Draslík

český názevDraslík
latinský názevKalium
anglický názevPotassium
chemická značkaK
protonové číslo19
relativní atomová hmotnost39,0983
perioda4
skupinaI.A
zařazeníalkalické kovy
rok objevu1807
objevitelH. Davy
teplota tání [°C]63,25
teplota varu [°C]759,9
kritická teplota [°C]1950
kritický tlak [MPa]16
hustota [g cm-3]0,862
hustota při teplotě tání [g cm-3]0,828
elektronegativita0,82
standardní el. potenciál [V]−2,931
oxidační stavyI
elektronová konfigurace[Ar]4s1
atomový poloměr [pm]243
kovalentní poloměr [pm]196
specifické teplo [J g-1K-1]0,75
slučovací teplo [kJ mol-1]2,334
skupenské teplo tání [kJ mol-1]76,9
tepelná vodivost [W m-1 K-1]102,5
elektrická vodivost [S m-1]1,64.107
1. ionizační potenciál [eV]4,3407
2. ionizační potenciál [eV]31,625
3. ionizační potenciál [eV]45,72
tvrdost podle Mohse0,4
tvrdost podle Brinella [MPa]0,363
modul pružnosti [GPa]1,3
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce draslíku

Draslík je stříbřitě bílý, lesklý, velmi měkký neušlechtilý kov. Společně se lithiem, sodíkem, rubidiem, cesiemfranciem je řazen mezi alkalické kovy. S hustotou 862 kg·m-3 je draslík druhý nejlehčí kov na Zemi. Páry draslíku mají modrozelenou barvu.

Jako ostatní alkalické kovy, je také draslík značně reaktivní chemický prvek, s fluorem, chlorem, bromemjodem reaguje explozivně již za normální teploty za vzniku draselných halogenidů KX. Se sírou, selenemtellurem se slučuje při teplotě 100°C na chalkogenidy draslíku K2X. Na vlhkém vzduchu se rychle pokrývá vrstvou hydroxidu draselného KOH. Reakce draslíku s vodou probíhá prudce za vzniku vodíku a hydroxidu. Zapálen shoří na oranžový superperoxid KO2, v atmosféře ozonu shoří za vzniku nestabilního tmavě červeného ozonidu draselného KO3.

Při teplotě přes 200°C reaguje s vodíkem za vzniku hydridu draselného KH. S kapalným amoniakem reaguje draslík již za velmi nízkých teplot za vzniku tmavě modrého hexaaminkomplexu [K(NH3)6], s plynným NH3 se při teplotě přes 60°C slučuje na amid draselný KNH2, s červeným fosforem reaguje při teplotě okolo 200°C za vzniku zeleného, snadno hydrolyzujícího fosfidu draselného K3P. Již za laboratorní teploty ochotně reaguje s oxidem dusičitým NO2 za vzniku dusitanu sodného KNO2. Roztavený draslík se ochotně slučuje s arsenem a antimonem na arsenid draselný K3As a antimonid draselný K3Sb.

Reakce draslíku s neoxidujícími kyselinami probíhá prudce exotermně za vzniku draselné soli a vývoje vodíku:

2K + 2HCl → 2KCl + H2

Draslík je velmi silné redukční činidlo, při jeho reakci s koncentrovanou kyselinou sírovou dochází k redukci síry o 8 oxidačních stupňů za vzniku draselné soli a vývoje sirovodíku:

8K + 5H2SO4 → 4K2SO4 + H2S + 4H2O

Při reakci draslíku se zředěnou kyselinou sírovou vzniká vedle draselné soli oxid siřičitý a elementární síra:

8K + 6H2SO4 → 4K2SO4 + SO2 + S + 6H2O

Sloučeniny

Většina sloučenin draslíku je dobře rozpustná ve vodě, mezi nerozpustné sloučeniny draslíku patří tetrachloroplatičitan draselný K2[PtCl6], velice omezeně rozpustný je hexabromoplatičitan draselný K2[PtBr6] a jodistan draselný KIO4. Vodné roztoky draselných solí bývají bezbarvé, pokud není jejich zbarvení způsobeno barevným aniontem. Jednou z mála známých barevných draselných solí je světle žlutý dusitan draselný KNO2 Tabulka rozpustnosti některých sloučenin draslíku. Analytický důkaz draselných iontů v roztoku se provádí přídavkem roztoku hexanitrokobaltitanu sodného Na3[Co(NO2)6] (Koninckovo činidlo), při pH < 7 dojde k vyloučení žluté sraženiny K2Na[Co(NO2)6]. Draselné soli barví plamen světle fialově.

Výskyt draslíku v přírodě

V přírodě se volný draslík nevyskytuje, přítomen je vždy vázaný ve sloučeninách, ve kterých vystupuje výhradně jako jednomocný kation K+. Průměrný obsah draslíku v zemské kůře činí 2,35 % hmot. Nejvíce draslíku je obsaženo v křemičitanech a v ložiscích chloridu draselného (sylvín). Další významné minerály draslíku jsou sylvinit KCl·NaCl, karnalit MgCl2·KCl·6H2Okainit KCl·MgSO4·3H2O.

Nejvyšší obsah draslíku ze všech nerostů (67,3 % K) má vzácný minerál karobit KF, 52,45% draslíku obsahuje sylvit KCl, 44,87% draslíku je obsaženo v arkanitu K2SO4. Celkem bylo mineralogicky popsáno 580 nerostů s obsahem draslíku. Obsah draslíku v mořské vodě činí pouze 5 % obsahu NaCl.

Přírodní draslík je směsí dvou stabilních izotopů 39K a 41K a 0,003 % radioaktivního 40K (T1/2 = 1,25.109 let, jedná se o nejrozšířenější přírodní radionuklid na Zemi). Uměle bylo připraveno 17 radioaktivních izotopů draslíku s nukleovými čísly 35 až 54.

Výroba a využití draslíku

Kovový draslíkPrůmyslová výroba draslíku se provádí termickou redukcí taveniny chloridu draselného KCl kovovým sodíkem nebo redukcí fluoridu draselného karbidem vápníku - Griesheimerův proces výroby draslíku. Griesheimerův proces redukce probíhá podle rovnice:

2KF + CaC2 → 2K + CaF2 + 2C

Do roku 1950 se draslík vyráběl podle původní Davyho metody tavnou elektrolýzou KCl nebo KOH, v omezené míře se draslík připravoval termickým rozkladem vinného kamene (draselná sůl kyseliny vinné) HOOCCH(OH)CH(OH)COOK.

Volný draslík nemá významné přímé využití, velmi důležité jsou však jeho sloučeniny, zejména hydroxid draselný KOH a dusičnan draselný KNO3. Dusičnan draselný byl v minulosti důležitou surovinou pro přípravu černého střelného prachu. Kyanatan draselný KOCN je účinnou složkou selektivního herbicidu Alisan a využívá se ve veterinární medicíně. Fulminát draselný KCNO se využívá k vyrobě zápalek do perkusních zbraní. Vinan sodno-draselný KOOCCH(OH)CH(OH)COONa (Seignettova sůl) je složkou Fehlingova činidla, které slouží k analytickému důkazu ketonů a aldehydů. Acetát draselný CH3COOK je dehydratačním prostředkem při výrobě bezvodého ethanolu a jako konzervant E 261 se používá v potravinářství. Sulfid draselný K2S se využívá v kožním lékařství. Pentasulfid didraselný K2S5 se používá k patinování slitin mědi a slouží k výrobě léčiv. Perspektivní využití může kapalný draslík najít jako chladivo v doposud experimentálních jaderných reaktorech moderovaných vodíkem. Velmi významná je biologická role draslíku v lidském organismu.

Zdroje

TOPlist