Kaalium (K)

Koos naatriumiga (Na) ja klooriga (Cl) on üks kolmest toitaine, mida inimesed vajavad suures koguses. Inimorganismi kaaliumisisaldus on 220-250 g. Suur osa on rakkudes ja ainult umbes 3 grammi ekstratsellulaarsetes vedelikes.

Kaalium on taimsete saaduste peamine mineraalne osa.

Kaaliumisisaldusega toidud

Näitab 100 g toote hinnangulist esinemist

Igapäevane vajadus

Päevane vajadus kaaliumis on 3-5 g.

Kaaliuminõudlus suureneb koos:

  • spordiüritused;
  • suur füüsiline ja emotsionaalne stress;
  • liigne higistamine ja diureetikumide kasutamine;
  • ravimid (põhjustada kaaliumisisalduse kahanemist).

Kasulikud omadused kaaliumis ja selle mõju kehale

Kaalium koos kloori (Cl) ja naatriumiga (Na) osaleb vee-soolasisene ainevahetuse reguleerimises, toetab inimeste ja loomade koe- ja ekstratsellulaarsete vedelike normaalset tasakaalu, konstantsel osmootse rõhu tasemel, annab olulise alkaliseeriva toime happe-baasmeetodil koos naatriumiga (Na), kaltsium (Ca) ja magneesium (Mg).

Glükoos ei muutu energiaks, kui on kaaliumisisaldus, mille tõttu lihased on ilma energiaallikata ja neid ei saa vähendada, mis võib viia osalise või isegi täieliku halvatuseni.

Kaalium osaleb lihaste vähendamises, reguleerib vererõhku ja südame löögisagedust, annab impulsside läbipääsu läbi närvisüsteemi. Kaalium aitab kaasa keha vedeliku eemaldamisele, hoiatab teatud depressiooni vormide eest, parandab hapniku varustamist ajusse, aitab vabaneda toksiinidest ja isegi hoiab ära insuldi (magneesium (Mg) mängib südame tervisele olulist rolli).

Enamikus füsioloogilistes protsessides toimib kaaliumi naatriumi (Na) antagonistina, seetõttu on hea tervise säilitamiseks vajalik, et naatriumi ja kaaliumi suhe toidus oleks 1: 2. Organismi liigne naatrium on tervisele kahjulik ning seda saab neutraliseerida täiendavate kaaliumisisalduse lisamisega.

Seedetundlikkus

Kaalium imendub hästi soolestikust ja selle liig on eritunud uriiniga. Üldiselt eritub kaalium uriiniga peaaegu samas koguses, mida tarbitakse.

Koostoime teiste elementidega

Kaaliumi kontsentratsiooni suurendamine organismis toob kaasa naatriumi (Na) eritumise. Magneesiumipuudus (Mg) rikub kaaliumisisaldust organismis.

Kaaliumipuudus ja ülepakkumine

Kaaliumi puuduse tunnused

  • lihaste nõrkus, krambid, arütmia;
  • unisus, apaatia;
  • isukaotus;
  • iiveldus, oksendamine;
  • urineerimine;
  • turse;
  • kõhukinnisus

Tähelepanekud on näidanud, et ebapiisav kogus kaaliumisisaldust meeste toitumises suurendab surma tõenäosust insuldi poolt 3 korda.

Liigne kaaliumisisaldus

  • ärritus;
  • kibe
  • aneemia;
  • südametegevuse rikkumine;
  • suurenenud urineerimine;
  • jäsemete tundlikkuse rikkumine.

Toiduainete kaaliumisisaldust mõjutavad tegurid

Valmistades ja leotades tooteid, kaalium läheb vette ja kui saadud puljongit ei kasutata, kaoks kaaliumi koos puljongiga.

Miks on kaaliumisisaldus liiga suur

Liigne kaaliumisisaldus on võimalik neerupealiste koorega, neeruhaiguste korral. Kaaliumi sisaldavate ravimite tarvitamisel, samuti lauasoola asendusainete liigse tarbimise korral, mis sisaldavad kaaliumi.

Miks kaaliumi puudus esineb?

Kaasiumisisalduse puudujäägi peamine põhjus kaasaegsetel inimestel on toiduga söömine, mis sisaldab naatriumisisaldusega säilitusaineid, samuti ülemääraseid koguseid soola, peamine naatriumi tarnija ja puu- ja köögiviljade, peamiste kaaliumi tarnijate, ebapiisav tarbimine.

Ehkki erineva dieeti tarbimisega on kaaliumi vajadus täiesti rahuldav, ebapiisav keetmine toob kaasa kaaliumi puudumise kehas.

Diureetikumide ja ravimtaimede, samuti neerupealhormoonide prolongeeritud kasutamine põhjustab ka kaaliumisisalduse puudulikkust.

Alkoholide kuritarvitamisega täheldatakse kaaliumi kaotust.

Kofeiin aitab suurendada kaaliumisisaldust organismist, luuletaja kohvihuvilistele on vaja täiendavat kaaliumi.

Kaasaegse ühiskonna nuhtlus - stress põhjustab naatriumi (Na) sisalduse suurenemist kehas, mis võib põhjustada kaaliumisisalduse puudujääki.

KH + H2O =? reaktsiooni võrrand

Täitke reaktsiooni võrrand KH + H2O =? Kas see reaktsioon on seotud OVRiga? Märkige reaktsiooniprodukti füüsikalised ja keemilised omadused. Andke muid võimalusi selle aine saamiseks.

Kaaliumhüdriidi, st selle vastasmõju reaktsioon veega (KH + H2O =?) on kaaliumhüdroksiidi moodustumine ja gaasilise vesiniku vabanemine. Molekulaarreaktsiooni võrrand on:

Sellisel juhul ei ole võimalik kirjutada ioonseid võrrandeid, kuna peaaegu kõik keemilises koostoimes osalevad ühendid on madalad dissotsiatsioonid.
Kaaliumhüdroksiid (kaaliumkaut) on valge tahke aine. Väga hügroskoopne, sulab ja keeb lagunemata. See on hästi lahustatud vees, millel on tugev exo-toime, tekitab tugevalt leeliselise keskkonna.
Kaaliumhüdroksiid reageerib hapetega soolade ja vee moodustamiseks. Selle lahus muudab näitajate värvi, näiteks lakmiku, fenoolftaleiini või metüüloranži lisamisel selle leelise lahusesse, muutub nende värvus siniseks, karmiiniks ja kollaseks.
Kaaliumhüdroksiid reageerib soolalahustega (kui need sisaldavad metalli, mis on võimeline moodustama lahustumatu aluse), mittemetallide oksiidid, amfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid. Veeõhk imendab õhust niiskust ja süsinikdioksiidi. See reageerib mittemetallide ja metallidega.

Kaaliumhüdroksiidi saamise peamine viis on kaaliumkloriidi vesilahuse elektrolüüs. Elektrolüüsi ajal eralduvad vesinik ioonid katoodil ja samaaegselt kogunevad kaadri lähedale kaaliumi ioonid ja hüdroksiidioonid, st saadakse kaaliumhüdroksiid; anood vabastatakse kloor.

Kaaliumi omadused ja selle mõju veega

Miks seda ei saa välitingimustes säilitada

Kaalium on perioodilise tabeli üheksateistkümnes element, mis viitab leelismetallidele. See on lihtne aine, mis normaalsetes tingimustes on agregeeritud. Kaalium keeb temperatuuril 761 ° C. Elemendi sulamistemperatuur on 63 ° C. Kaaliumis on hõbedane valge värv metallilise läigega.

Kaaliumi keemilised omadused

Kaalium on kõrge keemilise aktiivsusega element, mistõttu seda ei saa hoida vabas õhus: leelismetall reageerib koheselt ümbritsevate ainetega. See keemiline element kuulub perioodilise tabeli I rühma ja perioodi IV. Kaaliumil on kõik metallide omadused.

See interakteerub lihtsate ainetega, mille hulka kuuluvad halogeenid (broom, kloor, fluor, jood) ja fosfor, väävel, lämmastik ja hapnik. Kaaliumi ja hapniku vastasmõju nimetatakse oksüdeerimiseks. Selle keemilise reaktsiooni käigus tarbitakse hapnikku ja kaaliumis 4: 1 moolsuhtes, mille tagajärjel moodustub kahe osa kaaliumoksiid. Sellist vastastikmõju saab väljendada reaktsiooni võrrandiga:

Kaaliumi põletamisel täheldatakse särav violetset leeki.

Seda koostoimet peetakse kvalitatiivseks vastuseks kaaliumisisalduse määramisele. Kaaliumi ja halogeenide reaktsioone kutsutakse vastavalt keemiliste elementide nimedele: fluorimine, joodimine, broomimine, kloorimine. Sellised interaktsioonid on täiendavad reaktsioonid. Näiteks on kaaliumi ja kloori vaheline reaktsioon, mille tulemusena moodustub kaaliumkloriid. Selle interaktsiooni teostamiseks võta kaks mooli kaaliumit ja üks mooli kloori. Selle tulemusena moodustatakse kaks mooli kaaliumit:

Kui põletatakse vabas õhus, kaalium ja lämmastik tarbitakse molaarsuhega 6: 1. Selle vastasmõju tulemusena moodustub kaaliumnitriid kahes osas:

Ühend on roheline-must kristall. Kaalium reageerib fosforiga sama põhimõtte kohaselt. Kui te võtate 3 mooli kaaliumit ja 1 mooli fosforit, saate 1 mooli fosfiidi:

Kaalium reageerib vesinikuga, moodustades hüdriidi:

Kõik liitumisreaktsioonid esinevad kõrgel temperatuuril.

Kaaliumi ja komplekssete ainete vastasmõju

Komplekssed ained, millega reageerib kaaliumi, on vesi, soolad, happed ja oksiidid. Kuna kaalium on aktiivne metall, eemaldab ta nende ühenditest vesiniku aatomeid. Näiteks on reaktsioon, mis esineb kaaliumisoola ja vesinikkloriidhappe vahel. Selle hoidmiseks võetakse 2 mooli kaalium ja hape. Reaktsiooni tulemusena moodustatakse 2 mooli kaaliumkloriidi ja 1 mooli vesinikku:

2K + 2NSI = 2KSI + N2

Üksikasjalikumalt tuleb kaaluda kaaliumi ja veega kokkupuuteprotsessi. Kaalium reageerib ägedalt veega. See liigub mööda vee pinda, seda lükkab vabanenud vesinik:

2K + 2H2O = 2KOH + H2 ↑

Reaktsiooni käigus vabaneb ajaühiku kohta palju soojust, mis põhjustab kaaliumisisalduse ja vabastatud vesiniku süttimise. See on väga huvitav protsess: kui vesi puutub, siis kaaliumi koheselt süttib, violetne leek puruneb ja liigub kiiresti veekogu pinnale. Reaktsiooni lõpus tekib välk salvestiste ja reaktsiooniproduktide põletamisel.

Kaaliumi ja vee reaktsiooni peamine lõppsaadus on kaaliumhüdroksiid (leel). Võrrand kaaliumi ja veega reageerimiseks:

4K + 2H2O + O2 = 4KOH

Tähelepanu! Ärge proovige seda kogemust iseendaga!

Kui katse viiakse läbi valesti, on võimalik põletada leelisega. Reaktsiooni jaoks kasutatakse tavaliselt vormi veega, milles asetatakse kaaliumitükk. Niipea, kui vesinik peatub põletamisel, tahavad paljud tahta hallata. Selles etapis toimub kaaliumi reaktsiooni viimane etapp veega koos nõrga plahvatuse ja moodustunud kuuma leelise pritsimisega. Seepärast on ohutuse huvides tasu hoida labori laudist mõnevõrra kauguses, kuni reaktsioon on lõppenud. Siit leiate kõige suurejoonelisemad kogemused, mida saab lastega kodus teha.

Kaaliumstruktuur

Kaaliumatsiiv koosneb tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid ning selle ümber keerutatavaid elektrone. Elektronide arv on alati võrdne tuumade sees olevate prootonite arvuga. Kui elektron on eraldatud või aatomiga ühendatud, lakkab ta neutraalseks ja muutub iooniks. Ioonid on jaotatud katioonideks ja aniooniteks. Katioonidel on positiivne laeng, anioonid - negatiivsed. Kui see kinnitub elektroni aatomile, siis see muutub aniooniks; kui üks elektronidest lahkub oma orbiidist, muutub neutraalne aatom katiooniks.

Kaalium seerianumber on perioodilises tabelis 19. Seega on keemilise elemendi tuumas 19 prootonit. Kokkuvõte: tuuma ümber paikneb 19 elektroni nii, et aatomistruktuuri prootonide arv on järgmine: keemilise elemendi aatomimass. Järeldus: kaaliumisüdamikus on 20 prootonit. Kaalium kuulub IV perioodi, on 4 "orbiidiga", mille elektronid jaotuvad ühtlaselt, mis on pidevas liikumises. Esimesel "orbiidil" on 2 elektroni, teises - 8; kolmandal ja viimasel, neljandal "orbiidil", 1 elektron pöörleb. See seletab kaaliumi keemilise aktiivsuse kõrget taset: viimane "orbiit" ei ole täielikult täidetud, seetõttu on element kergem ühendada teiste aatomitega. Selle tulemusena muutuvad kahe elemendi viimase orbiidi elektronid levinumaks.

Kaalium pluss vesi

Kaalium (lat. Kalium), K (loe "kaaliumi"), keemiline element aatomiarvuga 19, aatommass 39,0983.

Looduses leidub kaaliumi kahte stabiilset nukliidi: 39 K (93,10 massiprotsenti) ja 41 K (6,88%) ning ka üht radioaktiivset 40 K (0,02%). Kaaliumi poolestusaeg on 40 T1/2 umbes 3 korda vähem kui T1/2 uraan-238 ja on 1,28 miljardit aastat vana. Kaalium-40 b-lagunemisega moodustub stabiilne kaltsium-40 ja elektronide lagunemise korral laguneb inertse gaasi argoon-40.

Kaalium kuulub leelismetallide hulka. Perioodilises tabelis Mendelejevi kaaliumisisaldus toimub neljandal perioodil IA alamrühmas. Välimise elektroonilise kihi 4s konfiguratsioon1, Seetõttu on kaaliumis alati oksüdeeriv seisund +1 (valents I).

Kaaliumi aatomiraadius on 0,27 nm, iooni raadius on K + 0,133 nm. Kaalium-aatomi järjestikused ionisatsioonenergid on 4,34 ja 31,8 eV. Paulingi järgi on kaaliumisisaldus 0,82, mis räägib selle väljendunud metallilisest omadustest.

Selle vabas vormis - pehme, kerge, hõbedane metall.

Füüsikalised ja keemilised omadused: metallik kaalium on pehme, kergelt lõigatud nuga ja pressida ja veeretada. Sellel on kuup-keha tsentreeritud kuubiku võre, parameeter a = 0,5344 nm. Kaaliumi tihedus on väiksem kui vee tihedus ja võrdub 0,8629 g / cm3. Nagu kõik leelismetallid, sulab kaalium kergesti (sulamistemperatuur 63,51 ° C) ja aurustub suhteliselt vähese kuumutamisega (kaaliumipiisk on 761 ° C).

Kaalium, nagu teised leelismetallid, on keemiliselt väga aktiivne. Õhust hapnikuga suhtleb hõlpsasti, moodustades segu, mis koosneb peamiselt peroksiidist K2Oh2 ja superoksiid KO2 (K2Oh4):

Õhku kuumutades põleb kaaliumi lilla-punane leek. Kaalium reageerib plahvatusega veega ja lahjendatud hapetega (tekkiv vesinik (H) süttib):

Selle vastastikmõjuga hapnikku sisaldavaid happeid saab taastada. Näiteks väävelhappe aatom on redutseeritud S, SO-ni2 või S 2-:

Kui kuumutatakse temperatuurini 200-300 ° C, reageerib kaalium vesinikuga (H), moodustades soolase KH hüdriidi:

Halogeenidega mõjutab kaaliumi plahvatust. Huvitav on märkida, et kaalium ei reageeri lämmastikuga (N).

Nagu teised leelismetallid, moodustub ka kaaliumvesinikmonohüdraadist kergesti lahustunud vesilahus. Selles seisundis kasutatakse teatud reaktsioonide läbiviimiseks kaaliumi. Ladustamise ajal reageerib kaalium ammoniaagiga, et saada amiid KNH, aeglaselt2:

Kõige olulisemad kaaliumühendid: Koksiid2Oh, peroksiid K2Oh2, superoksiid K2Oh4, KOH hüdroksiid, KI jodiid, karbonaat K2CO3 ja KCl kloriid.

Kaaliumoksiid K2O, reeglina, saadakse kaudselt peroksiidi ja metallilise kaaliumhappe reageerimisel:

Sellel oksiidil on selgelt esinevad põhiomadused, see reageerib veega kergesti KOH moodustamiseks:

Kaaliumhüdroksiid või kaaliumisisaldus vees hästi lahustub (kuni 49,10% massist 20 ° C juures). Saadud lahus on leeliste jaoks väga tugev alus. KOH reageerib happe ja amfoteersete oksiididega:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K [Al (OH)4] (nii et reaktsioon jätkub lahuses) ja

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O (reaktsioon jätkub reaktiivide fusiooni ajal).

Tööstuses saadakse kaaliumhüdroksiidi KOH KCl või K vesilahuste elektrolüüsil2CO3 ioonvahetusmembraanide ja membraanide abil:

või lahuste K vahetusreaktsioonide tõttu2CO3 või K2SO4 koos Ca (OH)2 või Ba (OH)2:

Tahke kaaliumhüdroksiidi sissevõtmine või selle lahuste tilgad nahale ja silmadele põhjustavad naha ja limaskestade tõsiseid põletusi, mistõttu on vaja nende saasteainetega töötada ainult kaitseprillides ja kindadena. Kaaliumhüdroksiidi vesilahused ladustamisel hävitavad klaasi, sulab portselani.

Kaaliumkarbonaat K2CO3 (tavaline nimetus kaaliumkloriid) saadakse kaaliumhüdroksiidi lahuse neutraliseerimisel süsinikdioksiidiga:

Mõningate taimede tuhas leidub suures koguses kaaliumkloriidi.

Nimi: Araabia "al-Kali potias" (tuntud kaaliumiühend, mis on saadud puidust tuhast).

Avastuste ajalugu: kaaliumi ühendid, samuti selle lähima keemilise analoogi, naatriumi (Na), on teada olnud juba antiikajast ja leidsid selle rakenduse erinevates inimtegevuse valdkondades. Kuid need metallid eraldati esmakordselt vabas vormis vaid 1807 aastal inglise teadlane G. Devi eksperimentides. Davy, kasutades galvaanilisi rakke elektrivoolu allikana, elektrolüüsitud poolid ja naatriumhüdroksiidi sulamid ning seega isoleeritud metallilist kaaliumit ja naatriumi, mida nimetas ta kaaliumi (seega nimetus kaaliumi inglise keelt kõnelevates riikides ja Prantsusmaal) ja naatriumi. 1809. aastal tegi inglise keemia professor L.V. Hilbert ettepaneku nimetuse "kaalium" (araabia al-Kali kaaliumkloriidi).

Oma olemuselt: kaaliumisisaldus maakoores on 2,41 massiprotsenti, kaalium on maakoores kümne kõige levinumast elemendist (7. koht). Peamised mineraalid, mis sisaldavad kaaliumi: sylvin KCl (52,44% K), silviniit (Na, K) Cl (see mineraal on tihedalt pressitud kaaliumkloriidi KCl ja naatriumkloriidi (Na) NaCl kristallide mehaaniline segu), karnalliidi KCl · MgCl2· 6H2O (35,8% K), mitmesugused kaaliumisisaldusega alumiiniumoksiidi, Cainite KCl · MgSO4· 3H2O, hulknurkne K2SO4· MgSO4· 2CaSO42H2O, alunite KAl3(SO4)2(Oh)6. Merevesi sisaldab umbes 0,04% kaaliumisisaldust.

Vastuvõtmine: praegu saadakse kaalium, reageerides vedela naatriumi (Na) sulanud KOH-ga (380-450 ° C juures) või KCl-ga (760-890 ° C juures):

Na + KOH = NaOH + K

Kaaliumit toodetakse sulatatud KCl elektrolüüsil, mis on segatud K-ga2CO3 temperatuuril ligikaudu 700 ° C:

Kaalium puhastatakse lisandite abil vaakumdestilleerimise teel.

Kasutamine: metallik kaalium on keemiliste vooluallikate elektroodide materjal. Kaaliumisulamist teise leelismetalli - naatriumi (Na) abil kasutatakse tuumareaktorites jahutusainena.

Metallilises kaaliumis kasutatakse palju suuremas koguses selle ühendeid. Kaalium on oluline osa taimede mineraaltoitainete (see võtab umbes 90% toodetud kaaliumisooladest), see on vajalik nende normaalseks arenguks märkimisväärses koguses, seetõttu kasutatakse laialdaselt ka kaaliumkloriidi KCl, kaaliumnitraadi või kaaliumnitraadi, KNO3, kaaliumkloriid K2CO3 ja teised kaaliumi soolad. Soolhapet kasutatakse ka spetsiaalsete optiliste klaaside tootmisel, vesiniksulfiidi absorbeerina gaasipuhastuses, dehüdreerivana ja naha parkimisel.

Kaaliumjodiidi KI kasutatakse ravimina. Kaaliumjodiidi kasutatakse ka fotograafias ja mikroelementides. Kaaliumpermanganaadi lahus KMnO4 ("Kaaliumpermanganaat") kasutatakse antiseptiliselt.

Radioaktiivse 40 K kivimite sisu järgi määratakse nende vanus.

Bioloogiline roll: kaalium on üks olulisemaid biogeenseid elemente, mis pidevalt esinevad kõigi organismide kõikides rakkudes. Kaaliumioonid K + osalevad ioonkanalite töös ja bioloogiliste membraanide läbilaskevõime reguleerimises, närviimpultide tekitamisel ja juhtimisel, südame ja teiste lihaste reguleerimisel erinevates ainevahetusprotsessides. Kaaliumisisaldust loomade ja inimeste kudedes reguleerivad neerupealiste steroidhormoonid. Inimese kehas (kehakaal 70 kg) sisaldab keskmiselt umbes 140 g kaaliumit. Seetõttu peaks toidule normaalse elu jooksul kehale olema 2-3 g kaaliumit päevas. Kaaliumisisaldusega toidud nagu rosinad, kuivatatud aprikoosid, herned ja teised.

Metallilise kaaliumi käitlemise iseärasused: metallikaalium võib põhjustada väga tugevat nahapõletust, kui pisikesed kaaliumipreparaadid satuvad silma, võib nägemiskaotusega kaasneda tõsine kahju, seetõttu on metallilise kaaliumiga võimalik kasutada ainult kaitsekindaid ja kaitseprille. Põletatud kaaliumis valatakse mineraalõli või kaetud tahkise ja NaCl seguga. Kaalium hoitakse veetustatud petrooleumi või mineraalõli kihina hermeetiliselt suletud rauasisalduses.

Kaalium (K)

Koos naatriumiga (Na) ja klooriga (Cl) on üks kolmest toitaine, mida inimesed vajavad suures koguses. Inimorganismi kaaliumisisaldus on 220-250 g. Suur osa on rakkudes ja ainult umbes 3 grammi ekstratsellulaarsetes vedelikes.

Kaalium on taimsete saaduste peamine mineraalne osa.

Kaaliumisisaldusega toidud

Näitab 100 g toote hinnangulist esinemist

Igapäevane vajadus

Päevane vajadus kaaliumis on 3-5 g.

Kaaliuminõudlus suureneb koos:

  • spordiüritused;
  • suur füüsiline ja emotsionaalne stress;
  • liigne higistamine ja diureetikumide kasutamine;
  • ravimid (põhjustada kaaliumisisalduse kahanemist).

Kasulikud omadused kaaliumis ja selle mõju kehale

Kaalium koos kloori (Cl) ja naatriumiga (Na) osaleb vee-soolasisene ainevahetuse reguleerimises, toetab inimeste ja loomade koe- ja ekstratsellulaarsete vedelike normaalset tasakaalu, konstantsel osmootse rõhu tasemel, annab olulise alkaliseeriva toime happe-baasmeetodil koos naatriumiga (Na), kaltsium (Ca) ja magneesium (Mg).

Glükoos ei muutu energiaks, kui on kaaliumisisaldus, mille tõttu lihased on ilma energiaallikata ja neid ei saa vähendada, mis võib viia osalise või isegi täieliku halvatuseni.

Kaalium osaleb lihaste vähendamises, reguleerib vererõhku ja südame löögisagedust, annab impulsside läbipääsu läbi närvisüsteemi. Kaalium aitab kaasa keha vedeliku eemaldamisele, hoiatab teatud depressiooni vormide eest, parandab hapniku varustamist ajusse, aitab vabaneda toksiinidest ja isegi hoiab ära insuldi (magneesium (Mg) mängib südame tervisele olulist rolli).

Enamikus füsioloogilistes protsessides toimib kaaliumi naatriumi (Na) antagonistina, seetõttu on hea tervise säilitamiseks vajalik, et naatriumi ja kaaliumi suhe toidus oleks 1: 2. Organismi liigne naatrium on tervisele kahjulik ning seda saab neutraliseerida täiendavate kaaliumisisalduse lisamisega.

Seedetundlikkus

Kaalium imendub hästi soolestikust ja selle liig on eritunud uriiniga. Üldiselt eritub kaalium uriiniga peaaegu samas koguses, mida tarbitakse.

Koostoime teiste elementidega

Kaaliumi kontsentratsiooni suurendamine organismis toob kaasa naatriumi (Na) eritumise. Magneesiumipuudus (Mg) rikub kaaliumisisaldust organismis.

Kaaliumipuudus ja ülepakkumine

Kaaliumi puuduse tunnused

  • lihaste nõrkus, krambid, arütmia;
  • unisus, apaatia;
  • isukaotus;
  • iiveldus, oksendamine;
  • urineerimine;
  • turse;
  • kõhukinnisus

Tähelepanekud on näidanud, et ebapiisav kogus kaaliumisisaldust meeste toitumises suurendab surma tõenäosust insuldi poolt 3 korda.

Liigne kaaliumisisaldus

  • ärritus;
  • kibe
  • aneemia;
  • südametegevuse rikkumine;
  • suurenenud urineerimine;
  • jäsemete tundlikkuse rikkumine.

Toiduainete kaaliumisisaldust mõjutavad tegurid

Valmistades ja leotades tooteid, kaalium läheb vette ja kui saadud puljongit ei kasutata, kaoks kaaliumi koos puljongiga.

Miks on kaaliumisisaldus liiga suur

Liigne kaaliumisisaldus on võimalik neerupealiste koorega, neeruhaiguste korral. Kaaliumi sisaldavate ravimite tarvitamisel, samuti lauasoola asendusainete liigse tarbimise korral, mis sisaldavad kaaliumi.

Miks kaaliumi puudus esineb?

Kaasiumisisalduse puudujäägi peamine põhjus kaasaegsetel inimestel on toiduga söömine, mis sisaldab naatriumisisaldusega säilitusaineid, samuti ülemääraseid koguseid soola, peamine naatriumi tarnija ja puu- ja köögiviljade, peamiste kaaliumi tarnijate, ebapiisav tarbimine.

Ehkki erineva dieeti tarbimisega on kaaliumi vajadus täiesti rahuldav, ebapiisav keetmine toob kaasa kaaliumi puudumise kehas.

Diureetikumide ja ravimtaimede, samuti neerupealhormoonide prolongeeritud kasutamine põhjustab ka kaaliumisisalduse puudulikkust.

Alkoholide kuritarvitamisega täheldatakse kaaliumi kaotust.

Kofeiin aitab suurendada kaaliumisisaldust organismist, luuletaja kohvihuvilistele on vaja täiendavat kaaliumi.

Kaasaegse ühiskonna nuhtlus - stress põhjustab naatriumi (Na) sisalduse suurenemist kehas, mis võib põhjustada kaaliumisisalduse puudujääki.

Käsiraamat juhendaja keemia valdkonnas

10. SESSIOON
10. klass (esimesel õppeaastal)

Jätkub. Alguses vaata nr 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11/2006

Plaan

1. Redox reaktsioonid (OVR), oksüdatsiooniaste.

2. Oksüdatsiooniprotsess, kõige olulisemad redutseerivad ained.

3. Taastumisprotsess, kõige olulisemad oksüdeerijad.

4. Redoxi duaalsus.

5. IADi peamised tüübid (molekulidevaheline, intramolekulaarne, ebaproportsionaalne).

7. OVR võrrandi (elektronide ja elektronide tasakaalu) võrrandite koostamise meetodid.

Kõik keemilised reaktsioonid, mis toimuvad nendes osalevate aatomite oksüdatsiooni astmete muutuste alusel, võib jagada kahte tüüpi: IAD (esineb muutusega oksüdatsiooni astmetes), mitte IAD.

Oksüdatsiooniaste on molekulis oleva aatomi tingimuslik laeng, arvutatuna eeldusel, et molekulis eksisteerivad ainult ioonilised sidemed.

PRA v i l a d l i l i l i n t y

Lihtsate ainete aatomite oksüdatsiooniaste on null.

Aatomite oksüdeerivate seisundite summa kompleksis (molekulis) on null.

Leelismetalli aatomite oksüdatsiooniaste on +1.

Leelismuldmetallide aatomite oksüdatsiooniaste on +2.

Boori ja alumiiniumi aatomite oksüdatsiooniaste on +3.

Vesinikuaatomite oksüdatsiooniaste on +1 (leelis- ja leelismuldmetallide hüdriides -1).

Hapnikuaatomite oksüdatsiooniaste on -2 (peroksiidides -1).

Iga OVR on elektronide tagastamise ja kinnitamise protsesside kombinatsioon.

Elektroonilise tagasivoolu protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks. Parteid (aatomeid, molekule või ioone), mis annavad elektronid, nimetatakse redutseerivateks aineteks. Oksüdatsiooni tulemusena suureneb redutseeriva aine oksüdatsiooniaste. Redutseerivad ained võivad olla madalama või vahepealse oksüdatsiooni olekuga osakesed. Kõige olulisemad redutseerivad ained on: kõik metallid lihtsate ainete, eriti aktiivsete ainetena; C, CO, NH3, PH3, CH4, SiH4, H2S ja sulfiidid, vesinikhalogeniidid ja metallhalogeniidid, metallhüdriidid, metalli nitridid ​​ja fosfiidid.

Elektronide kinnitamise protsessi nimetatakse taastamiseks. Elektronid vastu võtvad osakesed nimetatakse oksüdeerijateks. Vähendamise tulemusena väheneb oksüdandi olek. Oksüdeerijad võivad olla oksüdatsiooni kõrgemad või vahepealsed osakesed. Peamised oksüdeerijad: lihtsad mittemetalsed ained, millel on kõrge elektronegatiivsus (F2, Cl2, O2), kaaliumpermanganaat, kromaadid ja dikromaadid, lämmastikhape ja nitraadid, kontsentreeritud väävelhape, perkloorhape ja perkloraadid.

Ained, mis sisaldavad vahesaaduse oksüdatsiooni olekus osakesi, võivad toimida nii oksüdeerivate ainetena kui redutseerivate ainetena, st redox duaalsus. Need on väävelhape ja sulfiidid, hüpokloorhape ja hüpokloriidid, peroksiidid jne

On olemas kolm tüüpi redoksreaktsioone.

Intermolekulaarne OVR - oksüdeerija ja redutseerija on osa erinevatest ainetest, näiteks:

Intramolekulaarne OVR - oksüdeerija ja redutseeriv aine on osa samast ainest. Need võivad olla erinevad elemendid, näiteks:

või üks keemiline element erinevates oksüdatsioonikordades, näiteks:

Disproportsioon (eneses oksüdeerumine-enesehooldus) - oksüdeerija ja redutseeriv aine on vahepealse oksüdatsiooniseisundi ühesugused elemendid, näiteks:

IAD on väga tähtis, sest enamus looduses esinevatest reaktsioonidest on sellised (fotosünteesi protsess, põlemine). Lisaks sellele kasutab IAD aktiivselt oma praktilist tegevust (metalli taastamine, ammoniaagi süntees):

OVR-võrrandite koostamiseks võite kasutada elektronide tasakaalu meetodit (elektroonilisi vooluringe) või elektronide tasakaalu meetodit.

Elektroonilise tasakaalu meetod:

Elektronioonide tasakaalu meetod:

Katsetamine "redoksreaktsioonil"

1. Kaaliumdikromaati töödeldi vääveldioksiidiga sulfaadi lahuses ja seejärel kaaliumsulfiidi vesilahusega. Viimane aine X on:

a) kaaliumkromaat; b) kroom (III) oksiid;

c) kroom (III) hüdroksiid; g) kroom (III) sulfiid.

2. Mis on reaktsioonisegu kaaliumpermanganaadi ja vesinikbromiidhappe vahel, mis reageerib vesiniksulfiidiga?

a) broom; b) mangaan (II) bromiid;

c) mangaandioksiid; g) kaaliumhüdroksiid.

3. Raud (II) jodiidi lämmastikhappe oksüdatsiooni ajal moodustatakse jood ja lämmastikmonooksiid. Milline on oksüdandi suhte suhe redutseeriva aine suhtega selle reaktsiooni võrrandisse?

a) 4: 1; b) 8: 3; c) 1: 1; d) 2: 3.

4. Bikarbonaadiioonis oleva süsinikuaatomi oksüdatsiooniaste on võrdne:

a) +2; b) -2; c) +4; d) +5.

5. Kaaliumpermanganaat neutraalses keskkonnas taastatakse järgmiselt:

a) mangaan; b) mangaan (II) oksiid;

c) mangaan (IV) oksiid; g) kaaliummanganaat.

6. Mangaandioksiidi ja kontsentreeritud vesinikkloriidhappe reaktsiooni võrrandis olevate koefitsientide summa on järgmine:

a) 14; b) 10; c) 6; d) 9.

7. Loetletud ühenditest ilmneb ainult oksüdatiivne võime:

a) väävelhape; b) väävelhape;

c) vesiniksulfiidhape; g) kaalium-sulfaat.

8. Loetletud ühenditest ilmneb redoks-duaalsus:

a) vesinikperoksiid; b) naatriumperoksiid;

c) naatriumsulfit; g) naatriumsulfiid.

9. Allpool loetletud reaktsioonitüüpidest on redoksreaktsioonid järgmised:

a) neutraliseerimine; b) taastumine;

c) ebaproportsionaalsus; d) vahetus.

10. Süsinik-aatom oksüdatsiooniaste ei lange kokku arvuliselt selle aine valentsusega:

Kaalium on metaboolne regulaator

Täiskasvanu keha sisaldab 160-180 g kaaliumit (K). See on meie keha mitmete protsesside peamine regulaator:

  • normaliseerib neerude eritumist;
  • säilitab normaalse vererõhu;
  • reguleerib veres sisalduva happe-aluse tasakaalu ja vee-soolasisalduse taset rakkudes ja väljaspool neid;
  • osaleb närviimpulsside edastamises;
  • osaleb valgu, teatud ensüümide, süsivesikute ja valkude metabolismi sünteesimisel.

Optimaalsete annuste kaaliumis on tähtis terve ainevahetus.

Päevaline kiirus, liig ja kaaliumi puudus

Üle 18-aastastele inimestele kaaliumisisalduse päevane kogus arvutatakse järgmise põhimõtte kohaselt: 2000 mg + vanus

Neljakümne aastane inimene on 2040 mg. Eranditeks on sportlased ja inimesed, kes tegelevad raske füüsilise tööga, sest nende jaoks tuleks kaaliumisisalduse määra suurendada 2500-5000 mg-ni. Kuni 18-aastastele lastele arvutatakse päevane kogus vahemikus 16-30 mg kilogrammi kaalust.

Selle mikroelemendi puudumine kehas põhjustab närvilist ammendumist ja depressiooni, lihaste nõrkust, neerude ja südame halvenemist, vähenenud immuunsust, naha kuivust ja rabedaid juukseid, hingamisteid ja reproduktiivseid häireid. Reeglina on kaaliumisisalduse puudumine seotud toidu tarbimisega organismis, kus esineb kuseteede ja sümpatadrenaliini häireid, närvisüsteemi ja füüsilist ülekoormust, naatriumi liigset sisaldust (Na).

Mis puudutab kaaliumisisalduse suurenemist, võib see põhjustada toidulisandite liigset tarbimist, pidevat kartuli dieeti, insuliinipuudulikke häireid, neerude häireid. Inimese toksiline annus on 6 g kaaliumi ja surmav üks on 14 g. Suure kaaliumisisalduse sümptomiteks võivad olla ärrituvus, erutusvõime, higistamine, arütmia, koliit, urineerimishäired ja veresuhkru taseme tõus.

Kaitses sisaldub "Proteter" kehas optimaalses kontsentratsioonis

Kaalium vees

Kaaliumi allikad on taimsed ja loomsed toidud ja vesi. Leib, kartul ja kaunviljad, samuti piim, veiseliha ja kala sisaldavad suures koguses kaaliumi. Kasutamisel omandab keha optimaalse annuse mitte ainult kaaliumi, vaid ka naatriumi ja nende elementide tasakaal on organismile eluliselt tähtis.

Arteese joogivees "Protera" kaaliumisisaldus on 4,29 mg / l, mis vastab täielikult meie riigis aktsepteeritud SanPiNi normidele. Samal ajal imendub looduslikust veest kaaliumi sisaldus, erinevalt toidulisanditest, 90-95%. Piisab juua vaid paar klaasi "Proteritest" päevas, nii et kaaliumisisaldus teie kehas on alati optimaalsel tasemel.

Kaaliumi reaktsioon veega

Metallik kaalium on hõbedalt-valge, väga kerge (kergem kui vesi) ja pehme (nagu plastiliin) metall. Nagu kõik leelismetallid, on see väga lihtsalt oksüdeeritud õhus ja reageerib aktiivselt veega. Kuid erinevalt liitiumist ja naatriumist moodustavad juba viletsad kaaliumikomplektid, kokkupuutel veega, koheselt süttivad ja põlevad punakaspunase hõimuga. Samal ajal põletab reaktsiooni käigus vabanev vesinikupõletik, mille leek värvitakse kaaliumi punase-violetse värviga (erinevalt naatriumist, mis põleb kollase leegiga). Reaktsiooni lõpus tekib reaktsiooniproduktide pihustamisel mõnikord ka välk ja kaaliumi põletamise tilgad.

Olen teinud kolm väikest kogemust. Esimeses kahes eksperimendis võtsin kolm väikest hernest, viimasel üks oli suurem. Kõige edukam oli esimene kogemus osaliselt varjutatud ruumis. Pimedas on raske näha, kuid valgus - mitte eriti muljetavaldav.

Kaalium. Kaaliumi omadused. Kaaliumi kasutamine

0,99 grammi tapab inimene 5 tunni pärast. Nii ka tsüaniidi kaalium. Üks tugevaimaid mürke on tsüanogeenhappe sool. Seda nimetatakse ka siniseks. Aine sisaldab perioodilise tabeli 19. elementi. Kuid puhas kaalium on kehale hea, mitte selle tapja.

Isegi laps vajab päevas vähemalt 600 milligrammi elementi. Vastasel korral lihaste töö, sealhulgas süda. On krambid, neuralgia võib areneda.

Puudujääki on võimalik täita kuivatatud aprikooside, mereandide, pähklite, tsitrusviljade, banaanide tarbimisega. Liigutage need tooted lähemale ja jätkake elemendi numbri 19 tutvustamist.

Kaaliumi keemilised ja füüsikalised omadused

Elemendi nimetus anti üks selle ühenditest, mis on teada alates antiikajast, - kaaliumkarbonaat. Araablased kutsusid teda "al-kali" ja kasutasid riideid pesema. Reageerides veega, kaaliumisoolad "sünnivad" leeliselises keskkonnas. See puhastas koe täna.

Aastakümneid karbonaadi leidmiseks ja muuks kasutuseks. Aine on muutunud toiduseguriks. Kuidas kaaliumis seda rolli mängitakse? Näiteks vesi ja õli ei segune. Kuid karbonaadi juuresolekul on ikkagi võimalik saada homogeenset koostist. Pakett märgistatakse "E501".

Kaaliumis on ühendite mass. 19. element on hõlmatud perioodilise süsteemi esimese rühma ja selles on ainult leelismetallid. Kõikidel neist on välimine elektroonilisel tasemel ainult 1 elektron.

See muudab aktiivsete redutseerijate elemendid. Elektrooniline valem kaaliumisisaldusega neli kihti. Seetõttu on metallist perioodiline tabel neljandal perioodil. See tähendab, et välimine elektron on tuumast eemaldatud ja kergesti eemaldatav, asendatud.

Puhtal kujul on kaalium tahke aine ja samal ajal kerge. Elemendi tihedus on ainult 0,06 grammi kuupsentimeetri kohta. Madal ja aatomi mass - 39, 098 grammi mooli kohta. Muide, kaaliumi sees on ainult sellised aatomid. Nad moodustavad kristallvõre. Molekulid ei moodusta lihtsat ainet.

Kaaliumi mass on väike, nagu enamik metalli näitajaid. Ta ei saa isegi kõõlusest kiidelda, kuigi ainete agregeeritud olek normaalsetes tingimustes on järgmine. Mohsi skaalal määratakse element vähem kui 1 punkti.

Kaaliumi saab hõlpsalt nuga välja lõigata, nagu oleks see mitte metall, vaid juust. Aine ei ole raske sulatada. Piisavalt kuumutades 63,5 kraadi. Keetmine on raskem, vajate 700 Celsiuse skaalal.

Metalli olemasolul on elementel iseloomulik läige. Aine värv on hõbedase tooniga valge ja värvitu. Kui läheduses on vesi, on parem imetleda valuplokid kaugusest.

Plisse vedelikuks, plahvatab kaaliumi. Metall reageerib kergesti hapnikuga, koheselt oksüdeerub. Selleks eritingimused pole vajalikud. Vajab ainult atmosfääri ja kaaliumi.

Milline on metalli reaktsioon hapnikuga? 19. elemendi vormitud oksiid. Moodustunud ja leek. Õhus valgustamisel vilgub kaalium violetset värvi. Reaktsioon on üks leelismetalli tuvastamise viisidest.

Hapnik on üks halogeenidest, st perioodiliste tabelite 17. rühma elementidest. Kaalium reageerib kergesti igaüks neist vastavalt kinnituspõhimõttele. Ained on ühendatud üheks. Selle tulemuseks on kaaliumkloriid, jodiid, bromiid, fluoriid ja palju muud. Liitumine toimub alati kõrgematel temperatuuridel.

19. osa mõjutab ka mõningaid keerukaid aineid. See pole mitte ainult vesi. Iga hape võib reageerida metalliga. Kaalium asendab vesinikuaatomit ainest. Niisiis, segades vesinikkloriidhappega, on "vesinik" ja kloriid "sündinud". Reaktsioon toimub normaalsetes tingimustes.

Oksiididega kokkupuutumine on võimalik ainult kõrgel temperatuuril. Enamik reaktsioone toimuvad vastavalt vahetusmustritele. Sellega ilmnevad kaaliumi redutseerivad omadused. Näiteks reaktsioon kroomoksiidiga annab 19. elemendi ja puhta kroomi oksiidi.

Taastumise põhimõtte kohaselt toimub ka soolade vastastikune mõju. Kui lülitatakse vähem keemiliselt aktiivseid elemente, asendab kaaliumid nende aatomeid. Selle tulemusena kaevandatakse puhtad metallid. Seega annab alumiiniumkloriidiühend alumiiniumi puhta kujul.

Metallide hüdroksiididega tekivad reaktsioonid ainult siis, kui need asuvad elektrokeemilise aktiivsuse sarjas paremal kaaliumisisaldusega. Võtke näiteks baarium, täpsemalt selle hüdroksiid. Ühendus 19. elemendiga tagab kaaliumhüdroksiidi olemasolu. Barium vabastatakse.

Kaaliumi kasutamine

Kaaliumit vajab mitte ainult inimeste kogum, vaid ka nende tööstus. Metalli tsüaniidi ostavad kullakaevandajad. Reaktiiv aitab neil maagi väärtuslikke elemente eraldada. Lihtsustab mitte ainult kulda, vaid ka hõbedat.

Õlitootmise valdkonnas on metallformiaat kasulik. See toimib puurvedelikuna, see tähendab, et kasutatakse kaaliumi lahust. Fluoriidmetalli kasutatakse metallurgias fluxina. Nii et töösturid kutsuvad lisandeid, mis vähendavad sulamistemperatuuri. Vedelikud hõlbustavad ka prügi ja räbu eraldumist metallist.

Kaaliumtetrafluorobromaat esineb tuumaelektrijaamades. Ilma selleta ei saa uraanheksafluoriidi. See on uraani eraldamise etapp haruldaste muldmetallide saasteainetest. Kaaliumi abil saadakse samal viisil fluoriidid volframist, reniumist ja molübdeenist. Tuumatööstus ei tee ilma nendeta.

Kaaliumkarbonaat on klaasitööstuses leidnud koha. Väikesed lisandid parandavad toodete optilisi omadusi. Metallist süsinikku sisaldav vorm on mõeldud seebi valmistamiseks. Pürotehnilised tooted sisaldavad 19. elemendi kloraati ja kodumajapidamistes kasutatavaid kemikaale - fosfaati.

Kaalium sulfaat on taimede jaoks populaarne väetis. Üldiselt läheb ligikaudu 90% 19. metalli ekstraheeritud sooladest konkreetselt ülemiste sidemete tootmiseks. Nad kiirendavad põllukultuuride kasvu, suurendavad saaki, loovad õitsengu. Nii saab sulfaadi asemel valida kaaliumnitraadi. Lisaks väetisele nimetatakse seda toidu lisaainena, maitsetugevdajana.

Elementi ei jäeta vahele ja arstide vaatevälja. Kaaliumiotaat on ravim, mida kasutatakse sapiteede ja maksa haiguste korral. Kaaliumpermanganaat - antiseptiline. Kaaliummagneesium on Panenginis sisalduv duett. Ta täidab mõlema elemendi puudujääki.

Metallid on kõige paremini paaristatud. Kui ühendate preparaadis naatriumi ja kaaliumiga, saate keha närvimulleerida. Seega on 19. elemendi rakendusvaldkonnad massilised. Inimkonna käes on, et kaaliumisisaldus ei ole haruldane.

Kaaliumikaevandamine

Looduses on kõige levinumad kaaliumi soolad. Enamik neist on Venemaal, Uuralites. Pole kahtlust, et ühte piirkonna linna nimetatakse Solikamskiks. Valgevenes arendatakse ka suuri hoiuseid. Kolmas suurim kaaliumisisaldust maailmas leiti 10 aastat tagasi Brasiilias.

Kui soovite valida puhta metalli, segatakse mineraal vedela naatriumiga. Tööd ja kaaliumkloriidi elektrolüüs. Voolu viiakse läbi selle segus 19-liikmelise elemendi karbonaadiga umbes 800 ° C juures.

Pärast reaktsiooni vajab kaaliumi puhastamist. Vaakumdestillatsioon aitab. Mõnikord viiakse kaaliumhüdroksiid läbi elektrolüüsi. See meetod ei ole levinud. Ohutus on raske jälgida. Tööstusliku ja praeguse toodangu rahul ei ole.

Kaaliumi hind

19-nda elemendi mitteraudmetallide vahetusel palutakse mitte vähem kui 1000 dollarit. See on metalli tonni hind. Kaaliumühendite maksumus on erinev. See kõik sõltub aine nõudlusest ja tarnete mahust. Näiteks kaaliumnitraati müüakse 60-75 rubla kilogrammi kohta.

Meditsiin oorat maksab ka umbes 50 rubla. 100 tableti kaaliumjodiidile küsige 140-170 rubla. 19. elemendi kloriidi 10-millimeetrine ampul kulub klientidele 30-40 rubla.

Sama kogus on sama summa permanganaadist. 40-kilo kotti väetise sulfaadi kujul pakutakse 3200 - 3700 rubla eest. Hinnad on keskmised. Need erinevad erinevates piirkondades ja erinevates tarnija- tes. Müüjate taotlused on sageli sõltuvad saadetiste mahust. Hulgimüüjad lubavad allahindlusi.

Suur nafta ja gaasi entsüklopeedia

Koostoime - Kaalium

Kaaliumi vastasmõju, isegi külma veega, voolab nii kiiresti, et vabanev vesinik kohe süttib; muutub. Suurte kaaliumikoguste kokkupuude veega põhjustab plahvatuse; põletatud sulametalli pritsmed (mõnikord mõne meetri raadiuses), põhjustades sekundaarseid tulekahjusid, ja kui nad puutuvad kokku nahaga - väga ohtlikud põletused. Samuti võivad plahvatada väikesed kaaliumi tükid, kui nad puutuvad kokku piiratud koguse veega, näiteks kui nad puutuvad kokku märgade pindadega. [1]

Kaaliumi ja naatriumi koosmõju vesinikuga kirjeldati esmakordselt juba XIX sajandi alguses. Leamsmetallhüdriidide keemilisi omadusi uuriti detailselt Moissani poolt 19. sajandi lõpus - 20. sajandi alguses. [2]

Kaaliumi koos veega on kaasas vabastatud vesiniku isesüttimine ja rubiin ja tseesium - plahvatus. [3]

Kaaliumi interaktsioon isegi külma veega kulgeb väga kiiresti, vabanev vesinik süttib kohe. Vee sissevool suuredeks kaaliumikomponentideks põhjustab plahvatuse, kus sulatatud metalli põlevad väikesed pritsmed. [4]

Kaaliumi ja pentafenüületaani vastasmõju pärast süsinikdioksiidi läbimist annab trifenüüläädikhappe ja difenüüläädikhappe segu. [5]

Kui kaaliumi mõjutab veega, vabanev vesinik süttib. Rubiidumi ja tseesiumi reaktsioon veega kaasneb plahvatusega. [6]

Kui kaaliumi mõjutab veega, vabaneb vesinik süttib ja rubiidium ja tseesium reageerivad selle plahvatusega. Frances peab reageerima plahvatusega ka veega. [7]

Kaaliumdvhromovokisobbi K2Sg2O7 ja KI (ilma hapestumiseta) vastasmõju moodustub hüdrat dioksiid CgO2 2H2O, mis on vees lahustuv pruun pulber. [8]

Ferrosüntroogeense ja ferrosünerostaatilise kaaliumisisaldusega koos raud sooladega toimub reaktsioon järgmiselt. [9]

Ferrotsüaniidi ja raud-naatriumkaaliumi koosmõju raudsooladega toimub reaktsioon järgmiselt. [10]

Reaktsiooni kuumus süttib kaaliumi koos veega vabanenud vesinikust. Hapnikuga moodustab kaalium ühendid: K20 - kaaliumoksiid; K202 ja K204 - kaaliumperoksiid. [11]

Reaktsiooni kuumus süttib kaaliumi koos veega vabanenud vesinikust. Hapnikuga moodustab kaalium ühendid: K2O - kaaliumoksiid; K2O2 ja K2O4 - kaaliumperoksiid. [12]

Keerukamateks juhtumiteks on kaaliumi ja osaliselt esterdatud ühendite (I) interaktsioon (I) [10], kus paralleelselt ID-ga. [13]

Kaaliumkarbiid CgS2 saadakse kaaliumi reageerimisel atsetüleeniga temperatuuril 50 ° C, seda iseloomustab erakordselt kõrge keemiline aktiivsus, isesüttivad isegi SiO ja CCV atmosfääris ja plahvatavad veega suhtlemisel. [14]

Oksüdatiivsuse test põhineb kaaliumpermanganaadi ja testitava alkoholi vastasmõjul. [15]

Loe Kasu Tooteid

Lugu vibu kohta lastele

Sibul lastele 5-8 aastatTal on üks saladus - Ta salvestab meid kahju eest: Kas ravib haigust Maitsvad ja maitsvad sibulad! Loomulikult tundub sibul tundub. Sibul, kutsume väikesi kuldkollast pirnid ümarateks.

Loe Edasi

Pasternak

Pasternak kuulub sellerrühma, see on taime taim, millel on paks, magus ja meeldivalt lõhnav juur. Tüve ostrorebristy. Lehed on õrnad. Lilled on kollane. Puuviljad on ümarad elliptilised, lamedad, kollakaspruunid.

Loe Edasi

Hüpervitaminoos. Hüpervitaminoosi kirjeldus, põhjused, tüübid, ennetus ja ravi

Sisukord:
Hüpervitaminoos (ladinakeelne. Hüpervitaminoos) on keha äge mürgistus (mürgistus), mis sisaldab ühekordselt suures koguses ühte või mitut vitamiini, mis sisalduvad toidus või vitamiine sisaldavates ravimites.

Loe Edasi