Калий

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
19 АргонКалийКальций
Na

K

Rb
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Иод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть Таллий Свинец Висмут Полоний Астат Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Борий Хассий Мейтнерий Дармштадтий Рентгений Коперниций Унунтрий Флеровий Унунпентий Ливерморий Унунсептий УнуноктийПериодическая система элементов
19K
Cubic-body-centered.svg
Electron shell 019 Potassium.svg
Внешний вид простого вещества
Potassium.JPG
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

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

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)

Спектр испускания

Potassium Spectrum.jpg

19
Калий
K
39,098
[Ar]4s1

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 различаются.

История и происхождение названия[править | править вики-текст]

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 K2SO4, соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бэкеровской лекции[en] 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[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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

Получение[править | править вики-текст]

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:

\mathsf{K^+ + e^- \rightarrow K}
\mathsf{2Cl^- \rightarrow Cl_2}

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

\mathsf{4OH^- \rightarrow 2H_2O + 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:

\mathsf{Na + KOH \xrightarrow[N_2]{380-450^oC} NaOH + K}

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

Физические свойства[править | править вики-текст]

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[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[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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):

\mathsf{2K + H_2 \longrightarrow 2 KH},

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

\mathsf{2K + E \longrightarrow K_2E}.

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

\mathsf{K + O_2 \longrightarrow KO_2}

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

\mathsf{3K + P \longrightarrow K_3P}

Взаимодействие со сложными веществами[править | править вики-текст]

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

\mathsf{2K + 2H_2O \longrightarrow 2KOH + H_2 \uparrow}

\mathsf{2K + 2HCl \longrightarrow 2KCl + H_2 \uparrow}

\mathsf{K + 6NH_3 \longrightarrow [K(NH_3)]_6}

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

\mathsf{8K + 6H_2SO_4 \longrightarrow 4K_2SO_4 + SO_2 \uparrow + S\downarrow + 6H_2O}

\mathsf{21K + 26HNO_3 \longrightarrow 21KNO_3 + NO\uparrow + N_2O\uparrow + N_2\uparrow + 13H_2O}

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

\mathsf{2K + 2KOH \longrightarrow 2K_2O + H_2 \uparrow (450^\circ C)}

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

\mathsf{2K + 2NH_3 \longrightarrow 2KNH_2 + H_2}

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

\mathsf{2K + 2C_2H_5OH \longrightarrow 2C_2H_5OK + H_2 \uparrow}

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

Соединения с кислородом[править | править вики-текст]

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

\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:

\mathsf{KO_2 + 3K \longrightarrow 2K_2O}

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:

\mathsf{K_2O_2 + 2H_2O \longrightarrow 2KOH + H_2O_2}

\mathsf{4KO_2 + 2H_2O \longrightarrow 4KOH + 3O_2 \uparrow}

\mathsf{4KO_2 + 2CO_2 \longrightarrow 2K_2CO_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:

\mathsf{4KOH + 4O_3 \longrightarrow 4KO_3 + O_2 + 2H_2O}

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

\mathsf{6KO_3 + 5S \longrightarrow K_2SO_4 + 2K_2S_2O_7}

Гидроксид[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

  • 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[править | править вики-текст]

Кристаллы перманганата калия

Биологическая роль[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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 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 бобы (в первую очередь белая фасоль), шпинат и капуста кормовая, картофель, батат, сушёные абрикосы, дыня, киви, 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[править | править вики-текст]

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 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[править | править вики-текст]

Логотип Викисловаря
В Викисловаре есть статья «калий»

Примечания[править | править вики-текст]

  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. — Т. 85. — № 5. — С. 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 из первоисточника 22 августа 2011.
  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 — arΧiv1407.1742

Литература[править | править вики-текст]

  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[править | править вики-текст]