калій

1. Місце народження [ правити | правити код ]
2. Взаємодія з простими речовинами [ правити | правити код ]
3. Взаємодія зі складними речовинами [ правити | правити код ]
4. З'єднання з киснем [ правити | правити код ]
5. гідроксид [ правити | правити код ]
6. Важливі сполуки [ правити | правити код ]
7. Калій в організмі людини [ правити | правити код ]

калій ← Аргон | кальцій → Сріблясто-білий м'який метал Назва, символ, номер Калій / Kalium (K), 19 атомна маса
( молярна маса ) 39,0983 (1) [1] а. е. м. ( г / моль ) Електронна конфігурація [Ar] 4s1 радіус атома 235 пм ковалентний радіус 203 пм радіус іона 133 пм електронегативність 0,82 (шкала Полінга) електродний потенціал -2,92 В ступені окислення 0; +1 енергія іонізації
(Перший електрон) 418,5 (4,34) кДж / моль ( еВ ) щільність (при н. у. ) 0,856 г / см³ Температура плавлення 336,8К; +63,65 ° C Температура кипіння 1047К; 773,85 ° C Уд. теплота плавлення 2,33 кДж / моль Уд. теплота випаровування 76,9 кДж / моль Питома теплоємність 29,6 [2] Дж / (K моль) молярний об'єм 45,3 см ³ / моль Структура ґратки кубічна об'ємно-центрована параметри решітки 5,332 Å температура Дебая 100 K теплопровідність (300 K) 79,0 Вт / (м · К) номер CAS 7440-09-7

калій - елемент першої групи (за старою класифікацією - головної підгрупи першої групи), четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва , з атомним номером 19. Позначається символом K ( лат. Kalium). проста речовина калій - м'який лужної метал сріблясто-білого кольору.

У природі калій зустрічається тільки в з'єднаннях з іншими елементами , наприклад, в морській воді , А також у багатьох мінералах .
Дуже швидко окислюється на повітрі і дуже легко вступає в хімічні реакції, особливо з водою , утворюючи луг .

У багатьох властивостях калій дуже близький натрію , Але з точки зору біологічної функції і використання клітинами живих організмів вони антагоністичні .

З'єднання калію використовуються з найдавніших часів. Так, виробництво поташу (Який застосовувався як миючий засіб) існувало вже в XI столітті . Золу, що утворюється при спалюванні соломи або деревини, обробляли водою, а отриманий розчин ( луг ) Після фільтрування випарювали. Сухий залишок, крім карбонату калію, містив сульфат калію K2SO4, соду і хлорид калію KCl.

19 листопада 1807 року в Бейкеровской лекції англійський хімік Деві повідомив про виділення калію електролізом розплаву їдкого калі (KOH) [3] (В рукописі лекції Деві вказав, що він відкрив калій 6 жовтня 1807 року [4] ) І назвав його «Потас» ( лат. potasium [3] : 32; ця назва (правда, в деяких мовах з двома буквами s) до сих пір споживані в англійській, французькій, іспанською, португальською та польською мовами). При електролізі вологого їдкого калі KOH на ртутному катоді він отримав амальгаму калію, а після відгону ртуті - чистий метал. Деві визначив його щільність, вивчив хімічні властивості, в тому числі розкладання води і поглинання водню.

У 1808 році Гей-Люссак і Л. Тенар виділили калій хімічним шляхом - прожарюванням KOH з вугіллям.

В 1809 році Л. В. Гільберт запропонував назву «калій» ( лат. kalium, від араб. аль-калі - поташ ). Ця назва увійшло в німецька мова , Звідти в більшість мов Північної і Східної Європи (в тому числі російський) і «перемогло» при виборі символу для цього елемента - K.

У вільному стані не зустрічається. Породообразующий елемент, входить до складу слюд, польового шпату і т. Д. Також калій входить до складу Сільвіна KCl, сильвініту KCl · NaCl, карналлита KCl · MgCl2 · 6H2O, каинита KCl · MgSO4 · 6H2O, а також присутня в золі деяких рослин у вигляді карбонату K2CO3 ( поташ ). Калій входить до складу всіх клітин (Див. Нижче розділ біологічна роль ). Кларк калію в земній корі становить 2,4% (5-й за поширеністю метал, 7-й за змістом в корі елемент). концентрація в морській воді - 380 мг / л [5] .

Місце народження [ правити | правити код ]

Найбільші родовища калію знаходяться на території Канади (виробник PotashCorp ), Росії (ПАТ « Уралкалий », М Березники , М Солікамск , Пермський край , Верхньокамське родовище калійних руд [6] ), Білорусії (ВО « Білоруськалій », М Солігорськ , Старобінське родовище калійних руд [7] ).

Калій, як і інші лужні метали, отримують електролізом розплавлених хлоридів або лугів . Так як хлориди мають більш високу температуру плавлення (600-650 ° C ), То частіше проводять електроліз розплавлених лугів з добавкою до них соди або поташу (до 12%). При електролізі розплавлених хлоридів на катоді виділяється розплавлений калій, а на аноді - хлор :

K + + e - → K {\ displaystyle {\ mathsf {K ^ {+} + e ^ {-} \ rightarrow K}}} 2 C l - → C l 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2Cl ^ {-} \ rightarrow Cl_ {2}}}}

При електролізі лугів на катоді також виділяється розплавлений калій, а на аноді - кисень :

4 O H - → 2 H 2 O + O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {4OH ^ {-} \ rightarrow 2H_ {2} O + O_ {2}}}}

Вода з розплаву швидко випаровується. Щоб калій НЕ взаємодіяв з хлором або киснем, катод виготовляють з міді і над ним поміщають мідний циліндр. Утворився калій в розплавленому вигляді збирається в циліндрі. Анод виготовляють також у вигляді циліндра з нікелю (При електролізі лугів) або з графіту (При електролізі хлоридів).

Важливе промислове значення мають і методи термохімічної відновлення:

N a + KOH → N 2 380 - 450 o CN a OH + K {\ displaystyle {\ mathsf {Na + KOH {\ xrightarrow [{N_ {2}}] {380-450 ^ {o} C}} NaOH + K}}}

і відновлення з розплаву хлориду калію карбідом кальцію , алюмінієм або кремнієм [8] [9] .

Калій - сріблястий метал з характерним блиском на свежеобразованной поверхні. Дуже легкий і легкоплавок. Відносно добре розчиняється в ртуті , утворюючи амальгами . Будучи внесеним в полум'я пальника, калій (а також його сполуки) забарвлює полум'я в характерний рожево-фіолетовий колір [10] .

Калій утворює кристали кубічноїсингонії , просторова група I m 3 m, параметри комірки a = 0,5247 нм, Z = 2.

Елементарний калій, як і інші лужні метали , Проявляє типові металеві властивості і дуже хімічно активний, є сильним відновником. На повітрі свіжий зріз швидко тьмяніє через утворення плівок сполук (оксиди і карбонат). При тривалому контакті з атмосферою здатний повністю зруйнуватися. З водою реагує з вибухом. Зберігати його необхідно під шаром бензину , гасу або силікону , Щоб виключити контакт повітря і води з його поверхнею. З Na , Tl , Sn , Pb , Bi калій утворює інтерметалліді .

Взаємодія з простими речовинами [ правити | правити код ]

Калій при кімнатній температурі реагує з киснем повітря, галогенами; практично не реагує з азотом (на відміну від літію і натрію). При помірному нагріванні реагує з воднем з утворенням гідриду (200-350 ° C):

2 K + H 2 ⟶ 2 K H {\ displaystyle {\ mathsf {2K + H_ {2} \ longrightarrow 2KH}}}

з халькогенами (100-200 ° C, E = S, Se, Te):

2 K + E ⟶ K 2 E {\ displaystyle {\ mathsf {2K + E \ longrightarrow K_ {2} E}}}

При згорянні калію на повітрі утворюється надпероксід калію KO2 (з домішкою K2O2):

K + O 2 ⟶ K O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {K + O_ {2} \ longrightarrow KO_ {2}}}}

В реакції з фосфором в інертному атмосфері утворюється фосфід зеленого кольору (200 ° C):

3 K + P ⟶ K 3 P {\ displaystyle {\ mathsf {3K + P \ longrightarrow K_ {3} P}}}

Взаємодія зі складними речовинами [ правити | правити код ]

Калій при кімнатній температурі (+20 ° C) активно реагує з водою, кислотами, розчиняється в рідкому аміаку (-50 ° C) з утворенням темно-синього розчину.

2 K + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 ↑ {\ displaystyle {\ mathsf {2K + 2H_ {2} O \ longrightarrow 2KOH + H_ {2} \ uparrow}}} 2 K + 2 H C l ⟶ 2 K C l + H 2 ↑ {\ displaystyle {\ mathsf {2K + 2HCl \ longrightarrow 2KCl + H_ {2} \ uparrow}}} K + 6 N H 3 ⟶ [K (N H 3)] 6 {\ displaystyle {\ mathsf {K + 6NH_ {3} \ longrightarrow [K (NH_ {3})] _ {6}}}}

Калій глибоко відновлює розбавлені сірчану і азотну кислоти:

8 K + 6 H 2 SO 4 ⟶ 4 K 2 SO 4 + SO 2 ↑ + S ↓ + 6 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {8K + 6H_ {2} SO_ {4} \ longrightarrow 4K_ {2} SO_ {4} + SO_ {2} \ uparrow + S \ downarrow + 6H_ {2} O}}} 21 K + 26 HNO 3 ⟶ 21 KNO 3 + NO ↑ + N 2 O ↑ + N 2 ↑ + 13 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {21K + 26HNO_ {3} \ longrightarrow 21KNO_ {3} + NO \ uparrow + N_ {2} O \ uparrow + N_ {2} \ uparrow + 13H_ {2} O}}}

При сплаві металевого калію з лугами він відновлює водень гидроксогрупп:

2 K + 2 KOH ⟶ 2 K 2 O + H 2 ↑ (450 ∘ C) {\ displaystyle {\ mathsf {2K + 2KOH \ longrightarrow 2K_ {2} O + H_ {2} \ uparrow (450 ^ {\ circ} C)}}}

При помірному нагріванні реагує з газоподібним аміаком з утворенням аміду (+ 65 ... + 105 ° C):

2 K + 2 N H 3 ⟶ 2 K N H 2 + H 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2K + 2NH_ {3} \ longrightarrow 2KNH_ {2} + H_ {2}}}}

Металевий калій реагує з спиртами з освітою алкоголятов :

2 K + 2 C 2 H 5 OH ⟶ 2 C 2 H 5 OK + H 2 ↑ {\ displaystyle {\ mathsf {2K + 2C_ {2} H_ {5} OH \ longrightarrow 2C_ {2} H_ {5} OK + H_ {2} \ uparrow}}}

Алкоголяти лужних металів (в даному випадку - етілат калію ) Широко використовуються в органічному синтезі.

З'єднання з киснем [ правити | правити код ]

При взаємодії калію з киснем повітря утворюється не оксид , а пероксид і супероксид :

2 K + O 2 ⟶ K 2 O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2K + O_ {2} \ longrightarrow K_ {2} O_ {2}}}} K + O 2 ⟶ K O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {K + O_ {2} \ longrightarrow KO_ {2}}}}

Оксид калію може бути отриманий при нагріванні металу до температури не вище 180 ° C в середовищі, що містить дуже мало кисню , Або при нагріванні суміші супероксида калію з металевим калієм:

4 K + O 2 ⟶ 2 K 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {4K + O_ {2} \ longrightarrow 2K_ {2} O}}} K O 2 + 3 K ⟶ 2 K 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {KO_ {2} + 3K \ longrightarrow 2K_ {2} O}}}

Оксиди калію володіють яскраво вираженими основними властивостями, бурхливо реагують з водою, кислотами і кислотними оксидами. Практичного значення вони не мають. Пероксиди представляють собою жовтувато-білі порошки, які, добре розчиняючись у воді, утворюють лугу і перекис водню :

K 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 KOH + H 2 O 2 {\ displaystyle {\ mathsf {K_ {2} O_ {2} + 2H_ {2} O \ longrightarrow 2KOH + H_ {2} O_ {2} }}} 4 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 4 K O H + 3 O 2 ↑ {\ displaystyle {\ mathsf {4KO_ {2} + 2H_ {2} O \ longrightarrow 4KOH + 3O_ {2} \ uparrow}}} 4 KO 2 + 2 CO 2 ⟶ 2 K 2 CO 3 + 3 O 2 ↑ {\ displaystyle {\ mathsf {4KO_ {2} + 2CO_ {2} \ longrightarrow 2K_ {2} CO_ {3} + 3O_ {2} \ uparrow}}}

Властивість обмінювати вуглекислий газ на кисень використовується в ізолюючих протигазах і на підводних човнах. Як поглинач використовують еквімолярної суміш супероксида калію і пероксиду натрію. Якщо суміш не еквімолярної, то в разі надлишку пероксиду натрію поглине більше газу, ніж виділиться (при поглинанні двох обсягів CO2 виділяється один обсяг O2), і тиск в замкнутому просторі впаде, а в разі надлишку супероксида калію (при поглинанні двох обсягів CO2 виділяється три обсягу O2) виділяється більше газу, ніж поглине, і тиск підвищиться.

У разі еквімолярної суміші (Na2O2: K2O4 = 1: 1) обсяги поглинається і виділяється газів будуть рівні (при поглинанні чотирьох обсягів CO2 виділяється чотири обсягу O2).

Пероксиди є сильними окислювачами, тому їх застосовують для відбілювання тканин в текстильній промисловості.

Отримують пероксиди прокаливанием металів на повітрі, звільненому від вуглекислого газу .

також відомий озоніди калію KO3, оранжево-червоного кольору. Отримати його можна взаємодією гідроксиду калію з озоном при температурі не вище +20 ° C:

4 KOH + 4 O 3 ⟶ 4 KO 3 + O 2 + 2 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {4KOH + 4O_ {3} \ longrightarrow 4KO_ {3} + O_ {2} + 2H_ {2} O}} }

Озоніди калію є дуже сильним окислювачем, наприклад, окисляє елементарну сірку до сульфату і дисульфат вже при +50 ° C:

6 KO 3 + 5 S ⟶ K 2 SO 4 + 2 K 2 S 2 O 7 {\ displaystyle {\ mathsf {6KO_ {3} + 5S \ longrightarrow K_ {2} SO_ {4} + 2K_ {2} S_ {2 } O_ {7}}}}

гідроксид [ правити | правити код ]

Гідроксид калію (або їдке калі) являє собою тверді білі непрозорі, дуже гігроскопічні кристали, що плавляться при температурі 360 ° C. Гідроксид калію відноситься до лугів. Він добре розчиняється в воді з виділенням великої кількості тепла. Розчинність їдкого калі при +20 ° C в 100 г води становить 112 г.

• Рідкий при кімнатній температурі сплав калію і натрію використовується в якості теплоносія в замкнутих системах, наприклад, в атомних силових установках на швидких нейтронах . Крім того, широко застосовуються його рідкі сплави з рубідієм і цезієм . Склад сплаву: натрій 12%, калій 47%, цезій 41% - має рекордно низькою температурою плавлення -78 ° C.
• З'єднання калію - найважливіший біогенний елемент і тому застосовуються в якості добрив . Калій є одним з трьох базових елементів, які необхідні для росту рослин поряд з азотом і фосфором . На відміну від азоту і фосфору, калій є основним клітинним катіоном . При його недоліку у рослини насамперед порушується структура мембран хлоропластів - клітинних органел, в яких проходить фотосинтез . Зовні це проявляється в пожелтении і подальшому відмирання листя. При внесенні калійних добрив у рослин збільшується вегетативна маса, врожайність і стійкість до шкідників.
• Солі калію широко використовуються в гальванотехнике, так як, не дивлячись на відносно високу вартість, вони часто більш розчинні, ніж відповідні солі натрію, і тому забезпечують інтенсивну роботу електролітів при підвищеній щільності струму .

Важливі сполуки [ правити | правити код ]

• бромід калію застосовується в медицині і як заспокійливий засіб для нервової системи.
• гідроксид калію (Їдке калі) застосовується в лужних акумуляторах і при сушінні газів.
• карбонат калію ( поташ ) Використовується як добриво , При варінні скла, як кормова добавка для птиці.
• хлорид калію ( сильвин , «Калійна сіль») використовується як добриво.
• нітрат калію (калійна селітра ) - добриво, компонент чорного пороху .
• перхлорат і хлорат калію (Бертолетової сіль) використовуються у виробництві сірників, ракетних порохів, освітлювальних зарядів, вибухових речовин, в гальванотехнике.
• дихромат калію (Хромпик) - сильний окислювач , Використовується для приготування «хромової суміші» для миття хімічного посуду і при обробці шкіри ( дублення ). Також використовується для очищення ацетилену на ацетиленових заводах від аміаку , сірководню і фосфіну .

Калій - найважливіший біогенний елемент , Особливо в рослинному світі. При нестачі калію в грунті рослини розвиваються дуже погано, зменшується урожай, тому близько 90% видобутих солей калію використовують в якості добрив.

Калій в якості катіона поряд з катіонами натрію є базовим елементом так званого калієво-натрієвого насоса клітинної мембрани, який грає важливу роль в проведенні нервових імпульсів .

Калій в організмі людини [ правити | правити код ]

Калій міститься здебільшого в клітинах , До 40 разів більше, ніж в міжклітинному просторі. В процесі функціонування клітин надлишковий калій залишає цитоплазму , Тому для збереження концентрації він повинен нагнітатися назад за допомогою натрій-калієвого насоса . калій та натрій між собою функціонально пов'язані і виконують такі функції:

Рекомендована добова частка калію становить для дітей від 600 до 1700 міліграмів, для дорослих - від 1800 до 5000 міліграмів. Потреба в калії залежить від маси тіла, фізичної активності, фізіологічного стану і клімату місця проживання. блювота , тривалі проноси , рясне потіння , використання сечогінних підвищують потребу організму в калії.

Основними харчовими джерелами є боби (в першу чергу біла квасоля), шпинат і капуста кормова, фініки, картопля, батат, сушені абрикоси, диня, ківі, авокадо, помело, банани, брокколі, печінку, молоко, горіхове масло, цитрусові, виноград. Калію досить багато в рибі і молочних продуктах.

Практично всі сорти риби містять більше 200 мг калію на 100 г. Кількість калію в різних видах риби різниться.

Овочі, гриби і трави також містять багато калію, проте в консервованих продуктах його рівень може бути набагато менше. Багато калію міститься в шоколаді.

Всмоктування відбувається в тонкому кишечнику . Засвоєння калію полегшує вітамін B6 , Ускладнює - алкоголь .

При нестачі калію розвивається гіпокаліємія . Виникають порушення роботи серцевої і скелетної мускулатури . Тривалий дефіцит калію може бути причиною гострої невралгії .

При надлишку калію розвивається гіперкаліємія , Для якої основним симптомом є виразка тонкого кишечника . Справжня гіперкаліємія може викликати зупинку серця.

Природний калій складається з трьох ізотопів . Два з них стабільні: 39K ( ізотопна поширеність 93,258%) і 41K (6,730%). третій ізотоп 40K (0,0117%) є бета-активним з періодом напіврозпаду 1,251 мільярда років. У кожному грамі природного калію в секунду розпадається в середньому 31,0 ± 0,3 ядра 40K, завдяки чому, наприклад, в організмі людини масою 70 кг щомиті відбувається близько 4000 радіоактивних розпадів. Тому легкодоступні в побуті сполуки калію ( поташ , хлорид калію , калійна селітра і т. д.) можна використовувати як пробні радіоактивні джерела для перевірки побутових дозиметрів . 40K поряд з ураном і торієм вважається одним з основних джерел геотермальної енергії, що виділяється в надрах землі (Повна швидкість енерговиділення оцінюється в 40-44 ТВт). У мінералах, що містять калій, поступово накопичується 40Ar , Один з продуктів розпаду калію-40, що дозволяє вимірювати вік гірських порід; калій-аргоновий метод є одним з основних методів ядерної геохронології .

Один з штучних ізотопів - 37K, - з часом напіврозпаду 1,23651 секунди, застосовується в експериментах з вивчення стандартної моделі слабкої взаємодії [11] .

1. ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 року (IUPAC Technical Report) (Англ.) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85, no. 5. - P. 1047-1078. - DOI : 10.1351 / PAC-REP-13-03-02 .
2. ↑ Хімічна енциклопедія: у 5 т / Редкол .: Кнунянц І. Л. (гл. Ред.). - М.: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 284. - 671 с. - 100 000 прим.
3. ↑ 1 2 Davy, H. The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced by Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of alkaline Bodies (Англ.) // Philosophical Transactions of the Royal Society : Journal. - 1808. - Vol. 98. - P. 1-44.
4. ↑ Davy, John. The Collected Works of Sir Humphry Davy . - London: Smith, Elder, and Company, 1839. - Vol. I. - P. 109.
5. ↑ JP Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
6. ↑ калійних РОДОВИЩЕ
7. ↑ Хімічне і агрохімічний сировину. (неопр.) (Недоступна посилання). Дата обігу 18 березня 2011 року. Читальний зал 21 травня 2011 року.
8. ↑ Алабишев А. Ф., Грачов К. Д., Зарецький С. А., Лантратов М. Ф. Натрій і калій (отримання, властивості, застосування), Л .: Гос. н.-т. вид-во хім. лит., 1959, С. 321.
9. ↑ Хім. енциклопедія, т. 2, М .: Сов. енциклопедія, 1990, с. 562.
10. ↑ Елементи: проба на фарбування полум'я (Рос.). Дата звернення 26 травня 2010. Читальний зал 22 серпня 2011 року.
11. ↑ PD Shidling et al. Precision half-life measurement of the β + decay of 37K (Англ.) // Physical Review C . - 2014. - Vol. 90. - P. 032501. - DOI : 10.1103 / PhysRevC.90.032501 . - arXiv : 1407.1742 .

• Пилипенко А. Т. Натрій і калій // Довідник по елементарної хімії. - 2-е вид. - Київ: Наукова думка, 1978. - С. 316-319.
• Дроздов А. Люті метали // Енциклопедія для дітей. Хімія. - М.: Аванта +, 2002. - С. 184-187. - ISBN 5-8483-0027-5 .
• Ахметов Н. С. Загальна та неорганічна хімія. - М.: Вища школа, 2001..
• Некрасов Б. В. Основи загальної хімії. - М.: Хімія, 1974.
• Спіцин В. І. , Мартиненко Л. І. Неорганическая хімія. - М.: МГУ, 1991, 1994.
• Лидин Р. А. та ін. Елементи IA-групи. Калій // Хімічні властивості неорганічних речовин: Уч. посібник для вузів. - 4-е изд. - М.: Колос, 2003. - С. 29-40. - ISBN 5-9532-0095-1 .