Kalium er navnet på grundstof nummer 19 i Mendeleevs periodiske system. Stoffet betegnes normalt med stort K (fra latin Kalium). I russisk kemisk nomenklatur optrådte det nuværende navn på elementet takket være G.I. Hess i 1831. Oprindeligt blev kalium kaldt "al-kali", som betyder "planteaske" på arabisk. Det var kaustisk kalium, der blev materialet til den allerførste fremstilling af stoffet. Kaustisk kalium blev til gengæld ekstraheret fra kaliumchlorid, som var forbrændingsproduktet af planter (kaliumcarbonat). Dens opdager var H. Davy. Det er værd at bemærke, at kaliumcarbonat er prototypen af ​​moderne vaskepulver. Det blev senere brugt til gødning, der blev brugt i landbruget, glasproduktion og andre formål. I øjeblikket er kaliumchlorid et fødevaretilsætningsstof, der har gennemgået en officiel registrering, og de har lært at udvinde kalium på helt andre måder.

I naturen kan kalium kun findes i form af forbindelser med andre elementer (for eksempel forekommer havvand eller mineraler slet ikke). Det er i stand til at oxidere til udendørs, og også deltage kemiske reaktioner(f.eks. når kalium reagerer med vand, dannes der en alkali).

Tabel 1. Kaliumsaltreserver (millioner tons udtrykt i k2o) og gennemsnitligt k2o-indhold i malme, %

Land, en del af verden	Generelle reserver	Reserver bekræftet	Deres % af verden	Gennemsnitligt indhold
1	2	3	4	5
Rusland	19118	3658	31,4	17,8
Europa	3296	2178	18,5	-
Hviderusland	1568	1073	9,1	16
Storbritannien	30	23	0,2	14
Tyskland	1200	730	6,2	14
Spanien	40	20	0,2	13
Italien	40	20	0,2	11
Polen	10	10	0,1	12
Ukraine	375	292	2,5	11
Frankrig	33	10	0,1	15
Asien	2780	1263	10,8	-
Israel	600	44	0,4	1,4
Jordan	600	44	0,4	1,4
Kasakhstan	102	54	0,5	8
Kina	320	320	2,7	12
Thailand	150	75	0,6	2,5
Turkmenistan	850	633	5,4	11
Usbekistan	159	94	0,8	12
Afrika	179	71	0,6	-
Congo	40	10	0,1	15
Tunesien	34	19	0,2	1,5
Etiopien	105	42	>0,4	25
	14915	4548	38,7	-
Argentina	20	15	0,1	12
Brasilien	160	50	0,4	15
Canada	14500	4400	37,5	23
Mexico	10	-	0	12
USA	175	73	0,6	12
Chile	50	10	0,1	3
Total:	40288	11744	100	-

Beskrivelse af kalium

Kalium i sin simple form er et alkalimetal. Det er kendetegnet ved en sølvhvid farve. En frisk overflade bliver øjeblikkeligt skinnende. Kalium er et blødt metal, der let kan smeltes. Hvis et stof eller dets forbindelser placeres i en brænderflamme, bliver ilden lyserød. lilla.

Fysiske egenskaber af kalium

Kalium er et meget blødt metal, der nemt kan skæres med en almindelig kniv. Dens Brinell-hårdhed er 400 kn/m2 (eller 0,04 kgf/mm2). Den har en kropscentreret kubik krystalgitter(5=5,33 A). Dens massefylde er 0,862 g/cm3 (20°C). Stoffet begynder at smelte ved en temperatur på 63,55 0 C og koger ved 760 0 C. Det har en termisk udvidelseskoefficient, som er lig med 8,33 * 10 -5 (0-50 0 C). Dens specifikke varmekapacitet ved en temperatur på 20 0 C er 741,2 J/(kg*K) eller 0,177 cal/(g* 0 C). Ved samme temperatur har den en specifik elektrisk resistivitet svarende til 7.118 * 10 -8 ohm * m. Temperaturkoefficient Metallets elektriske modstand er 5,8 * 10 -15.

Kalium danner kubiske krystaller, rumgruppe I m3m, celleparametre -en= 0,5247 nm, Z = 2.

Kemiske egenskaber

Kalium er et alkalimetal. I denne henseende manifesterer de metalliske egenskaber af kalium sig typisk, ligesom andre lignende metaller. Elementet udviser sin stærke kemiske aktivitet og fungerer desuden som et stærkt reduktionsmiddel. Som nævnt ovenfor reagerer metallet aktivt med luft, hvilket fremgår af udseendet af film på overfladen, som et resultat af dets farve bliver. kedelig. Denne reaktion kan observeres med det blotte øje. Hvis kalium er i kontakt med atmosfæren i tilstrækkelig lang tid, er der en mulighed for fuldstændig ødelæggelse. Når det reagerer med vand, sker der en karakteristisk eksplosion. Det skyldes den frigivne brint, som antændes med en karakteristisk lyserød-violet flamme. Og når phenolphtalein tilsættes til vand, der reagerer med kalium, får det en rød farve, hvilket indikerer en alkalisk reaktion af det resulterende kaliumhydroxid (KOH).

Når et metal interagerer med grundstoffer som Na, Tl, Sn, Pb, Bi, dannes der intermetalliske forbindelser

De angivne egenskaber for kalium indikerer behovet for at overholde visse sikkerhedsregler og betingelser under opbevaring af stoffet. Så stoffet skal være belagt med et lag benzin, petroleum eller silikone. Dette gøres for fuldstændigt at eliminere dens kontakt med luft eller vand.

Det er værd at bemærke, at metallet ved stuetemperatur reagerer med halogener. Hvis du varmer den lidt op, interagerer den let med svovl. Hvis temperaturen stiger, kan kalium kombineres med selen og tellur. Øger man temperaturen til mere end 200 0 C i brintatmosfære, så dannes der KH-hydrid, som kan antændes uden hjælp udefra, dvs. på egen hånd. Kalium interagerer slet ikke med nitrogen, selvom der skabes de rette betingelser for dette (øget temperatur og tryk). Disse to stoffer kan dog bringes i kontakt ved at påvirke dem med en elektrisk udladning. I dette tilfælde får du kaliumazid KN 3 og kaliumnitrid K 3 N. Opvarmer du grafit og kalium sammen, er resultatet karbider KC 8 (ved 300 ° C) og KC 16 (ved 360 ° C).

Når kalium og alkoholer reagerer, opnås alkoholater. Derudover fremskynder kalium betydeligt processen med polymerisering af olefiner og diolefiner. Haloalkyler og haloaryler sammen med det nittende grundstof resulterer i kaliumalkyler og kaliumaryler.

Tabel 2. Kemiske egenskaber af kalium

Karakteristisk	Mening
Atomets egenskaber
Navn, symbol, nummer	Kalium / Kalium (K), 19
Atommasse (molær masse)	39.0983(1) a. e.m. (g/mol)
Elektronisk konfiguration	4s1
Atomradius	235 kl
Kemiske egenskaber
Kovalent radius	203 kl
Ion radius	133 kl
Elektronegativitet	0,82 (Pauling-skala)
Elektrodepotentiale	-2,92 V
Oxidationstilstande	0; +1
Ioniseringsenergi (første elektron)	418,5 (4,34) kJ/mol (eV)
Termodynamiske egenskaber af et simpelt stof
Massefylde (ved normale forhold)	0,856 g/cm³
Smeltepunkt	336,8K; 63,65 °C
Kogepunkt	1047K; 773,85 °C
Ud. fusionsvarme	2,33 kJ/mol
Ud. fordampningsvarme	76,9 kJ/mol
Molær varmekapacitet	29,6 J/(K mol)
Molært volumen	45,3 cm³/mol
Krystalgitter af et simpelt stof
Gitterstruktur	Kubisk kropscentreret
Gitterparametre	5.332 Å
Debye temperatur	100.000

Elektronisk struktur af kaliumatomet

Kalium har en positivt ladet atomkerne (+19). I midten af ​​dette atom er der 19 protoner og 19 neutroner, som er omgivet af fire baner, hvor 19 elektroner er i konstant bevægelse. Elektroner er fordelt i orbitaler i følgende rækkefølge:

1s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 6 4s 1 .

Et metalatoms ydre energiniveau indeholder kun 1 valenselektron. Dette forklarer det faktum, at kalium i absolut alle forbindelser har en valens på 1. I modsætning til lithium og natrium er denne elektron placeret i større afstand fra atomets kerne. Dette er årsagen til den øgede kemiske aktivitet af kalium, hvilket ikke kan siges om de to nævnte metaller. Således er den ydre elektronskal af kalium repræsenteret af følgende konfiguration:

På trods af tilstedeværelsen af ​​ledige 3 s- og 3 d-orbitaler, der er ingen exciteret tilstand.

Menneskeheden har været bekendt med kalium i mere end halvandet århundrede. I et foredrag holdt i London den 20. november 1807 rapporterede Humphry Davy, at han under elektrolysen af ​​kaustisk kalium opnåede "små kugler med en stærk metallisk glans... Nogle af dem brændte ud med en eksplosion umiddelbart efter deres dannelse." Dette var det kalium.

Kalium er et vidunderligt metal. Det er bemærkelsesværdigt, ikke kun fordi det kan skæres med en kniv, flyder i vand, blusser op med en eksplosion og brænder, hvilket gør flammen lilla. Og ikke kun fordi dette element er et af de mest kemisk aktive. Alt dette kan betragtes som naturligt, fordi det svarer til placeringen af ​​alkalimetalkalium i det periodiske system. Kalium er bemærkelsesværdigt for dets uundværlighed for alle levende ting og er bemærkelsesværdigt som et "ulige" metal.

Bemærk venligst: dens atomnummer er 19, atommassen er 39, der er en elektron i det ydre elektronlag, og dens valens er 1+. Ifølge kemikere forklarer dette den usædvanlige mobilitet af kalium i naturen. Det er en bestanddel af flere hundrede mineraler. Det findes i jord, i planter, i menneskers og dyrs kroppe. Han er som en klassisk Figaro: her, der, overalt.

Kalium og jord

Det er næppe muligt at forklare tilfældigt eller lingvisternes luner det faktum, at et ord på det russiske sprog refererer til både vores planet selv og dens øverste lag - jord. "Moder Jord", "Nurse Earth" - det handler mere om jorden end om planeten som helhed...

Men hvad er jord? En uafhængig og meget unik naturlig krop. Det er dannet af overfladelagene af forskellige klipper under påvirkning af luft, vand, temperaturændringer og livsaktiviteten for alle slags indbyggere på jorden. Nedenunder, under jorden, gemmer sig de såkaldte moderbjergarter, der er sammensat af forskellige mineraler. De ødelægges gradvist og genopbygger jordens "reserver". Og i jorden sker der, udover rent mekanisk, hele tiden andre ødelæggelser. Det kaldes kemisk forvitring. Vand og kuldioxid (i mindre grad andre stoffer) ødelægger gradvist mineraler.

Næsten 18 % af vægten af ​​jordskorpen kommer fra det kaliumholdige mineral orthoklase. Dette er et dobbeltsalt af kiselsyre K 2 Al 2 Si 6 O 16 eller K 2 O-Al 2 O 3 -BSiO 2. Her er, hvad der sker med orthoklas som følge af kemisk forvitring:

K20*AI2O3 *6SO2 + 2H2O + CO2 → K2CO3 + Al2O3 *2SO2 *2H2O+ + 4SiO2.

Orthoclase bliver til kaolin (en type ler), sand og potaske. Sand og ler bruges til at bygge jordens mineralske rygrad, og K, der overføres fra orthoklas til potaske, "frigøres" og bliver tilgængelig for planter. Men ikke alt på én gang.

I jordvand dissocierer K 2 CO 3 molekyler: K 2 CO 3 ↔ + K + + KSO 3 - ↔ 2K + + CO 3 2-. Nogle kaliumioner forbliver i jordopløsningen, som tjener som en kilde til ernæring for planter. Men de fleste af kaliumionerne optages af kolloide jordpartikler, hvorfra det er ret svært for planterødderne at udvinde dem. Så det viser sig, at selvom der er meget kalium i jorden, har planterne ofte ikke nok af det. På grund af det faktum, at jordklumper "låser" det meste af kaliumet, er indholdet af dette grundstof i havvand næsten 50 gange mindre end natrium. Det anslås, at af de tusinde kaliumatomer, der frigives ved kemisk forvitring, når kun to havbassiner, og 998 er tilbage i jorden. "Jorden absorberer kalium, og dette er dens mirakuløse kraft," skrev akademiker A.E. Fersman.

Kalium og planter

Kalium findes i alle planter. Mangel på kalium fører til plantens død. Næsten alt kalium findes i planter i ionform - K +. Nogle af ionerne er i cellesaften, den anden del absorberes af cellens strukturelle elementer. Kaliumioner er involveret i mange biokemiske processer, der forekommer i planten. Det er blevet fastslået, at disse ioner i planteceller hovedsageligt findes i protoplasmaet. De findes ikke i cellekernen. Som følge heraf er element nr. 19 ikke involveret i processerne for reproduktion og overførsel af arvelige egenskaber. Men selv uden dette er kaliums rolle i en plantes liv stor og forskelligartet.

Kalium indgår i frugter, rødder, stængler og blade, og i vegetative organer er der som regel mere af det end i frugter. Et andet karakteristisk træk: unge planter indeholder mere kalium end gamle. Det er også blevet bemærket, at efterhånden som individuelle planteorganer ældes, bevæger kaliumioner sig til punkterne for den mest intensive vækst. Ved mangel på kalium vokser planterne langsommere, deres blade, især de gamle, bliver gule og brune i kanterne, stænglen bliver tynd og skrøbelig, og frøene mister deres levedygtighed.

Det er blevet fastslået, at kaliumioner aktiverer syntesen af ​​organiske stoffer i planteceller. De har en særlig stærk indflydelse på processerne for kulhydratdannelse. Hvis der ikke er nok kalium, optager planten kuldioxid dårligere, og den mangler kulstof "råmaterialer" til syntesen af ​​nye kulhydratmolekyler. Samtidig intensiveres respirationsprocesserne, og sukkerstofferne i cellesaften oxideres. Reserverne af kulhydrater i planter, der befinder sig på en sultediæt (kalium), bliver således ikke genopfyldt, men forbrugt. Frugterne af en sådan plante - dette er især mærkbart i frugter - vil være mindre søde end dem af planter, der fik en normal dosis kalium. Stivelse er også et kulhydrat, derfor er dets indhold i frugter stærkt påvirket af grundstof nr. 19.

Men det er ikke alt. Planter, der modtager nok kalium, tåler lettere tørke og frostklare vintre. Dette forklares med, at grundstof nr. 19 påvirker kolloide stoffers evne i planteceller til at optage vand og svulme op. Der er ikke nok kalium - celler absorberer og bevarer fugt værre, krymper og dør.

Kaliumioner påvirker også nitrogenmetabolismen. Når der er mangel på kalium, ophobes overskydende ammoniak i cellerne. Dette kan føre til forgiftning og død af planten.

Det er allerede nævnt, at K også påvirker planternes respiration, og øget respiration påvirker ikke kun kulhydratindholdet. Jo mere intens respirationen er, jo mere aktive er alle oxidative processer, og mange organiske stoffer omdannes til organiske syrer. Overskydende syrer kan forårsage proteinnedbrydning. Produkterne af dette henfald er et meget gunstigt miljø for svampe og bakterier. Det er derfor, under kaliumsultning, er planter meget oftere påvirket af sygdomme og skadedyr. Frugter og grøntsager, der indeholder proteinnedbrydningsprodukter, tåler ikke transport godt og kan ikke opbevares i lang tid. Kort sagt, hvis du ønsker at få velsmagende og velbevarede frugter, skal du fodre planten med masser af kalium. Og for korn er kalium vigtigt af endnu en grund: Det øger styrken af ​​halmen og forhindrer derved fastsættelse af kornet...

• MØDE MED KALIUM? Hvis du på et lager eller en fragtstation ser stålkasser med inskriptionerne: "Brandbart!", "Vand eksploderer", så er det meget sandsynligt, at du har stødt på kalium.

Der tages mange forholdsregler ved transport af dette metal. Når du åbner en stålkasse, vil du derfor ikke se kalium, men du vil se omhyggeligt forseglede ståldåser. De indeholder kalium og inert gas - det eneste miljø, der er sikkert for kalium. Store mængder kalium transporteres i lukkede beholdere under et inert gastryk på 1,5 atm.

• HVORFOR HAR DU BRUG FOR KALIUMMETAL? Metallic K bruges som katalysator i produktionen af ​​nogle typer syntetisk gummi såvel som i laboratoriepraksis. For nylig har hovedanvendelsen af ​​dette metal været produktionen af ​​kaliumperoxid K 2 O 2, der bruges til iltregenerering. En legering af kalium med natrium tjener som kølemiddel i atomreaktorer og til fremstilling af titanium som reduktionsmiddel.
• FRA SALT OG ALKALI. Grundstof nr. 19 opnås oftest i udvekslingsreaktionen af ​​smeltet kaustisk kalium og metallisk natrium: KOH + Na → NaOH + K. Processen forløber i destillationskolonne fra nikkel ved en temperatur på 380-440°C. Grundstof nr. 19 opnås også fra kaliumchlorid på lignende måde, kun i dette tilfælde er procestemperaturen højere - 760-800°C. Ved denne temperatur bliver både natrium og kalium til damp, og kaliumchlorid (med tilsætningsstoffer) smelter. Natriumdamp ledes gennem smeltet salt, og den resulterende kaliumdamp kondenseres. Natrium-kalium-legeringer fremstilles også ved hjælp af samme metode. Sammensætningen af ​​legeringen afhænger i høj grad af procesbetingelserne.

• HVAD SKAL DU VÆRE, HVIS det er første gang, du beskæftiger dig med kaliummetal. Det er nødvendigt at huske den højeste reaktivitet af dette metal, at kalium antændes fra det mindste spor af vand. Når du arbejder med kalium, skal du sørge for at bære gummihandsker og sikkerhedsbriller, eller endnu bedre, en maske, der dækker hele ansigtet. Store mængder kalium bearbejdes i specielle kamre fyldt med nitrogen eller argon. (I specielle rumdragter, selvfølgelig.) Og hvis K antændes, slukkes den ikke med vand, men med sodavand eller bordsalt.
• HVAD SKAL MAN HANDLE MED AFFALD. Sikkerhedsregler forbyder strengt ophobning i laboratorier af mere end to gram rester eller affald af alkalimetal, herunder kalium. Affald skal destrueres på stedet. Klassisk måde- dannelse af kaliumethoxid C 2 H 5 OK under påvirkning af ethylalkohol: hæld blot alkohol i affaldet. Men der er en anden måde - en alkoholfri måde. Affaldet fyldes med petroleum eller benzin. Kalium reagerer ikke med dem, og da det er lettere end vand, men tungere end disse organiske væsker, sætter det sig på bunden. Og så begynder de at tilsætte vand dråbe for dråbe i det vippede kar. Når vandet når metallet, vil der opstå en reaktion, og K'et bliver til kaustisk kaliumchlorid. Lagene af den alkaliske opløsning og petroleum eller benzin adskilles ganske let i en skilletragt.
• ER DER KALIUMIONER I LØSNINGEN? Det er ikke svært at finde ud af. Dyp trådringen i opløsningen, og anbring den derefter i flammen på en gasbrænder. Hvis der er kalium, bliver flammen lilla, dog ikke så lys som gul, bibragt til flammen af ​​natriumforbindelser. Det er sværere at bestemme, hvor meget kalium der er i opløsningen. Dette metal har få forbindelser, der er uopløselige i vand. Typisk udfældes kalium i form af perchlorat - et salt af meget stærk perchlorsyre HClO 4. Kaliumperklorat er i øvrigt et meget stærkt oxidationsmiddel og bruges som sådan til fremstilling af nogle sprængstoffer og raketbrændstoffer.
• HVAD SKAL KALIUMCYANID TIL? Til udvinding af guld og sølv fra malme. Til galvanisk forgyldning og forsølvning af uædle metaller. Til opnåelse af mange organiske stoffer. Til nitrering af stål - dette giver overfladen større styrke. Desværre er dette hårdt tiltrængte stof ekstremt giftigt. Og KCN ser ganske harmløs ud: små krystaller hvid med en brunlig eller grå nuance.
• HVAD ER CHROMPIC? Mere præcist, kaliumchrom. Disse er orange krystaller af sammensætningen K 2 Cr 2 O 7. Chrompic bruges til fremstilling af farvestoffer, og dets opløsninger bruges til "krom" garvning af læder samt som bejdsemiddel til farvning og trykning af stoffer. En opløsning af chrom i svovlsyre er en chromblanding, der bruges i alle laboratorier til vask af glasvarer.

• HVORFOR HAR DU BRUG FOR CAUSID KALI? Virkelig, hvorfor? Trods alt er egenskaberne af denne alkali og den billigere kaustisk soda næsten de samme. Kemikere opdagede først forskellen mellem disse stoffer i det 18. århundrede. Den mest mærkbare forskel mellem NaOH og KOH er, at kaliumhydroxid er endnu mere opløseligt i vand end natriumhydroxid. KOH opnås ved elektrolyse af kaliumchloridopløsninger. For at holde kloridblandingen på et minimum, anvendes kviksølvkatoder. Men dette stof er primært nødvendigt som et startprodukt til fremstilling af forskellige kaliumsalte. Derudover er kaustisk kalium uundværlig i fremstillingen af ​​flydende sæber, nogle farvestoffer og organiske forbindelser. Kaustisk kaliumopløsning bruges som elektrolyt i alkaliske batterier.
• SALTPETER ELLER SALTPETER? Mere korrekt - salpeter. Denne almindeligt navn nitratsalte af alkali- og jordalkalimetaller. Hvis de blot siger "saltpeter" (ikke "natrium" eller "calcium" eller "ammonium", men blot "saltpeter"), så mener de kaliumnitrat. Menneskeheden har brugt dette stof i mere end tusind år til at fremstille sortkrudt. Derudover er salpeter den første dobbelte gødning: af de tre vigtigste elementer for planter indeholder den to - nitrogen og kalium. Sådan beskrev D.I. Mendeleev salpeter i "Fundamentals of Chemistry":

”Saltpeter er et farveløst salt, som har en særlig kølende smag. Det krystalliserer let til lange, rillede, rombiske, sekskantede prismer på siderne, der ender i de samme pyramider. Dens krystaller (vægtfylde 1,93) indeholder ikke vand. Ved lav varme (339°) smelter salpeter til en fuldstændig farveløs væske. Ved almindelige temperaturer, i fast form, er KNO 3 inaktivt og uændret, men ved forhøjede temperaturer virker det som et meget stærkt oxidationsmiddel, fordi det kan frigive en betydelig mængde ilt til stoffer blandet med det. Nitre, der kastes på varmt kul, producerer hurtig forbrænding, og dets mekaniske blanding med knust kul antændes ved kontakt med et varmt legeme og fortsætter med at brænde af sig selv. I dette tilfælde frigives nitrogen, og nitratets ilt går til oxidation af kul, som et resultat af hvilket kulsyrekaliumsalt og kuldioxid opnås...

I kemisk praksis og teknologi bruges salpeter i mange tilfælde som et oxidationsmiddel, der virker ved høje temperaturer. Dette er også grundlaget for dets anvendelse til almindeligt krudt, som er en mekanisk blanding af fint formalet svovl, salpeter og kul.”

• HVOR OG HVAD ANVENDES ANDRE KALIUMSALT TIL? Kaliumbromid KBr - i fotografering for at beskytte negativet eller printet mod at blive tilsløret.

1. Kaliumiodid KI - i medicin og som kemisk reagens.
2. Kaliumfluorid KF - i metallurgiske flusmidler og til indføring af fluor i organiske forbindelser.
3. Kaliumkarbonat (potaske) K 2 CO 3 - i glas- og sæbeproduktion, og også som gødning.
4. Kaliumphosphater, især K 4 P 2 O 7 og K 5 P 3 O 10, anvendes som bestanddele af vaskemidler.
5. Kaliumchlorat (Bertholletsalt) KClO 3 - i tændstikproduktion og pyroteknik.
6. Kaliumsilicofluorid K 2 SiF 6 - som tilsætningsstof til ladningen ved udvinding af sjældne jordarters grundstoffer fra mineraler.
7. Kaliumjernsulfid (gult blodsalt) K 4 Fe (CN) 6 -SH 2 O - som bejdsemiddel til farvning af stoffer og til fotografering.

• HVORFOR BLEV KALIUM KALDET KALIUM? Ordet er af arabisk oprindelse. På arabisk betyder al-qali planteaske. For første gang blev kalium opnået fra kaustisk kalium, og kaustisk kalium fra kaliumchlorid isoleret fra planteaske... Men på engelsk og andre europæiske sprog blev navnet kalium bevaret, givet til kalium af dets opdager X. Davy. Til russisk kemisk nomenklatur navnet "kalium" blev indført i 1831 af G. I. Hess.
• SLET IKKE KUN I Abrikoser. Hjertepatienter, især mennesker, der har haft et hjerteanfald, anbefales kraftigt at spise tørrede abrikoser for at genopbygge kaliumtabet i kroppen. Eller i hvert fald rosiner. 100 gram tørrede abrikoser indeholder op til 2 g kalium. Der er den samme mængde af det i abrikoser (men for nøjagtigheden, når du beregner, skal du trække vægten af ​​frøene). Rosiner indeholder cirka halvt så meget kalium. Men tro ikke, at tørrede frugter er den eneste kilde til kalium. Der er ret meget af det i næsten enhver planteføde. For eksempel svarer fyrre gram stegte kartofler til 10 gram udvalgte tørrede abrikoser. Bælgfrugter, te og kakaopulver er rige på kalium. Kort sagt er den daglige dosis kalium (2,5-5 g) ikke svær at opnå med en normal kost.

Kalium (latin – Kalium, K) findes i kroppen i relativt store mængder. Derfor betragtes det som et vigtigt makronæringsstof. Kalium danner det intracellulære miljøs konstanthed og sikrer ledningen af ​​nerveimpulser. Det regulerer syre-base-balancen, deltager i metabolismen af ​​andre forbindelser og påvirker funktionen af ​​hjertet, nyrerne og mave-tarmkanalen (GIT).

Opdagelseshistorie

Kaliumsalt, kaliumchlorid, har været kendt af folk siden oldtiden. Potaske er kaliumcarbonat, K 2 CO 3 . Dette stof blev kaldt træ eller vegetabilsk alkali, fordi. udvundet af asken, der produceres ved afbrænding af kaliumrigt træ.

Potaske blev brugt til husholdningsformål (vasketøj, sæbefremstilling) og som mineralsk gødning. Sandt nok, i de dage blev vegetabilsk alkali ofte forvekslet med mineralalkali, natriumcarbonat, Na 2 CO 3.

I ren form kalium blev opnået i 1807. Den engelske kemiker Davy isolerede dette metal ved elektrolyse fra kaustisk kalium, kaliumalkali og KOH. Det nyopdagede metal blev oprindeligt kaldt kalium fra ordet potaske.

Dette navn har overlevet på nogle sprog til denne dag. Kort tid senere blev metallet kaldt kalium fra det arabiske al-kali, som betyder planteaske. Dette navn er tildelt metallet på russisk.

Egenskaber

Kalium er en repræsentant for gruppe I i periode IV i det periodiske system af grundstoffer, hvor det er opført som nummer 19. Atommasse K er 39. En uparret elektron roterer i den ydre bane af kalium. Derfor er kalium monovalent, K(I).

Sammen med andre metaller af gruppe I, inkl. natrium, lithium, cæsium, det tilhører gruppen af ​​alkalimetaller. Når de interagerer med andre ikke-metalliske stoffer, giver alkalimetaller let deres uparrede elektron til dem. Derfor er de stærke reduktionsmidler. Som navnet antyder, er disse metaller i stand til at danne stærke baser, alkalier.

Udvendigt er kalium et sølvhvidt, let og smeltbart metal. Den er lettere end vand - dens massefylde er 0,856 g/cm3. Allerede ved en temperatur på 63,55 0 C smelter kalium og koger ved en temperatur på 760 0 C. Kalium er ikke kun let, men også et blødt metal - det kan endda skæres med en kniv. Sandt nok forekommer kalium ikke i naturen i sin rene form.

I kaliumatomer er den ydre uparrede elektron relativt fjern fra atomkernen og overføres let til atomer af andre stoffer. Derfor den højere kemiske aktivitet af kalium i sammenligning med andre alkalimetaller, lithium og natrium. Kalium oxideres hurtigt i luften. Ved vekselvirkning med atmosfærisk oxygen dannes et oxid, K 2 O, et peroxid, K 2 O 2 og et superoxid, KO 2.

For at beskytte rent kalium mod oxidation opbevares det under et lag af olie eller petroleum, væsker, der ikke tillader ilt at passere igennem. Ved interaktion med vand dannes kaustisk kaliumchlorid, KOH og en meget stærk alkali. Kalium reagerer med alle ikke-metaller, med syrer, såvel som med salte af andre metaller.

I dette tilfælde dannes kaliumsalte. Disse salte indgår i mange naturlige mineraler. Kaliumholdige mineraler findes i jorden og opløst i vandet i have og søer.

Med hensyn til udbredelse i jordskorpen, blandt alle elementer i det periodiske system, er kalium på 7. pladsen, og blandt alle metaller - på 5. pladsen. procent i jordskorpen - 2,5%.

I opløst form trænger kalium fra jorden ind i plantevæv, hvor det sammen med andre faktorer giver fotosyntese. Yderligere kommer kalium ind i kroppen af ​​dyr og mennesker som foder og mad.

Fysiologisk virkning

Kalium er sammen med calcium, fosfor, natrium og klor det vigtigste makronæringsstof for os. Afhængigt af køn og alder indeholder vores væv fra 150 til 250 g kalium, hvilket er cirka 0,35 % af total masse kroppe. Blandt andre makroelementer rangerer kalium på tredjepladsen i indholdet i kroppen, næst efter calcium og fosfor.

Kaliums fysiologiske rolle skyldes i høj grad dets modsætning og antagonisme med en anden elektrolyt, natrium (Na). Begge makronæringsstoffer, natrium og kalium, ligner hinanden på mange måder. Begge er alkalimetaller, begge er reaktive. Men deres indhold inde i cellen og i det ekstracellulære rum er ikke det samme. Det meste natrium findes på ydersiden af ​​cellen. Der er 14 gange mere af det her end inde i cellen.

For kalium er alt præcis det modsatte. Dette er et intracellulært makroelement, og der er 35 gange mere af det inde i cellen end udenfor. En sådan forskel eller gradient af natrium- og kaliumioner på begge sider af cellemembranen kan naturligvis ikke skabes af sig selv. Der skal være en eller anden mekanisme, der fungerer på subcellulært niveau og opretholder den transmembrane gradient af K og Na.

Og der er sådan en mekanisme. Dette er den såkaldte natrium-kalium pumpe eller pumpe. I dette tilfælde refererer pumpen til et specifikt transportenzym, natrium-kalium ATPase. Essensen af ​​dette enzyms arbejde er at transportere natriumioner ud af cellen og kalium udefra ind i cellen mod gradienten. denne proces Jeg kalder det aktiv transport. Det adskiller sig fra passiv transport, hvor bevægelsen af ​​elektrolytter sker af sig selv langs en gradient, som et resultat af, at indholdet af ioner på begge sider af membranen udlignes.

Aktiv transport er en kompleks, energiafhængig proces og foregår i flere faser:

1. Natriumioner koncentreres inde i cellen nær membranen, og på samme måde koncentreres kaliumioner uden for cellen.
2. ATPase phosphoryleres og spalter phosphorsyreresten fra adenosintriphosphat (ATP) molekylet.
3. I phosphoryleret tilstand fanger enzymet 3 natriumioner og flytter dem udad.
4. Udefra opfanger natrium-kalium ATPase 2 kaliumioner.
5. Dernæst sker dephosphorylering af enzymet natrium-kalium ATPase.
6. I den dephosphorylerede tilstand flytter den kaliumioner ind i cellen.

I sidste ende, under hver cyklus, bevæger 3 natriumioner sig ud af cellen, og i stedet bevæger 2 kaliumioner sig ind i cellen.

Betydningen af ​​natrium-kalium pumpen kan ikke overvurderes.

• På grund af det faktum, at der i stedet for 3 positivt ladede natriumioner kun kommer 2 positivt ladede kaliumioner ind, bliver den indre del af membranen mere negativt ladet i forhold til dens yderside. Membranen er polariseret, og der dannes en elektrisk potentialforskel på begge sider af cellen. Denne værdi kaldes det transmembrane potentiale. Denne værdi afspejler cellens elektriske aktivitet.
• Membranens permeabilitet for natrium- og kaliumioner er ikke konstant og kan ændre sig. Følgelig ændres polariseringen af ​​membranen i den ene eller anden retning (depolarisering, repolarisering, hyperpolarisering). Mekanismen for ændringer i transmembranpotentiale i forskellige dele af cellemembraner ligger til grund for forekomsten og ledningen af ​​impulser langs nervefibre. Nerveimpulser fra et fysisk synspunkt er jo ikke andet end svage strømme. Og disse strømme er dannet af kalium og natrium.
• Kalium er integreret del buffersystemer. Det er biokemiske mekanismer, hvis arbejde er rettet mod at opretholde syre-base-balancen inde i cellen og i det ekstracellulære rum på et konstant niveau.
• Natrium opretholder osmotisk eller koncentrationstryk og fører vand med sig. På grund af natrium-kalium-pumpens aktivitet cirkulerer vand således mellem cellen og det ekstracellulære rum. Sammen med vand fjernes cellens affaldsstoffer udenfor, og alt nødvendigt kommer ind - glucose, aminosyrer, fedtsyrer og andre elektrolytter.
• Kaliumioner er en del af mange intracellulære enzymsystemer. Disse systemer tilvejebringer syntesen af ​​proteiner, glykogen, fedtsyrer og andre biologisk aktive forbindelser.

Takket være natrium-kaliumpumpen udføres cellulær metabolisme (metabolisme), cellens elektriske aktivitet dannes, og tilstanden af ​​det intracellulære miljø opretholdes på et konstant niveau (homeostase). Denne proces er kontinuerlig. Og da det udføres kunstigt, mod gradienten, kræves energi.

Hver cyklus med transport af 2 K-ioner og 3 Na-ioner leveres af den energi, der genereres ved nedbrydning af 1 ATP-molekyle. Og på hele organismens skala bruges op til en tredjedel af den forbrugte energi til at sikre denne proces. Men denne energi fornyes, når glukose udnyttes i Krebs-cyklussen, når nye ATP-molekyler syntetiseres. Og her kan kalium heller ikke undgås.

Når natrium-kalium-mekanismen svigter, udlignes koncentrationen af ​​natrium og kalium på begge sider af cellemembranen. Transmembranpotentialet forsvinder, intracellulære metaboliske processer stopper. Vand ophobes inde i cellen sammen med natrium. Alt dette fører til celledød.

Alle intracellulære effekter af kalium har en positiv effekt på organsystemernes funktion.

• Kardiovaskulært system

Kalium kaldes hjerteelementet, og det er der god grund til. Det sikrer den korrekte fordeling af nerveimpulser langs hjertets ledningssystem, regulerer myokardiets automatik, excitabilitet og ledningsevne. Derudover mætter det myokardieceller med energi. Takket være dette trækker hjertet sig sammen med en kraft, der er tilstrækkelig til at cirkulere blod gennem karrene. Således forebygger K hjertesvigt og hjerterytmeforstyrrelser.

Derudover regulerer kalium tonen i blodkarrene og normaliserer blodtrykket (BP). Takket være kalium forbedres blodtilførslen til myokardiet gennem koronarkarrene (hjertekarrene). Således forhindrer K iskæmi (utilstrækkelig blodgennemstrømning) til myokardiet og dets hypoxi (iltmangel).

• Nervesystemet

Takket være den transmembrane transport af kalium genereres impulser i sensoriske, motoriske og autonome nervefibre. Derudover er det kendt, at kalium er involveret i dannelsen af ​​acetylcholin, en neurotransmitter, der sikrer overførsel af impulser gennem synapser, kontakter mellem neuronernes kroppe og deres processer (axoner).

Sammen med andre vitaminer og mineraler danner K den mentale og følelsesmæssige-viljemæssige sfære: forbedrer hukommelsen, intellektuelle evner, eliminerer negative følelser, normaliserer søvn. Derudover, under påvirkning af kalium, forbedres blodcirkulationen gennem de cerebrale (cerebrale) kar. Dette makroelement reducerer sandsynligheden for cerebral iskæmi og slagtilfælde.

• Muskuloskeletale system

Takket være kalium og acetylcholin overføres impulser fra nervefibre til muskler. Derudover stimulerer kalium energiproduktionen i muskelvæv, øger muskelstyrken og udholdenheden. Det styrker også knoglevæv og forhindrer udviklingen af ​​osteoporose. Øget knoglestyrke skyldes i høj grad, at kalium fremmer aflejringen af ​​et andet makronæringsstof, calcium, i knoglevæv.

• Fordøjelsessystem

Kalium udløser peristaltikken (bølgelignende sammentrækninger af glatte muskler) i mave-tarmkanalen. Derudover regulerer den frigivelsen mavesaft, duodenal juice og bugspytkirtel afspænder også lukkemusklene (muskelklapperne) i galdeblæren og galdegangene og fremmer udledning af galde. Kalium forhindrer også dannelsen af ​​sten i galdeblæren og galdegangene.

• Urinsystemet

Kalium regulerer nyrernes udskillelse af natrium og dermed vand. Således hjælper det med at øge diurese (volumen af ​​urin udskilt). Stimulering af diurese fører til gengæld til eliminering af ødem og et fald i blodtrykket. Derudover forhindrer kalium stendannelse i urinvejene.

Andre virkninger af kalium omfatter normalisering af kropsvægt. Det er blevet fastslået, at dette makronæringsstof fremmer udnyttelsen af ​​glukose og forhindrer udviklingen af ​​diabetes og fedme. Derudover styrker kalium, sammen med andre faktorer, immunforsvaret, og øger derved kroppens modstandsdygtighed over for infektionssygdomme.

Dagligt behov

Mængden af ​​K, vi har brug for, afhænger af alder og en række andre faktorer. Da kalium er et vigtigt makronæringsstof for os, er behovet for det ret højt.

Behovet for kalium øges med hård fysisk aktivitet, sport, mave-tarmsygdomme med diarré og opkastning, diabetes mellitus og andre patologiske tilstande.

Årsager og tegn på mangel

Overskydende natrium disponerer i høj grad for kaliummangel. Disse makroelementer kan billedligt kaldes slægtninge-fjender. Begge er fra alkalimetalfamilien, men begge konkurrerer med hinanden om optagelse i kroppen. Jo mere natrium der absorberes eller reabsorberes af nyrerne, jo mere kalium udskilles gennem nyrerne. Samtidig har kalium ringe effekt på udskillelsen af ​​natrium i nyrerne. Denne ulighed er baseret på visse evolutionære forudsætninger.

Vores fjerne forfædre spiste mad, der indeholdt kalium. Og sådan planteføde var der ret meget af. På samme tid var gamle mennesker praktisk talt ukendte med bordsalt. Det er bemærkelsesværdigt, at indtil for nylig indtog aboriginerne, der bor i fjerntliggende hjørner af Afrika og Latinamerika, heller ikke salt på grund af dets fravær.

Men natrium er også det vigtigste makronæringsstof for os. Så kroppen har udviklet en kompleks reguleringsmekanisme kaldet RAAS, renin-angiotensin-aldosteron-systemet. Dette system virker således, at natrium ikke udskilles i urinen, men reabsorberes i nyretubuli. Vand tilbageholdes sammen med natrium. Jo mere natrium der reabsorberes, jo mere kalium tabes i urinen.

Med udviklingen af ​​civilisationen har meget ændret sig. Bordsalt er kommet grundigt ind i vores kost. Vi mangler ikke længere natrium, men har ofte for meget af det. Samtidig får vi på grund af mangel på naturlige plantefødevarer ikke så meget kalium. Men RAAS fungerer som før. Og som før mister vi kalium og bevarer natrium. Som følge heraf skabes betingelser for kaliummangel.

Sandt nok, selv nu, på trods af manglen på naturlige plantefødevarer på vores bord, modtager vi kalium i mere eller mindre tilstrækkelige mængder til at dække fysiologiske behov. Den eneste undtagelse er faste. Derfor opstår kaliummangel ofte blandt de lavere samfundslag, som er i ekstrem nød. En anden grund er frivillig, såkaldt. "terapeutisk" faste, hvor mange fødevarer bevidst er udelukket fra kosten, inkl. og rig på kalium.

Fysisk og psykisk stress og psyko-emotionel stress disponerer for kaliummangel. Ved mental og stress stress aktiveres RAAS, natrium tilbageholdes og kalium udskilles. Og under fysisk arbejde tabes en stor mængde kalium gennem sved. Derudover aktiverer fysisk aktivitet også RAAS.

Kaliummangel kan udvikle sig på grund af dets øgede tab gennem mave-tarmkanalen og nyrerne. Ved nogle mave-tarmsygdomme og forgiftninger tabes kalium gennem opkastning og diarré. Forgiftning og andre tilstande ledsaget af dehydrering fører også til kaliumtab. Kalium udskilles intensivt på grund af nogle ukorrekt udførte medicinske foranstaltninger. Eksempler omfatter flere maveskylninger og rensende lavementer.

En anden grund er at tage medicin. Nogle diuretika, såsom saluretika (furosemid), fjerner natrium og kalium i urinen. Efter at have taget afføringsmidler tabes kalium gennem tarmene. At tage glukokortikoid medicin, syntetiske analoger af binyrehormoner, fremmer også øget udskillelse af K. Det samme sker med Itsenko-Cushings sygdom, ledsaget af øget produktion af naturlige glukokortikoider i binyrerne.

Andre hormoner har en lignende virkning som glukokortikoider: nogle tropiske hormoner i hypofysen, testosteron, adrenalin. Derfor fører ikke kun Itsenko-Cushings sygdom, men også nogle andre endokrine sygdomme, især diabetes mellitus, thyrotoksikose, til kaliummangel. K-mangel opstår ofte hos gravide kvinder på grund af ændringer i vand-saltstofskiftet og natrium- og vandretention i kroppen.

En anden almindelig årsag er medfødte og erhvervede nyresygdomme, ledsaget af nedsat udskillelsesfunktion og øget udskillelse af kalium i urinen. Øget diurese eller polyuri fører automatisk til øget udskillelse af kalium. Derfor observeres kaliummangel under næsten alle tilstande ledsaget af polyuri. Indtagelse af alkohol og kaffe øger diuresen, og er også ledsaget af øget udskillelse af K gennem nyrerne. Og slik forringer optagelsen af ​​kalium i tarmene.

Kaliummangel er karakteriseret ved hypokaliæmi, et fald i dets mængde i blodplasmaet. Selvom kalium er et intracellulært element. Derfor afspejler dets niveau i blodplasmaet ikke altid det sande indhold i kroppen. Under nogle forhold bliver kalium koncentreret inde i cellerne. Og så er der lidt af det i plasmaet. Men hvis den samlede mængde af kalium i kroppen falder, vil der altid opstå hypokaliæmi.

Det normale plasmakaliumniveau er 3,5-5 mmol/l. Allerede ved niveauer under 3,5 mmol/l vil generel svaghed, nedsat ydeevne, døsighed og depression blive noteret. Muskeltonus er nedsat, og myalgi (muskelsmerter) er almindelig. Pulsen falder, pulsen er svag, og blodtrykket er lavt. EKG'et viser typiske ændringer, der er karakteristiske for hypokaliæmi. I første omgang øges diurese.

Efterfølgende, efterhånden som hypokaliæmi forværres, udvikles muskelkramper, og der opstår rysten i lemmerne. Polyuri erstattes af oligoanuri - et fald eller endda fuldstændig fravær af diurese. Hævelse af det bløde væv vises, pulsen hurtigere, og blodtrykket stiger. Ved kronisk kaliummangel falder myokardiets kontraktilitet, hvilket undergår dystrofiske ændringer, der resulterer i hjertesvigt. Og dette bidrager også til dannelsen af ​​ødem.

Derudover øges risikoen for diabetes. Tarmmotiliteten bremses. Fordøjelsesforstyrrelser er ledsaget af flatulens og ustabil afføring. I særligt alvorlige tilfælde er fuldstændig ophør af peristaltikken (tarmparese) med udvikling af paralytisk tarmobstruktion mulig. Med yderligere progression af patologien udvikles skeletmuskellammelse.

Erosive og ulcerative defekter vises på huden og slimhinderne. Hjerterytmen er forstyrret. Desuden tager hjertearytmier livstruende karakter, og kan ende fatalt. Død opstår ved pludseligt hjertestop. Karakteristisk træk: hjerteaktivitet stopper i systolefasen, sammentrækning. Risikoen for arytmier er især høj hos patienter, der tager hjerteglykosider til behandling af hjertesvigt. Disse lægemidler reducerer mængden af ​​kalium i myokardieceller.

I sjældne tilfælde er kaliummangel forbundet med et andet stof, cæsium (Cs). Dette er også et alkalimetal. Derfor konkurrerer cæsium med kalium om optagelse og indtræden i kroppen. Sandt nok er der ikke så meget cæsium i naturen. Faren udgøres af dens radioaktive isotop Cs 137.

Det dannes under nuklear testning og brændstofforbrænding i atomkraftværksreaktorer. Indtastning ydre miljø, denne cæsiumisotop akkumuleres af planter i stedet for kalium. Sammen med planteprodukter kommer det ind i menneskekroppen. Selv i mikrodoser hæmmer radioaktivt cæsium de fysiologiske virkninger af kalium. I dette tilfælde udvikles alvorlige skader på skeletmusklerne, myokardiet, mave-tarmkanalen og nervesystemet.

Indtægtskilder

Kalium kommer til os hovedsageligt som en del af vegetabilske fødevarer, og i mindre grad med animalske fødevarer, primært fisk og skaldyr.

Kaliumindhold i 100 g fødevarer:

Produkt	Indhold, mg/100 g
Tørrede abrikoser	1715
Abrikos	306
Fersken	203
Citrus	180-197
Banan	379
Svesker	867
Grønne ærter	870
Sojabønner	1607
Bønner	307
Mandel	750
Rosin	860
Salat, persille	340
Hasselnød	717
Jordnød	660
Roer	258
Kartoffel	568
kinakål	494
Grønkål	970
rosenkål	494
Blomkål	176
Laks	490
Muslinger	310
Torsk	340
Tunfisk	298
Oksekød	325
Zucchini	176
Aubergine	238
Gulerod	195
Tomater	213
agurker	153
Vandmelon	117
Melon	118

Kalium er godt bevaret i produkter under langtidsopbevaring. Samtidig, når mad kommer i kontakt med vand, passerer det hurtigt ind i det. Derfor er det tilrådeligt at få kalium fra råvarer, og hvornår varmebehandling du skal følge nogle regler. Ved madlavning skal de nedsænkes i allerede kogende vand og koges i kort tid i en lille mængde vand. Det er tilrådeligt at bage fisk og kød.

Syntetiske analoger

Kalium er til stede i mange doseringsformer til injektion og oral administration. De mest berømte kaliumholdige lægemidler er Panangin og Asparkam. Det er kombinerede produkter, der indeholder kalium- og magnesiumaspartat. Kaliumaspartatindholdet i Asparkam er 175 mg, og i Panangin – 145 mg.

Panangin og Asparkam tabletter indeholder 10,33 mg kaliumaspartat. En anden kilde til kalium er 0,75% og 4% kaliumchlorid (KCl) opløsning. Kalium til oral administration er hovedsageligt repræsenteret af komplekse præparater. Sammen med kalium indeholder disse præparater (Centrus, Vitalux, Vitrum) andre vitaminer og mineraler.

Et andet kombinationsmiddel er kaliumorotat, kaliumsalt af orotsyre eller vit. Klokken 13.00. Kaliumtilskud er indiceret til mange vand- og elektrolytlidelser ledsaget af hypokaliæmi. Det siger sig selv, at injektion er at foretrække frem for oral administration. Derudover er injektionsmidler mere bekvemme at bruge i kardiologisk praksis til myokardieinfarkt og arytmier, fordi de hjælper med at opnå det ønskede resultat på kortest mulig tid, her og nu.

Men når du administrerer kaliumholdige opløsninger, skal du være yderst forsigtig. De irriterer venevæggene og forårsager betændelse, flebitis. Men det værste er ikke engang dette. En hurtig stigning i kaliumniveauet i blodplasmaet er fyldt med farlige komplikationer, herunder hjertestop. Derfor indgives kaliumholdige midler ikke som en strøm, men som et drop som en del af en polariserende blanding med en 5% glukoseopløsning og insulin. Takket være insulin trænger sukker og sammen med det kalium fra blodplasmaet ind i vævsceller.

Metabolisme

Kalium tilført udefra optages i tyndtarmen. Absorptionen er ret høj - 95%. De resterende 5% udskilles i afføringen. Men dette forhold kan ændre sig med gastrointestinale sygdomme, ledsaget af en forringelse af tarmens absorptionskapacitet og diarré.

Da kalium er et intracellulært makronæringsstof, er dets indhold i plasma kun 1%. Noget kalium er koncentreret i lymfe, tarmsekret og andre ekstracellulære miljøer. Men selv her er dens mængde lille. Hovedparten, omkring 90%, af kalium er placeret inde i cellerne. Det mest intracellulære kalium er indeholdt i væv med maksimal funktionel belastning. Disse er hjernen, myokardiet, knogler og skeletmuskler.

Adskillige faktorer påvirker forholdet mellem intracellulært og ekstracellulært kalium. Først og fremmest er det en syre-base tilstand. Et skift i metaboliske processer mod øget surhedsgrad og nedsat pH (metabolisk acidose) ledsages af en massiv frigivelse af kalium fra cellerne. Når metabolismen skifter til den alkaliske side (metabolisk alkalose, stigning i pH), bliver kalium tværtimod rettet ind i cellerne, og dets koncentration i blodplasmaet falder.

Insulin aktiverer natrium-kalium ATPase, hvilket får kalium til at "gemme sig" inde i cellerne. Under fysisk aktivitet frigives der tværtimod kalium til det ekstracellulære rum. Forøgelse af mængden af ​​kalium i blodplasmaet øger dets koncentration eller osmolaritet. Nogle tilstande er ledsaget af dehydrering eller vævsdehydrering. I dette tilfælde bevæger vand sig fra cellerne ind i det ekstracellulære rum. Og kalium bevæger sig sammen med vand. Stimulering af alfa-adrenerge receptorer er ledsaget af frigivelse af kalium fra cellerne, og beta-adrenerge receptorer er ledsaget af dens intracellulære bevægelse.

Til gengæld påvirker kalium i høj grad vævets syre-base tilstand. Sandt nok er indflydelsesmekanismen ret kompleks og inkluderer mange faktorer. Dens essens ligger i det faktum, at når kaliumniveauet falder, øges frigivelsen af ​​brintioner i urinen.

Som et resultat stiger surheden af ​​urin, og i vævene, tværtimod, dannes metabolisk alkalose. Med et overskud af kalium spejles billedet - frigivelsen af ​​brint bremses, urinen bliver basisk, og metabolisk acidose udvikler sig. I alt udskilles 90 % af kalium gennem nyrerne med urin, og de resterende 10 % gennem huden med sved.

Interaktion med andre stoffer og lægemidler

Kalium fremmer optagelsen af ​​magnesium, men fjerner til en vis grad natrium. Til gengæld øger natrium udskillelsen af ​​kalium i nyrerne. Derfor bidrager indtagelse af bordsalt til tabet af kalium. I betragtning af antagonismen af ​​disse makroelementer bør K:Na-forholdet i kombinationspræparater være 2:1 i retning af stigende kalium. Nogle andre grundstoffer, især thallium, cæsium, rubidium, er i stand til at fortrænge K.

Kalium kombinerer godt med mange vitaminer, inkl. med vit. B 6 (Pyridoxin) og Vit. B 13, (orotinsyre). Insulin fremmer transporten af ​​K ind i cellen. Hjerteglykosider reducerer tværtimod K-indholdet i myokardiefibre, fordi hæmmer natrium-kalium ATPase. pumpe. Alkohol, slik og kaffe hæmmer optagelsen af ​​kalium eller øger dets udskillelse i urinen.

Tegn på overskud

For overskydende kalium i kroppen er to forhold nødvendige: dets tilførsel udefra i store mængder eller en opbremsning i udskillelsen fra kroppen. Kalium kommer til os som en del af mad og medicin. Sandt nok er det usandsynligt, at mad rig på kalium i sig selv vil føre til overskud. K udskilles jo straks i urinen.

Men en overdosis af kaliumholdige lægemidler, hvor en stor mængde af dette makroelement tilføres pr. tidsenhed, kan ende katastrofalt og endda fatalt. Ved sygdomme ledsaget af nedsat nyreudskillelsesfunktion, ved nyresvigt, bremses frigivelsen af ​​kalium, og det akkumuleres i kroppen.

Derudover reguleres kaliumudskillelsen af ​​aldosteron. Dette binyrehormon bevarer natrium og øger natriumudskillelsen. Derfor vil der ved nedsat produktion af aldosteron i binyrerne (hypoaldosteronisme) tværtimod ophobes kalium, og natrium udskilles af nyrerne. Årsager til denne tilstand: nogle sygdomme i binyrerne, hypofysen.

Hypoaldosteronisme kan skyldes at tage en række medicin. Virkningen af ​​ACE-hæmmere og angiotensin-konverterende enzymhæmmere, der anvendes til behandling af hypertension, er baseret på hæmningen af ​​aldosteronsyntesen. Heparin reducerer også aldosteronproduktionen. Aldosteronantagonisten er det vanddrivende lægemiddel Spironolacton.

Overskydende kalium i kroppen manifesteres af en stigning i mængden af ​​kalium i blodplasmaet, hyperkaliæmi. Det normale niveau af kalium i blodet er 3,5-5 mmol/l. Sandt nok afspejler denne indikator ikke altid det sande K-indhold i kroppen. Det er trods alt et intracellulært element. Derfor vil alle tilstande ledsaget af omfordelingen af ​​K fra celler ind i det ekstracellulære rum være ledsaget af hyperkaliæmi. Den samlede mængde kalium i kroppen vil dog forblive uændret.

Hyperkaliæmi vil udvikle sig under alle tilstande ledsaget af cytolyse og massiv celleskade. Det er skader, forbrændinger, kirurgiske indgreb, kræft og strålebehandling af disse sygdomme. En stigning i niveauet af K i blodplasmaet vil blive observeret under hjerteanfald, cerebrale slagtilfælde, hepatitis såvel som hæmolyse, ødelæggelsen af ​​et stort antal røde blodlegemer.

Omfordeling af kalium er mulig ved fysisk anstrengelse og nogle forgiftninger, inkl. og med alkohol. Betablokkere til behandling af hypertension forårsager samme effekt. Hyperkaliæmi forekommer under alle tilstande ledsaget af metabolisk acidose.

Hyperkaliæmi manifesteres ved generel svaghed, rastløshed, angst og øget excitabilitet. Der er nagende muskelsmerter og paræstesier. Appetit er nedsat, patienter klager over kramper i mavesmerter og diarré. Blodsukkeret er ofte forhøjet. Diurese er også øget. Andre tegn omfatter intens svedtendens og rysten i lemmerne. På grund af ændringer i hjertets bioelektriske aktivitet forstyrres hjerterytmen.

Atrioventrikulær blokering, ventrikulær fibrillation og ventrikulær takykardi udvikles. Alle disse symptomer opstår, når K-niveauer er over den øvre grænse på 5 mmol/L. Yderligere progression af hyperkaliæmi over 7 mmol/l fører til depression af bevidsthed, muskelkramper og lammelser. Døden opstår, når hjertet stopper. Karakteristisk træk: med hyperkaliæmi stopper hjertet i diastolen, afslapningsfasen.

I tilfælde af hyperkaliæmi seponeres alle lægemidler, der indeholder kalium eller fremmer dets overgang til det ekstracellulære rum. Intravenøse injektioner af calciumchlorid og gluconat er indiceret. Men calcium er ikke berettiget i alle tilfælde. Et fremragende middel mod hyperkaliæmi er intravenøse dropinfusioner af insulin med glukose, som fremmer passagen af ​​kalium ind i cellen. For at bekæmpe metabolisk acidose er alkaliserende opløsninger ordineret.

Kalium

KALIUM-JEG; m.[Arab. kali] Kemisk grundstof (K), et sølvhvidt metal udvundet af kaliumcarbonat (kali).

◁ Kalium, åh, åh. K-te indskud. K salte. Potaske, åh, åh. K industri. K gødning.

kalium

(lat. Kalium), kemisk element Gruppe I i det periodiske system, refererer til alkalimetaller. Navnet er fra det arabiske al-kali - potaske (en længe kendt kaliumforbindelse udvundet af træaske). Sølv-hvidt metal, blødt, smeltbart; massefylde 0,8629 g/cm 3, t pl 63,51ºC. Det oxiderer hurtigt i luften og reagerer eksplosivt med vand. Den ligger på 7. pladsen med hensyn til udbredelse i jordskorpen (mineraler: sylvit, kainit, karnallit osv.; se Kaliumsalte). Det er en del af væv af plante- og dyreorganismer. Omkring 90% af udvundet salte bruges som gødning. Kaliummetal bruges i kemiske strømkilder, som en getter i vakuumrør, til fremstilling af superperoxid KO 2; legeringer af K med Na - kølemidler i atomreaktorer.

KALIUM

KALIUM (lat. Kalium), K (læs "kalium"), kemisk grundstof med atomnummer 19, atommasse 39,0983.
Kalium forekommer naturligt som to stabile nuklider (cm. NUKLID): 39 K (93,10 % efter masse) og 41 K (6,88 %), samt en radioaktiv 40 K (0,02 %). Halveringstiden for kalium-40 T 1/2 er cirka 3 gange mindre end T 1/2 for uranium-238 og er 1,28 milliarder år. (cm. B-henfaldet af kalium-40 producerer stabilt calcium-40, og henfaldet ved elektronindfangning ELEKTRONISK OPTAGELSE)
den inerte gas argon-40 dannes. (cm. Kalium hører til alkalimetallerne ALKALIMETALLER) s. I Mendeleevs periodiske system indtager kalium en plads i den fjerde periode i undergruppe IA. Ydre elektronlag 4 konfiguration
1, så kalium udviser altid en oxidationstilstand på +1 (valens I). (cm. Atomradius af kalium er 0,227 nm, radius af K + ion er 0,133 nm. Energierne ved sekventiel ionisering af kaliumatomet er 4,34 og 31,8 eV. Elektronegativitet ELEKTRONEGATIVITET)
Kalium ifølge Pauling er 0,82, hvilket indikerer dets udtalte metalliske egenskaber.
I sin frie form er det et blødt, let, sølvskinnende metal.
Opdagelseshistorie (cm. Kaliumforbindelser såvel som dens nærmeste kemiske analog - natrium NATRIUM) , har været kendt siden antikken og fundet anvendelse på forskellige områder menneskelig aktivitet (cm.. Disse metaller selv blev dog først isoleret i en fri tilstand først i 1807 under den engelske videnskabsmand G. Davys eksperimenter DAVY Humphrey) (cm.. Davy, ved hjælp af galvaniske celler som en kilde til elektrisk strøm, udførte elektrolyse af kaliumchlorid. POTASH) Og (cm. kaustisk sodavand CAUSTIC SODA)
og dermed isolerede metallisk kalium og natrium, som han kaldte "kalium" (deraf navnet på kalium, der er bevaret i engelsktalende lande og Frankrig - kalium) og "natrium". I 1809 foreslog den engelske kemiker L. V. Gilbert navnet "kalium" (fra det arabiske al-kali - potaske).
At være i naturen (cm. Kaliumindholdet i jordskorpen er 2,41 vægtprocent kalium er et af de ti mest almindelige grundstoffer i jordskorpen. Hovedmineraler indeholdende kalium: sylvit SYLVIN) (cm. KCl (52,44% K), sylvinit (Na,K)Cl (dette mineral er en tæt komprimeret mekanisk blanding af krystaller af kaliumchlorid KCl og natriumchlorid NaCl), carnallit CARNALITE) (cm. KCl MgCl2 6H2O (35,8% K), forskellige aluminiumsilicater ALUMINIUMSILIKATER) (cm. indeholdende kalium, kainit KAINIT) (cm. KCl MgS04 3H 2 O, polyhalit POLYHALIT) (cm. K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O, alunit ALUNITE)
KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Havvand indeholder omkring 0,04% kalium.
Modtagelse
Na + KOH = NaOH + K
Kalium opnås også ved elektrolyse af smeltet KCl blandet med K 2 CO 3 ved temperaturer tæt på 700 ° C:
2KCl = 2K + Cl2
Kalium renses fra urenheder ved vakuumdestillation.
Fysiske og kemiske egenskaber
Kaliummetal er blødt, det kan nemt skæres med en kniv og kan presses og rulles. Den har et kubisk kropscentreret kubisk gitter, parameter EN= 0,5344 nm. Densiteten af ​​kalium er mindre end densiteten af ​​vand og er lig med 0,8629 g/cm3. Som alle alkalimetaller smelter kalium let (smeltepunkt 63,51°C) og begynder at fordampe selv ved relativt lave temperaturer (kaliumkogepunkt 761°C).
Kalium er ligesom andre alkalimetaller kemisk meget aktivt. Interagerer let med atmosfærisk oxygen for at danne en blanding, hovedsageligt bestående af peroxid K 2 O 2 og superoxid KO 2 (K 2 O 4):
2K + O 2 = K 2 O 2, K + O 2 = KO 2.
Når det opvarmes i luft, brænder kalium med en violetrød flamme. Kalium reagerer eksplosivt med vand og fortyndede syrer (det resulterende brint antændes):
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Iltholdige syrer kan reduceres under denne interaktion. For eksempel reduceres svovlsyrens svovlatom til S, SO 2 eller S 2–:
8K + 4H2SO4 = K2S + 3K2SO4 + 4H2O.
Ved opvarmning til 200-300 °C reagerer kalium med brint og danner det saltlignende hydrid KH:
2K + H2 = 2KH
Med halogener (cm. HALOGEN) kalium interagerer med eksplosionen. Det er interessant at bemærke, at kalium ikke interagerer med nitrogen.
Som andre alkalimetaller opløses kalium let i flydende ammoniak for at danne blå opløsninger. I denne tilstand bruges kalium til at udføre visse reaktioner. Under opbevaring reagerer kalium langsomt med ammoniak og danner amidet KNH 2:
2K + 2NH 3 l. = 2KNH2 + H2
De vigtigste kaliumforbindelser: K2O-oxid, K2O2-peroxid, K2O4-superoxid, KOH-hydroxid, KI-iodid, K2CO3-carbonat og KCl-chlorid.
Kaliumoxid K 2 O opnås sædvanligvis indirekte gennem omsætning af peroxid og kaliummetal:
2K + K2O2 = 2K2O
Dette oxid udviser udtalte basiske egenskaber og reagerer let med vand for at danne kaliumhydroxid KOH:
K2O + H2O = 2KOH
Kaliumhydroxid eller kaliumhydroxid er meget opløseligt i vand (op til 49,10 vægtprocent ved 20°C). Den resulterende opløsning er en meget stærk base, relateret til alkalier ( cm. ALKALI). KOH reagerer med sure og amfotere oxider:
SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K (sådan sker reaktionen i opløsning) og
Al 2 O 3 + 2KOH = 2KAlO 2 + H 2 O (sådan sker reaktionen, når reagenserne smelter sammen).
I industrien fremstilles kaliumhydroxid KOH ved elektrolyse af vandige opløsninger af KCl eller K 2 CO 3 ved hjælp af ionbyttermembraner og membraner:
2KCl + 2H2O = 2KOH + Cl2 + H2,
eller på grund af udvekslingsreaktioner af opløsninger af K 2 CO 3 eller K 2 SO 4 med Ca(OH) 2 eller Ba(OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Kontakt med fast kaliumhydroxid eller dråber af dets opløsninger på hud og øjne forårsager alvorlige forbrændinger af hud og slimhinder, så du bør kun arbejde med disse ætsende stoffer iført beskyttelsesbriller og -handsker. Vandige opløsninger af kaliumhydroxid under opbevaring ødelægger glas, og smelter ødelægger porcelæn.
Kaliumcarbonat K 2 CO 3 (almindelig navn kaliumchlorid) opnås ved at neutralisere en opløsning af kaliumhydroxid med kuldioxid:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Potaske findes i betydelige mængder i asken fra nogle planter.
Anvendelse
Kaliummetal er et materiale til elektroder i kemiske strømkilder. En legering af kalium med et andet alkalimetal, natrium, bruges som kølemiddel (cm. KØLEVÆSKE) i atomreaktorer.
I meget større skala end kaliummetal anvendes dets forbindelser. Kalium er en vigtig bestanddel af planters mineralernæring, de har brug for det i betydelige mængder til normal udvikling, så de er meget brugt potaske gødning (cm. POTASH GØDNING): kaliumchlorid KCl, kaliumnitrat eller kaliumnitrat, KNO 3, kaliumchlorid K 2 CO 3 og andre kaliumsalte. Kalium bruges også til fremstilling af specielle optiske glas, som hydrogensulfidabsorber til gasrensning, som dehydreringsmiddel og til garvning af læder.
Som medicin Kaliumiodid KI anvendes. Kaliumiodid bruges også til fotografering og som mikrogødning. En opløsning af kaliumpermanganat KMnO 4 ("kaliumpermanganat") bruges som et antiseptisk middel.
Alderen af ​​bjergarter bestemmes af indholdet af radioaktivt 40 K i bjergarter.
Kalium i kroppen
Kalium er et af de vigtigste biogene grundstoffer (cm. BIOGENE ELEMENTER), konstant til stede i alle celler i alle organismer. Kaliumioner K+ deltager i ionkanalernes funktion (cm. ION-KANALER) og regulering af permeabilitet biologiske membraner (cm. BIOLOGISKE MEMBRANER) ved generering og ledning af nerveimpulser, ved regulering af aktiviteten af ​​hjertet og andre muskler, i forskellige processer stofskifte. Kaliumindholdet i dyre- og menneskevæv reguleres af binyresteroidhormoner. Den gennemsnitlige menneskelige krop (legemsvægt 70 kg) indeholder omkring 140 g kalium. Derfor skal kroppen til et normalt liv modtage 2-3 g kalium om dagen med mad. Kaliumrige fødevarer omfatter rosiner, tørrede abrikoser, ærter og andre.
Funktioner ved håndtering af kaliummetal
Metallisk kalium kan forårsage meget alvorlige forbrændinger af huden, når små partikler af kalium kommer ind i øjnene, opstår der alvorlige læsioner med tab af synet, så du kan kun arbejde med metallisk kalium med beskyttelseshandsker og beskyttelsesbriller. Det antændte kalium hældes mineralsk olie eller dækket med en blanding af talkum og NaCl. Opbevar kalium i hermetisk lukkede jernbeholdere under et lag af dehydreret petroleum eller mineralolie.

Encyklopædisk ordbog. 2009 .

Synonymer:

Se, hvad "kalium" er i andre ordbøger:

Kalium 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalium, fra arabisk. kali, alkali. Et blødt og let metal, der udgør bunden af ​​Kali. Devi blev opdaget i 1807. Forklaring af 25.000 fremmedord, der er kommet i brug i det russiske sprog, med betydningen af ​​deres rødder. Mikhelson A.D., 1865.… … Ordbog over fremmede ord i det russiske sprog

- (Kalium), K, kemisk grundstof af gruppe I i det periodiske system, atomnummer 19, atommasse 39,0983; henviser til alkalimetaller; smeltepunkt 63,51shC. I levende organismer er kalium den vigtigste intracellulære kation og er involveret i dannelsen af ​​bioelektrisk... ... Moderne encyklopædi

KALIUM- (Kalium, s. Kalium), kemisk. element, symbol K, løbenummer 19, sølvhvidt, skinnende metal, med vægtfylden af ​​voks ved almindelig ta; opdaget af Devi i 1807. V. ved 20° 0,8621, atomvægt 39,1, monovalent; smeltetemperatur... Great Medical Encyclopedia

Kalium (engelsk kalium, fransk kalium, tysk kalium) blev opdaget i 1807 af Davy, som udførte elektrolyse af fast, let fugtet kaustisk kalium. Davy kaldte det nye metal Kalium, men dette navn holdt ikke fast. Gudfar metallet viste sig at være Gilbert, den berømte udgiver af magasinet "Annalen de Physik", som foreslog navnet "kalium" (afledt af det arabiske udtryk alkali, dvs. alkaliske stoffer); det blev vedtaget i Tyskland og derefter i Rusland.

At være i naturen, modtage:

I naturen...?
Kalium, som andre alkalimetaller, opnås ved elektrolyse af smeltede chlorider eller alkalier. Da chlorider har mere høj temperatur smeltning (600-650 °C), derefter udføres elektrolyse af udrettede alkalier oftere med tilsætning af sodavand eller kaliumchlorid (op til 12%). For at forhindre kalium i at interagere med klor eller oxygen, er katoden lavet af kobber, og en kobbercylinder er placeret over den. Det resulterende kalium opsamles i smeltet form i en cylinder. Anoden er også lavet i form af en cylinder af nikkel (til elektrolyse af alkalier) eller af grafit (til elektrolyse af chlorider).

Fysiske egenskaber:

Kalium er et sølvfarvet stof med en karakteristisk glans på en nydannet overflade. Meget let og smeltbar. Det opløses relativt godt i kviksølv og danner amalgamer. Når det indføres i brænderflammen, farver kalium (såvel som dets forbindelser) flammen en karakteristisk pink-violet farve.

Kemiske egenskaber:

Kalium, ligesom andre alkalimetaller, udviser typiske metalliske egenskaber og er meget kemisk aktivt, og donerer let elektroner. Er et stærkt reduktionsmiddel. Det kombinerer sig så aktivt med ilt, at der ikke dannes et oxid, men kaliumsuperoxid KO 2 (eller K 2 O 4). Ved opvarmning i en hydrogenatmosfære dannes kaliumhydrid KH. Det interagerer godt med alle ikke-metaller og danner halogenider, sulfider, nitrider, phosphider osv., samt med komplekse stoffer som vand (reaktionen sker eksplosivt), forskellige oxider og salte. I dette tilfælde reducerer de andre metaller til en fri tilstand.

De vigtigste forbindelser:

Kaliumoxid, K2O...
...
Kaliumperoxid K202 og kaliumsuperoxid, K 2 O 4, absorberer kuldioxid og frigiver oxygen: 2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2
bruges til luftregenerering i ubåde og i isolerende gasmasker.
Kaliumhydroxid, KOH - (kaustisk kaliumchlorid) ...
bruges i alkaliske batterier og ved tørring af gasser.
Salte, ??? ...
...

Anvendelse:

En legering af kalium og natrium, flydende ved stuetemperatur, bruges som kølemiddel i lukkede systemer, f.eks. kraftværker på hurtige neutroner. Derudover er dets flydende legeringer med rubidium og cæsium meget brugt.
Kaliumsalte er meget udbredt i galvanisering, da på trods af den relativt høje omkostninger, de er ofte mere opløselige end de tilsvarende natriumsalte og giver derfor intensiv elektrolytydelse ved øgede strømtætheder. Kaliumcyanid bruges i guldminedrift og i nitrocarburization af stål.
Kaliumcarbonat (potaske) bruges til glasfremstilling. Perklorat og klorat (Bertholletsalt) bruges til fremstilling af tændstikker, raketpulver, belysningsladninger og sprængstoffer.
Dichromat (chrompic) er et stærkt oxidationsmiddel, der bruges til at fremstille en "chromblanding" til vask af kemiske retter og til læderbehandling (garvning). Det bruges også til at rense acetylen i acetylenplanter fra ammoniak, svovlbrinte og fosphin.
Kalium er det vigtigste biogene grundstof, og derfor bruges kaliumsalte (klorid, carbonat, nitrat) som gødning