DRASLÍK – K Veronika Zajícová - 2005
(Možná jeden z gentlemanů by nám mohl říci, co je za oknem tak atraktivního.) ( Zdroj č.5 viz. str.17 )
Německy - Kalium
Portugalsky - Potássio.
Španělsky - Potasio
1.1. Objevitel draslíku Humphry Davy Anglický chemik a vynálezce Humphry Davy se narodil 17. prosince 1778 v Penzanci v hrabství Cornwall v Anglii. Už jako chlapec se vyznačoval výbornou pamětí. Základní vzdělání získal v místní škole. Když mu v roce 1794 zemřel otec, nastoupil Davy do učení k ranhojiči a lékárníkovi, aby finančně podpořil rodinu. Zde čtením spisů Antoina Lavoisiera získal nadšení pro chemii. V 19 letech odešel do Bristolu studovat chemii. Při studiu na univerzitě mimo jiné objevil rajský plyn. Roku 1803 se stal Davy členem Královské společnosti. Během své kariéry objevil kromě draslíku ještě mnoho dalších prvků, mezi nimi např. (Na, Ca, Mg, Ba, Sr). Roku 1818 byl Davy jmenován baronem a v roce 1820 se stal předsedou Královské společnosti. Draslík objevil Davy roku 1807 (ve svých 29 letech), elektrolýzou roztaveného KOH. Roku 1827 začal být vážně nemocen, pravděpodobně následkem vdechování mnoha plynů během svého života. O 2 roky později se přestěhoval do Říma. Zde utrpěl první srdeční záchvat. Davy zemřel 29. května 1829 ve švýcarské Ženevě.
1.2. Vlastnosti draslíku Draslík se vyskytuje v I.A skupině a ve čtvrté periodě periodické tabulky. Patří mezi alkalické kovy. Ve skupině se nachází na třetím místě hned po vodíku, (ten ale nepatří mezi alkalické kovy) a sodíku. Je to prvek velice důležitý pro život. Draslík je přítomen ve všech buňkách a je rozhodující pro kardiovaskulární a nervové funkce, regulaci přenosu živin do buněk a uvolňování svalové energie. Kromě toho reguluje vodní bilanci v organismu, napomáhá rekuperativním silám a pomáhá při revmatických či artritických stavech odváděním kyselin z kloubů, čímž uvolňuje ztuhlost kloubů. Draslík je současně naprosto nezbytý pro vylučování, působí jako přirozený znecitlivovač bolestí, reguluje křeče, bolesti hlavy, migrény a urychluje léčbu řezných , tržných a jiných poranění. Řadí se mezi tzv. „ biogenní prvky“. Kvůli své velmi vysoké elektrochemické aktivitě je draslík neustále v koloběhu, takže ho k doplnění každodenní ztráty potřebujeme velké množství. Když je člověk pod extrémním stresem, mohou se ztráty draslíku v organismu okamžitě až ztrojnásobit. Draslík je možné zakoupit jako doplněk stravy ve formě tabletek v lékárnách. Přímo ve stravě je draslík obsažen zejména v banánech. Banány podporují mimo jiné v mozku vznik serotoninu tzv. „ hormonu štěstí a veselé nálady“. Draslík je nezbytným prvkem pro růst rostlin,rostlinám je dodáván v podobě hnojiv, uměle vyrobených.
2
Přírodní zdroje draslíku. ( Zdroj č.4 viz. str.17 )
Draslík spolu s hořčíkem, jako doplněk stravy. ( Zdroj č.4 viz. str.17 )
1.2.1. Chemické vlastnosti draslíku Draslík se nachází v I. A skupině a 4. periodě periodické tabulky. Jeho atomové číslo je 19. V přírodě se vyskytuje v 2 + 1 izotopu. Jeho atomová hmotnost je přesně 39,0983. Draslík má elektronovou konfiguraci vzácného plynu argonu. (Ar) 4 s1. Ionizační energie se pohybuje kolem 418,6 kJ.mol -1, jeho disociační energie ( energie potřebná na rozdělení vazby) H° dis je 49,9 kJ.mol –1. poloměr kovu je 227 pm (piko metrů). Draslík patří spolu s ostatními alkalickými kovy mezi prvky s velkými atomovými a iontovými poloměry a extrémně vysokými tepelnými a elektrickými vodivostmi. Draslík a rubidium jsou radioaktivními prvky. Jejich poločasy rozpadu jsou však tak malinké, že se jejich relativní atomové hmotnosti z tohoto důvodu nijak významně nemění. Poločas rozpadu draslíku je zhruba 40 K t 1/2 = 1,27 . 10 9 let.
Prudká reakce draslíku s vodou, fialový plamen. ( Zdroj č.4 viz. str.17 )
Model elektronové konfigurace draslíku. ( Zdroj č.5 viz. str.17 )
1.2.2. Fyzikální vlastnosti draslíku chování je základem analytického stanovení draslíku plamennou fotometrií, nebo atomovou Draslík je na pohled stříbrolesklý měkký, nízko tající kov. Tvoří krystaly s prostorově centrovanými kubickými mřížkami. Slabá vazba jednoho elektronu je příčinou nízkých teplot tání, teplot varu, hustoty a malých sublimačních , výparných a disociačních tepel. Teplota tání draslíku je 63,2 °C, teplota varu se pohybuje okolo 765,5 °C. Hustota tohoto alkalického kovu při 20 °C je zhruba 0,856 g.cm-3 . Jako jednoatomový plyn se draslík vyskytuje při energii 90 kJ/.mol Proto, aby se začal vypařovat potřebuje dodat energii 79 kJ/ mol-1. Draslík stejně jako ostatní alkalické kovy barví plamen. Draslík barví plamen fialově, vlnová délka fialového záření je 766,5 nm (10 –9 metrů). Příčinou barvení plamene je přímá existence vnějšího elektronu. Toto absorpční spektroskopií.
3
Krystalová struktura draslíku – prostorový model. ( Zdroj č.5 viz. str.17 )
Draslík v podobě lesklého, měkkého kovu. ( Zdroj č.5 viz. str.17 )
1.3. Výskyt draslíku a jeho využití. Přesto, že si je draslík chemicky podobný s lithiem a sodíkem, nenacházejí se tyto prvky v přírodě společně. Je to způsobeno především rozdíly v jejich rozměrech. Draslík se vyskytuje v přírodě jako chlorid draselný - KCl (sylvín), jako podvojný chlorid (karnalit) KCl . MgCl2 . 6H2O a bezvodý síran (langbeinit) K2Mg2(SO4)3 . Draslík se využívá zejména jako hnojivo rostlin. Kovový draslík se využívá na přípravu superoxidu KO2 přímým spalováním. Bohužel však, výroba kovového draslíku je velmi drahá a náročná, proto se kovový draslík vyrábí v malé míře.
KCl v podobě minerálů Sylvínů. ( Zdroj č.4 viz. str.17 )
1.4. Sloučeniny draslíku, jejich vlastnosti a využití Velice důležité pro průmysl jsou zejména draselné soli. Pro chemický průmysl se těží zejména minerály sylvín (KCl), a sylvinit (směs NaCl a KCl). K těmto minerálům se ještě řadí karnalit. Moře obsahují jen asi 0,06 % KCl, ale v některých vnitrozemských mořích, jako je např. jezero Searle, Velké solné jezero nebo Mrtvé moře se pohybuje obsah KCl až kolem 1,5 %, právě získávání KCl z těchto zdrojů je pro firmy ekonomicky výhodné. Mohutné vrstvy rozpustných solí draslíku byly poprvé objeveny ve Stassfurtu v Německu roku 1856. Potaš a sůl kamenná se zde vyráběly od roku 1861 až do roku 1972. Velká ložiska draselných solí (především potaše) jsou ve Velké Británii v oblasti Clevelandu (North Yorkshire). Tato ložiska jsou asi 11 m mocná a zásoby jsou větší než 500 milionů tun.
4
Umělá draselná hnojiva představují 95% výroby z draselných solí. Převládá zejména výroba KCl, který je v umělých hnojivech hlavní složkou představující 90 % výrobku. Jako hnojivo se využívá ještě K2SO4 . KNO3 sice je to výborné hnojivo, bohužel jeho nevýhodou jsou vysoké výrobní náklady.
KOH (hydroxid draselný) se používá zejména na přípravu fosforečnanu draselného pro výrobu tekutých mycích prostředků - draselných mýdel. Draselná mýdla jsou jemná a nízko tající. KOH se také používá při výrobě pryže. KNO3 (dusičnan draselný) je silné oxidační činidlo, které se nyní užívá zejména do střelného prachu a v pyrotechnice. Dříve se připravoval podvojnou reakcí NaNO3 a KCl, ale nyní se získává přímo jako vedlejší produkt při výrobě syntetického amoniaku a kyseliny dusičné. K2CO3 (uhličitan draselný) se používá hlavně na kvalitní dekorativní skleněné výrobky, na optické čočky, barevné obrazovky, porcelánové výrobky, textilní barviva a pigmenty. KMnO4 (manganistan draselný) je oxidovadlo, odbarvovač, bělidlo a čistící prostředek, jeho hlavní využití je při výrobě sacharinu. KClO3 (chlorečnan draselný) je v malém množství obsažen v zápalkách a výbušninách
Bouřlivá reakce chlorečnanu draselného po zapálení. Plamen mírně nafialovělý. ( Zdroj č.5 viz. str.17 )
5
KO2 je tzv. super oxid draselný, který se používá v dýchacích přístrojích. Vyrábí se z kovového draslíku přímým spalováním. Tato sloučenina je pomocným zdrojem kyslíku v dolech, ponorkách a kosmických lodích. 4 KO2 + CO2 -----) 2 K2CO3 + 3 O2 4 KO2 + 2 CO2 + 2 H2O --------) 4 KHCO3 + 3 O2 KBr (bromid draselný) má značné využití ve fotografii a jako zdroj bromu v organické syntéze, dříve se používal jako sedativum.
1.5. Toxické účinky draslíku. Draslík sám o sobě v organismu toxický není. Také není zařazen mezi toxické látky a látky život ohrožující. Jedna ze sloučenin draslíku je počítána mezi toxické látky a to KCl.
1.6. Novinky o draslíku Titulek: autor Joe Vialls Podvod s nedostatkem draslíku zabijí a mrzačí miliony lidí“. Úmyslné zanedbávání přísunu draslíku vyvolává u člověka zhoubná onemocnění. Jasné vědecké výzkumy prokazují, že kdyby nás příroda úplně připravila o draslík, nežili bychom déle než 3 týdny. Dlouhodobý nedostatek draslíku způsobuje dlouhé, bolestivé a pomalé umírání. Denní potřeba draslíku se podle vědců v současné době u dospělého člověka pohybuje kolem 3200 až 4100 miligramů na den. Například u Američanů, činí pouhých 1500 – 2100 miligramů denně, což reprezentuje každodenní deficit 1850 miligramů. Zdaleka největší počet úmrtí a trvalé invalidity z nedostatku draslíku se překvapivě nevyskytuje ve 3. světě, ale v Americe, Kanadě, Austrálii, na Novém Zélandu a v několika dalších západních zemích
LITERATURA: 1. Šrámek V.: Chemie obecná a anorganická. Nakladatelství Olomouc, 2. vydání, 2000, ISBN: 80 –7182-099-7, 262 str. 2. Tržil J., Mažáriová g., Jirkovský R.: Abeceda chemických prvků. Nakladatelství Alfa, 1985, 224 str. 3. Greennwood N. N., Earnshaw A.: Chemie prvků. Nakladatelství Informatorium, Praha. 1. vydání, 1993. ISBN: 80-85427-38-9. 4. http: // imagies. google. com / imagies ? q = sylv % C 3 % AD nhl = C3 5. http: // www. webelements. com / webelements / elements / text / K / key. html 6. http: // www. webelements. com / webelements / elements / text / Tl / key. html 7. http: // imagies. google. com / imagies ? q = Humphry + Davy hl = cs 8. http: // imagies. google. com / imagies ? q = William Crookes = cs
6
THALIUM – Tl Veronika Zajícová – 2005
Francouzsky - Thallium
Švédsky - Tallium
( Zdroj č.6 viz. str.17 )
7
2.1. Objevitel thalia sir William Crookes Anglický fyzik a chemik William Crookes se narodil v Londýně 17. června 1832. William pocházel ze zámožné rodiny a studoval na Royal College v Londýně. V letech 1852 – 1859 působil postupně jako profesor chemie na Royal College v Londýně, jako meteorolog v Radclifffe - Observatorium v Oxfordu a profesor na Training College v Chesteru. Od roku 1856 pracoval především ve své vlastní laboratoři, kterou měl vybavenou lépe než univerzita kde pracoval. Roku 1861 objevil spolu s C. A. Lamym pomocí spektrální analýzy thalium v kalu olověných komor, které se používaly při výrobě kyseliny sírové. Thalium bylo nazváno podle charakteristické světle zelené linie v plamenném spektru (řecky thallos – rašící výhonek nebo radost). Od roku 1863 byl členem a v letech 1913 – 1915 prezidentem Královské společnosti. Roku 1897 byl povýšen královnou Viktorií do šlechtického stavu. William Crookes zemřel v Londýně 4. dubna 1919.
Sir William Crookes. ( Zdroj č.8 viz. str.17 )
William Crookes. ( Zdroj č.8 viz str.17 )
2.2. Chemické vlastnosti thalia. Chemická značka thalia je Tl (latinsky Thallium) česky se píše thalium. Thalium je velmi řídce se vyskytující prvek. Nachází se ve III. A skupině a 6. periodě periodické tabulky. Jeho atomové číslo je 81, v přírodě se vyskytuje ve 2 izotopech. Atomová hmotnost thalia je 204,383. Tento prvek má elektronovou konfiguraci vzácného plynu xenonu: (Xe) 4f 14 5d10 6s2 6p1. Ionizační energie thalia se mění podle jeho mocenství, pokud má thalium mocenství I, jeho Ej = 589,1 kJ.mol-1, II, jeho Ej = 1970,5 kJ.mol –1, III jeho, Ej = 2877,4 kJ.mol –1. Kovový poloměr thalia je 88,5 pm (pikometrů). Thalium se chová jako středně silná báze, není však srovnatelné s jinými členy skupiny, protože ve vodném roztoku vystupuje běžně jako TlI. Kovové thalium rychle matovatí a reaguje s párou nebo vlhkým vzduchem za vzniku TlOH. Hodnota elektrodového potenciálu v tabulce je 7,5, to nám ukazuje, že ve vodném roztoku je TlI stabilnější než TlIII . Sloučeniny TlIII mohou působit jako silná oxidační činidla.
8
Elektronová konfigurace thalia. ( Zdroj č.6 viz str.17 ) Výbojka svítící parami thalia
2.3. Fyzikální vlastnosti thalia Hustota thalia (TlI) je 11,850 g.cm-3. Teplota tání se pohybuje v rozmezí 442 °C až 303,5 °C. Teplota varu je 823 °C. Barva thalia je žlutá. Rozpustnost ve 100 g vody je při 20 °C 0,006 g. Energie potřebná na přeměnu pevného thalia v plyn je – 124 kJ.mol-1. Krystalovou strukturou thalia bývá oktaedr.
Neopracované thalium. ( Zdroj č.6 viz str.17 )
Krystalová struktura thalia. ( Zdroj č.6 viz. str.17 )
9
2.4. Výskyt thalia a jeho využití. Thalium je velmi řídce se vyskytující kovový prvek. Obvykle se nalézá jako příměs v sulfidických rudách. V přírodě se vyskytuje pouze ve formě sloučenin, v mocenství +I, +II, +III. V zemské kůře je značně vzácným prvkem. Průměrný obsah činí pouze 0,5 – 2 ppm (mg/kg). V mořské vodě je jeho koncentrace natolik nízká, že ji nelze změřit ani nejcitlivějšími analytickými technikami, udává se, že je nižší než 0,01 mikrogramů na litr. Ve vesmíru připadá na jeden atom thalia přibližně 300 miliard atomů vodíku. Thalium nachází uplatnění zejména v elektronickém průmyslu, při výrobě polovodičů (tranzistory, fotočlánky), dále slouží k výrobě detekčních členů pro měření úrovně gama radiace v atomových elektrárnách a jaderném výzkumu. Plynné thalium se používá k plnění výbojek, které následně září zeleným světlem.
2.5. Zisk thalia Thalium se získává podobně jako indium z popílků emitovaných při sulfidickém pražení sloužícím k výrobě kyseliny sírové a při tavení Zn /Pb – rud. Dělící procesy jsou složité, neboť je nutné současně oddělit Cd. Protože průmyslové využití thalia není velké, je světová produkce menší než 5 tun za rok. Cena se pohybuje podle čistoty a požadovaného množství v rozsahu 20120 dolarů za 1 kg, což je zhruba (580 – 3480 Kč). Technické thalium se získává oddělením od jiných prvků obsažených v kouřových plynech (Ni, Zn, Cd, In, Ge, Pb, As, Se, Te) rozpouštěním v teplé zředěné kyselině sírové. Z tohoto roztoku se pak vysráží nerozpustný PbSO4 a přidáním HCl se vyloučí TlCl. Další čištění se provádí elektrolýzou Tl2SO4 ve zředěné kyselině sírové s krátkými elektrodami z Pt – drátků, vyloučené Tl se taví v atmosféře vodíku při teplotě 350 – 400 °C.
Průmyslovou výrobou získané kovové thalium. (Zdroj č.6 viz. str.17 )
2.6. Toxicita thalia. Thalium je považováno za mimořádně toxický prvek. V mnoha státech světa tak již bylo zakázáno používat jej jako součást jedu na krysy a mravence. V hutním a metalurgickém průmyslu hrozí expozice pracovníků thaliem v poletavém prachu. Jako maximální přípustná dávka bylo určeno množství 0,1 mg Tl na 1 m2 pokožky za pracovní směnu. Při dlouhodobějším styku se solemi thalia dochází k nevratnému vypadávání vlasů. Nejvyšší přípustná koncentrace solí thalia ve vzduchu je 0,1 mg / m-3.
10
2.7. Sloučeniny thalia, jejich výskyt a využití. Sloučeniny thalia se v mnoha ohledech podobají sloučeninám alkalických kovů. TlOH je velmi dobře rozpustný ve vodě a je silnou zásadou. TlI tvoří bezbarvé dobře krystalizující soli s mnoha kyslíkatými kyselinami. Tyto soli jsou podobně jako sloučeniny Rb a Cs, které mají stejný iontový poloměr, bezvodé. Soli TlI se slabými kyselinami reagují ve vodném roztoku v důsledku hydrolýzy zásaditě. TlI tvoří polysulfidy (Tl2S5) a polyjodidy atd. Thalium tvoří také sloučeniny s organickými látkami. Organokovových sloučenin thalia je známo, ale velmi málo. Jednou z těchto sloučenin je (TlC5H5), která se vylučuje při protřepávání vodného roztoku TlOH s cyklopentadienem v podobě žluté , krystalické na vzduchu stálé látky.
LITERATURA: 1. Šrámek V.: Chemie obecná a anorganická. Nakladatelství Olomouc, 2. vydání, 2000, ISBN: 80 –7182-099-7, 262 str. 2. Tržil J., Mažáriová g., Jirkovský R.: Abeceda chemických prvků. Nakladatelství Alfa, 1985, 224 str. 3. Greennwood N. N., Earnshaw A.: Chemie prvků. Nakladatelství Informatorium, Praha. 1. vydání, 1993. ISBN: 80-85427-38-9. 4. http: // imagies. google. com / imagies ? q = sylv % C 3 % AD nhl = C3 5. http: // www. webelements. com / webelements / elements / text / K / key. html 6. http: // www. webelements. com / webelements / elements / text / Tl / key. html 7. http: // imagies. google. com / imagies ? q = Humphry + Davy hl = cs 8. http: // imagies. google. com / imagies ? q = William Crookes = cs
Mravenec se švábem v živém rozhovoru, zatím nepotkali thalium. (Zdroj č.6 viz. str.17 )
11
