ВЛАСТИВОСТІ КАЛІЯ І ЙОГО СПОЛУКІВ

Підгрупа калію: калій К, рубідій Rb, цезій Cs та францій Fr. Це найбільш типові металеві елементи. З підвищенням порядкового номера металеві властивості посилюється. Характерними є сполуки з переважно іонним типом зв'язку. Найбільш важливі природні мінерали: сильвін KCI, сильвініт KCI NaCI, карналіт KCI-MgCI₂-6Н₂0, польовий шпат K[AISi^O_s]. Фізичні характеристики. Калій та його аналоги – блискучі сріблясто-білі метали. Вони мають об'ємно-центровану кристалічну решітку. Це дуже м'які метали, що легко ріжуться ножем. Хімічні властивості 1. Утворення надпероксидів: K 0 + O 0 ₂ = K +1 про-'/ 2 ₂.

• 2. В атмосфері фтору та хлору ці метали самозаймаються за звичайних умов:
• 2К + F₂ = 2KR 2Rb + Cl₂ = 2RbCI.

При нагріванні легко вступають у взаємодію із сіркою, воднем та іншими неметалами:

Катіони s-елементів у водних розчинах присутні у вигляді нестійких аквакатіонів, що містять найчастіше чотири або шість молекул води [K(H₂O)₄] + , [Mg(H₂O)₆] 2+ ідр. У міру збільшення радіусу катіону та зменшення його заряду стійкість аквакатіонів падає. Гідролізу солі sелементів (крім берилію) не піддаються.

Оксиди, надпероксиди та озоніди. Оксиди (білий K₂O, жовтий Rb₂O та помаранчевий Cs₂O) - дуже реакційні речовини. Надпероксиди — сильні окислювачі, легко розкладаються навіть водою, тим більше розведеними кислотами:

Озонити OO₃ утворюються при взаємодії озону з твердими гідроксидами:

Вони легко розкладаються у звичайних умовах, а у воді бурхливо виділяють кисень:

Гідроксиди - Безбарвні, дуже гігроскопічні речовини.При розжарюванні загоряються без розкладання, дуже добре розчиняються у воді. Персульфіди калію та його аналогів можуть бути отримані кип'ятінням сульфідів з надлишком сірки, а також з плавленням сухих сульфідів із сіркою. Для калію та його аналогів виділені та вивчені всі члени ряду O₂S_n (Додатково = 6).

Застосування. Калій використовують при металотермічному одержанні низки металів в органічному синтезі. Іони натрію та калію – активні учасники біохімічних процесів у живих організмах. Цезій використовується у фотоелементах та джерелах інфрачервоного випромінювання.

Калій

Області знань: Загальні питання хімії Символ: K Атомний номер: 19 Група елементів: Лужні метали Відносна атомна маса: 39,0983 а. е. м. Радіус атома: 220 пм Електронегативність: 0,82 од. за шкалою Полінг Агрегатний стан: Тверде Щільність при н. у.: 0,856 г/см³ Температура плавлення: 63,38 °C Температура кипіння: 759 °C

Калій

Калій (лат. Kalium, від араб. القلوي - поташ; англ. potassium від англ. potash - назва карбонату калію), K, хімічний елемент I групи короткої форми (1-ї групи довгої форми) періодичної системи; атомний номер 19; атомна маса 39,0983; відноситься до лужних металів. Природний калій складається з трьох ізотопів: 39 K (93,2581 %), 40 K (0,0117 %; слаборадіоактивний, період напіврозпаду T_1/2 1,277 · 10 9 років, β-розпад до 40 Са), 41 K (6,7302%). Штучно отримані радіоізотопи з масовими числами 32-54.

Історична довідка

Деякі сполуки калію були відомі в давнину, наприклад, карбонат калію K₂CO₃ (Т. Н. Рослинна луг) виділяли з деревної золи і використовували при варінні мила. p align="justify"> Металевий калій вперше отримав Г. Деві 1807 р.електролізом вологого твердого гідроксиду KOH і назвав потасієм (англ. potassium від англ. potash – назва карбонату калію). У 1809 р. було запропоновано назву "калій" (від араб. القلوي - поташ). Назва «потасій» збереглася у Великій Британії, США, Франції та інших країнах. У Росії її з 1840 р. використовують назву «калій», прийняте й у Німеччині, Австрії, Скандинавських країнах.

Поширеність у природі

Вміст калію у земній корі становить 2,6 % за масою. У вільному стані калій у природі не зустрічається. У значних кількостях калій міститься у силікатах нефеліні та лейциті, польових шпатах (наприклад, в ортоклазі), слюдах (наприклад, у мусковіті). Власні мінерали калію - сильвін, карналіт, каїніт, лангбейніт.₂SO₄·2MgSO₄ - Утворюють великі скупчення природних калійних солей. Внаслідок дії води та діоксиду вуглецю калій переходить у розчинні сполуки, які частково відносяться до моря, частково утримуються ґрунтом. Солі калію містяться також у рапі соляних озер та підземних розсолах.

Властивості

Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома калію 4s 1; зразок калію в маслі. Зразок калію в маслі. сполуках виявляє ступінь окиснення +1; енергії іонізації K 0 →K + →K 2+ відповідно дорівнюють 4,3407 і 31,8196 еВ; електронегативність за Полінгом 0,82; атомний радіус 220 пм, радіус іона K + 152 пм (координаційне число 6).

Калій - сріблясто-білий м'який метал; кристалічні грати кубічні об'ємноцентровані; t_пл 63,38 °C, t_стос 759 °C, густина 856 кг/м 3 (20 °C); теплоємність 29,60 Дж/(моль К) при 298 До.Калій піддається пресуванню і прокочування, легко ріже ножем і зберігає пластичність при низьких температурах; твердість по Брінеллю 0,4 мПа.

Калій - метал високої хімічної активності (його зберігають під шаром бензину, гасу або мінеральної олії). За нормальних умов калій взаємодіє з киснем (утворюється оксид K₂O, пероксид K₂O₂, надпероксид KO₂ – основний продукт), галогенами (відповідні калію галогеніди), при нагріванні – із сіркою (сульфід K₂S), селеном (селенід K₂Se), телуром (телурид K₂Te) з фосфором в атмосфері азоту (фосфіди K₃P і K₂P₅), вуглецем (шаруваті сполуки складу KC₈ - KC₆₀), воднем (гідрид KH). З азотом калій взаємодіє лише за впливу електричного розряду (у невеликій кількості утворюються азид KN₃ та нітрид K₃N). Калій взаємодіє з деякими металами, утворюючи інтерметаліди чи тверді розчини (сплави калію). Найбільше практичного значення мають сплави з натрієм, що відрізняються високою хімічною активністю; одержують сплавленням металів в інертній атмосфері або при дії металевого натрію на гідроксид KOH або KCl хлорид.

Металевий калій – сильний відновник: енергійно (за нормальних умов – із вибухом і займанням металу) реагує з водою (утворюється калію гідроксид KOH), бурхливо (іноді з вибухом) реагує з кислотами (утворюються відповідні солі, наприклад калію дихромат, калію нітрат, калію перманганат, калію фосфати, калію ціанід), відновлює оксиди B, Si, Al, Ag, Bi, Co, Cr, Cu, Hg, Ni, Pb, Sn, Ti до елементів; сульфати, сульфіти, нітрати, нітрити, карбонати та фосфати інших металів – до оксидів відповідних металів.Металевий калій повільно розчиняється в рідкому аміаку, при цьому утворюється темно-синій розчин із металевою провідністю; розчинений метал поступово реагує з аміаком з утворенням аміду: 2 K + 2 N H 3 = 2 K N H 2 + H 2 2K + 2NH_3 = 2KNH_2 + H_2 2 K + 2 N H 3 = 2 K N H 2 + H 2 . Калій взаємодіє з різними органічними сполуками: спиртами (утворюються алкоголяти, наприклад, етилат C₂H₅OK), ацетиленом (ацетиленіди KC≡CH і KC≡CK), алкилгалогенидами (калійалкіли, наприклад етилкалій C₂H₅K) та арилгалогенідами (калійарили, наприклад фенілкалій C₆H₅K). Металевий калій ініціює реакції полімеризації алкенів та дієнів. З N- та O-донорними поліциклічними лігандами (краун-ефірами, криптандами та іншими іонофорами) калій утворює комплексні сполуки.

Працюючи з калієм необхідно враховувати його високу реакційну здатність, зокрема здатність загорятися під час контакту з водою. З метою безпеки необхідно використовувати гумові рукавички, захисні окуляри чи маску. З великою кількістю калію слід працювати у спеціальних камерах, інертній атмосфері (аргон, азот). Для гасіння калію, що горить, застосовують кухонну сіль NaCl або кальциновану соду Na₂CO₃.

Літій. Натрій. Підгрупа калію

Елементи IA-підгрупи (за винятком літію Li) називаються лужними металами. Цю назву вони отримали через те, що гідроксиди деяких із них здавна відомі як луги. На зовнішньому електронному рівні їх атомів є по одному електрону (s1) сильно віддаленому від ядра, завдяки чому для них характерні низькі потенціали іонізації і сильні відновлювальні властивості.Найбільш чутливим методом якісного визначення цих металів є фотометрія. При внесенні в полум'я пальника солі лужного металу вона розкладається, і пари металу, що звільнився, фарбують полум'я в характерний для кожного металу колір:

Властивості металів та деякі фізичні константи представлені у табл. 1.1. Таблиця 1.1 Властивості елементів 1А-підгрупи

Поширення у природі та отримання. Літій досить поширений у земної корі (0,0065%). Найбільшу цінність мають мінерали сподумен LiAl(Si0₃)₂, амблігопіт LiAl(P0₄)F і лепідоліт Li₂Al₂(Si0₃)₃(F, ВІН)₂. Отримують літій вакуум-термічним відновленням свідумена або оксиду літію, використовуючи як відновник кремній або алюміній, а також електролізом розплаву евтектичної суміші LiCl - КС1. Особливо чистий літій одержують електролізом розплаву евтектичної суміші хлориду та броміду літію. Його зберігають під шаром вазеліну або парафіну в запаяних судинах.

Натрій — один із найпоширеніших елементів на Землі (2,4%). Він виявлений в атмосфері Сонця та у міжзоряному просторі. Величезна кількість солей натрію знаходиться у гідросфері. Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам'яна сіль, галіт), Na₂SO₄10FI₂O (.мірабіліт, глауберова сіль), (крі оліт), Na₂B₄O₇10H₂O (Бура) та ін У поєднанні з іншими елементами він входить до складу багатьох природних силікатів та алюмосилікатів. Сполуки натрію містяться в рослинних та тваринних організмах. Отримують натрій електроліз розплавів NaCl або NaOH. Натрій зберігають під гасом або в запаяних судинах. Калій, Як і натрій, відноситься до досить поширених елементів (2,6%).Найбільш важливими мінералами є: сильвін КС1, сильвініт NaCl-KCl, карналіт KCl-MgCl₂-6II₂0, каїніт KClMgS0₄-3H₂0. Рубідій та цезій містяться в мінералах калію. отримують натрій-термічним методом з розплавленого гідроксиду або хлориду, рубідій та цезій - методами металотермії та термічним розкладанням з'єднань. Франція Радіоактивний, стабільних ізотопів не має._1/2 = 20 хв) утворюється при опроміненні урану протонами. Властивості його вивчені недостатньо. табл. 1.1. Як видно з наведених даних, це досить легкі метали. (Li, Na і K легше води), температури плавлення та кипіння невисокі. Ці метали дуже м'які і легко ріжуться ножем. : Лужні метали мають високу хімічну активність, яка зростає від літію до цезію. окислюються: літій утворює оксид Li₂0 (темно-сірий наліт) натрій пероксид Na₂0₂, а калій, рубідій та цезій - надпероксиди Ме0₂ та озоніди Ме0₃ (пухкі продукти взаємодії).Відновна здатність цих металів настільки велика, що вони відновлюють навіть атоми водню до Н: В атмосфері галогенів (фтору та хлору, а також у парах брому та йоду) вони самозаймаються за звичайних умов, цезій та францій – з вибухом. При нагріванні безпосередньо з'єднуються з сіркою, вуглецем, воднем та іншими неметалами, утворюючи бінарні сполуки: сульфіди Me₂S, нітриди Me₃N, карбіди (ацетиленіди) Мс₂З₂ і гідриди мен. При сплавленні натрію з сіркою утворюються персульфіди типу Na₂S₂, Na₂S₃, Na₂S₄ та Na₂S₅. Сульфід, селенід, телурид натрію утворюються при безпосередній взаємодії компонентів у вакуумі.

З більшістю металів утворюють інтерметалічні сполуки, з магнієм, алюмінієм, цинком та з деякими іншими – обмежені тверді розчини, а з лужними металами – евтектичні суміші. Евтектичний сплав 24% Na і 76% До у звичайних умовах є рідиною (?_пл = -12,6 ° С). Літій при температурі вище 200°С спалахує. За хімічною активністю літій поступається деяким металам, хоча значення його стандартного електродного потенціалу є найбільш негативним (?°₂₉₈ = -3,05). Це зумовлено великою ентальпією гідратації іона Li+. Ставлення до води та кислот. Взаємодія з водою і кислотами представлена ​​на схемі: Всі лужні метали енергійно розкладають воду, виділяючи з неї водень: Взаємодія калію з водою супроводжується самозайманням водню, що виділяється, а взаємодія Rb і Cs - навіть вибухом. Ще легше вони взаємодіють із кислотами, витісняючи водень з розведених кислот (крім азотної).Концентровану сірчану та розведену азотну кислоти вони відновлюють до H₂S та NII₃ (NH₄N0₃) відповідно. Властивості сполук металів підгрупи ІА. З'єднання з киснем. пероксиди. У ряді Li —> Na —> До —> Rb - Cs зростає тенденція до утворення ієроксидних сполук (див. вище). Для літію відомий пероксид Li₂0₂ , а натрію — озонид, але стійкість їх значно нижчі, ніж К, Rb і Cs. Всі пероксидні сполуки легко розкладаються водою і є дуже сильними окислювачами: Оксиди Е₂0. Оксид літію Li₂0 і натрію Na₂0 – білі тверді речовини. Li₂0 виходить взаємодією простих речовин. Оксиди Na₂0 і К₂0, жовтий Rb₂0 та помаранчевий Cs₂0 отримують непрямим шляхом - відновлюючи пероксиди металами:₂0 -> Na₂0 -> До₂0 -> Rb₂0 -> Cs₂0 активність зростає. Це типові основні оксиди. З кислотами, кислотними та амфотерними оксидами утворюють солі: Взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди: Гідроксиди МеОН — безбарвні гігроскопічні речовини, які добре розчиняються у воді з виділенням великої кількості тепла. У водних розчинах МеОН є найсильнішими основами - лугами (NaOH, КОН, RbOH, CsOH). З них найбільше значення в техніці мають гідроксиди натрію (їдкий натр або каустична сода) NaOIi та калію (їдке калі) КОП. Їх одержують електролізом водних розчинів NaCl та КС1.

LiOH по розчинності та силі поступається іншим гідроксидам. При розжарюванні, на відміну від гідроксидів інших лужних металів, LiOH розкладається: Гідроксиди лужних металів, як і оксиди, енергійно розчиняються в кислотах, утворюючи відповідні солі: Розчини лугів роз'їдають скло, утворюючи силікати Me₂Si0₃а також поверхню алюмінію з утворенням алюмінію Ме[Л1(ОН)₄] та водню Н₂: Гідроксид натрію NaOH - білі кристали, легко поглинають вологу та вуглекислий газ з повітря (утворюється гідрокарбонат NaHCQ₃): Більшість солей літію та лужних металів добре розчиняються у воді. Важко розчинними є LiF, Li₃P0₄, та гідрокарбонат NaHC0₃, перхлорати КСЮ₄, RbCl0₄, CsCl0₄, а також деякі комплексні солі: гексанітритокобальтат(Ш) натрію Na-)fCo(NO >),-l і гексахлороплатинати(У1) калію та рубідії K₂[PtCl₆], Rb₂[PtCl₆], З'єднання з неметалами є бінарними сполуками — безбарвними кристалічними речовинами. Вони є солями чи соленодобними сполуками. Солі слабких кислот у водних розчинах гідролізуються: Солеподібні сполуки (нітриди, карбіди, гідриди та ін) розкладаються водою: Застосування. Найважливішою сферою застосування літію є атомна енергетика. Його використовують як джерело отримання тритію, а також як теплоносій в атомних реакторах: Літій надає сплавам низку цінних фізико-хімічних властивостей. Наприклад, у сплавів алюмінію із вмістом до 1% Li підвищуються механічна міцність та корозійна стійкість, введення 2% Li у технічну мідь значно збільшує її електричну провідність тощо. Гідроксид літію LiOH застосовується як електроліт в акумуляторах. Мінерали та штучні сполуки літію (алюмінат, гітанат, карбонат, силікат, молібдат та ін.) застосовуються при виробництві емалей, спеціальних стекол, що пропускають ультрафіолетові промені, та ін. Металоорганічні сполуки літію широко застосовуються в органічному синтезі. Натрій використовується як теплоносій в ядерних енергетичних установках, в металотермії, а також в клапанах авіаційних двигунів, в хімічних виробництвах, де потрібно рівномірне обігрів в межах 450-650 ° С. Металевий натрій та його рідкий сплав із калієм використовуються в органічному синтезі. Амальгама натрію часто застосовується як відновник. Гідроксид натрію використовується при виробництві мила, фарб, целюлози та ін, входить до складу розчинників неактивних металів, а також елементарних та складних напівпровідникових матеріалів.

Хлорид натрію є основою для цілого ряду найважливіших виробництв, таких як виробництво натрію, їдкого натру, соди, хлору та ін. калію (у вигляді KN0₃, КС1, K₂S0₄ та ін.) використовуються як добрива, при виробництві скла, мила та ін. рубідія, цезія і Франція використовуються у медицині. Токсичність елементів. Практично небезпеку становлять лише лужні метали та його гідроксиди, викликаючи опіки шкіри. Особливо небезпечне попадання навіть найменших кількостей лугів у вічі.