisaldavad märkimisväärses koguses kõnealust keemilist elementi. Kanamunad, piim ja juust on samuti kõrge kaaliumisisaldusega. Selle keemilise elemendi päevane norm keskmise inimese jaoks on kolm kuni viis grammi.
Järeldus
Pärast selle artikli lugemist võime järeldada, et kaalium on äärmiselt oluline keemiline element. See on vajalik paljude keemiatööstuses kasutatavate ühendite sünteesiks. Lisaks kasutatakse seda paljudes teistes tööstusharudes. See on väga oluline ka inimorganismile, mistõttu tuleb seda seal regulaarselt ja vajalikus koguses toiduga varustada.
Seal on kolm peamist ühendite klassi. Need on happed, leelised ja oksiidid. Hape koosneb vesiniku katioonist ja happelisest anioonist. Leelis - valmistatud metalli katioonist ja hüdroksüülrühmast. Oksiididest räägime üksikasjalikumalt hiljem.
Mis on oksiid?
See on ühend, mis koosneb kahest erinevast keemilisest elemendist, millest üks on hapnik. Teine võib olla metallist või mittemetallist. Hapnikuaatomite arv sõltub ühendis sisalduva teise keemilise elemendi valentsist. Näiteks kaaliumi valents on üks, seega sisaldab kaaliumoksiid ühte hapnikuaatomit ja kahte kaaliumiaatomit. Kaltsiumi valents on kaks, nii et selle oksiid koosneb ühest hapnikuaatomist ja ühest kaltsiumi aatomist. Fosfori valents on viis, seega koosneb selle oksiid kahest fosfori- ja viiest hapnikuaatomist.
Selles artiklis räägime üksikasjalikumalt kaaliumoksiidist. Nimelt - selle füüsikalistest ja keemilistest omadustest, selle rakendamisest erinevates tööstusvaldkondades.
Kaaliumoksiid: valem
Kuna selle metalli valents on üks ja hapniku valents on kaks, koosneb see keemiline ühend kahest metalliaatomist ja ühest hapnikuaatomist. Niisiis, kaaliumoksiid: valem - K 2 O.
Füüsikalised omadused
Kõnealune oksiid on kahvatukollase värvusega. Mõnikord võib see olla värvitu. Toatemperatuuril on sellel tahke agregatsiooni olek.
Selle aine sulamistemperatuur on 740 kraadi Celsiuse järgi.
Tihedus on 2,32 g/cm 3 .
Selle oksiidi termilisel lagunemisel tekib sama metalli peroksiid ja puhas kaalium.
Lahustub orgaanilistes lahustites.
See ei lahustu vees, vaid reageerib sellega.
See on väga hügroskoopne.
K 2 O keemilised omadused
Sellel ainel on kõikidele aluselistele oksiididele tüüpilised keemilised omadused. Vaatleme järjekorras selle oksiidi keemilisi reaktsioone erinevate ainetega.
Reaktsioon veega
Esiteks on see võimeline reageerima veega, moodustades selle metalli hüdroksiidi.
Sellise reaktsiooni võrrand on järgmine:
- K 2 O + H 2 O = 2 KON
Teades iga aine molaarmassi, võib võrrandist teha järgmise järelduse: 94 grammist kõnealusest oksiidist ja 18 grammist veest saab 112 grammi kaaliumhüdroksiidi.
Teiste oksiididega
Lisaks on kõnealune oksiid võimeline reageerima süsinikdioksiidiga (süsinikdioksiid). Sel juhul moodustub sool - kaaliumkarbonaat.
Kaaliumoksiidi ja süsinikoksiidi reaktsioonivõrrandi saab kirjutada järgmiselt:
- K 2 O + CO 2 = K 2 CO 3
Seega võime järeldada, et 94 grammist kõnealusest oksiidist ja 44 grammist süsinikdioksiidist saadakse 138 grammi kaaliumkarbonaati.
Samuti võib kõnealune oksiid reageerida vääveloksiidiga. Sel juhul moodustub teine sool - kaaliumsulfaat.
Kaaliumoksiidi ja vääveloksiidi koostoimet saab väljendada järgmise võrrandiga:
- K 2 O + SO 3 = K 2 SO 4
See näitab, et võttes 94 grammi kõnealust oksiidi ja 80 grammi vääveloksiidi, saate 174 grammi kaaliumsulfaati.
Samamoodi võib K 2 O reageerida teiste oksiididega.
Teine interaktsiooni tüüp on reaktsioonid mitte happeliste, vaid amfoteersete oksiididega. Sel juhul ei moodustu hape, vaid sool. Sellise keemilise protsessi näiteks on kõnealuse oksiidi koostoime tsinkoksiidiga.
Seda reaktsiooni saab väljendada järgmise võrrandiga:
- K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2
See näitab, et kui kõnealune oksiid interakteerub tsinkoksiidiga, moodustub sool, mida nimetatakse kaaliumtsinkaadiks. Kui teate kõigi ainete molaarmassi, saate arvutada, et 94 grammist K 2 O ja 81 grammist tsinkoksiidist saate 175 grammi kaaliumtsinkaati.
K2O on võimeline suhtlema ka lämmastikoksiidiga. Sel juhul moodustub segu kahest soolast: kaaliumnitraadist ja kaaliumnitritist. Selle reaktsiooni võrrand näeb välja selline:
- K 2 O + 2NO 2 = KNO 3 + KNO 2
Kui on teada ainete molaarmassid, võib öelda, et 94 grammist kõnealusest oksiidist ja 92 grammist lämmastikoksiidist saate 101 grammi nitraati ja 85 grammi nitritit.
Koostoime hapetega
Kõige tavalisem juhtum on kaaliumoksiid + väävelhape = kaaliumsulfaat + vesi. Reaktsioonivõrrand näeb välja selline:
- K 2 O + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O
Võrrandist võime järeldada, et 174 grammi kaaliumsulfaadi ja 18 grammi vee saamiseks on vaja võtta 94 grammi kõnealust oksiidi ja 98 grammi väävelhapet.
Samamoodi toimub keemiline interaktsioon kõnealuse oksiidi ja lämmastikhappe vahel. See toodab kaaliumnitraati ja vett. Selle reaktsiooni võrrandi saab kirjutada järgmiselt:
- 2K2O + 4HNO3 = 4KNO3 + 2H2O
Seega saab 188 grammist kõnealusest oksiidist ja 252 grammist lämmastikhappest 404 grammi kaaliumnitraati ja 36 grammi vett.
Samal põhimõttel võib kõnealune oksiid reageerida teiste hapetega. Selle käigus moodustuvad muud soolad ja vesi. Näiteks kui see oksiid reageerib fosforhappega, saadakse fosfaat ja vesi, kloriidhappega - kloriid ja vesi jne.
K 2 O ja halogeenid
Kõnealune keemiline ühend on võimeline reageerima selle rühma ainetega. Halogeenid on lihtsad ühendid, mis koosnevad sama keemilise elemendi mitmest aatomist. Need on näiteks kloor, broom, jood ja mõned teised.
Niisiis, kloor ja kaaliumoksiid: võrrand:
- K 2 O + CI 2 = KSI + KSIO
Selle interaktsiooni tulemusena moodustuvad kaks soola: kaaliumkloriid ja kaaliumhüpoklorit. 94 grammist kõnealusest oksiidist ja 70 grammist kloorist saadakse 74 grammi kaaliumkloriidi ja 90 grammi kaaliumhüpokloritit.
Koostoime ammoniaagiga
K 2 O on võimeline selle ainega reageerima. Selle keemilise interaktsiooni tulemusena moodustuvad kaaliumhüdroksiid ja amiid. Selle reaktsiooni võrrand näeb välja selline:
- K 2 O + NH 3 = KOH + KNH 2
Teades kõigi ainete molaarmassi, saate arvutada reagentide ja reaktsioonisaaduste proportsioonid. 94 grammist kõnealusest oksiidist ja 17 grammist ammoniaagist saate 56 grammi kaaliumhüdroksiidi ja 55 grammi kaaliumamiidi.
Koostoime orgaaniliste ainetega
Orgaanilistest kemikaalidest reageerib kaaliumoksiid eetrite ja alkoholidega. Need reaktsioonid on aga aeglased ja nõuavad eritingimusi.
K 2 O saamine
Seda kemikaali saab hankida mitmel viisil. Siin on kõige levinumad:
- Kaaliumnitraadist ja kaaliummetallist. Neid kahte reagenti kuumutatakse, mille tulemusena moodustuvad K 2 O ja lämmastik. Reaktsioonivõrrand on järgmine: 2KNO 3 + 10K = N 2 + 6K 2 O.
- Teine meetod toimub kahes etapis. Esiteks toimub reaktsioon kaaliumi ja hapniku vahel, mille tulemusena moodustub kaaliumperoksiid. Reaktsioonivõrrand näeb välja selline: 2K + O 2 = K 2 O 2. Järgmisena rikastatakse peroksiid kaaliumiga, mille tulemuseks on kaaliumoksiid. Reaktsioonivõrrandi saab kirjutada järgmiselt: K 2 O 2 + 2K = 2K 2 O.
K2O kasutamine tööstuses
Kõige sagedamini kasutatav kõnealune aine on põllumajanduses. See oksiid on üks mineraalväetiste komponente. Kaalium on taimedele väga oluline, kuna suurendab nende vastupanuvõimet erinevatele haigustele. Kõnealust ainet kasutatakse ka ehituses, kuna seda võib esineda teatud tüüpi tsemendis. Lisaks kasutatakse seda keemiatööstuses muude kaaliumiühendite tootmiseks.
