Калій у природі (2,4% у Земній корі). Властивості калію

Калій

КАЛІЙ-я; м.[Араб. kali] Хімічний елемент (K), метал сріблясто-білого кольору, що видобувається з вуглекалієвої солі (поташ).

◁ Калієвий, -а, -ое. К-ті родовища. К-ті солі.Калійний, -а, -е. К-та промисловість. К-ті добрива.

калій

(Лат. Kalium), хімічний елемент I групи періодичної системи, відноситься до лужних металів. Назва від арабського аль-калі - поташ (давно відоме з'єднання калію, що видобувається з деревної золи). Сріблясто-білий метал, м'який, легкоплавкий; щільність 0,8629 г/см 3 tпл 63,51 ºC. Швидко окислюється повітря, з водою реагує з вибухом. За поширеністю в земній корі посідає 7-е місце (мінерали: сильвін, каїніт, карналіт та ін; див. Калійні солі). Входить до складу тканин рослинних та тваринних організмів. Близько 90% солей, що видобуваються, використовується як добрива. Металевий калій використовують у хімічних джерелах струму, як геттер в електронних лампах для отримання суперпероксиду KO 2 ; сплави K з Na - теплоносії у ядерних реакторах.

Калій

КАЛІЙ (лат. Kalium), K (читається "калій"), хімічний елемент з атомним номером 19, атомна маса 39,0983.
Калій зустрічається у природі у вигляді двох стабільних нуклідів (див.НУКЛІД): 39 К (93,10% за масою) та 41 К (6,88%), а також одного радіоактивного 40 К (0,02%). Період напіврозпаду калію-40 Т1/2 приблизно в 3 рази менше, ніж Т1/2 урану-238 і становить 1,28 мільярда років. При b-розпаді калію-40 утворюється стабільний кальцій-40, а при розпаді типу електронного захоплення (див.ЕЛЕКТРОННИЙ ЗАХОПЛЕННЯ)утворюється інертний газ Аргон-40.
Калій належить до лужних металів (див.ЛУЖНІ МЕТАЛИ). У періодичній системі Менделєєва калій посідає місце у четвертому періоді у підгрупі IА. Конфігурація зовнішнього електронного шару 4 s 1 тому калій завжди проявляє ступінь окислення +1 (валентність I).
Атомний радіус калію 0,227 нм, радіус іона K+0,133 нм. Енергії послідовної іонізації атома калію 4,34 та 31,8 еВ. Електронегативність (див.ЕЛЕКТРОВІДКЛЮЧНІСТЬ)калію по Полінгу 0,82, що говорить про його яскраво виражені металеві властивості.
У вільному вигляді – м'який, легкий, сріблястий метал.
Історія відкриття
Сполуки калію, як і його найближчого хімічного аналога - натрію (див.НАТРІЙ), були відомі з давніх-давен і знаходили застосування в різних галузях людської діяльності. Проте самі ці метали були вперше виділені у вільному стані лише у 1807 р. у ході експериментів англійського вченого Г. Деві (див.Деві Гемфрі). Деві, використовуючи гальванічні елементи як джерело електричного струму, провів електроліз розплавів поташу (див.ПОТАШ)та каустичної соди (див.КАУСТИЧНА СОДА)і таким чином виділив металеві калій і натрій, які назвав «потасією» (звідси збережена в англомовних країнах і Франції назва калію - potassium) і «содія». У 1809 англійський хімік Л. В. Гільберт запропонував назву "калій" (від арабського аль-калі - поташ).
Знаходження у природі
Вміст калію в земній корі 2,41% за масою, калій входить у першу десятку найпоширеніших у земній корі елементів. Основні мінерали, що містять калій: сильвін (див.СИЛЬВІН) KСl (52,44% К), сільвініт (Na,K)Cl (цей мінерал являє собою щільно спресовану механічну суміш кристаликів хлориду калію KCl і хлориду натрію NaCl), карналіт (див.Карналіт) KCl·MgCl 2 ·6H 2 O (35,8% К), різні алюмосилікати (див.АЛЮМОСИЛІКАТИ), що містять калій, каїніт (див.Каїніт) KCl·MgSO 4 ·3H 2 O, полігаліт (див.ПОЛІГАЛІТ) K 2 SO 4 ·MgSO 4 ·2CaSO 4 ·2H 2 O, алуніт (див.АЛУНІТ) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6 . У морській воді міститься близько 0,04% калію.
Отримання
В даний час калій отримують при взаємодії з рідким розплавленим натрієм KOH (при 380-450°C) або KCl (при 760-890°C):
Na + KOH = NaOH + K
Калій також одержують електролізом розплаву KCl у суміші з K 2 CO 3 при температурах, близьких до 700°C:
2KCl = 2K + Cl 2
Від домішок калій очищають вакуумною дистиляцією.
Фізичні та хімічні властивості
Металевий калій м'який, він легко ріжеться ножем і піддається пресуванню та прокатці. Має кубічні об'ємно центровані кубічні грати, параметр а= 0,5344 нм. Щільність калію менша за щільність води і дорівнює 0,8629 г/см 3 . Як і всі лужні метали, калій легко плавиться (температура плавлення 63,51 ° C) і починає випаровуватися вже за порівняно невисокого нагрівання (температура кипіння калію 761 ° C).
Калій, як та інші лужні метали, хімічно дуже активний. Легко взаємодіє з киснем повітря з утворенням суміші, що переважно складається з пероксиду К 2 Про 2 і супероксиду KO 2 (К 2 Про 4):
2K + O 2 = K 2 O 2 K + O 2 = KO 2 .
При нагріванні на повітрі калій згоряє фіолетово-червоним полум'ям. З водою і розведеними кислотами калій взаємодіє з вибухом (займається водень, що утворюється):
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Кисень містять кислоти при такій взаємодії можуть відновлюватися. Наприклад, атом сірки сірчаної кислоти відновлюється до S, SO 2 або S 2-:
8К + 4Н 2 SO 4 = K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
При нагріванні до 200-300 °C калій реагує з воднем з утворенням солеподібного гідриду КН:
2K + H 2 = 2KH
З галогенами (див.ГАЛОГЕНИ)калій взаємодіє із вибухом. Цікаво відзначити, що з азотом калій не взаємодіє.
Як і інші лужні метали, калій легко розчиняється у рідкому аміаку з утворенням блакитних розчинів. У такому стані калій використовують для деяких реакцій. При зберіганні калій повільно реагує з аміаком з утворенням аміду KNH 2:
2K + 2NH 3 рід. = 2KNH 2 + H 2
Найважливіші сполуки калію: оксид До 2 Про пероксид К 2 Про 2 супероксид К 2 Про 4 гідроксид КОН, іодид KI, карбонат K 2 CO 3 і хлорид KCl.
Оксид калію До 2 Про, як правило, отримують непрямим шляхом за рахунок реакції пероксиду та металевого калію:
2K + K 2 O 2 = 2K 2 O
Цей оксид виявляє яскраво виражені основні властивості, що легко реагує з водою з утворенням гідроксиду калію КОН:
K 2 O + H 2 O = 2KOH
Гідроксид калію, або їдке калі, добре розчинний у воді (до 49,10% масі при 20°C). Розчин, що утворюється - дуже сильна основа, що відноситься до лугів ( див.луги) . КОН реагує з кислотними та амфотерними оксидами:
SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K (так реакція протікає в розчині) та
Al 2 O 3 + 2KOH = 2KAlO 2 + H 2 O (так реакція протікає при сплавленні реагентів).
У промисловості гідроксид калію KOH отримують електролізом водних розчинів KCl або K 2 CO 3 з застосуванням іонообмінних мембран та діафрагм:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + Cl 2 + H 2 ,
або за рахунок обмінних реакцій розчинів K 2 CO 3 або K 2 SO 4 з Ca(OH) 2 або Ba(OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Попадання твердого гідроксиду калію або крапель його розчинів на шкіру та в очі викликає важкі опіки шкіри та слизових оболонок, тому працювати з цими їдкими речовинами слід лише у захисних окулярах та рукавичках. Водні розчини калію гідроксиду при зберіганні руйнують скло, розплави - фарфор.
Карбонат калію K 2 CO 3 (звичайна назва поташ) отримують при нейтралізації розчину гідроксиду калію вуглекислим газом:
2KOH + CO2 = K2CO3 + Н2О.
У значних кількостях поташ міститься у золі деяких рослин.
Застосування
Металевий калій – матеріал для електродів у хімічних джерелах струму. Сплав калію з іншим лужним металом - натрієм знаходить застосування як теплоносій (див.ТЕПЛОНОСІЙ)у ядерних реакторах.
У більших масштабах, ніж металевий калій, знаходять застосування його сполуки. Калій - важливий компонент мінерального харчування рослин, він необхідний їм у значних кількостях для нормального розвитку, тому широке застосування знаходять калійні добрива (див.КАЛІЙНІ ДОБРИВА): хлорид калію КСl, нітрат калію або калійна селітра, KNO 3 , поташ K 2 CO 3 та інші солі калію. Поташ використовують також при виробництві спеціального оптичного скла, як поглинач сірководню при очищенні газів, як зневоднювальний агент і при дубленні шкір.
Як лікарський засіб знаходить застосування іодид калію KI. Йодид калію використовують також у фотографії та як мікродобрива. Розчин перманганату калію КMnO 4 (марганцівку) використовують як антисептичний засіб.
За вмістом у гірських породах радіоактивного 40 До визначають їх вік.
Калій в організмі
Калій - один із найважливіших біогенних елементів (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ), що постійно присутній у всіх клітинах всіх організмів. Іони калію К + беруть участь у роботі іонних каналів (див.ІОННІ КАНАЛИ)та регуляції проникності біологічних мембран (див.БІОЛОГІЧНІ МЕМБРАНИ), у генерації та проведенні нервового імпульсу, у регуляції діяльності серця та інших м'язів, у різних процесах обміну речовин. Вміст калію в тканинах тварин та людини регулюється стероїдними гормонами надниркових залоз. У середньому організм людини (маса тіла 70 кг) містить близько 140 г калію. Тому для нормальної життєдіяльності з їжею в організм має надходити 2-3 г калію на добу. Багаті калієм такі продукти, як ізюм, курага, горох та інші.
Особливості поводження з металевим калієм
Металевий калій може викликати дуже сильні опіки шкіри, при попаданні найдрібніших частинок калію в очі виникають важкі поразки зі втратою зору, тому працювати з металевим калієм можна тільки в захисних рукавичках та окулярах. Калій, що спалахнув, заливають мінеральним маслом або засипають сумішшю тальку і NaCl. Зберігають калій у герметично закритих залізних контейнерах під шаром зневодненої гасу або мінеральної олії.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Синоніми:

Дивитись що таке "калій" в інших словниках:

Калій 40 … Вікіпедія

Новолатинськ. kalium від араб. kali, луг. М'який і легкий метал, що становить основу калі. Відкритий Деві у 1807 році. Пояснення 25000 іноземних слів, що увійшли у вживання в російську мову, з позначенням їхнього коріння. Міхельсон А.Д., 1865. Словник іноземних слів російської мови

- (Kalium), K, хімічний елемент І групи періодичної системи, атомний номер 19, атомна маса 39,0983; відноситься до лужних металів; tпл 63,51шC. У живих організмах калій основний внутрішньоклітинний катіон, бере участь у генерації біоелектричних… Сучасна енциклопедія

Калій- (Kalium, s. Potassium), хім. елемент, символ. К, порядковий номер 19, сріблясто білий, блискучий метал, що має при звичайній щільність ta воску; відкрито Деві в 1807 р. Уд. в. при 20° 0,8621, атомна вага 39,1, одновалентний; t° плавлення … Велика медична енциклопедія

Калій- (Kalium), K, хімічний елемент І групи періодичної системи, атомний номер 19, атомна маса 39,0983; відноситься до лужних металів; tпл 63,51°C. У живих організмах калій основний внутрішньоклітинний катіон, бере участь у генерації біоелектричних… Ілюстрований енциклопедичний словник

- (Символ К), поширений хімічний елемент, що відноситься до лужних металів. Вперше був виділений сером Хемфрі Деві у 1807 р. Його основними рудами є сильвін (хлорид калію), карналіт та полігаліт. Калій є теплоносієм в АТОМНИХ ... Науково-технічний енциклопедичний словник

Чоловік. бійок, метал, що становить основу калі, дуже подібний з натрієм (содієм). Калі пор, нескл., рослинний луг або лужна сіль; вуглекислий калій, чистий поташ. Калієвий, що до калію відноситься. Калістий, що містить калі. Тлумачний… … Тлумачний словник Даля - КАЛІЙ, калію, мн. ні, муж., і калі, нескл., порівн. (Араб. Поташ) (хім.). Хімічний елемент лужний метал сріблясто-білого кольору, що видобувається з вуглекалієвої солі. Тлумачний словник Ушакова. Д.М. Ушаків. 1935 1940 … Тлумачний словник Ушакова

Зміст статті

Калій(Kalium) K, хімічний елемент 1 (Ia) групи Періодичної системи відноситься до лужних елементів. Атомний номер 19, атомна вага 39,0983. Складається з двох стабільних ізотопів 39 K (93,259%) та 41 K (6,729%), а також радіоактивного ізотопу 40 K з періодом напіврозпаду ~109 років. Цей ізотоп грає у природі особливу роль. Його частка в суміші ізотопів становить всього 0,01%, проте саме він є джерелом практично всього аргону 40 Ar, що міститься в земній атмосфері, який утворюється при радіоактивному розпаді 40 K. Крім того, 40 K присутній у всіх живих організмах, що, можливо, надає певний вплив з їхньої розвиток.

Ізотоп 40 K служить визначення віку гірських порід калій-аргоновым методом. Штучний ізотоп 42 K з періодом напіврозпаду 15,52 року використовується як радіоактивний індикатор у медицині та біології.

Ступінь окиснення +1.

Сполуки калію відомі з давніх часів. Поташ - карбонат калію K 2 CO 3 - давно виділяли з деревної золи.

Металевий калій був отриманий електролізом розплавленого їдкого калі (KOH) в 1807 англійським хіміком та фізиком Гемфрі Деві. Назва «potassium», обрана Деві, відображає походження цього елемента з поташу. Латинська назва елемента утворена від арабської назви поташу - "аль-калі". У російську хімічну номенклатуру слово «калій» запроваджено 1831 року петербурзьким академіком Германом Гессом (1802–1850).

Поширення калію в природі та його промислове вилучення.

Великі відкладення солей калію порівняно чистому вигляді утворилися внаслідок випаровування стародавніх морів. Найбільш важливими мінералами калію для хімічної промисловості є сильвін (KCl) та сильвініт (змішана сіль NaCl та KCl). Калій зустрічається також у вигляді подвійного хлориду KCl·MgCl 2 ·6H 2 O (карналіт) та сульфату K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (лангбейніт). Масивні шари солей калію були вперше виявлені в Стассфурті (Німеччина) у 1856 році. З них з 1861 по 1972 в промислових масштабах добували поташ.

Океанська вода містить близько 0,06% хлориду калію. У деяких внутрішніх водоймах, таких як озеро Солт-Лейк або Мертве море, його концентрація може досягати 1,5%, що робить економічно доцільним видобуток елемента. У Йорданії збудовано величезний завод, здатний видобувати мільйони тонн солей калію з Мертвого моря.

Хоча натрій та калій майже однаково поширені у гірських породах, в океані калію приблизно в 30 разів менше, ніж натрію. Це пов'язано, зокрема, з тим, що солі калію, що містять більший катіон, менш розчинні, ніж солі натрію, і калій більш міцно зв'язується в комплексних силікатах та алюмосилікатах у ґрунті за рахунок іонного обміну в глинах. Крім того, калій, який вилуговується з гірських порід, більшою мірою поглинається рослинами. Підраховано, що з тисячі атомів калію, що звільняються при хімічному вивітрюванні, лише два досягають морських басейнів, а 998 залишаються у ґрунті. "Грунт поглинає калій, і в цьому її чудодійна сила", - писав академік Олександр Євгенович Ферсман (1883-1945).

Калій є важливим елементом життя рослин і розвиток диких рослин часто обмежується доступністю калію. При нестачі калію рослини повільніше ростуть, їх листя, особливо старе, жовтіє і буріє по краях, стебло стає тонким і неміцним, а насіння втрачає схожість. Плоди такої рослини – це особливо помітно на фруктах – будуть менш солодкими, ніж у рослин, які отримали нормальну дозу калію. Нестачу калію відшкодовують добривами.

Калійні добрива є основним видом калієвмісної продукції (95%). Найбільше використовується KCl, на його частку припадає понад 90% калію, що використовується як добрива.

Світове виробництво калійних добрив у 2003 р. оцінено в 27,8 млн т (у перерахунку на K 2 O, вміст калію в калійних добривах прийнято перераховувати на K 2 O). З них 33% було вироблено у Канаді. По 13% світового виробництва калійних добрив посідає виробничі об'єднання «Уралкалій» і «Білоруськалій».

Характеристика простої речовини та промислове отримання металевого калію.

Калій - м'який сріблясто-білий метал з температурою плавлення 63,51 ° С і температурою кипіння 761 ° С. Надає полум'ю характерне червоно-фіолетове забарвлення, що пов'язано з легкістю збудження його зовнішніх електронів.

Хімічно дуже активний, легко взаємодіє з киснем, при нагріванні на повітрі спалахує. Основним продуктом цієї реакції є надпероксид калію KO2.

З водою та розведеними кислотами калій взаємодіє з вибухом та займанням. Сірчану кислоту відновлює до сірководню, сірки та діоксиду сірки, а азотну – до оксидів азоту та N 2 .

При нагріванні до 200-350 ° С калій реагує з воднем з утворенням гідриду KH. Металевий калій спалахує в атмосфері фтору, слабо взаємодіє з рідким хлором, але вибухає при зіткненні з бромом та розтиранні з йодом. Калій реагує з халькогенами та фосфором. З графітом при 250-500 ° С він утворює шаруваті сполуки складу C8K-C60K.

Калій розчиняється в рідкому аміаку (35,9 г в 100 мл при -70 ° С) з утворенням яскраво-блакитних метастабільних розчинів з незвичайними властивостями. Вперше це явище спостерігав, мабуть, сер Гемфрі Деві в 1808 році. Розчини калію в рідкому аміаку широко вивчалися з того моменту, як вони були отримані Т. Вейлем в 1863 році.

Калій не розчиняється в рідких літії, магнії, кадмії, цинку, алюмінію та галії та не реагує з ними. З натрієм утворює інтерметалічну сполуку KNa 2 , яка плавиться з розкладанням при 7° С. З рубідієм і цезієм калій дає тверді розчини з мінімальними температурами плавлення близько 35° С. З ртуттю він утворює амальгаму, що містить два меркуриди KHg 2 і KH 270 і 180°, відповідно.

Калій енергійно взаємодіє з багатьма оксидами, відновлюючи їх до найпростіших речовин. Зі спиртами він утворює алкоголяти.

На відміну від натрію, калій не вдається одержувати електролізом розплаву хлориду, оскільки калій дуже добре розчиняється в розплавленому хлориді і не спливає поверхню. Додаткову складність створює утворення надпероксиду, який реагує з металевим калієм з вибухом, тому спосіб промислового виробництва металевого калію полягає у відновленні розплавленого калію хлориду металевим натрієм при 850° С.

Відновлення хлориду калію натрієм, здавалося б, суперечить звичайному порядку реакційної здатності (калій більш реакційноздатний, ніж натрій). Однак, при 850-880 ° С встановлюється рівновага:

Na(г) + K+(ж) Na+(ж)+K(г)

Так як калій більш леткий, він випаровується раніше, це зміщує рівновагу і сприяє перебігу реакції. Фракційною перегонкою в колонці насадки можна отримати калій 99,5%-ної чистоти, але зазвичай для перевезення використовують суміш калію з натрієм. Сплави, що містять 15–55% натрію, є (при кімнатній температурі) рідкими, тому їх легко транспортувати.

Іноді калій відновлюють із хлориду іншими елементами, що утворюють стійкі оксиди:

6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl 2 + CaO·Al 2 O 3 + 6K

Металевий калій, виробництво якого є більш важким і дорогим, ніж виробництво натрію, виробляється у менших кількостях (світове виробництво становить близько 500 т на рік). Одна з найважливіших сфер застосування – отримання надпероксиду KO 2 прямим спалюванням металу.

Металевий калій використовують як каталізатор у виробництві деяких видів синтетичного каучуку, а також у лабораторній практиці. Сплав калію з натрієм служить теплоносієм атомних реакторах. Він є відновником у виробництві титану.

Калій викликає сильні опіки шкіри. При попаданні навіть дрібних крихт в очі можлива втрата зору. Калій, що спалахнув, заливають мінеральним маслом або засипають сумішшю тальку і хлориду натрію.

Зберігають калій у герметично закритих коробках під шаром зневодненої гасу або мінеральної олії. Відходи калію утилізують обробкою їх сухим етанолом або пропанолом з подальшим розкладанням алкоголятів, що утворилися водою.

З'єднання калію.

Калій утворює численні бінарні сполуки та солі. Майже всі солі калію добре розчиняються. Винятками є:

KHC 4 H 4 O 6 – гідротартрат калію

KClO 4 – перхлорат калію

K 2 Na·6H 2 O – гідрат гексанітрокобальтату(III) натрію-дикалію

K 2 – гексахлороплатинат(IV) калію

Оксид калію K 2 O утворює жовтуваті кристали. Його одержують при нагріванні калію з гідроксидом, пероксидом, нітратом або нітритом калію:

2KNO 2 + 6K = 4K 2 O + N 2

Використовують також нагрівання суміші азиду калію KN 3 і нітриту калію або окислення калію, розчиненого в рідкому аміаку, розрахованою кількістю кисню.

Оксид калію – активатор губчастого заліза, що використовується як каталізатор у синтезі аміаку.

Пероксид калію K 2 O 2 одержати з простих речовин складно, так як він легко окислюється до надпероксиду KО 2, тому використовують окислення металу за допомогою NO. Однак найкращим методом його одержання є кількісне окиснення металу, розчиненого в рідкому аміаку.

Пероксид калію можна розглядати як сіль двоосновної кислоти Н2О2. Тому при взаємодії з кислотами або водою на холоді кількісно утворюється пероксид водню.

Надпероксид калію KO 2 (помаранчевий) утворюється при звичайному спалюванні металу на повітрі. Це з'єднання використовується як запасне джерело кисню в дихальних масках в шахтах, підводних човнах і космічних кораблях.

При обережному термічному розкладанні KO 2 утворюється полуторний оксид «K 2 Про 3 » у вигляді темного парамагнітного порошку. Його можна отримати також окисленням металу, розчиненого в рідкому аміаку, або контрольованим окисленням пероксиду. Передбачається, що він є динадпероксид-пероксид [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2 ].

Озонід калію KО 3 можна одержати при дії озону на безводний порошок гідроксиду калію при низькій температурі з подальшою екстракцією продукту (червоного кольору) рідким аміаком. Він використовується як компонент складів для регенерації повітря в замкнутих системах.

Гідроксид калію KOH – сильна основа, що відноситься до лугів. Його традиційна назва «їдке калі» відображає дію цієї речовини, що роз'їдає, на живі тканини.

У промисловості гідроксид калію одержують електролізом водних розчинів хлориду або карбонату калію із залізним або ртутним катодом (світове виробництво становить близько 0,7 млн. т на рік). Гідроксид калію можна виділити з фільтрату після відділення опадів, що утворюються при взаємодії карбонату калію з гідроксидом кальцію або сульфату калію з гідроксидом барію.

Гідроксид калію застосовують для отримання рідкого мила та різних сполук калію. Крім того, він служить електролітом у лужних акумуляторах.

Фторид калію KF утворює рідкісний мінерал кароббіїт. Отримують фторид калію взаємодією водних розчинів фтороводню або амонію фториду з гідроксидом калію або його солями.

Застосовують фторид калію для синтезу різних сполук фтору калію, як фторуючий агент в органічному синтезі, а також як компонент кислототривких замазок і спеціальних стекол.

Хлорид калію KCl зустрічається у природі. Сировиною для його виділення служать сильвін, сильвініт, карналіт.

З сильвініту хлористий калій отримують методами галургії та флотації. Галургія (у перекладі з грецької – «соляна справа») включає вивчення складу та властивостей природної сольової сировини та розробку способів промислового отримання з нього мінеральних солей. Галургійний метод поділу заснований на різній розчинності KCl та NaCl у воді при підвищених температурах. При нормальній температурі розчинність хлоридів калію та натрію майже однакова. З підвищенням температури розчинність хлориду натрію майже змінюється, а розчинність хлориду калію різко зростає. На холоді готують насичений розчин обох солей, потім нагрівають і обробляють їм сильвініт. При цьому розчин додатково насичується хлоридом калію, а частина натрію хлориду витісняється з розчину, випадає в осад і відокремлюється фільтруванням. Розчин охолоджують, і з нього викристалізовується надлишковий хлорид калію. Кристали відокремлюють на центрифугах і сушать, а маточний розчин йде на обробку нової порції сильвініту. Для виділення хлориду калію цей метод використовується ширше за метод флотації, який базується на різній змочуваності речовин.

Хлорид калію є найпоширенішим калійним добривом. Крім використання як добрив, він застосовується, переважно, для гідроксиду калію електролізом. З нього отримують інші сполуки калію.

Бромід калію KBr отримують взаємодією брому з гідроксидом калію у присутності аміаку, а також реакціями брому або бромідів із солями калію.

Бромід калію широко використовується у фотографії. Він часто є джерелом брому в органічному синтезі. Раніше бромід калію застосовувався як седативний засіб у медицині («бром»). Монокристали броміду калію використовують при виготовленні призм для ІЧ-спектрометрів, а також як матрицю при знятті ІЧ спектрів твердих речовин.

Йодід калію KI утворює безбарвні кристали, які на світла набувають жовтуватого забарвлення за рахунок окислення киснем повітря і виділення йоду. Тому іодид калію зберігають у склянках із темного скла.

Отримують йодид калію взаємодією йоду з гідроксидом калію у присутності мурашиної кислоти або пероксиду водню, а також обмінними реакціями йодидів із солями калію. Він окислюється азотною кислотою до йодату калію KIO3. Йодид калію взаємодіє з йодом з утворенням розчинного у воді комплексу K, а з хлором та бромом дає, відповідно, K та K.

Йодид калію застосовується як лікарський засіб у медицині та ветеринарії. Він є реактивом в йодометрії. Йодид калію – противуалююча речовина у фотографії, компонент електроліту в електрохімічних перетворювачах, добавка для підвищення розчинності йоду у воді та полярних розчинниках, мікродобрива.

Сульфід калію K 2 S добре розчинний у воді. При гідролізі створює в розчині лужне середовище:

K 2 S = 2K + + S 2-; S 2– + H 2 O HS – + OH –

Сульфід калію легко окислюється повітрям, при підпалюванні згоряє. Отримують його взаємодією калію або карбонату калію з сіркою без доступу повітря, а також відновленням вуглецем сульфату калію.

Сульфід калію є компонентом світлочутливих емульсій у фотографії. Його використовують як аналітичний реагент для поділу сульфідів металів та як компонент складів для обробки шкур.

При насиченні водного розчину сірководнем утворюється гідросульфід калію KHS, який можна виділити у вигляді безбарвних кристалів. Його застосовують в аналітичній хімії для поділу важких металів.

Нагріванням сульфіду калію з сіркою одержують жовті або червоні полісульфіди калію KS n (n= 2-6). Водні розчини полісульфідів калію можна отримати кип'ятінням розчинів гідроксиду або сульфіду калію із сіркою. При спеканні карбонату калію з надлишком сірки на повітрі утворюється так звана сірчана печінка – суміш KS nта K 2 S 2 O 3 .

Застосовують полісульфіди для сульфідування сталі та чавуну. Сірчана печінка використовується як лікарський засіб для лікування шкірних захворювань та як пестицид.

Сульфат калію K 2 SO 4 зустрічається в природі у родовищах калійних солей та у водах солоних озер. Його можна отримати обмінною реакцією між хлоридом калію та сірчаною кислотою або сульфатами інших елементів.

Сульфат калію застосовують як добрива. Ця речовина дорожча, ніж хлорид калію, але не гігроскопічна і не злежується, на відміну від хлориду калію, сульфат калію можна застосовувати на будь-яких ґрунтах, у тому числі засолених.

З сульфату калію отримують галун та інші сполуки калію. Він входить до складу шихти у виробництві скла.

Нітрат калію KNO 3 – сильний окисник. Його часто називають калійною селітрою. У природі утворюється при розкладанні органічних речовин у результаті життєдіяльності бактерій, що нітрифікують.

Отримують нітрат калію обмінною реакцією між хлоридом калію та нітратом натрію, а також дією азотної кислоти або нітрозних газів на карбонат або хлорид калію.

Нітрат калію – відмінне добриво, що містить одночасно калій та азот, проте застосовується менше, ніж хлорид калію, через високу вартість виробництва. Нітрат калію використовується і для виготовлення чорного пороху та піротехнічних складів, у виробництві сірників та скла. Крім того, він застосовується для консервування м'ясних продуктів.

Карбонат калію K 2 CO 3 називають також поташ. Отримують при дії діоксиду вуглецю на розчини гідроксиду калію або суспензії магнію карбонату в присутності хлориду калію. Є побічним продуктом під час переробки нефеліну в глинозем.

Значна кількість карбонату калію міститься у рослинній золі. Найбільше калію у золі соняшнику – 36,3%. У золі дров оксиду калію значно менше – від 3,2% (ялинові дрова) до 13,8% (березові дрова). Ще менше калію у золі торфу.

Карбонат калію використовується головним чином для виробництва високоякісного скла, що використовується в оптичних лінзах, трубках кольорових телевізорів та флуоресцентних лампах. Застосовується і у виробництві порцеляни, барвників та пігментів.

Перманганат калію KMnO 4 утворює темно-фіолетові кристали. Розчини цієї речовини мають червоно-фіолетовий колір. Перманганат калію одержують анодним окисленням марганцю або феромарганцю в сильно лужному середовищі.

Перманганат калію – сильний окисник. Його використовують як знебарвлюючий, відбілюючий і очищаючий засіб. Застосовується і в органічному синтезі, наприклад при виробництві сахарину.

Гідрид калію KH – біла тверда речовина, яка при нагріванні розкладається на прості речовини. Гідрид калію є найсильнішим відновником. Він займається у вологому повітрі та серед фтору чи хлору. Гідрид калію може бути окислений навіть такими слабкими окислювачами, як вода та діоксид вуглецю:

KH + H 2 O = KOH + H 2

KH + CO2 = K(HCOO) (форміат калію)

Гідрид калію вступає також у реакції з кислотами та спиртами, при цьому можливе займання. Він відновлюють сірководень, хлороводень та інші речовини, що містять водень(I):

2KH + H 2 S = K 2 S + 2H 2

KH + HCl = KCl + H 2

Гідрид калію використовується як відновник під час проведення неорганічних та органічних синтезів.

Ціанід калію KCN, відомий під назвою ціаністий калій, утворює безбарвні кристали, добре розчинні у воді та деяких неводних розчинниках. У водному розчині він поступово гідролізується з виділенням ціановодню HCN, а при кип'ятінні водних розчинів розкладається на форміат калію та аміак.

У присутності ціаніду калію можуть йти не зовсім звичайні реакції, наприклад, мідь реагує з водою, виділяючи з неї водень та утворюючи диціанокупрат(I) калію:

У подібних умовах йде взаємодія і у разі золота. Щоправда, цей менш активний метал не здатний окислюватися водою, однак у присутності кисню переходить у розчин у вигляді ціанокомплексу – диціаноаурату(I) калію:

4Au + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4NaOH

Отримують ціанід калію взаємодією ціановодню з надлишком гідроксиду калію. Він є реагентом для вилучення срібла та золота з бідних руд, компонентом електролітів для очищення платини від срібла та для гальванічного золочення та сріблення. Ціанід калію застосовують як реактив у хімічному аналізі для визначення срібла, нікелю та ртуті.

Ціанід калію дуже токсичний. Смертельна доза для 120 мг.

Комплексні з'єднання. Найбільш стійкі комплексні сполуки калій утворюють з полідентатними лігандами (молекулами або іонами, які можуть з'єднуватися з атомом декількома зв'язками), наприклад, з макроциклічними поліефірами (краун-ефірами).

Краун-ефіри (від англійського crown – корона) містять у циклі понад 11 атомів, з яких не менше чотирьох – атоми кисню. У тривіальних назвах краун-ефірів загальна кількість атомів у циклі та кількість атомів кисню позначають цифрами, які ставлять, відповідно, до і після слова «краун». Такі назви набагато коротші за систематичні. Наприклад, 12-краун-4 (рис. 1) за міжнародною номенклатурою називається 1,4,7,10,13-тетраоксоціклододекан.

Рис. 1. ГРАФІЧНА ФОРМУЛАз'єднання 12-краун-4.

Краун-ефіри утворюють стійкі комплекси з катіонами металів. При цьому катіон включається до внутрішньомолекулярної порожнини краун-ефіру і утримується там завдяки іон-дипольному взаємодії з атомами кисню. Найбільш стійкими є комплекси з катіонами, геометричні параметри яких відповідають порожнині краун-ефіру. З катіоном калію найбільш стійкі комплекси утворюють краун-ефіри, що містять 6 атомів кисню, наприклад, 18-краун-6 (рис. 2).

Рис. 2. ГРАФІЧНА ФОРМУЛАкомплексу каліяс 18-краун-6 .

Біологічна роль калію(та натрію). Калій разом із натрієм регулюють процеси обміну речовин у живих організмах. В організмі людини всередині клітин міститься велика кількість іонів калію (0,12-0,16 моль/л), але щодо мало іонів натрію (0,01 моль/л). Вміст іонів натрію значно вищий у позаклітинній рідині (близько 0,12 моль/л), тому іони калію контролюють внутрішньоклітинну активність, а іони натрію – міжклітинну. Ці іони що неспроможні замінити одне одного.

Існування натрій-калієвого градієнта з внутрішньої та зовнішньої сторони клітинної мембрани призводить до виникнення різниці потенціалів на протилежних сторонах мембрани. Нервові волокна здатні передавати імпульси, а м'язи – скорочуватися саме завдяки існуванню внутрішнього негативного заряду стосовно зовнішньої поверхні мембрани. Таким чином, в організмі іони натрію та калію здійснюють фізіологічний контроль та пускові механізми. Вони сприяють передачі нервового імпульсу. Психіка людини залежить від балансу іонів натрію та калію в організмі. Концентрацію іонів натрію і калію, що затримуються та виділяються через нирки, контролюють деякі гормони. Так, мінералокортикоїди сприяють збільшенню викиду іонів калію та зменшенню викиду іонів натрію.

Іони калію входять до складу ферментів, що каталізують перенесення (транспорт) іонів через біомембрани, окислювально-відновлювальні та гідролітичні процеси. Вони служать і підтримки структури клітинних стінок і контролюють їх стан. Іон натрію активує кілька ферментів, які калій не може активувати, так само як іон натрію не може діяти на калієзалежні ферменти. Коли ці іони потрапляють усередину клітини, вони зв'язуються відповідними лігандами відповідно до їхньої хімічної активності. Роль таких лігандів виконують макроциклічні сполуки, модельними аналогами є краун-ефіри. Деякі антибіотики (подібні до валіноміцину) транспортують іони калію в мітохондрії.

Встановлено, що для роботи (Na+–K+)–АТФ-ази (аденозинтрифосфатази) – мембранного ферменту, що каталізує гідроліз АТФ, потрібні одночасно іони натрію та калію. Транспортна АТФ-аза пов'язує та вивільняє іони натрію та калію на певних стадіях ферментативної реакції, оскільки спорідненість активних центрів ферменту до іонів натрію та калію змінюється у міру протікання реакції. При цьому структурні зміни ферменту призводять до того, що катіони натрію і калію приймаються по один бік від мембрани, а вивільняються по іншу. Таким чином, одночасно з гідролізом АТФ відбувається селективне переміщення катіонів лужних елементів (робота так званого Na-K-насоса).

Добова потреба у калії у дитини становить 12–13 мг на 1 кг ваги, а дорослого – 2–3 мг, тобто. у 4–6 разів менше. Більшість необхідного йому калію людина отримує з їжі рослинного походження.

Олена Савінкіна

У цій статті буде дано характеристику калію з погляду фізики та хімії. Перша з цих наук вивчає механічні та зовнішні властивості речовин. А друга - їхня взаємодія один з одним - це хімія. Калій - дев'ятнадцятий за рахунком елемент таблиці Менделєєва. Він належить до цієї статті буде розглянута і електронна формула калію, і його поведінка з іншими речовинами і т. д. Це один з найбільш активних металів. Наука, що займається вивченням цього та інших елементів – хімія. 8 клас передбачає вивчення та їх властивостей. Тому ця стаття буде корисна школярам. Тож почнемо.

Характеристика калію з погляду фізики

Це проста речовина, яка за нормальних умов знаходиться у твердому агрегатному стані. Температура плавлення становить шістдесят три градуси за шкалою Цельсія. Закипає цей метал, коли температура досягає сімсот шістдесяти одного градуса за Цельсієм. Розглянута речовина має сріблясто-біле забарвлення. Має металевий блиск.

Щільність калію становить вісімдесят шість сотих грамів на сантиметр кубічний. Це дуже легкий метал. Формула калію дуже проста – він не формує молекул. Ця речовина складається з атомів, які розташовані близько один до одного і мають кристалічну решітку. Атомна маса калію дорівнює тридцяти дев'яти грамів на моль. Його твердість дуже низька - його можна легко порізати ножем, як сир.

Калій та хімія

Почнемо з того, що калій – хімічний елемент, який має дуже високу хімічну активність. Навіть зберігати його на відкритому повітрі не можна, тому що він моментально починає реагувати з оточуючими його речовинами. Калій - хімічний елемент, який відноситься до першої групи та четвертого періоду таблиці Менделєєва. Він має всі властивості, які характерні для металів.

Взаємодія з простими речовинами

До них належать: кисень, азот, сірка, фосфор, галогени (йод, фтор, хлор, бром). По порядку розглянемо взаємодію калію з кожним із них. Взаємодія із киснем називається окисленням. Протягом даної хімічної реакції витрачається калій і оксиген у молярному співвідношенні чотири частини до однієї, внаслідок чого утворюється оксид металу, що розглядається, в кількості двох частин. Дана взаємодія можна виразити за допомогою наступного рівняння реакції: 4К + О2 = 2К2О. При горінні калію можна спостерігати яскраво-фіолетове полум'я.

Тому ця реакція вважається якісною визначення калію. Реакції з галогенами називаються відповідно до назв цих хімічних елементів: це йодування, фторування, хлорування, бромування. Дані взаємодії можна назвати реакціями приєднання, оскільки атоми двох різних речовин поєднуються в одну. Прикладом такого процесу може бути реакція між калієм і хлором, в результаті якої утворюється хлорид металу, що розглядається. Для проведення даної взаємодії необхідно взяти два ці компоненти - два молячі першого і один другого. В результаті утворюється два моля сполуки калію. Ця реакція виражається таким рівнянням: 2К + СІ2 = 2КСІ. З азотом калій може давати сполуки при горінні на свіжому повітрі. Під час цієї реакції витрачається аналізований метал і азот у молярному співвідношенні шість частин до однієї, в результаті цієї взаємодії утворюється нітрид калію в кількості двох частин. Це можна показати як наступне рівняння: 6К + N2 = 2K3N. Ця сполука є кристалами зелено-чорного кольору. З фосфором аналізований метал реагує за таким же принципом. Якщо взяти три молі калію та один моль фосфору, отримаємо один моль фосфіду. Дану хімічну взаємодію можна записати у вигляді такого рівняння реакції: 3К + Р = К3Р. Крім того, калій здатний реагувати з воднем, утворюючи при цьому гідрид. Як приклад може бути наведено таке рівняння: 2К + Н2 = 2КН. Усі реакції приєднання відбуваються лише за наявності високих температур.

Взаємодія зі складними речовинами

Характеристика калію з погляду хімії передбачає розгляд цієї теми. До яких здатний реагувати калій, відносяться вода, кислоти, солі, оксиди. З усіма ними аналізований метал реагує по-різному.

Калій та вода

Цей хімічний елемент бурхливо реагує із нею. При цьому утворюється гідроксид і водень. Якщо взяти по два молі калію та води, то отримаємо стільки ж і один моль водню. Дану хімічну взаємодію можна виразити за допомогою наступного рівняння: 2К + 2Н2О = 2КОН = Н2.

Реакції із кислотами

Так як калій - активний метал, він легко витісняє атоми гідрогену з їх сполук. Прикладом може бути реакція, яка відбувається між речовиною, що розглядається, і соляною кислотою. Для її проведення потрібно взяти два молі калію, а також кислоту в тій же кількості. У результаті утворюється – два моля та водень – один моль. Цей процес можна записати таким рівнянням: 2К + 2НСІ = 2КСІ + Н2.

Калій та оксиди

З цією групою неорганічних речовин аналізований метал реагує лише за значному нагріванні. Якщо атом металу, що входить до складу оксиду, пасивніший за той, про який ми говоримо в даній статті, відбувається, по суті, реакція обміну. Наприклад, якщо взяти два молі калію і один моль оксиду купруму, то в результаті їх взаємодії можна отримати по одному молю оксиду хімічного елемента, що розглядається, і чистий купрум. Це можна показати у вигляді такого рівняння: 2К + CuO = К2О + Cu. Ось де виявляються сильні відновлювальні властивості калію.

Взаємодія з основами

Калій здатний реагувати з гідроксидами металів, які знаходяться правіше за нього в електрохімічному ряду активності. У такому разі також виявляються його відновлювальні властивості. Наприклад, якщо взяти два молі калію та один моль гідроксиду барію, то в результаті реакції заміщення ми отримаємо такі речовини, як гідроксид калію в кількості два молі та чистий барій (один моль) – він випаде в осад. Подану хімічну взаємодію можна відобразити у вигляді наступного рівняння: 2К + Ba(OH)2 = 2КОН + Ba.

Реакції із солями

У разі калій так само виявляє свої властивості як сильний відновник. Заміщаючи атоми більш пасивних елементів, він дозволяє отримати чистий метал. Наприклад, якщо додати до кількості два моля три моля калію, то в результаті даної реакції отримаємо три моля хлориду калію і два моля алюмінію. Виразити цей процес за допомогою рівняння можна так: 3К + 2АІСІ3 = 3КСІ2 + 2АІ.

Реакції із жирами

Якщо додати калій до будь-якої органічної речовини цієї групи, він також витіснить один із атомів гідрогену. Наприклад, при змішуванні стеарину з металом, що розглядається, утворюється стеарат калію і водень. Отримана речовина застосовується виготовлення рідкого мила. У цьому характеристика калію та її взаємодій коїться з іншими речовинами закінчується.

Використання калію та його сполук

Як і всі метали, що розглядається в цій статті необхідний для багатьох процесів у промисловості. Основне застосування калію відбувається у хімічній галузі. Завдяки своїй високій хімічній активності, яскраво вираженим лужнометалевим і відновним властивостям, він застосовується як реагент для багатьох взаємодій та отримання різноманітних речовин. Крім того, сплави з вмістом калію використовуються як теплоносія в ядерних реакторах. Також аналізований у цій статті метал знаходить своє застосування в електротехніці. Крім всього вищепереліченого, він є одним із головних компонентів добрив для рослин. Крім того, його сполуки застосовують у найрізноманітніших галузях промисловості. Так, у видобутку золота використовується ціанід калію, який є реагентом виділення цінних металів з руд. У виробництві скла застосовується Фосфати аналізованого хімічного елемента є компонентами всіляких засобів для чищення і порошків. У сірниках є хлорат даного металу. У виготовленні плівок для старих фотоапаратів використовувався бромід елемента, що розглядається. Як ви вже знаєте, видобути його можна шляхом бромування калію за умови високої температури. У медицині використовується хлорид цього хімічного елемента. У миловарінні - стеарат та інші похідні від жирів.

Отримання металу, що розглядається

Нині калій видобувають у лабораторіях двома основними способами. Перший – відновлення його з гідроксиду за допомогою натрію, який хімічно ще активніший, ніж калій. А другий – одержання його з хлориду, теж за допомогою натрію. Якщо додати до одного молю гідроксиду калію стільки ж натрію, утворюється один молю лугу натрію і чистого калію. Рівняння даної реакції виглядає наступним чином: КОН + Na = NaOH + К. Для проведення реакції другого типу потрібно змішати хлорид металу, що розглядається, і натрій в рівних молярних пропорціях. Внаслідок цього утворюються такі речовини, як кухонна сіль та калій у однаковому співвідношенні. Виразити цю хімічну взаємодію можна за допомогою такого рівняння реакції: КСІ + Na = NaCl + К.

Будова калію

Атом даного хімічного елемента, як і решти, складається з ядра, в якому містяться протони і нейтрони, а також електронів, що обертаються навколо нього. Кількість електронів завжди дорівнює кількості протонів, що знаходяться всередині ядра. Якщо якийсь електрон від'єднався чи приєднався до атома, він перестає бути нейтральним і перетворюється на іон. Вони бувають двох видів: катіони та аніони. Перші мають позитивний заряд, а другі - негативний. Якщо до атома приєднався електрон, він перетворюється на аніон, якщо ж якийсь із електронів залишив свою орбіту, нейтральний атом стає катіоном. Оскільки порядковий номер калію, згідно з таблицею Менделєєва, дев'ятнадцять, то й протонів у ядрі даного хімічного елемента є стільки ж. Тому можна дійти невтішного висновку, як і електронів навколо ядра розташовано дев'ятнадцять. Кількість протонів, які у структурі атома, можна визначити, відібравши від атомної маси порядковий номер хімічного елемента. Так можна дійти невтішного висновку, що у ядрі калію знаходиться двадцять протонів. Оскільки аналізований у цій статті метал належить до четвертого періоду, він має чотири орбіти, на яких рівномірно розташовуються електрони, які постійно перебувають у русі. Схема калію виглядає так: на першій орбіті розташовані два електрони, на другій - вісім; так само як і на третій, на останній, четвертій, орбіті обертається лише один електрон. Цим і пояснюється високий рівень хімічної активності даного металу - його остання орбіта не заповнена повністю, тому він прагне з'єднатися з іншими атомами, внаслідок чого їх електрони останніх орбіт стануть загальними.

Де можна зустріти цей елемент у природі?

Так як він має надзвичайно високу хімічну активність, то на планеті він ніде не зустрічається в чистому вигляді. Його можна побачити лише у складі різноманітних сполук. калію у земній корі становить 2,4 відсотка. Найпоширеніші мінерали, до складу яких входить калій, - це сальвініт та карналіт. Перший має наступну хімічну формулу: NaCl.KCl. Він має строкате забарвлення і складається з безлічі кристалів різноманітного забарвлення. Залежно від співвідношення хлориду калію та натрію, а також від наявності домішок він може містити червоні, сині, рожеві, помаранчеві складові. Другий мінерал - карналіт - виглядає як прозорі, ніжно-блакитні, світло-рожеві або блідо-жовті кристали. Його хімічна формула має такий вигляд: KCl.MgCl2.6Н2О. Він є кристалогідратом.

Роль калію в організмі, симптоми нестачі та надлишку

Він разом із натрієм підтримує водно-сольовий баланс клітини. Також він бере участь у передачі між мембранами нервового імпульсу. Крім того, він регулює кислотно-лужний баланс у клітині та у всьому організмі в цілому. Він бере участь у процесах обміну речовин, протидіє виникненню набряків, входить до складу цитоплазми – близько п'ятдесяти її відсотків – солі металу, що розглядається. Головними ознаками того, що організму не вистачає калію, є набряклість, виникнення такого захворювання, як водянка, дратівливість та порушення в роботі нервової системи, загальмованість реакції та погіршення пам'яті.

Крім того, недостатня кількість цього мікроелементу негативно позначається на серцево-судинній та м'язовій системах. Нестача калію протягом тривалого часу може спровокувати інфаркт або інсульт. А ось через надлишок калію в організмі може розвинутись виразка тонкого кишечника. Для збалансування свого харчування таким чином, щоб отримувати нормальну кількість калію, потрібно знати, в яких продуктах він міститься.

Їжа з високим вмістом мікроелемента, що розглядається.

Насамперед, це горіхи, такі як кешью, волоські, фундук, арахіс, мигдаль. Також велика його кількість знаходиться у картоплі. Крім того, калій міститься в сухофруктах, таких як родзинки, курага, чорнослив. Цим елементом багаті і кедрові горішки. Також висока його концентрація спостерігається у бобових: квасолі, гороху, сочевиці. Морська капуста також багата на цей хімічний елемент. Ще одними продуктами, що містять цей елемент у великій кількості, є зелений чай та какао. Крім того, у високій концентрації він знаходиться і в багатьох фруктах, таких як авокадо, банани, персики, апельсини, грейпфрути, яблука. Багато круп багаті аналізованим мікроелементом. Це насамперед перлівка, а також пшенична та гречана крупа. У петрушці та брюссельській капусті теж є багато калію. Крім того, він міститься в моркві та дині. Цибуля і часник мають чималу кількість хімічного елемента, що розглядається. Курячі яйця, молоко та сир також відрізняються високим вмістом у них калію. Добова норма даного хімічного елемента для середньої людини становить від трьох до п'яти грамів.

Висновок

Прочитавши цю статтю, можна дійти невтішного висновку, що калій є надзвичайно важливим хімічним елементом. Він необхідний синтезування багатьох сполук у хімічної промисловості. Крім того, використовується і в багатьох інших галузях. Також він дуже важливий для організму людини, тому має регулярно і в необхідній кількості надходити туди з їжею.

У природі калій зустрічається тільки в з'єднаннях з іншими елементами, наприклад, у морській воді, а також у багатьох мінералах. Дуже швидко окислюється на повітрі і дуже легко вступає в 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, містив сульфат калію K 2 SO 4 соду і хлорид калію KCl.

Місце народження

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 місце 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, але в 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, але в аноді - кисень :

4 O H − → 2 H 2 O + O 2 (\displaystyle (\mathsf (4OH^(-)\rightarrow 2H_(2)O+O_(2))))

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:

N a + K O H → N 2 380 - 450 o C N a O H + K (\displaystyle (\mathsf (Na+KOH(\xrightarrow[(N_(2))])(380-450^(o)C))NaOH+ K)))

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

Фізичні властивості

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

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 із утворенням гідриду (200-350 °C):

2 K + H 2 ⟶ 2 K H (\displaystyle (\mathsf (2K+H_(2)\longrightarrow 2KH))) 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 зі спиртами з утворенням алкоголятів:

2 K + 2 C 2 H 5 O H ⟶ 2 C 2 H 5 O K + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2K+2C_(2)H_(5)OH\longrightarrow) (2)\uparrow )))

Алкоголяти лужних металів (в даному випадку – етанолат калію) є дуже сильними основами та широко використовуються в органічному синтезі.

З'єднання з киснем

K + O 2 ⟶ K O 2 (\displaystyle (\mathsf (K+O_(2)\longrightarrow KO_(2))))

Оксид каліюможе 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:

K O 2 + 3 K ⟶ 2 K 2 O (\displaystyle (\mathsf (KO_(2)+3K\longrightarrow 2K_(2)O)))

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:

K 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + 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 K O 2 + 2 C O 2 ⟶ 2 K 2 C O 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 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 CO 2 виділяється один об'єм O 2), і тиск у замкнутому просторі впаде, а у разі надлишку супероксиду калію (при поглинанні двох об'ємів CO 2 виділяється три об'єми O 2) виділяється більше газу, ніж поглинеться, і тиск підвищиться.

У разі еквімолярної суміші (Na 2 O 2:K 2 O 4 = 1:1) обсяги поглинається і виділяється газів будуть рівні (при поглинанні чотирьох об'ємів CO 2 виділяється чотири об'єми O 2).

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 KO 3, оранжево-червоного кольору. Отримати його можна взаємодією гідроксиду калію з озоном за температури не вище 20 °C:

4 K O H + 4 O 3 ⟶ 4 K O 3 + O 2 + 2 H 2 O (\displaystyle (\mathsf (4KOH+4O_(3)\longrightarrow 4KO_(3)+O_(2)+2H_(2)O)) )

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

6 K O 3 + 5 S K 2 S O 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

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. Склад сплаву: натрій 12 %, калій 47 %, цезій 41 % - має рекордно низьку температуру плавлення −78 °C.
• З'єднання 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 проходить 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) - добрива, компонент чорного пороху.
• Перхлорат і хлорат калію (бертолетова сіль) використовуються у виробництві сірників, ракетних порохів, освітлювальних зарядів, вибухових речовин, 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.
• Калій разом із перекисом калію застосовується при термохімічному розкладі води на водень і кисень (калієвий цикл «Газ де Франс», Франція).
• Сульфат калію – застосовується як добриво.

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 був відкритий восени 1807 англійським хіміком Деві при електролізі твердого їдкого калі. Зволоживши їдкий калі, вчений виділив метал, якому дав назву потасій,натякаючи на виробництво поташа(необхідного інгредієнта для виготовлення миючих засобів) із золи. Свою звичну назву метал отримав через два роки, в 1809 р. ініціатором перейменування речовини став Л.В. Гільберт, який запропонував назву калій(від арабської аль-калі- Поташ).

Калій (лат. Kalium) є м'яким лужним металом, елементом головної підгрупи І групи, IV періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва, має атомний номер 19 та позначення - До.

Знаходження у природі

Калій у вільному стані у природі не зустрічається, він входить до складу всіх клітин. Досить поширений метал, що займає 7-е місце за вмістом у земній корі (calorizator). Основними постачальниками калію є Канада, Білорусь та Росія, що мають великі родовища цієї речовини.

Фізичні та хімічні властивості

Калій – легкоплавкий метал сріблясто-білого кольору. Має властивість забарвлювати відкритий вогонь у яскравий фіолетово-рожевий колір.

Калій має високу хімічну активність, це потужний відновник. При реакції з водою відбувається вибух, при тривалому знаходженні повітря повністю руйнується. Тому калій вимагає певних умов для зберігання - його заливають шаром гасу, силікону або бензину, для виключення шкідливих для металу контактів із водою та атмосферою.

Основними харчовими джерелами калію є сушені, горіхове масло, цитрусові, всі зелені овочі з листям. Калію досить багато в рибі та . Взагалі, калій входить до складу багатьох рослин. та - чемпіони з утримання калію.

Добова потреба у калії

Добова потреба організму людини у калії залежить від віку, фізичного стану та навіть місця проживання. Дорослим здоровим людям потрібно 2,5 г калію, вагітним жінкам – 3,5 г, спортсменам – до 5-ти грам калію щодня. Кількість необхідного калію для підлітків розраховується за вагою – 20 мг калію на 1 кг маси тіла.

Корисні властивості калію та його вплив на організм

Калій бере участь у процесі проведення нервових імпульсів і передачі на іннервовані органи. Сприяє кращій діяльності головного мозку, покращуючи постачання його. Чинить позитивний вплив при багатьох алергічних станах. Калій необхідний здійснення скорочень скелетних м'язів. Калій регулює вміст в організмі солей, лугів та кислот, чим сприяє зменшенню набряків.

Калій міститься у всіх внутрішньоклітинних рідинах, він необхідний для нормальної життєдіяльності м'яких тканин (м'язів, судин та капілярів, залоз внутрішньої секреції тощо)

Засвоюваність калію

Калій всмоктується в організм з кишечника, куди надходить із їжею, виводиться із сечею зазвичай у такій кількості. Зайвий калій виводиться з організму тим самим шляхом, не затримується і накопичується. Перешкодами для нормального всмоктування калію можуть бути надмірне вживання кави, цукру, алкоголю.

Взаємодія з іншими

Калій працює в тісному контакті з натрієм і магнієм, при зростанні концентрації калію з організму стрімко виводиться натрій, а зменшення магнію може порушити засвоєння калію.

Ознаки нестачі калію

Нестача калію в організмі характеризується м'язовою слабкістю, швидкою стомлюваністю, зниженням імунітету, збоями у роботі міокарда, порушеннями показників артеріального тиску, прискореним та утрудненим диханням. Шкірні покриви можуть лущитися, пошкодження погано гояться, волосся стає дуже сухим і ламким. Відбуваються збої у роботі шлунково-кишкового тракту - нудота, блювання, розлади шлунка до гастриту і виразки.

Ознаки надлишку калію

Надлишок калію настає при передозуванні препаратів, що містять калій і характеризується нервово-м'язовими розладами, підвищеною пітливістю, збудливістю, дратівливістю та плаксивістю. Людина постійно відчуває спрагу, що призводить до частих сечовипускань. Шлунково-кишковий тракт реагує кишковими коліками, чергуванням запорів та проносів.

Застосування калію у житті

Калій у вигляді основних сполук знаходить широке застосування в медицині, сільському господарстві та промисловості. Калійні добрива необхідні для нормального росту та визрівання рослин, а всім відома марганцівкаЦе не що інше, як перманганат калію, випробуваний часом антисептик.