Final K - efektīvs un ātri uzņemams kālijs (Maijs 2024)
Galvenie savienojumi un reakcijas ar citiem elementiem
No komerciāli ražotiem kālija savienojumiem gandrīz 95 procentus no tiem lauksaimniecībā izmanto kā mēslojumu. (Kālija savienojumi mazākā mērā ir svarīgi arī sprāgstvielu ražošanā.) Potaša krājumi pasaulē mēslošanai ir aptuveni 25 miljoni tonnu (aprēķināti kā K 2 O, kaut arī kālijs mēslošanas līdzekļos visbiežāk ir KCl). Lieli sylvite noguldījumi Saskačevanā, Kanādā, nodrošina vairāk nekā 25 procentus no pasaules vajadzībām. Citi galvenie potaša avoti ir Vācija, Krievija, Baltkrievija, Indija, Čīle un Izraēla. Par potaša avotiem tiek izmantoti arī jūras ūdens, sālījumi un veģetācijas pelni.
Kālija hlorīds, KCl, ir dabiski sastopams kālija sāls, kas, papildus tam, ka to izmanto kā mēslojumu, ir arī izejviela citu svarīgu kālija savienojumu ražošanai. Kālija hlorīda elektrolīzē iegūst kālija hidroksīdu (sauktu arī par kaustisko potašu), kas viegli absorbē mitrumu un tiek izmantots šķidru ziepju un mazgāšanas līdzekļu pagatavošanā un daudzu kālija sāļu pagatavošanā. Joda un kālija hidroksīda reakcija rada kālija jodīdu, KI, kuru pievieno galda sālim un dzīvnieku barībai, lai aizsargātu pret joda trūkumu.
Pie citiem kālija savienojumiem ar ekonomisku vērtību ietilpst kālija nitrāts, kas pazīstams arī kā saltpetre, vai nitrāts, KNO 3, ko plaši izmanto kā mēslojumu, uguņošanas ierīcēs un sprāgstvielās un ko izmanto kā pārtikas konservantu; kālija hromāts, K 2 CrO 4, ko izmanto ādas miecēšanai un tekstilizstrādājumu krāsošanai; un kālija sulfāts, K 2 SO 4, ko izmanto mēslošanas līdzekļu un kālija alumu ražošanā.
Kālija ķīmiskās īpašības ir līdzīgas kā nātrija, kaut arī pirmais ir ievērojami reaktīvāks. Kālijs no nātrija atšķiras vairākos aspektos. Kamēr nātrijs būtībā nav reaģējošs ar grafītu, kālijs reaģē, veidojot starpslāņu savienojumu sēriju, visbagātākajiem ar formulu KC 8. Savienojumus veido ar oglekļa un kālija atomu attiecībām 8, 16, 24, 36, 48 un 60 pret 1. Grafīta režģis tiek paplašināts, kad kālijs iesūcas starp slāņiem. Kālijs reaģē ar oglekļa oksīdu 60 ° C (140 ° F) temperatūrā, veidojot sprādzienbīstamu karbonilgrupu (K 6 C 6 O 6), kas ir heksahidroksibenzola atvasinājums.
Gan šķidrais kālijs, gan NaK ir vairāk reaģējoši nekā šķidrais nātrijs ar gaisu un skābekli. Kālijs spēcīgi reaģē ar ūdeni, iegūstot pusmolu ūdeņraža uz kālija kālija un ūdens, un rada apmēram 47 kilokalorijas uz vienu molu siltuma. Kāliju var uzglabāt slāpekļa gāzē bez reakcijas. Tas reaģē ar ūdeņradi aptuveni 350 ° C (660 ° F) temperatūrā, veidojot hidrīdu.
Kālijs ļoti reaģē ar halogēniem un detonē, saskaroties ar šķidru bromu. Vardarbīgi sprādzieni novēroti arī tad, ja kālija un halogēna skābju maisījumi tiek pakļauti triecienam. Sprādzieni ir notikuši arī tad, ja kāliju sajauc ar vairākiem metālu halogenīdu sāļiem vai ar organiskiem halogēna savienojumiem.
Paaugstinātā temperatūrā kālijs samazina oglekļa dioksīdu līdz oglekļa monoksīdam un ogleklim. Cietais oglekļa dioksīds un kālijs, eksplodējot, sprādzienbīstami. Kālija amalgamas oksidēšana ar oglekļa dioksīdu rada kālija oksalātu (K 2 C 2 O 4). Kālijs nereaģē ar benzolu, kaut arī smagāki sārmu metāli, piemēram, cēzijs, reaģē, iegūstot metālorganiskus produktus.
