Фізичні властивості

Калій К - Це лужний метал. Сріблясто-білий, м'який, легкоплавкий.

Відносна молекулярна маса Mr = 39,098; відносна щільність для твердого стану d = 0,8629; відносна щільність для рідкого стану d = 0,83; t_пл = 63, 51º C; t_стос = 760 ºC.

Спосіб отримання

1. Калій одержують у промисловості шляхом розкладання гідриду калію при температурі 400º С у вакуумі, при цьому утворюються калій та водень :

2KH = 2K + H₂

2. В результаті електролізу рідкого гідроксиду калію утворюються калій, кисень та вода :

4KOH → 4K + O₂↑ + 2H₂O

Якісна реакція

Якісна реакція на калій фарбування полум'я солями калію у фіолетовий колір .

Хімічні властивості

1. Калій сильний відновник . Тому він реагує майже з усіма неметалами :

1.1. Калій легко реагує з воднем при 200-350 º C утворенням гідриду калію:

2K + H₂ = 2KH

1.2. Калій згоряє в кисні з освітою надпероксиду калію:

1.3. Калій активно реагує за кімнатної температури з фтором, хлором, бромом та йодом . При цьому утворюються фторид калію, хлорид калію, бромід калію, йодид калію :

2K + F₂ = 2KF

2K + Cl₂ = 2KCl

2K + Br₂ = 2KBr

2K + I₂ = 2KI

1.4. З сіркою, телуром та селеном реагує при температурі 100-200 º C з утворенням сульфіду калію, селеніду калію та телурид калію :

2K + S = K₂S

2K + Se = K₂Se

2K + Te = K₂Te

1.5. Калій реагує з фосфором при 200 º C в атмосфері аргону з освітою фосфіду калію:

3K + P = K₃P

2. Калій активно взаємодіє зі складними речовинами:

2.1. Калій реагує з водою . Взаємодія натрію з водою призводить до освіти луги та газу водню:

2K 0 + 2 H₂ O = 2 K + OH + H₂ 0

2.2. Калій взаємодіє з кислотами . При цьому утворюються сіль та водень.

2.2.1. Калій реагує з розведеною соляною кислотою, при цьому утворюються хлорид калію і водень:

2K + 2HCl = 2KCl + H₂ ↑

2.2.2. При взаємодії з розведеною з ерною кислотою утворюється сульфат калію, сірководень та вода:

2.2.3. Реагуючи з азотною кислотою калій утворює нітрат калію, можна утворити газ оксид азоту (II), газ оксид азоту (I), газ азот та воду.

2.2.4. Внаслідок реакції насиченою сірководневої кислоти і калію в бензолі утворюється осад гідросульфід калію та газ водень:

2K + 2H₂S = 2KHS↓ + H₂↑

2.3. Калій при температурі 65-105 ºC може реагувати з аміаком , при цьому утворюються амід натрію та водень:

2.4. Калій може взаємодіяти з гідроксидами:

Наприклад , Калій взаємодіє з гідроксидом калію при температурі 450º С, при цьому утворюється оксид калію та водень:

2K + 2KOH = 2K₂O+H₂

Калій

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 лужний метал сріблясто-білого кольору.

У природі калій зустрічається лише у з'єднаннях з іншими елементами, наприклад, у морській воді, а також у багатьох мінералах.

Дуже швидко окислюється на повітрі і дуже легко входить у хімічні реакції, особливо з водою, утворюючи луг.

Багато властивостях калій дуже близький натрію, але з погляду біологічної функції та використання клітинами живих організмів вони антагоністичні.

Історія та походження назви

З'єднання калію використовуються з найдавніших часів.Так, виробництво поташу (який застосовувався як миючий засіб) існувало вже у XI столітті. Попелю, що утворюється при спалюванні соломи або деревини, обробляли водою, а отриманий розчин (луг) після фільтрування випарювали. Сухий залишок, крім карбонату калію K₂CO₃, утримував Сульфат калію K₂SO₄, соду та Хлорид калію KCl .

19 листопада 1807 року в Бейкерівській лекції англійський хімік Деві повідомив про виділення калію електролізом розплаву їдкого калі (KOH) (у рукописі лекції Деві вказав, що він відкрив калій 6 жовтня 1807). Деві назвав його «потасій» (лат. potasium ; це назва (правда, в деяких мовах з двома літерами) s) досі вживається в англійській, французькій, іспанській, португальській та польській мовах. 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, зокрема розкладання води та поглинання водню.

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

В 1809 німецький фізик Л. В. Гільберт запропонував назву «калій» (лат. kalium, від араб. аль-калі - Поташ). Ця назва увійшла до німецької мови, звідти до більшості мов Північної та Східної Європи (у тому числі російської) та «перемогла» при виборі символу для цього елемента — K.

Знаходження у природі

З огляду на високу хімічну активність калій у вільному стані в природі не зустрічається. Породоутворюючий елемент, входить до складу слюд, польових шпатів і т. д.₂·6H₂O, каїніту KCl · MgSO₄·6H₂O, а також присутній у 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 вмістом у корі елемент). Середня концентрація в морській воді - 380 мг/л.

Родовища

Найбільші родовища калію знаходяться на території Канади (виробник PotashCorp), Росії (ПАТ «Уралкалій», м. Березники, м. Солікамськ, Пермський край, Верхньокамське родовище калійних руд), Білорусії (ПО «Білоруськалій», м. Солігорськ, Старобинське родовище калійних руд).

Отримання

Калій, як і інші лужні метали, одержують електролізом розплавлених хлоридів або лугів. Так як хлориди мають вищу 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:

При електролізі гідроксиду калію на катоді також виділяється розплавлений калій, а на аноді - Кисень:

Вода із розплаву швидко випаровується. Щоб калій не взаємодіяв із хлором чи киснем, катод виготовляють із міді і з нього поміщають мідний циліндр. Калій, що утворився, в розплавленому вигляді збирається в циліндрі. Анод виготовляють також як циліндра з нікелю (при електролізі лугів) чи з графіту (при електролізі хлоридів).

Важливе промислове значення мають методи термохімічного відновлення:

Na + KOH → N2,380-450oC NaOH + K

і відновлення з розплаву калію хлориду карбідом кальцію, алюмінієм або кремнієм.

Фізичні властивості

Калій — сріблястий метал із характерним блиском на свіжоутвореній поверхні. Дуже легкий та легкоплавкий. Відносно добре розчиняється у ртуті, утворюючи амальгами. Будучи внесеним у полум'я пальника, калій (а також його сполуки) забарвлює полум'я у характерний рожево-фіолетовий колір.

Калій активно взаємодіє із водою. Водень, що виділяється, займається, а іони калію надають полум'ю фіолетовий колір. Розчин фенолфталеїну у воді стає малиновим, демонструючи лужну реакцію KOH, що утворюється.

Калій утворює кристали кубічної сингонії, просторова група. I m3m, параметри комірки a = 0,5247 нм, Z = 2 .

Хімічні властивості

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

Взаємодія з простими речовинами

Калій за кімнатної температури реагує з киснем повітря, галогенами; практично не реагує з азотом (на відміну від літію та натрію). При помірному нагріванні реагує з воднем з утворенням гідриду (200-350 ° C):

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

При згорянні калію на повітрі утворюється надпероксид калію KO₂ (З домішкою K₂O₂):

У реакції з фосфором в інертній атмосфері утворюється фосфід калію зеленого кольору (200 °C):

Взаємодія зі складними речовинами

Калій за кімнатної температури (+20 °C) активно реагує з водою, кислотами, розчиняється в рідкому аміаку (-50 °C) з утворенням темно-синього розчину аміакату калію.

Калій глибоко відновлює розведені сірчану та азотну кислоти:

При сплавленні металевого калію зі лугами він відновлює водень гідроксогрупи:

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

Металевий калій реагує зі спиртами з утворенням алкоголятів:

Алкоголяти лужних металів (у разі — етилату калію) широко використовують у органічному синтезі.

З'єднання з киснем

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

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 супероксиду калію з металевим калієм:

Оксиди калію мають яскраво виражені основні властивості, бурхливо реагують з водою, кислотами і кислотними оксидами. Практичного значення вони мають. Пероксиди являють собою жовтувато-білі порошки, які, добре розчиняючись у воді, утворюють луги та пероксид водню:

Властивість обмінювати вуглекислий газ на Кисень використовується в ізолюючих протигазах та на підводних човнах. Як поглинач використовують еквімолярну суміш супероксиду калію і пероксиду натрію. Якщо суміш не еквімолярна, то у разі надлишку пероксиду натрію поглинеться більше газу, ніж виділиться (при поглинанні двох об'ємів CO₂ виділяється один обсяг O₂), і тиск у замкнутому просторі впаде, а у разі надлишку супероксиду калію (при поглинанні двох об'ємів CO₂ виділяється три обсяги O₂) виділяється більше газу, ніж поглинеться, і тиск підвищиться.

У разі еквімолярної суміші (Na₂O₂:K₂O₄ = 1:1) об'єми газів, що поглинаються і виділяються, будуть рівні (при поглинанні чотирьох об'ємів CO₂ виділяється чотири обсяги O₂).

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

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

Також відомий озонид калію KO₃, оранжево-червоний колір. Отримати його можна взаємодією гідроксиду калію з озоном за температури не вище +20 °C:

Озонід калію є дуже сильним окислювачем, наприклад, окислює елементарну сірку до сульфату та дисульфату вже при +50 °C:

Гідроксид

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 у воді із виділенням великої кількості тепла. Розчинність їдкого калі при +20 ° C 100 г води становить 112 г .

Застосування

• Рідкий при кімнатній температурі сплав калію та натрію використовується як теплоносій у замкнутих системах, наприклад, в атомних силових установках на швидких нейтронах. Крім того, широко застосовуються його рідкі сплави з рубідієм та цезієм. Сплав із складом 12 % натрію, 47 % калію, 41 % цезію має рекордно низьку температуру плавлення −78 °C.
• Сполуки калію - найважливіший біогенний елемент і тому застосовуються як добрива. Калій є одним із трьох базових елементів, які необхідні для росту рослин поряд з азотом та фосфором. На відміну від азоту та фосфору, калій є основним клітинним катіоном.При його нестачі у рослини насамперед порушується структура мембран хлоропластів — клітинних органел, у яких відбувається фотосинтез. Зовні це проявляється у пожовтінні та подальшому відмиранні листя. При внесенні калійних добрив рослин збільшується вегетативна маса, врожайність і стійкість до шкідників.
• Солі калію широко використовуються в гальванотехніці, оскільки, незважаючи на відносно високу вартість, вони часто розчинніші, ніж відповідні солі натрію, і тому забезпечують інтенсивну роботу електролітів при підвищеній щільності струму.

Важливі з'єднання

• Бромід калію застосовується в медицині та як заспокійливий засіб для нервової системи.
• гідроксид калію (їдке калі) застосовується в лужних акумуляторах та при сушінні газів.
• карбонат калію (поташ) використовується як добрива, при варінні скла, як кормова добавка для птиці.
• Хлорид калію (сільвін, калійна сіль) використовується як добриво.
• нітрат калію (калійна селітра) - Добриво, компонент чорного пороху.
• Перхлорат і хлорат калію (Бертолетова сіль) використовуються у виробництві сірників, ракетних порохів, освітлювальних зарядів, вибухових речовин, у гальванотехніці.
• дихромат калію (хромпік) - сильний окислювач, використовується для приготування «хромової суміші» для миття хімічного посуду та при обробці шкіри (дублення). Також використовується для очищення ацетилену на ацетиленових заводах від аміаку, сірководню та фосфіну.

• перманганат калію - сильний окислювач, використовується як антисептичний засіб у медицині та для лабораторного отримання кисню.
• Тартрат натрію-калію (сегнетова сіль) як п'єзоелектрик.
• Дигідрофосфат та дидейтерофосфат калію у вигляді монокристалів у лазерній техніці.
• Пероксид калію та супероксид калію використовуються для регенерації повітря на підводних човнах та в ізолюючих протигазах (поглинає вуглекислий газ з виділенням кисню).
• Фтороборат калію - важливий флюс для паяння сталей та кольорових металів.
• Ціанід калію застосовується в гальванотехніці (срібло, золочення), при видобутку золота та при нітроцементації сталі. Надзвичайно отруйний, один із найсильніших отрут.
• Калій разом із перекисом калію застосовується при термохімічному розкладі води на водень і Кисень (калієвий цикл «Газ де Франс», Франція).
• Сульфат калію застосовується як добрива.

Біологічна роль

Калій - найважливіший біогенний елемент, особливо у рослинному світі. При нестачі калію в грунті рослини розвиваються дуже погано, зменшується врожай, тому близько 90% солей калію, що добувають, використовують як добрива.

Калій як катіон поряд з катіонами натрію є базовим елементом так званого калієво-натрієвого насоса клітинної мембрани, який відіграє важливу роль у проведенні нервових імпульсів.

Калій в організмі людини

Калій міститься переважно у клітинах, до 40 разів більше, ніж у міжклітинному просторі. У процесі функціонування клітин надлишковий калій залишає цитоплазму, тому для збереження концентрації він повинен нагнітатися за допомогою натрій-калієвого насоса. Калій і натрій між собою функціонально пов'язані і виконують такі функції:

• Створення умов виникнення мембранного потенціалу і м'язових скорочень.
• Підтримка осмотичної концентрації крові.
• Підтримка кислотно-лужного балансу.
• Нормалізація водяного балансу.

Добова частка калію, що рекомендується, становить для дітей від 600 до 1700 міліграмів, для дорослих — від 1800 до 5000 міліграмів. Потреба калію залежить від маси тіла, фізичної активності, фізіологічного стану та клімату місця проживання. Блювота, тривалі проноси, рясне потіння, використання сечогінних підвищують потребу організму калію.

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

Практично всі сорти риби містять понад 200 мг калію на 100 г. Кількість калію у різних видах риби відрізняється.

Овочі, гриби та трави також містять багато калію, однак у консервованих продуктах його рівень може бути значно меншим. Багато калію міститься у шоколаді.

Всмоктування відбувається у тонкому кишечнику. Засвоєння калію полегшує вітамін B6, ускладнює алкоголь.

При нестачі калію розвивається гіпокаліємія. Виникають порушення роботи серцевої та скелетної мускулатури. Тривалий дефіцит калію може спричинити гостру невралгію.

При надлишку калію розвивається гіперкаліємія, на яку основним симптомом є виразка тонкого кишечника. Справжня гіперкаліємія може спричинити зупинку серця.

Ізотопи

Природний калій складається із трьох ізотопів. Два з них стабільні: 39 K (ізотопна поширеність 93,258%) та 41 K (6,730%). Третій ізотоп 40 K (0,0117 %) є бета-активним з періодом напіврозпаду 1,251 мільярда років. Порівняно малий період напіврозпаду і більша поширеність калію в порівнянні з ураном і торієм означає, що на Землі ще 2 млрд років тому і раніше калій-40 вносив головний внесок у природний радіаційний фон.У кожному грамі природного калію в секунду розпадається в середньому 31,0±0,3 ядра 40 K, 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 тощо) можна використовувати як пробні радіоактивні джерела для перевірки побутових дозиметрів. 40 K 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 40 Ar, один із продуктів розпаду калію-40, що дозволяє вимірювати вік гірських порід; калій-аргоновий метод є одним із основних методів ядерної геохронології.

Один із штучних ізотопів - 37 K, - з часом напіврозпаду 1,23651 секунди, застосовується в експериментах з вивчення Стандартної моделі слабкої взаємодії.

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu,
Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H₂,
W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Літій
Li
Атомний номер: 3
Атомна маса: 6,941
Темп. плавлення: 453,85 К
Темп. кипіння: 1615 К
Щільність: 0,534 г/см³
Електронегативність: 0,98

Натрій
Na
Атомний номер: 11
Атомна маса: 22,98976928
Темп.плавлення: 371,15 К
Темп. кипіння: 1156 К
Щільність: 0,97 г/см³
Електронегативність: 0,96

Калій
K
Атомний номер: 19
Атомна маса: 39,0983
Темп. плавлення: 336,58 К
Темп. кипіння: 1032 К
Щільність: 0,86 г/см³
Електронегативність: 0,82

Рубідій
Rb
Атомний номер: 37
Атомна маса: 85,4678
Темп. плавлення: 312,79 К
Темп. кипіння: 961 К
Щільність: 1,53 г/см³
Електронегативність: 0,82

Цезій
Cs
Атомний номер: 55
Атомна маса: 132,9054519
Темп. плавлення: 301,59 К
Темп. кипіння: 944 К
Щільність: 1,93 г/см³
Електронегативність: 0,79

Франція
Fr
Атомний номер 87
Атомна маса: (223)
Темп. плавлення: ~300 К
Темп. кипіння: ~950 К
Щільність: 1,87 г/см³
Електронегативність: 0,7