český název | Draslík |
latinský název | Kalium |
anglický název | Potassium |
chemická značka | K |
protonové číslo | 19 |
relativní atomová hmotnost | 39,0983 |
perioda | 4 |
skupina | I.A |
zařazení | alkalické kovy |
rok objevu | 1807 |
objevitel | H. 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 |
elektronegativita | 0,82 |
standardní el. potenciál [V] | −2,931 |
oxidační stavy | I |
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 Mohse | 0,4 |
tvrdost podle Brinella [MPa] | 0,363 |
modul pružnosti [GPa] | 1,3 |
skupenství za norm. podmínek | s |
Draslík je stříbřitě bílý, lesklý, velmi měkký neušlechtilý kov. Společně se lithiem, sodíkem, rubidiem, cesiem a franciem 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, bromem i jodem reaguje explozivně již za normální teploty za vzniku draselných halogenidů KX. Se sírou, selenem a tellurem 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
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.
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·6H2O a kainit 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.
Průmyslová 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.