Скільки електронів віддає калій?

Так як в хімічних реакціях атом калію віддає один зовнішній електрон, проявляючи відновні властивості, отже, він набуває ступінь окислення +1. Кеш

Як порахувати кількість електронів?

Теорія: Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в періодичній таблиці. Кеш

Калій

Ка́лій (англ. Potassium, potash; нім. Kalium n; чеськ. Draslík) — хімічний елемент, належить до групи лужних металів, символ К, атомний номер 19; атомна маса 39,098.

М'який сріблясто-білий метал. Хімічно дуже активний, сильний відновник, на повітрі легко окиснюється. Відкритий англійським хіміком Гемфрі Деві 1807 року. Густина 0,856. Температура плавлення 63,55 °C, температура кипіння 760 °C. Твердість за Брінеллем 400 кПа. Металічний калій легко ріжеться ножем.

Калій — один з найпоширеніших петрогенних елементів земної кори — 2,5 % (за масою). Найважливіші мінерали: сильвін, карналіт, каїніт, лангбейніт. Вміст калію в ультраосновних гірських породах 0,03 %, в основних 0,83 %, середніх 2,3 %, в кислих 3,34 %. Максимальні концентрації калію (до 7 %) виявлені в лужних породах агпаїтового ряду. Головні калійні мінерали в цих породах лужні польові шпати, слюда, нефелін, лейцит.

При випаровуванні морської води в осад випадають такі мінерали калію: сильвініт, карналіт, каїніт, полігаліт. Внаслідок інтенсивного випаровування морської води в минулі геологічні епохи, особливо в пермський період, були утворені великі родовища калійних солей.

Зміст

• 1 Історія
• 2 Поширення в природі
• 3 Фізичні властивості
• 4 Хімічні властивості
• 5 Одержання
• 6 Застосування
• 7 Солі калію
• 8 Радіоактивність
• 9 Див. також
• 10 Примітки
• 11 Джерела
• 12 Посилання

Історія [ ред. | ред. код ]

1807 року англійський хімік Гемфрі Деві електролізом твердого їдкого калію (KOH) виділив калій і назвав його потассієм. 1809 року Людвіг Вільгельм Гільберт запропонував назву «калій» (від араб. аль-калі — поташ).

Поширення в природі [ ред. | ред. код ]

Калій — досить поширений хімічний елемент, на нього припадає 2,6 % маси земної кори. У зв'язку з високою хімічною активністю у вільному стані в природі він не зустрічаються, а тільки у вигляді різних сполук. Деякі з них, як хлорид калію, утворюють потужні родовища.

Найбагатші у світі родовища солей калію у вигляді мінералів сильвіну KCl, сильвініту KCl·NaCl, карналіту KCl· MgCl₂·6H₂O і каїніту KCl·MgSO₄·3H₂O розташовані поблизу м. Солікамська. Крім того, значні поклади сполук калію знайдені в Білорусі (м. Солігорськ) і в Україні (м. Калуш і м. Стебник у Прикарпатті).

Фізичні властивості [ ред. | ред. код ]

У вільному стані калій — сріблясто-білий легкий метал. Густина — 0,856 г/см³. Метал дуже м'який і легко ріжеться ножем. Температура плавлення — 63,38 °С.

Хімічні властивості [ ред. | ред. код ]

Калій належить до головної підгрупи першої групи періодичної системи Менделєєва. Його атоми мають на зовнішньому електронному шарі по одному електрону, який вони легко втрачають і перетворюються в іони з одним позитивним зарядом. Тому в своїх сполуках калій буває лише позитивно одновалентним. Калій — дуже активний метал. Легко втрачаючи свої валентні електрони, він є дуже сильними відновником. В електрохімічному ряді напруг він займає перше місця зліва від водню. У сухому повітрі калій енергійно взаємодіє з киснем повітря і перетворюються в супероксид:

Тому його зберігають під шаром гасу або мінерального масла.

З галогенами калій реагує дуже енергійно з утворенням солей галогеноводневих кислот: KCl, KJ тощо. З рідким бромом він сполучається навіть з вибухом. З сіркою при деякому нагріванні утворює сульфіди: K₂S.

З водою реагує дуже бурхливо, навіть з вибухом. Ще більш бурхливо реагує з кислотами (теж з вибухом). У вологому повітрі метал легко перетворюються в гідроксид:

а останній, взаємодіючи з вуглекислим газом повітря, — в карбонат:

При високій температурі калій може відновлювати оксиди алюмінію, силіцію тощо до вільних елементів:

Одержання [ ред. | ред. код ]

У вільному стані калій одержують електролізом розплавлених хлоридів або гідроксидів. При електролізі розплавлених їдких лугів позитивно заряджені іони металів притягаються до негативно зарядженого катода, приєднують по одному електрону (відновлюються) і перетворюються в атоми вільних металів, а негативно заряджені іони гідроксиду притягуються до позитивно зарядженого анода, віддають йому по одному електрону і перетворюються в електро-нейтральні групи OH, які розкладаються з утворенням води і кисню, що виділяється на аноді.

Одержання металічного калію електролізом розплавленого KCl можна зобразити такими рівняннями:

KCl ↑↓ — Катод + + Cl- -> Анод + K+ + e = K° Cl- — e = Cl°

Застосування [ ред. | ред. код ]

З 40,7 мільйонів тон калію (у перерахунку на K₂O), видобутому в світі за 2015 рік [1] , 34,9 мільйона, тобто 85 %, використали для виробництва калійних добрив. Основними сполуками, що використовуються як добрива є хлорид калію, сульфат калію і калімагнезія.

Металічний калій служить каталізатором при одержанні деяких видів синтетичного каучуку, наприклад калій-дівінілових каучуків.

Сполуки калію, такі як гідроксид калію або перманганат калію, використовуються як абсорбенти.

Сплави калію з натрієм, рідкі при кімнатній температурі, використовують для охолодження у ядерних реакторах.

Велика кількість сполук калію є лікарськими засобами, наприклад:

• Перманганат калію («марганцівка») — антисептик
• Хлорид калію — використовується при нестачі калію в організмі
• Йодид калію — використовується при нестачі йоду в організмі
• Альгіт калію — використовується для лікування захворювання губ у дітей
• Бромід калію — протисудомний і седативний препарат

Надпероксид калію (KO₂) використовується як джерело кисню у регенераторних системах у замкнених просторах, наприклад, підводних човнах. Potassium superoxide Згідно деяких досліджень, калій може замінити літій у батареях, що може значно здешевити їх виробництво, адже калій значно більш розповсюджений і майже вдесятеро дешевший за літій. [2]

Радіоактивний ізотоп калій-42 має період напіврозпаду 12 годин, тому використовується як мічені атоми при медичних дослідженнях.

Сполуки калію застосовують для виготовлення скла, вибухових речовин тощо.

Солі калію [ ред. | ред. код ]

Калій утворює солі з усіма кислотами. Солі калію за своїми властивостями дуже близькі до солей натрію. Найважливіші з них:

Радіоактивність [ ред. | ред. код ]

0,0117 % всього калію на Землі становить його радіоактивний ізотоп калій-40 з періодом напіврозпаду 1,248 млрд років. Ізотопи калію перемішані дуже рівномірно, і у будь-якій кількості природного калію міститься його радіоактивний ізотоп, тому кожен грам природного калію має радіоактивність близько 32 беккерелів. Калій є одним з поширених елементів у організмі людини і інших істот (у тілі дорослої людини міститься 160–180 грамів калію), а тому і основним джерелом власної радіації — за рік людина отримує 0,36 мілізіверта радіації при розпаді власного калію. Загалом, калій відповідальний за 75 % радіації, що її людина отримує з земних джерел. [3]

Банани багаті калієм, тому їх радіоактивність на одиницю об'єму вища ніж у людини. Відомі випадки спрацювання датчиків радіації, викликані бананами. [4] Через це, іноді використовується несистемна одиниця «банановий еквівалент», що дорівнює 0,1 мікрозіверта, і відповідає кількості радіації, що отримує людина, з'ївши один банан. Смертельна доза радіації для людини — 100 мільйонів бананових одиниць. [5]

Розпад калію також робить внесок у тепловий баланс Землі. Підраховано, що якби весь калій-40 розпався миттєво, це призвело б до нагрівання Землі на 400 К [3]

Див. також [ ред. | ред. код ]

Примітки [ ред. | ред. код ]

1. ↑2015 Minerals Yearbook[Архівовано 10 січня 2019 у Wayback Machine.] (англ.)
2. ↑Research collaboration brings new concepts for potassium-ion batteries[Архівовано 1 жовтня 2018 у Wayback Machine.] (англ.)
3. ↑ абРадиоактивность внутри нас[Архівовано 30 вересня 2018 у Wayback Machine.] (рос.)
4. ↑Radiological and Nuclear Detection Devices[Архівовано 26 листопада 2011 у Wayback Machine.] (англ.)
5. ↑Banana Equivalent Dose[Архівовано 31 жовтня 2016 у Wayback Machine.] (англ.)

Джерела [ ред. | ред. код ]

• Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк: Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2004. — Т. 1 : А — К. — 640 с. — ISBN 966-7804-14-3.