Содержание

Калий — это… Что такое Калий?

Внешний вид простого вещества

Серебристо-белый мягкий металл
Свойства атома
Имя, символ, номер

Калий / Kalium (K), 19

Атомная масса
(молярная масса)

39,0983[1]а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ar] 4s1

Радиус атома

235 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

203 пм

Радиус иона

133 пм

Электроотрицательность

0,82 (шкала Полинга)

Электродный потенциал

−2,92 В

Степени окисления

1

Энергия ионизации
(первый электрон)

418,5 (4,34) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

0,856 г/см³

Температура плавления

63,51°С; 336,8 K

Температура кипения

1047 K

Теплота плавления

2,33 кДж/моль

Теплота испарения

76,9 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

29,6[2] Дж/(K·моль)

Молярный объём

45,3 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая объёмно-центрированная

Параметры решётки

5,332 Å

Температура Дебая

100 K

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) 79,0 Вт/(м·К)

Ка́лий — элемент главной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19. Обозначается символом

K (лат. Kalium). Простое вещество калий (CAS-номер: 7440-09-7) — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах. Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь. Во многих отношениях химические свойства калия очень близки к натрию, но с точки зрения биологической функции и использования их клетками живых организмов они всё же отличаются.

История и происхождение названия

Калий (точнее, его соединения) использовался с давних времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор (щёлок) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия, содержал сульфат калия K

2SO4, соду и хлорид калия KCl.

В 1807 году английский химик Дэви электролизом расплава едкого кали (KOH) выделил калий и назвал его «потассий» (лат. potassium; это название до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках). В 1809 году Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium, от араб. аль-кали — поташ). Это название вошло в немецкий язык, оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.

Нахождение в природе

В свободном состоянии не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд, полевых шпатов и т.д. Также калий входит в состав сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl

2·6H2O, каинита KCl·MgSO4·6H2O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K2CO3 (поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел Биологическая роль). Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Концентрация в морской воде 380 мг/л[3].

Месторождения

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ОАО «Уралкалий», г. Березники, ОАО «Сильвинит», г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд[4]), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд[5]).

Получение

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием.[6][7]

Физические свойства

Калий под слоем ТГФ

Калий — серебристое вещество с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет[8].

Калий активно взаимодействует с водой. Выделяющийся водород воспламеняется, а ионы калия придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде становится малиновым, демонстрируя щелочную реакцию образующегося KOH.

Калий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,5247 нм, Z = 2.

Химические свойства

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

Взаимодействие с простыми веществами

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

,

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

.

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO

2 (с примесью K2O2):

В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид зелёного цвета (200 °C):

Взаимодействие со сложными веществами

Калий при комнатной температуре активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора.

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (65—105 °C):

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае, этаноат калия) являются очень сильными основаниями и широко используются в органическом синтезе.

Соединения с кислородом

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

Оксиды калия обладают ярко выраженными основными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:

Советский изолирующий противогаз ИП-5

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO

2 выделяется один объём O2), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется три объёма O2) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (Na2O2:K2O4 = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO2 выделяется четыре объёма O2).

Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.

Также известен озонид калия KO3, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше 20 °C:

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при 50 °C:

Гидроксид

Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при 20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

Применение

  • Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав состава: натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % — обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
  • Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений.
  • Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.

Важные соединения

Кристаллы перманганата калия

Биологическая роль

Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий в организме человека

Question book-4.svg
В этом разделе не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена.
Вы можете отредактировать эту статью, добавив ссылки на авторитетные источники.
Эта отметка установлена 12 мая 2011.

Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса. Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:

  • Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений.
  • Поддержание осмотической концентрации крови.
  • Поддержание кислотно-щелочного баланса.
  • Нормализация водного баланса.

Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых от 1800 до 5000 миллиграммов. Потребность в калии зависит от общего веса тела, физической активности, физиологического состояния, и климата места проживания. Рвота, продолжительные поносы, обильное потение, использование мочегонных повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками являются сушёные абрикосы, дыня, бобы, киви, картофель, батат, авокадо, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах.

Практически все сорта рыбы содержат более 200 мг калия в 100 г. Количество калия в разных видах рыбы различается. Овощи, грибы и травы также содержат много калия, однако в консервированных продуктах его уровень может быть гораздо меньше. Много калия содержится в шоколаде.

Всасывание происходит в тонком кишечнике. Усвоение калия облегчает витамин B6, затрудняет — алкоголь.

При недостатке калия развивается гипокалиемия. Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии.

При переизбытке калия развивается гиперкалиемия, для которой основным симптомом является язва тонкого кишечника. Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановку сердца.

Изотопы

Природный калий состоит из трёх изотопов. Два из них стабильны: 39K (изотопная распространённость 93,258 %) и 41K (6,730 %). Третий изотоп 40K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251·109 лет. В каждом грамме природного калия в секунду распадается в среднем 32 ядра 40K, благодаря чему, например, в организме человека массой 70 кг ежесекундно происходит около 4000 радиоактивных распадов. Поэтому легкодоступные в быту соединения калия (поташ, хлорид калия, калийная селитра и т. д.) можно использовать как пробные радиоактивные источники для проверки бытовых дозиметров. 40K наряду с ураном и торием считается одним из основных источников геотермальной энергии, выделяемой в недрах Земли (полная скорость энерговыделения оценивается в 40—44 ТВт). В минералах, содержащих калий, постепенно накапливается калий-аргоновый метод является одним из основных методов ядерной геохронологии.

См. также

Примечания

  1. Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements. NIST Physical Measurement Laboratory. Архивировано из первоисточника 22 августа 2011. Проверено 16 ноября 2010.
  2. Химическая энциклопедия: в 5 т / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 284. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. J. P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
  4. КАЛИЙНОЕ МЕСТОРОЖДЕНИЕ
  5. Химическое и агрохимическое сырье.
  6. А. Ф. Алабышев, К. Д Грачев, С. А. Зарецкий, М. Ф. Лантратов, Натрий и калий (получение, свойства, применение), Л: Гос. н-т. изд-во хим. лит., 1959, С. 321.
  7. Хим.энциклопедия, т.2, М.: Сов. энциклопедия, 1990, С.562.
  8. Элементы: проба на окрашивание пламени  (рус.). Архивировано из первоисточника 22 августа 2011. Проверено 26 января 2010.

Литература

  1. Пилипенко А. Т. Натрий и калий // Справочник по элементарной химии. — 2-е изд. — Киев: Наукова думка, 1978. — С. 316—319.
  2. Дроздов А. Яростные металлы // Энциклопедия для детей. Химия. — М.: Аванта +, 2002. — С. 184—187. — ISBN 5-8483-0027-5
  3. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  4. Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
  5. Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
  6. Лидин Р. А. и др. Элементы IA-группы. Калий // Химические свойства неорганических веществ: Уч. пособие для вузов. — 4-е изд. — М.: КолосС, 2003. — С. 29—40. — ISBN 5-9532-0095-1

Ссылки

 Просмотр этого шаблона Электрохимический ряд активности металлов

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

Щелочные металлы
   

Литий
Li
Атомный номер: 3
Атомная масса: 6.941
Темп. плавления: 453.69 K
Темп. кипения: 1615 K
Плотность: 0.534 г/см³
Электроотрицательность: 0.98

Натрий
Na
Атомный номер: 11
Атомная масса: 22.990
Темп. плавления: 370.87 K
Темп. кипения: 1156 K
Плотность: 0.97 г/см³
Электроотрицательность: 0.96

Калий
K
Атомный номер: 19
Атомная масса: 39.098
Темп. плавления: 336.58 K
Темп. кипения: 1032 K
Плотность: 0.86 г/см³
Электроотрицательность: 0.82

Рубидий
Rb
Атомный номер: 37
Атомная масса: 85.468
Темп. плавления: 312.46 K
Темп. кипения: 961 K
Плотность: 1.53 г/см³
Электроотрицательность: 0.82

Цезий
Cs
Атомный номер: 55
Атомная масса: 132.905
Темп. плавления: 301.59 K
Темп. кипения: 944 K
Плотность: 1.93 г/см³
Электроотрицательность: 0.79

Франций
Fr
Атомный номер: 87
Атомная масса: (223)
Темп. плавления: 295 K
Темп. кипения: 950 K
Плотность: 1,87 г/см³
Электроотрицательность: 0.7

dic.academic.ru

Калия — это… Что такое Калия?

Кришна танцует на головах змея Калия.

Калия (санскр. कालिया, Kāliyā IAST) в индуистской мифологии — огромный многоголовый демон-змей, живший в реке Ямуне в районе Вриндаваны и укрощённый Кришной. История Кришны и змея Калии описывается в Пуранах.

Согласно древнему обычаю, наги регулярно приносили Гаруде в дар пищу.[1] Однажды Калия возгордился и съел подношение, принесённое другими нагами для царя пернатых.[1] Гаруда пришёл в ярость и набросился на Калию, намереваясь убить его за проявленную дерзость.[1] Калия уставился на Гаруду множеством своих немигающих глаз, распахнул свои пасти и обнажив острые клыки, полные смертельного яда, всячески пытался укусить противника, бросаясь на него подобно молнии.[1] Гаруда каждый раз оказывался проворнее и уклонялся от укуса, а затем изловчился и тяжело ударил Калию своим мощным крылом.[1] Испуганный Калия пустился в бегство и, скрываясь от острых когтей Гаруды, скрылся в водах Ямуны, которых Гаруда не смел касаться из-за проклятия, полученного им ранее от святого мудреца.[1]

Однажды Гаруда поймал в Ямуне рыбу, и, намереваясь утолить голод, приготовился съесть её.[1] В этот момент к нему подошёл благочестивый риши и попросил его пощадить рыбе жизнь, отпустив её назад в реку.[1] Однако Гаруду терзал такой жестокий голод, что он не смог удержаться и съел пойманную им рыбу.[1] Мудрец сильно разгневался и проклял Гаруду, сказав, что если тот когда-либо ещё коснется вод Ямуны, то в тот же час и погибнет.[1] Калия знал об этом проклятии и потому укрылся от Гаруды в большом озере, находившимся под руслом Ямуны.[1] Водоём этот соединялся с Ямуной тесным проходом, через который смертельный яд змея попадал в воды реки и отравлял в ней всё живое.[1] Вся растительность на берегах Ямуны высохла. Птицы, пролетавшие над рекой, погибали от ядовитых испарений и падали в воду.[2] Когда ветер приносил ядовитые пары в лесные чащи, всё живое в лесах погибало.[2]

Однажды Кришна пригнал на водопой к Ямуне стадо телят.[1] На песчаном берегу реки он увидел мёртвые тела своих друзей, мальчиков-пастушков, а рядом с ними — павшее коровье стадо.[1] Пастухи и коровы погибли, напившись воды из Ямуны, отравленной Калией.[1] Тогда Кришна забрался на вершину дерева кадамба, нависшего над водою, и прыгнул в ядовитые воды реки.[2] Кришна начал как ни в чём не бывало плескаться, плавать и играть в воде, весело ударяя ладонями по ядовитым волнам.[2] Шум плеска воды и радостные клики Кришны разозлили Калию.[2] Многоглавый змей всплыл на поверхность и тугими кольцами обвил тело маленького Кришны.[2] В это время на берегу реки появились друзья Кришны. Увидев его в объятиях змея, они преисполнились ужаса и без чувств пали на землю, а телята протяжно замычали и заплакали горючими слезами.[2]

В это самое время во Вриндаване появились дурные предзнаменования, предвещавшие беду.[2] Жители Вриндавана пришли в великое беспокойство и отправились на поиски Кришны.[2] Его следы привели их к берегу Ямуны.[3] Узрев любимого Кришну недвижимым в смертельных объятиях змея, они горько заплакали и собрались было броситься в реку на помощь Кришне, но Баларама остановил их.[3] Вдруг тело Кришны стало расширяться и разомкнуло кольца Калии.[3] При виде оказавшегося на свободе Кришны, Калия пришёл в неистовую ярость.[3] Описывается, что его смрадное дыхание жгло как огонь, смертельный яд вытекал из его ртов и капал в воду, языки его алчно шевелились, и множество немигающих глаз с ненавистью уставились на Кришну, стремясь лишить его всякой силы.[3] Калия бросился на Кришну, который волчком стал вращаться в воде вокруг змея, приведя его ещё в большую ярость.[3] Когда силы Калии совсем иссякли и он уронил свои головы в воду, Кришна вскочил на него и стал плясать, перепрыгивая с одной головы на другую.[3] Изнемождённый Калия вновь и вновь тщетно пытался укусить Кришну, который не давал подняться его головам.[3] Калия, теряя последние силы, всё глубже и глубже погружался в воду.[3] Тогда жёны Калии, наблюдавшие за происходящим, стали возносить Кришне молитвы, прося пощадить их супруга.[3] Сжалившись над ними, Кришна перестал топтать змея и отпустил его на волю, повелев ему покинуть Ямуну и поселиться со всеми родичами в океане на острове Раманака (ассоциируется с островом Вити-Леву), где Гаруда не станет чинить им препятствий.[3] После ухода Калии Ямуна очистилась от яда, воды её прояснились, берега покрылись растительностью, а пастухи и коровы, умершие ранее от ядовитых испарений, снова вернулись к жизни.[4]

См. также

Примечания

Ссылки

dic.academic.ru

калий — это… Что такое калий?

КА́ЛИЙ -я; м. [араб. kali] Химический элемент (K), металл серебристо-белого цвета, добываемый из углекалиевой соли (поташа).

Ка́лиевый, -ая, -ое. К-ые месторождения. К-ые соли. Кали́йный, -ая, -ое. К-ая промышленность. К-ые удобрения.

КА́ЛИЙ (лат. Kalium), K (читается «калий»), химический элемент с атомным номером 19, атомная масса 39,0983.
Калий встречается в природе в виде двух стабильных нуклидов (см. НУКЛИД): 39К (93,10% по массе) и 41К (6,88%), а также одного радиоактивного 40К (0,02%). Период полураспада калия-40 Т1/2 примерно в 3 раза меньше, чем Т1/2 урана-238 и составляет 1,28 миллиарда лет. При b-распаде калия-40 образуется стабильный кальций-40, а при распаде по типу электронного захвата (см. ЭЛЕКТРОННЫЙ ЗАХВАТ) образуется инертный газ аргон-40.
Калий принадлежит к числу щелочных металлов (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ). В периодической системе Менделеева калий занимает место в четвертом периоде в подгруппе IА. Конфигурация внешнего электронного слоя 4s1, поэтому калий всегда проявляет степень окисления +1 (валентность I).
Атомный радиус калия 0,227 нм, радиус иона K+ 0,133 нм. Энергии последовательной ионизации атома калия 4,34 и 31,8 эВ. Электроотрицательность (см. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ) калия по Полингу 0,82, что говорит о его ярко выраженных металлических свойствах.
В свободном виде — мягкий, легкий, серебристый металл.
История открытия
Соединения калия, как и его ближайшего химического аналога — натрия (см. НАТРИЙ), были известны с древности и находили применение в различных областях человеческой деятельности. Однако сами эти металлы были впервые выделены в свободном состоянии только в 1807 в ходе экспериментов английского ученого Г. Дэви (см. ДЭВИ Гемфри). Дэви, используя гальванические элементы как источник электрического тока, провел электролиз расплавов поташа (см. ПОТАШ) и каустической соды (см. КАУСТИЧЕСКАЯ СОДА) и таким образом выделил металлические калий и натрий, которые назвал «потассием» (отсюда сохранившееся в англоязычных странах и Франции название калия — potassium) и «содием». В 1809 английский химик Л. В. Гильберт предложил название «калий» (от арабского аль-кали — поташ).
Нахождение в природе
Содержание калия в земной коре 2,41% по массе, калий входит в первую десятку наиболее распространенных в земной коре элементов. Основные минералы, содержащие калий: сильвин (см. СИЛЬВИН) KСl (52,44% К), сильвинит (Na,K)Cl (этот минерал представляет собой плотно спрессованную механическую смесь кристалликов хлорида калия KCl и хлорида натрия NaCl), карналлит (см. КАРНАЛЛИТ) KCl·MgCl2·6H2O (35,8% К), различные алюмосиликаты (см. АЛЮМОСИЛИКАТЫ), содержащие калий, каинит (см. КАИНИТ) KCl·MgSO4·3H2O, полигалит (см. ПОЛИГАЛИТ) K2SO4·MgSO4·2CaSO4·2H2O, алунит (см. АЛУНИТ) KAl3(SO4)2(OH)6. В морской воде содержится около 0,04% калия.
Получение
В настоящее время калий получают при взаимодействии с жидким натрием расплавленных KOH (при 380—450°C) или KCl (при 760—890°C):
Na + KOH = NaOH + K
Калий также получают электролизом расплава KCl в смеси с K2CO3 при температурах, близких к 700°C:
2KCl = 2K + Cl2­
От примесей калий очищают вакуумной дистилляцией.
Физические и химические свойства
Металлический калий мягок, он легко режется ножом и поддается прессованию и прокатке. Обладает кубической объемно центрированной кубической решеткой, параметр а = 0,5344 нм. Плотность калия меньше плотности воды и равна 0,8629 г/см3. Как и все щелочные металлы, калий легко плавится (температура плавления 63,51°C) и начинает испаряться уже при сравнительно невысоком нагревании (температура кипения калия 761°C).
Калий, как и другие щелочные металлы, химически очень активен. Легко взаимодействует с кислородом воздуха с образованием смеси, преимущественно состоящей из пероксида К2О2 и супероксида KO22О4):
2K + O2 = K2O2, K + O2 = KO2.
При нагревании на воздухе калий сгорает фиолетово-красным пламенем. С водой и разбавленными кислотами калий взаимодействует со взрывом (воспламеняется образующийся водород):
2K + 2H2O = 2KOH + H2­
Кислородсодержащие кислоты при таком взаимодействии могут восстанавливаться. Например, атом серы серной кислоты восстанавливается до S, SO2 или S2–:
8К + 4Н2SO4 = K2S + 3K2SO4 + 4H2O.
При нагревании до 200—300 °C калий реагирует с водородом с образованием солеподобного гидрида КН:
2K + H2 = 2KH
С галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) калий взаимодействует со взрывом. Интересно отметить, что с азотом калий не взаимодействует.
Как и другие щелочные металлы, калий легко растворяется в жидком аммиаке с образованием голубых растворов. В таком состоянии калий используют для проведения некоторых реакций. При хранении калий медленно реагирует с аммиаком с образованием амида KNH2:
2K + 2NH3 жидк. = 2KNH2 + H2­
Важнейшие соединения калия: оксид К2О, пероксид К2О2, супероксид К2О4, гидроксид КОН, иодид KI, карбонат K2CO3 и хлорид KCl.
Оксид калия К2О, как правило, получают косвенным путем за счет реакции пероксида и металлического калия:
2K + K2O2 = 2K2O
Этот оксид проявляет ярко выраженные основные свойства, легко реагирует с водой с образованием гидроксида калия КОН:
K2O + H2O = 2KOH
Гидроксид калия, или едкое кали, хорошо растворим в воде (до 49,10% массе при 20°C). Образующийся раствор — очень сильное основание, относящееся к щелочам (см. ЩЕЛОЧИ). КОН реагирует с кислотными и амфотерными оксидами:
SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O,
Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4] (так реакция протекает в растворе) и
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O­ (так реакция протекает при сплавлении реагентов).
В промышленности гидроксид калия KOH получают электролизом водных растворов KCl или K2CO3 c применением ионообменных мембран и диафрагм:
2KCl + 2H2O = 2KOH + Cl2­+ H2­,
или за счет обменных реакций растворов K2CO3 или K2SO4 с Ca(OH)2 или Ba(OH)2:
K2CO3 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3

Попадание твердого гидроксида калия или капель его растворов на кожу и в глаза вызывает тяжелые ожоги кожи и слизистых оболочек, поэтому работать с этими едкими веществами следует только в защитных очках и перчатках. Водные растворы гидроксида калия при хранении разрушают стекло, расплавы — фарфор.
Карбонат калия K2CO3 (обиходное название поташ) получают при нейтрализации раствора гидроксида калия углекислым газом:
2KOH + CO2 = K2CO3 + Н2О.
В значительных количествах поташ содержится в золе некоторых растений.
Применение
Металлический калий — материал для электродов в химических источниках тока. Сплав калия с другим щелочным металлом — натрием находит применение в качестве теплоносителя (см. ТЕПЛОНОСИТЕЛЬ) в ядерных реакторах.
В гораздо больших масштабах, чем металлический калий, находят применение его соединения. Калий — важный компонент минерального питания растений, он необходим им в значительных количествах для нормального развития, поэтому широкое применение находят калийные удобрения (см. КАЛИЙНЫЕ УДОБРЕНИЯ): хлорид калия КСl, нитрат калия, или калийная селитра, KNO3, поташ K2CO3 и другие соли калия. Поташ используют также при производстве специальных оптических стекол, как поглотитель сероводорода при очистке газов, как обезвоживающий агент и при дублении кож.
В качестве лекарственного средства находит применение иодид калия KI. Иодид калия используют также в фотографии и в качестве микроудобрения. Раствор перманганата калия КMnO4 («марганцовку») используют как антисептическое средство.
По содержанию в горных породах радиоактивного 40К определяют их возраст.
Калий в организме
Калий — один из важнейших биогенных элементов (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ), постоянно присутствующий во всех клетках всех организмов. Ионы калия К+ участвуют в работе ионных каналов (см. ИОННЫЕ КАНАЛЫ) и регуляции проницаемости биологических мембран (см. БИОЛОГИЧЕСКИЕ МЕМБРАНЫ), в генерации и проведении нервного импульса, в регуляции деятельности сердца и других мышц, в различных процессах обмена веществ. Содержание калия в тканях животных и человека регулируется стероидными гормонами надпочечников. В среднем организм человека (масса тела 70 кг) содержит около 140 г калия. Поэтому для нормальной жизнедеятельности с пищей в организм должно поступать 2—3 г калия в сутки. Богаты калием такие продукты, как изюм, курага, горох и другие.
Особенности обращения с металлическим калием
Металлический калий может вызвать очень сильные ожоги кожи, при попадании мельчайших частичек калия в глаза возникают тяжелые поражения с потерей зрения, поэтому работать с металлическим калием можно только в защитных перчатках и очках. Загоревшийся калий заливают минеральным маслом или засыпают смесью талька и NaCl. Хранят калий в герметично закрытых железных контейнерах под слоем обезвоженного керосина или минерального масла.

dic.academic.ru

Калий — Википедия. Что такое Калий

Внешний вид простого вещества

Серебристо-белый мягкий металл
Свойства атома
Название, символ, номер Калий / Kalium (K), 19
Атомная масса
(молярная масса)
39,0983(1)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 4s1
Радиус атома 235 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус 203 пм
Радиус иона 133 пм
Электроотрицательность 0,82 (шкала Полинга)
Электродный потенциал −2,92 В
Степени окисления 0; +1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 418,5 (4,34) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) 0,856 г/см³
Температура плавления 336,8К; 63,65 °C
Температура кипения 1047К; 773,85 °C
Уд. теплота плавления 2,33 кДж/моль
Уд. теплота испарения 76,9 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 29,6[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 45,3 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки кубическая объёмно-центрированная
Параметры решётки 5,332 Å
Температура Дебая 100 K
Прочие характеристики
Теплопроводность (300 K) 79,0 Вт/(м·К)
Номер CAS 7440-09-7
Эмиссионный спектр
Potassium Spectrum.jpg

Ка́лий — элемент первой группы (по старой классификации — главной подгруппы первой группы), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19. Обозначается символом K (лат. Kalium). Простое вещество калий — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах. Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь.

Во многих свойствах калий очень близок натрию, но с точки зрения биологической функции и использования клетками живых организмов они антагонистичны.

История и происхождение названия

Соединения калия используются с древнейших времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор (щёлок) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия, содержал сульфат калия K2SO4, соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH)[3](в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года[4]) и назвал его «потасий» (лат. potasium[3]:32; это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами s) до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках). В 1809 году Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium, от араб. аль-кали — поташ). Это название вошло в немецкий язык, оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.

Нахождение в природе

В свободном состоянии не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд, полевых шпатов и т. д. Также калий входит в состав сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl2·6H2O, каинита KCl·MgSO4·6H2O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K2CO3 (поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел Биологическая роль). Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Концентрация в морской воде — 380 мг/л[5].

Месторождения

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ПАО «Уралкалий», г. Березники, г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд[6]), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд[7]).

Получение

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:

K++e−→K{\displaystyle {\mathsf {K^{+}+e^{-}\rightarrow K}}}
2Cl−→Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}}}}

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

4OH−→2h3O+O2{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}}

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:

Na+KOH→N2380−450oCNaOH+K{\displaystyle {\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[{N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}}

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием.[8][9]

Физические свойства

Калий под слоем ТГФ

Калий — серебристый металл с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет[10].

Калий активно взаимодействует с водой. Выделяющийся водород воспламеняется, а ионы калия придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде становится малиновым, демонстрируя щелочную реакцию образующегося KOH.

Калий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,5247 нм, Z = 2.

Химические свойства

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

Взаимодействие с простыми веществами

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

2K+h3⟶2KH{\displaystyle {\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}}

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

2K+E⟶K2E{\displaystyle {\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{2}E}}}

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO2 (с примесью K2O2):

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид зелёного цвета (200 °C):

3K+P⟶K3P{\displaystyle {\mathsf {3K+P\longrightarrow K_{3}P}}}

Взаимодействие со сложными веществами

Калий при комнатной температуре (20*С) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора.

2K+2h3O⟶2KOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow }}}
2K+2HCl⟶2KCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}}
K+6Nh4⟶[K(Nh4)]6{\displaystyle {\mathsf {K+6NH_{3}\longrightarrow [K(NH_{3})]_{6}}}}

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

8K+6h3SO4⟶4K2SO4+SO2↑+S↓+6h3O{\displaystyle {\mathsf {8K+6H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4K_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +6H_{2}O}}}
21K+26HNO3⟶21KNO3+NO↑+N2O↑+N2↑+13h3O{\displaystyle {\mathsf {21K+26HNO_{3}\longrightarrow 21KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O}}}

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

2K+2KOH⟶2K2O+h3↑(450∘C){\displaystyle {\mathsf {2K+2KOH\longrightarrow 2K_{2}O+H_{2}\uparrow (450^{\circ }C)}}}

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (65—105 °C):

2K+2Nh4⟶2KNh3+h3{\displaystyle {\mathsf {2K+2NH_{3}\longrightarrow 2KNH_{2}+H_{2}}}}

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

2K+2C2H5OH⟶2C2H5OK+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2C_{2}H_{5}OH\longrightarrow 2C_{2}H_{5}OK+H_{2}\uparrow }}}

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае − этанолат калия) являются очень сильными основаниями и широко используются в органическом синтезе.

Соединения с кислородом

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

KO2+3K⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {KO_{2}+3K\longrightarrow 2K_{2}O}}}

Оксиды калия обладают ярко выраженными основными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:

K2O2+2h3O⟶2KOH+h3O2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}O_{2}}}}
4KO2+2h3O⟶4KOH+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}}
4KO2+2CO2⟶2K2CO3+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow }}}
Советский изолирующий противогаз ИП-5

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется один объём O2), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется три объёма O2) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (Na2O2:K2O4 = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO2 выделяется четыре объёма O2).

Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.

Также известен озонид калия KO3, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше 20 °C:

4KOH+4O3⟶4KO3+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4KOH+4O_{3}\longrightarrow 4KO_{3}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при 50 °C:

6KO3+5S⟶K2SO4+2K2S2O7{\displaystyle {\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7}}}}

Гидроксид

Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при 20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

Применение

  • Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав состава: натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % — обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
  • Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений. Калий является одним из трех базовых элементов, которые необходимы для роста растений наряду с азотом и фосфором. В отличие от азота и фосфора, калий является основным клеточным катионом. При его недостатке у растения прежде всего нарушается структура мембран хлоропластов — клеточных органелл, в которых проходит фотосинтез. Внешне это проявляется в пожелтении и последующем отмирании листьев. При внесении калийных удобрений у растений увеличивается вегетативная масса, урожайность и устойчивость к вредителям.
  • Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.

Важные соединения

  • Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.
  • Гидроксид калия (едкое кали) применяется в щелочных аккумуляторах и при сушке газов.
  • Карбонат калия (поташ) используется как удобрение, при варке стекла, как кормовая добавка для птицы.
  • Хлорид калия (сильвин, «калийная соль») используется как удобрение.
  • Нитрат калия (калийная селитра) — удобрение, компонент чёрного пороха.
  • Перхлорат и хлорат калия (бертолетова соль) используются в производстве спичек, ракетных порохов, осветительных зарядов, взрывчатых веществ, в гальванотехнике.
  • Дихромат калия (хромпик) — сильный окислитель, используется для приготовления «хромовой смеси» для мытья химической посуды и при обработке кожи (дубление). Также используется для очистки ацетилена на ацетиленовых заводах от аммиака, сероводорода и фосфина.
Кристаллы перманганата калия

Биологическая роль

Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий в организме человека

Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше, чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса. Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:

Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых — от 1800 до 5000 миллиграммов. Потребность в калии зависит от массы тела, физической активности, физиологического состояния, и климата места проживания. Рвота, продолжительные поносы, обильное потение, использование мочегонных повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками являются бобы (в первую очередь белая фасоль), шпинат и капуста кормовая, финики, картофель, батат, сушёные абрикосы, дыня, киви, авокадо, помело, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах.

Практически все сорта рыбы содержат более 200 мг калия в 100 г. Количество калия в разных видах рыбы различается. Овощи, грибы и травы также содержат много калия, однако в консервированных продуктах его уровень может быть гораздо меньше. Много калия содержится в шоколаде.

Всасывание происходит в тонком кишечнике. Усвоение калия облегчает витамин B6, затрудняет — алкоголь.

При недостатке калия развивается гипокалиемия. Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии.

При избытке калия развивается гиперкалиемия, для которой основным симптомом является язва тонкого кишечника. Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановку сердца.

Изотопы

Природный калий состоит из трёх изотопов. Два из них стабильны: 39K (изотопная распространённость 93,258 %) и 41K (6,730 %). Третий изотоп 40K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251·109 лет. В каждом грамме природного калия в секунду распадается в среднем 31,0±0,3 ядра 40K, благодаря чему, например, в организме человека массой 70 кг ежесекундно происходит около 4000 радиоактивных распадов. Поэтому легкодоступные в быту соединения калия (поташ, хлорид калия, калийная селитра и т. д.) можно использовать как пробные радиоактивные источники для проверки бытовых дозиметров. 40K наряду с ураном и торием считается одним из основных источников геотермальной энергии, выделяемой в недрах Земли (полная скорость энерговыделения оценивается в 40—44 ТВт). В минералах, содержащих калий, постепенно накапливается 40Ar, один из продуктов распада калия-40, что позволяет измерять возраст горных пород; калий-аргоновый метод является одним из основных методов ядерной геохронологии.

Один из искусственных изотопов — 37K, — с временем полураспада 1,23651 с, применяется в экспериментах по изучению Стандартной модели слабого взаимодействия[11].

См. также

Примечания

  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
  2. ↑ Химическая энциклопедия: в 5 т / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 284. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. 1 2 Davy, H. (1808). «The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced by Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of alkaline Bodies». Philosophical Transactions 98: 1-44.
  4. Davy, John. The Collected Works of Sir Humphry Davy. — London : Smith, Elder, and Company, 1839. — Vol. I. — P. 109.
  5. ↑ J. P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
  6. ↑ КАЛИЙНОЕ МЕСТОРОЖДЕНИЕ
  7. ↑ Химическое и агрохимическое сырье.
  8. ↑ А. Ф. Алабышев, К. Д Грачев, С. А. Зарецкий, М. Ф. Лантратов, Натрий и калий (получение, свойства, применение), Л: Гос. н-т. изд-во хим. лит., 1959, С. 321.
  9. ↑ Хим.энциклопедия, т.2, М.: Сов. энциклопедия, 1990, С.562.
  10. ↑ Элементы: проба на окрашивание пламени (рус.). Проверено 26 января 2010. Архивировано 22 августа 2011 года.
  11. P. D. Shidling et al. Precision half-life measurement of the β+ decay of 37K (англ.) // Physical Review C. — 2014. — Vol. 90. — P. 032501. — DOI:10.1103/PhysRevC.90.032501. — arXiv:1407.1742.

Литература

  • Пилипенко А. Т. Натрий и калий // Справочник по элементарной химии. — 2-е изд. — Киев: Наукова думка, 1978. — С. 316—319.
  • Дроздов А. Яростные металлы // Энциклопедия для детей. Химия. — М.: Аванта +, 2002. — С. 184—187. — ISBN 5-8483-0027-5.
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
  • Лидин Р. А. и др. Элементы IA-группы. Калий // Химические свойства неорганических веществ: Уч. пособие для вузов. — 4-е изд. — М.: КолосС, 2003. — С. 29—40. — ISBN 5-9532-0095-1.

Ссылки

⛭

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

⛭
   

Литий
Li
Атомный номер: 3
Атомная масса: 6,941
Темп. плавления: 453,85 К
Темп. кипения: 1615 К
Плотность: 0,534 г/см³
Электроотрицательность: 0,98

Натрий
Na
Атомный номер: 11
Атомная масса: 22,98976928
Темп. плавления: 371,15 К
Темп. кипения: 1156 К
Плотность: 0,97 г/см³
Электроотрицательность: 0,96

Калий
K
Атомный номер: 19
Атомная масса: 39,0983
Темп. плавления: 336,58 К
Темп. кипения: 1032 К
Плотность: 0,86 г/см³
Электроотрицательность: 0,82

Рубидий
Rb
Атомный номер: 37
Атомная масса: 85,4678
Темп. плавления: 312,79 К
Темп. кипения: 961 К
Плотность: 1,53 г/см³
Электроотрицательность: 0,82

Цезий
Cs
Атомный номер: 55
Атомная масса: 132,9054519
Темп. плавления: 301,59 К
Темп. кипения: 944 К
Плотность: 1,93 г/см³
Электроотрицательность: 0,79

Франций
Fr
Атомный номер: 87
Атомная масса: (223)
Темп. плавления: ~300 К
Темп. кипения: ~950 К
Плотность: 1,87 г/см³
Электроотрицательность: 0,7

wiki.sc

Калий — это… Что такое Калий?

химический элемент главной подгруппы I группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева, один из основных внутриклеточных катионов, присутствует также во внеклеточной среде всех живых организмов, принимает участие в образовании и поддержании потенциала на клеточных мембранах.

Атомный номер калия 19, атомная масса 39,102. В природе существуют изотопы калия 39К, 40К, 41К. Изотоп 40К слабо радиоактивен, около 90% естественной радиоактивности организмов млекопитающих обеспечивается именно этим изотопом. Калий — мягкий металл, его свежий срез имеет серебристо-белый цвет. Относительная плотность 0,862 г/см3 пл. 63,5°, t°кип. 760°. Химически активен, сильный восстановитель, бурно реагирует с водой. Валентность + 1. В свободном виде К. в природе не встречается ввиду его высокой химической реактивности. В основном в природе К. присутствует в виде солей. В организме человека и животных 98% всего К. находится внутри клеток, главным образом в ионизированной форме в виде катиона К+ Содержание К. в тканях животных составляет 6—10 мэкв/100 г сырой ткани. В организме человека содержится 160—250 г (4000—9000 мэкв) калия. Концентрация К. в разных тканях человека составляет (в мэкв/кг массы ткани): в костях — 15, зубах — 17, скелетных мышцах — 100, миокарде — 64, легких — 38, головном мозге — 84, печени — 55, почках — 45, эритроцитах — 115. Концентрация К. (в ммоль/л) в сыворотке крови составляет 4,5 (3,4—5,3), в цереброспинальной жидкости — 3,0, лимфе — 2,2. Суточная потребность в К. для взрослых людей составляет 2—3 г (50—75 мэкв), для ребенка 16—30 мг/кг массы тела; необходимый минимум поступления К. в организм взрослого человека равен около 1 г/сут. Высоким содержанием К. отличаются абрикосы, персики, апельсины, бананы, ананасы, картофель, капуста, морковь, помидоры, салат, шпинат, редька и др. Недостаток калия в рационе ведет к дистрофии даже при нормальном потреблении белка. Полученный с пищей К. всасывается в кишечнике, с кровью поступает в печень, а затем в периферический кровоток. Скорость обмена ионов К+ между клетками и внеклеточной жидкостью максимальна в почках, легких и кишечнике, несколько ниже она в печени, селезенке и мышцах, наиболее низкую величину такого обмена отмечаю; в эритроцитах, головном мозге, костях. около 8090% поступившего с пищей К. выводится с мочой. В норме 1 л мочи содержит 42,8—85,6 мэкв калия, за сутки с мочой выводится 2—4 г калия. Значительно меньшее количество К. экскретируется с калом, немного К. выводится с потом. В почках происходят фильтрация К. из плазмы крови, реабсорбция его в проксимальных отделах почечных канальцев и активная секреция калия клетками дистальных отделов почечных канальцев. Регуляция калийуреза осуществляется гипоталамическими нейрогормонами и гипофизарными гормонами, стероидными гормонами коры надпочечников, в первую очередь альдостероном, а также ц.н.с. (см. Водно-солевой обмен). Интенсивность выведения К. зависит от кислотно-щелочного состояния. Содержание К. в плазме крови находится в обратной зависимости от величины рН крови (см. Водородный показатель) Концентрация ионов К+ существенно влияет на осмотическое давление в клетках. Одной из важнейших функций К является поддержание потенциала, образующегося на клеточной мембране. В возбудимых клетках содержание К. во много раз выше, а содержание натрия во много раз ниже, чем во внеклеточной жидкости. Мембранный потенциал покоя — разность потенциалов между клеточным содержимым и окружающей клетку средой — определяется градиентом концентрации ионов К+ снаружи и внутри мембраны (см. Мембраны биологические). Асимметричное распределение ионов К+ и Na+ обеспечивается и поддерживается работой Na+, К+-зависимой АТФ-азы (так называемого Na+, К+-ионного насоса) — фермента, локализованного в плазматической мембране и осуществляющего выведение из клетки трех ионов Na+ и аккумуляцию двух ионов К+. При возбуждении клетки происходит образование мембранного потенциала действия, проницаемость мембраны резко увеличивается сначала для ионов Na+, а затем и для ионов К+. После деполяризации мембраны ее исходный потенциал восстанавливается за счет активной работы Na+, К+-ионного насоса Наличие конкурентных взаимоотношений между ионами К+ и Na+ и ионами К+ и Н+ обусловливает участие К. в регуляции кислотно-щелочного равновесия (Кислотно-щелочное равновесие) в организме. Нарушения гомеостаза ведут к патологическим нарушениям обмена К. Недостаток К. в пище вызывает его дефицит в организме, а затем и снижение концентрации в крови ниже 4 мэкв/л — гипокалиемию (Гипокалиемия). Гипокалиемию отмечают также в результате неправильного применения салуретиков, при поражении почечных канальцев при нефропатиях и Гиперальдостеронизме. Недостаточность К. ведет к нарушениям функции нервно-мышечной и сердечно-сосудистой систем и проявляется дискоординацией движений, сонливостью, спутанностью сознания, болью в мышцах, тремором конечностей, брадикардией, артериальной гипотензией. характерными изменениями на ЭКГ. При нарушении функции почек снижение общего содержания К. в организме может сопровождаться повышением его концентрации в крови — гиперкалиемией (концентрация ионов К+ в сыворотке крови превышает 6 мэкв/л), которую отмечают также при метаболическом ацидозе, печеночной недостаточности, передозировке некоторых лекарственных средств. Избыток К. встречается реже, чем его дефицит, клинически он проявляется (например, при интоксикациях соединениями калия) параличами конечностей, характерными для гиперкалиемии изменениями на ЭКГ (уменьшение вольтажа и уширение зубца Р при возможном сочетании с синоаурикулярной блокадой и признаками атриовентрикулярной блокады разной степени, а также замедление внутрижелудочковой проводимости — уширение интервала QRS и ускорение конечной фазы реполяризации со значительным увеличением зубца Т, особенно в правых грудных отведениях; выраженность этих изменений в большой степени зависит от скорости развития гиперкалиемии) и др. Различные соединения К. используются в качестве лекарственных средств. Это главным образом органические соли К. (калия оротат, калия аспарагинат, калия ацетат) и неорганические соли К. (калия хлорид), которые являются мочегонными средствами (Мочегонные средства) и противоаритмическими средствами (Противоаритмические средства). Библиогр.: Крю Ж. Биохимия, Медицинские и биологические аспекты, пер. с франц., с. 46, М., 1979; Лабораторные методы исследования в клинике, под ред. В.В. Меньшикова, с.261, 263, М., 1987.

dic.academic.ru

Калий (K, Kalium) — влияние на организм, польза и вред, описание

История калия

Калий был открыт осенью 1807 года английским химиком Дэви при электролизе твёрдого едкого кали. Увлажнив едкий кали, ученый выделил металл, которому дал название потассий, намекая на производство поташа (необходимого ингредиента для изготовления моющих средств) из золы. Своё привычное название металл получил через два года, в 1809г, инициатором переименования вещества стал Л.В. Гильберт, предложивший название калий (от арабского аль-кали – поташ).

Общая характеристика калия

Калий (лат. Kalium) является мягким щелочным металлом, элементом главной подгруппы I группы, IV периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет атомный номер 19 и обозначение – К.

Нахождение в природе

Калий в свободном состоянии в природе не встречается, он входит в состав всех клеток. Достаточно распространённый металл, занимает 7-е место по содержанию в земной коре (calorizator). Основными поставщиками калия являются Канада, Белоруссия и Россия, имеющие крупные месторождения данного вещества.

Физические и химические свойства

Калий – легкоплавкий металл серебристо-белого цвета. Имеет свойство окрашивать открытый огонь в яркий фиолетово-розовый цвет.

Калий имеет высокую химическую активность, это сильный восстановитель. При реакции с водой происходит взрыв, при длительном нахождении на воздухе полностью разрушается. Поэтому калий требует определённых условий для хранения – его заливают слоем керосина, силикона или бензина, для исключения вредных для металла контактов с водой и атмосферой.

Продукты питания богатые калием

Основными пищевыми источниками калия являются сушёные абрикосы, дыня, бобы, киви, картофель, авокадо, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград, все зелёные овощи с листьями, листья мяты, семечки подсолнуха. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах. Вообще, калий входит в состав почти всех растений. Яблочный уксус и мёд – чемпионы по содержанию калия.

Суточная потребность в калии

Суточная потребность организма человека в калии зависит от возраста, физического состояния и даже места проживания. Взрослым здоровым людям нужно 2,5г калия, беременным женщинам – 3,5г, спортсменам – до 5-ти грамм калия ежедневно. Количество необходимого калия для подростков рассчитывается по весу – 20 мг калия на 1 кг массы тела.

Полезные свойства калия и его влияние на организм

Калий вместе с натрием регулирует водный баланс в организме и нормализует ритм сердца, поддерживает концентрацию и физиологические функций магния.

Калий участвует в процессе проведения нервных импульсов и передачи их на иннервируемые органы. Способствует лучшей деятельности головного мозга, улучшая снабжение его кислородом. Оказывает положительное влияние при многих аллергических состояниях. Калий необходим для осуществления сокращений скелетных мышц. Калий регулирует содержание в организме солей, щелочей и кислот, чем способствует уменьшению отёков.

Калий содержится во всех внутриклеточных жидкостях, он необходим для нормальной жизнедеятельности мягких тканей (мышц, сосудов и капилляров, желез внутренней секреции и т.д.)

Усвояемость калия

Калий всасывается в организм из кишечника, куда поступает с пищей, выводится с мочой обычно в таком же количестве. Излишний калий выводится из организма тем же путём, не задерживается и не накапливается. Препятствиями для нормального всасывания калия могут послужить чрезмерное употребление кофе, сахара, алкоголя.

Взаимодействие с другими

Калий работает в тесном контакте с натрием и магнием, при росте концентрации калия из организма стремительно выводится натрий, а уменьшение количества магния может нарушить усвоение калия.

Признаки нехватки калия

Нехватка калия в организме характеризуется мышечной слабостью, быстрой утомляемостью, снижением иммунитета, сбоями в работе миокарда, нарушениями показателей артериального давления, учащённым и затруднённым дыханием. Кожные покровы могут шелушиться, повреждения плохо заживают, волосы становятся очень сухими и ломкими. Происходят сбои в работе желудочно-кишечного тракта – тошнота, рвота, расстройства желудка вплоть до гастрита и язвы.

Признаки избытка калия

Переизбыток калия наступает при передозировке препаратов, содержащих калий и характеризуется нервно-мышечными расстройствами, повышенной потливостью, возбудимостью, раздражительностью и плаксивостью. Человек постоянно испытывает чувство жажды, которое приводит к частым мочеиспусканиям. Желудочно-кишечный тракт реагирует кишечными коликами, чередованием запоров и поносов.

Применение калия в жизни

Калий в виде основных соединений находит широкое применение в медицине, сельском хозяйстве и промышленности. Калийные удобрения необходимы для нормального роста и вызревания растений, а всем известная марганцовка, это не что иное, как перманганат калия, испытанный временем антисептик.

Автор: Виктория Н. (специально для Calorizator.ru)
Копирование данной статьи целиком или частично запрещено.

www.calorizator.ru

Калий — Википедия

Внешний вид простого вещества

Серебристо-белый мягкий металл
Свойства атома
Название, символ, номер Калий / Kalium (K), 19
Атомная масса
(молярная масса)
39,0983(1)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 4s1
Радиус атома 235 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус 203 пм
Радиус иона 133 пм
Электроотрицательность 0,82 (шкала Полинга)
Электродный потенциал −2,92 В
Степени окисления 0; +1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 418,5 (4,34) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) 0,856 г/см³
Температура плавления 336,8К; 63,65 °C
Температура кипения 1047К; 773,85 °C
Уд. теплота плавления 2,33 кДж/моль
Уд. теплота испарения 76,9 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 29,6[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 45,3 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки кубическая объёмно-центрированная
Параметры решётки 5,332 Å
Температура Дебая 100 K
Прочие характеристики
Теплопроводность (300 K) 79,0 Вт/(м·К)
Номер CAS 7440-09-7
Эмиссионный спектр

Ка́лий — элемент первой группы (по старой классификации — главной подгруппы первой группы), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19. Обозначается символом K (лат. Kalium). Простое вещество калий — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах. Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь.

Во многих свойствах калий очень близок натрию, но с точки зрения биологической функции и использования клетками живых организмов они антагонистичны.

История и происхождение названия

Соединения калия используются с древнейших времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор (щёлок) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия, содержал сульфат калия K2SO4, соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH)[3](в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года[4]) и назвал его «потасий» (лат. potasium[3]:32; это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами s) до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках). В 1809 году Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium, от араб. аль-кали — поташ). Это название вошло в немецкий язык, оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.

Нахождение в природе

В свободном состоянии не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд, полевых шпатов и т. д. Также калий входит в состав сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl2·6H2O, каинита KCl·MgSO4·6H2O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K2CO3 (поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел Биологическая роль). Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Концентрация в морской воде — 380 мг/л[5].

Месторождения

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ПАО «Уралкалий», г. Березники, г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд[6]), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд[7]).

Получение

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:

K++e−→K{\displaystyle {\mathsf {K^{+}+e^{-}\rightarrow K}}}
2Cl−→Cl2{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}}}}

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

4OH−→2h3O+O2{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}}

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:

Na+KOH→N2380−450oCNaOH+K{\displaystyle {\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[{N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}}

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием.[8][9]

Физические свойства

Калий под слоем ТГФ

Калий — серебристый металл с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет[10].

Калий активно взаимодействует с водой. Выделяющийся водород воспламеняется, а ионы калия придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде становится малиновым, демонстрируя щелочную реакцию образующегося KOH.

Калий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,5247 нм, Z = 2.

Химические свойства

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

Взаимодействие с простыми веществами

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

2K+h3⟶2KH{\displaystyle {\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}}

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

2K+E⟶K2E{\displaystyle {\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{2}E}}}

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO2 (с примесью K2O2):

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид зелёного цвета (200 °C):

3K+P⟶K3P{\displaystyle {\mathsf {3K+P\longrightarrow K_{3}P}}}

Взаимодействие со сложными веществами

Калий при комнатной температуре (20*С) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора.

2K+2h3O⟶2KOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow }}}
2K+2HCl⟶2KCl+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}}
K+6Nh4⟶[K(Nh4)]6{\displaystyle {\mathsf {K+6NH_{3}\longrightarrow [K(NH_{3})]_{6}}}}

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

8K+6h3SO4⟶4K2SO4+SO2↑+S↓+6h3O{\displaystyle {\mathsf {8K+6H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4K_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +6H_{2}O}}}
21K+26HNO3⟶21KNO3+NO↑+N2O↑+N2↑+13h3O{\displaystyle {\mathsf {21K+26HNO_{3}\longrightarrow 21KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O}}}

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

2K+2KOH⟶2K2O+h3↑(450∘C){\displaystyle {\mathsf {2K+2KOH\longrightarrow 2K_{2}O+H_{2}\uparrow (450^{\circ }C)}}}

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (65—105 °C):

2K+2Nh4⟶2KNh3+h3{\displaystyle {\mathsf {2K+2NH_{3}\longrightarrow 2KNH_{2}+H_{2}}}}

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

2K+2C2H5OH⟶2C2H5OK+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2K+2C_{2}H_{5}OH\longrightarrow 2C_{2}H_{5}OK+H_{2}\uparrow }}}

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае − этанолат калия) являются очень сильными основаниями и широко используются в органическом синтезе.

Соединения с кислородом

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:

K+O2⟶KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

KO2+3K⟶2K2O{\displaystyle {\mathsf {KO_{2}+3K\longrightarrow 2K_{2}O}}}

Оксиды калия обладают ярко выраженными основными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:

K2O2+2h3O⟶2KOH+h3O2{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}O_{2}}}}
4KO2+2h3O⟶4KOH+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}}
4KO2+2CO2⟶2K2CO3+3O2↑{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow }}}
Советский изолирующий противогаз ИП-5

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется один объём O2), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO2 выделяется три объёма O2) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (Na2O2:K2O4 = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO2 выделяется четыре объёма O2).

Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.

Также известен озонид калия KO3, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше 20 °C:

4KOH+4O3⟶4KO3+O2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4KOH+4O_{3}\longrightarrow 4KO_{3}+O_{2}+2H_{2}O}}}

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при 50 °C:

6KO3+5S⟶K2SO4+2K2S2O7{\displaystyle {\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7}}}}

Гидроксид

Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при 20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

Применение

  • Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав состава: натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % — обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
  • Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений. Калий является одним из трех базовых элементов, которые необходимы для роста растений наряду с азотом и фосфором. В отличие от азота и фосфора, калий является основным клеточным катионом. При его недостатке у растения прежде всего нарушается структура мембран хлоропластов — клеточных органелл, в которых проходит фотосинтез. Внешне это проявляется в пожелтении и последующем отмирании листьев. При внесении калийных удобрений у растений увеличивается вегетативная масса, урожайность и устойчивость к вредителям.
  • Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.

Важные соединения

  • Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.
  • Гидроксид калия (едкое кали) применяется в щелочных аккумуляторах и при сушке газов.
  • Карбонат калия (поташ) используется как удобрение, при варке стекла, как кормовая добавка для птицы.
  • Хлорид калия (сильвин, «калийная соль») используется как удобрение.
  • Нитрат калия (калийная селитра) — удобрение, компонент чёрного пороха.
  • Перхлорат и хлорат калия (бертолетова соль) используются в производстве спичек, ракетных порохов, осветительных зарядов, взрывчатых веществ, в гальванотехнике.
  • Дихромат калия (хромпик) — сильный окислитель, используется для приготовления «хромовой смеси» для мытья химической посуды и при обработке кожи (дубление). Также используется для очистки ацетилена на ацетиленовых заводах от аммиака, сероводорода и фосфина.
Кристаллы перманганата калия

Биологическая роль

Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий в организме человека

Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше, чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса. Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:

Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых — от 1800 до 5000 миллиграммов. Потребность в калии зависит от массы тела, физической активности, физиологического состояния, и климата места проживания. Рвота, продолжительные поносы, обильное потение, использование мочегонных повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками являются бобы (в первую очередь белая фасоль), шпинат и капуста кормовая, финики, картофель, батат, сушёные абрикосы, дыня, киви, авокадо, помело, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах.

Практически все сорта рыбы содержат более 200 мг калия в 100 г. Количество калия в разных видах рыбы различается. Овощи, грибы и травы также содержат много калия, однако в консервированных продуктах его уровень может быть гораздо меньше. Много калия содержится в шоколаде.

Всасывание происходит в тонком кишечнике. Усвоение калия облегчает витамин B6, затрудняет — алкоголь.

При недостатке калия развивается гипокалиемия. Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии.

При избытке калия развивается гиперкалиемия, для которой основным симптомом является язва тонкого кишечника. Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановку сердца.

Изотопы

Природный калий состоит из трёх изотопов. Два из них стабильны: 39K (изотопная распространённость 93,258 %) и 41K (6,730 %). Третий изотоп 40K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251·109 лет. В каждом грамме природного калия в секунду распадается в среднем 31,0±0,3 ядра 40K, благодаря чему, например, в организме человека массой 70 кг ежесекундно происходит около 4000 радиоактивных распадов. Поэтому легкодоступные в быту соединения калия (поташ, хлорид калия, калийная селитра и т. д.) можно использовать как пробные радиоактивные источники для проверки бытовых дозиметров. 40K наряду с ураном и торием считается одним из основных источников геотермальной энергии, выделяемой в недрах Земли (полная скорость энерговыделения оценивается в 40—44 ТВт). В минералах, содержащих калий, постепенно накапливается 40Ar, один из продуктов распада калия-40, что позволяет измерять возраст горных пород; калий-аргоновый метод является одним из основных методов ядерной геохронологии.

Один из искусственных изотопов — 37K, — с временем полураспада 1,23651 с, применяется в экспериментах по изучению Стандартной модели слабого взаимодействия[11].

См. также

Примечания

  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
  2. ↑ Химическая энциклопедия: в 5 т / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 284. — 671 с. — 100 000 экз.
  3. 1 2 Davy, H. (1808). «The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced by Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of alkaline Bodies». Philosophical Transactions 98: 1-44.
  4. Davy, John. The Collected Works of Sir Humphry Davy. — London : Smith, Elder, and Company, 1839. — Vol. I. — P. 109.
  5. ↑ J. P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
  6. ↑ КАЛИЙНОЕ МЕСТОРОЖДЕНИЕ
  7. ↑ Химическое и агрохимическое сырье.
  8. ↑ А. Ф. Алабышев, К. Д Грачев, С. А. Зарецкий, М. Ф. Лантратов, Натрий и калий (получение, свойства, применение), Л: Гос. н-т. изд-во хим. лит., 1959, С. 321.
  9. ↑ Хим.энциклопедия, т.2, М.: Сов. энциклопедия, 1990, С.562.
  10. ↑ Элементы: проба на окрашивание пламени (рус.). Проверено 26 января 2010. Архивировано 22 августа 2011 года.
  11. P. D. Shidling et al. Precision half-life measurement of the β+ decay of 37K (англ.) // Physical Review C. — 2014. — Vol. 90. — P. 032501. — DOI:10.1103/PhysRevC.90.032501. — arXiv:1407.1742.

Литература

  • Пилипенко А. Т. Натрий и калий // Справочник по элементарной химии. — 2-е изд. — Киев: Наукова думка, 1978. — С. 316—319.
  • Дроздов А. Яростные металлы // Энциклопедия для детей. Химия. — М.: Аванта +, 2002. — С. 184—187. — ISBN 5-8483-0027-5.
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
  • Лидин Р. А. и др. Элементы IA-группы. Калий // Химические свойства неорганических веществ: Уч. пособие для вузов. — 4-е изд. — М.: КолосС, 2003. — С. 29—40. — ISBN 5-9532-0095-1.

Ссылки

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

   

Литий
Li
Атомный номер: 3
Атомная масса: 6,941
Темп. плавления: 453,85 К
Темп. кипения: 1615 К
Плотность: 0,534 г/см³
Электроотрицательность: 0,98

Натрий
Na
Атомный номер: 11
Атомная масса: 22,98976928
Темп. плавления: 371,15 К
Темп. кипения: 1156 К
Плотность: 0,97 г/см³
Электроотрицательность: 0,96

Калий
K
Атомный номер: 19
Атомная масса: 39,0983
Темп. плавления: 336,58 К
Темп. кипения: 1032 К
Плотность: 0,86 г/см³
Электроотрицательность: 0,82

Рубидий
Rb
Атомный номер: 37
Атомная масса: 85,4678
Темп. плавления: 312,79 К
Темп. кипения: 961 К
Плотность: 1,53 г/см³
Электроотрицательность: 0,82

Цезий
Cs
Атомный номер: 55
Атомная масса: 132,9054519
Темп. плавления: 301,59 К
Темп. кипения: 944 К
Плотность: 1,93 г/см³
Электроотрицательность: 0,79

Франций
Fr
Атомный номер: 87
Атомная масса: (223)
Темп. плавления: ~300 К
Темп. кипения: ~950 К
Плотность: 1,87 г/см³
Электроотрицательность: 0,7

wikipedia.green

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о