Draslík je alkalický kov a v čisté elementární formě byl získán v roce 1807 Hymphry Davym. Je to biologicky nezbytný prvek a má také různé průmyslové využití, včetně hnojiv, pesticidů, výbušnin atd.

Objev a historie

Draslík byl objeven z popela rostlin a jeho název byl odvozen od potaše (rostlinného popela). V dřívějších dobách se draslík získával tak, že se popel spáleného stromu vložil do hrnce spolu s vodou. směs se zahřála a odpařením roztoku se získala potaš (draslík). V čisté formě ji poprvé získal Humphry Davy (1807) procesem elektrolýzy. Symbol draslíku je K a je odvozen od kali (alkalický), což je odvozeno od arabského díla pro rostlinný popel (al-qalyah) .

Draslík

Klasifikace periodické tabulky	Skupina 1 Období 4
Stav při 20C	Tvrdé
Barva	Stříbrná-šedá
Konfigurace elektronů	4s1
Počet elektronů	19
Protonové číslo	19
Elektronový obal	2, 8, 8, 1
Hustota	0.86 g.cm-3 při 20 °C
Atomové číslo	19
Atomová hmotnost	39,10 g.mol -1
Elektronegativita podle Paulinga	0,82

Výskyt

Draslík se v přírodě vyskytuje ve formě iontových solí. V poměru k množství je 20. nejrozšířenějším prvkem ve sluneční soustavě a 17. nejrozšířenějším na Zemi (tvoří asi 2,6 % hmotnosti zemské kůry). Vyskytuje se také v rozpuštěné formě v mořské vodě a tvoří asi 0,04 % hmotnosti draslíku . Má nízkou první ionizační energii (418,8 kL/mol). Draslík se vyskytuje také v prostředí supernov a vzniká při explozivním procesu spalování kyslíku. V lidském těle tvoří draslík asi 0,2 % hmotnosti a je asi 8. nejrozšířenějším prvkem lidského biologického systému. Je hlavní složkou řady bílkovin a enzymů. Draslík je také obsažen v ovoci (vysoké koncentrace v banánech, avokádu), zelenině (brambory, rajčata, zelená řepa, bílé fazole), rybách a mase.

Fyzikální vlastnosti

Draslík je stříbřitě bílý, měkký kov s druhou nejmenší hustotou (0,89 g/cm3). Za standardních podmínek lze draslík krájet nožem. Draslík podléhá dehtování při působení vzduchu a kyslíku. Draslík může plavat na vodě. Má teplotu varu 770 °C a teplotu tání 63 °C. Patří do 1. skupiny (1A) periodické tabulky prvků. Draslík dává prudkou reakci s vodou (za vzniku hydroxidu draselného) a hoří světle fialovou barvou.

Chemická charakteristika

Draslík má jeden valenční elektron, který snadno ztrácí a získává kladný náboj. Draslík patří mezi alkalické kovy a může se spojovat s anionty za vzniku solí. Je velmi reaktivní a na vzduchu se rychle oxiduje za vzniku peroxidu draselného. Draslík dává prudkou reakci s vodou (za vzniku hydroxidu draselného) a hoří světle fialovou barvou. Draslík nereaguje s uhlovodíky (petrolej nebo minerální olej). Draslík je silné redukční činidlo a v oxidované formě je velmi stabilní . S vodou tvoří draslík silnou zásadu (KOH). Sloučeniny draslíku jsou vysoce iontové a mají vysokou rozpustnost.

Význam a použití

• Široce se používá v hnojivech. Jedná se o největší průmyslové využití draslíku a přibližně 90 % draslíku vyrobeného ve světě se využívá při výrobě různých hnojiv.
• Je běžně používanou potravinářskou přísadou a je hlavní složkou prášku do pečiva a stříbřicích zrcadel.
• Chroman draselný je široce používaným pigmentem a je součástí barviv, inkoustů, mořidel atd.
• Draslík se používá v kožedělném průmyslu.
• Používá se k výrobě ohňostrojů, zápalek a výbušnin (chlorečnan draselný).
• Uhličitan draselný, obvykle označovaný jako potaš, se široce používá při výrobě mýdla, skla, zářivek, hasicích přístrojů a barevných televizorů.
• Bromid draselný se používá jako sedativum.
• Používá se jako materiál pro výměnu tepla, v jaderných elektrárnách.
• Draslík se také používá při výrobě insekticidů a pesticidů.

Zdravotní rizika

Draslík je základní živina a lidské tělo potřebuje vyvážený přísun (asi 3,3 g denně) draslíku. Nedostatek draslíku může vést k hypokalémii a hypertenzi . Reakce draslíku s vodou je vysoce exotermická a postříkání může vést k popálení a poškození kůže. S kyselinou sírovou reaguje výbušně, proto je při manipulaci s draslíkem nutná zvláštní opatrnost.

Izotopy draslíku

Existují asi dvě desítky izotopů draslíku a tři z nich se vyskytují v přírodě (39K, 40K a 41K). Izotop 40K je radioaktivní izotop. V lidském těle je přítomen ve velkém množství a v průměrném lidském těle se za sekundu rozpadne asi 4 400 jader 40K. 40K představuje největší zdroj přirozené radioaktivity a hojně se používá k datování hornin. 39K je nejběžnější izotop a tvoří asi 93,3 % izotopů draslíku .

http://www.chemistryexplained.com/elements/L-P/Potassium.html

Webb, D. A. (duben 1939). „The Sodium and Potassium Content of Sea Water“ (PDF). The Journal of Experimental Biology (2): 183.

Dye, J. L. (1979). „Compounds of Alkali Metal Anions“ (Sloučeniny aniontů alkalických kovů). Angewandte Chemie International Edition. 18 (8): 587-598. doi:10.1002/anie.197905871

. Whelton PK, He J, Cutler JA, Brancati FL, Appel LJ, Follmann D, Klag MJ (1997). „Účinky perorálního draslíku na krevní tlak. Metaanalýza randomizovaných kontrolovaných klinických studií“. JAMA. 277 (20): 1624-32. doi:10.1001/jama.1997.03540440058033. PMID 9168293.

„Radiace a radioaktivní rozpad. Radioaktivní lidské tělo“. Harvard Natural Sciences Lecture Demonstrations. Získáno 2. července 2016

.