Калій

Калій (лат. Kalium), K (читається «калій»), хімічний елемент з атомним номером 19, атомна маса 39,0983.

Калій зустрічається в природі у вигляді двох стабільних нуклідів: 39К (93,10% за масою) і 41К (6,88%), а також одного радіоактивного 40К (0,02%). Період напіврозпаду калію-40 Т 1/2 приблизно в 3 рази менше, ніж Т 1/2 урану-238 і становить 1,28 мільярди років. При bраспаде калію-40 утворюється стабільний кальцій-40, а при розпад за типом електронного захоплення утворюється інертний газ аргон-40.

Калій належить до числа лужних металів. У періодичній системі Менделєєва калій займає місце в четвертому періоді в підгрупі ІА. Конфігурація зовнішнього електронного шару 4s1, тому калій завжди виявляє ступінь окислення +1 (валентність I).

Атомний радіус калію 0,227 нм, радіус іона K + 0,133 нм. Енергії послідовної іонізації атома калію 4,34 і 31,8 еВ. Електронегативність калію за Полінгом 0,82, що говорить про його яскраво виражених металевих властивості.

В вільному вигляді - м'який, легкий, сріблястий метал.

Фізичні та хімічні властивості: металевий калій м'який, він легко ріжеться ножем і піддається пресування та прокатки. Має кубічної об'ємно центрованої кубічної гратами, параметр а = 0,5344 нм. Щільність калію менше щільності води і дорівнює 0,8629 г/см3. Як і всі лужні метали, калій легко плавиться (температура плавлення 63,51 ° C) і починає випаровуватися вже при порівняно невисокому нагріванні (температура кипіння калію 761 ° C).

Калій, як і інші лужні метали, хімічно дуже активний. Легко взаємодіє з киснем повітря з утворенням суміші, переважно складається з пероксиду К2О2 і супероксиду KO2 (К2О4):

2K + O2 = K2O2, K + O2 = KO2.

При нагріванні на повітрі калій згорає фіолетово-червоним полум'ям. З водою і розведеними кислотами калій взаємодіє з вибухом (запалюється утворюється водень (H)):

2K + 2H2O = 2KOH + H2

кисневмісних кислоти при такій взаємодії можуть відновлюватися. Наприклад, атом сірчаної кислоти відновлюється до S, SO2 або S2-:

8К + 4Н2SO4 = K2S + 3K2SO4 + 4H2O.

При нагріванні до 200-300 ° C калій реагує з воднем (H) з утворенням солеподобного гідридах КН:

2K + H2 = 2KH

З галогенами калій взаємодіє з вибухом. Цікаво відзначити, що з азотом (N) калій не взаємодіє.

Як та інші лужні метали, калій легко розчиняється в рідкому аміаку з освітою блакитних розчинів. У такому стані калій використовують для проведення деяких реакцій. При зберіганні калій повільно реагує з аміаком з утворенням Аміда KNH2:

2K + 2NH3 рі. = 2KNH2 + H2

Найважливіші сполуки калію: оксид К2О, пероксид К2О2, супероксид К2О4, гідроксид КОН, іодіда KI, карбонат K2CO3 і хлорид KCl.

Оксид калію К2О, як правило, отримують непрямим шляхом за рахунок реакції пероксиду і металевого калія:

2K + K2O2 = 2K2O

Цей оксид виявляє яскраво виражені основні властивості, легко реагує з водою з утворенням гідроксиду калію КОН:

K2O + H2O = 2KOH

Гідроксид калію, або їдке калі, добре розчинний у воді (до 49,10% масі при 20 ° C). Утворюється розчин - дуже сильне підставу, що відноситься до лугів. КОН реагує з кислотними і амфотерним оксидами:

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O,

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K [Al (OH) 4] (так реакція протікає в розчині) і

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O (так реакція протікає при сплаву реагентів).

В промисловості гідроксид калію KOH отримують електролізом водних розчинів KCl або K2CO3 із застосуванням іонообмінних мембран і діафрагм:

2KCl + 2H2O = 2KOH + Cl2 + H2,

або за рахунок обмінних реакцій розчинів K2CO3 або K2SO4 з Ca (OH) 2 або Ba (OH) 2:

K2CO3 + Ba (OH) 2 = 2KOH + BaCO3

Попадання твердого гідроксиду калію або крапель його розчинів на шкіру і в очі викликає тяжкі опіки шкіри та слизових оболонок, тому працювати з цими їдкими речовинами треба тільки в захисних окулярах і рукавичках. Водні розчини гідроксиду калію при зберіганні руйнують скло, розплави - фарфор.

Карбонат калію K2CO3 (популярна назва поташ) одержують при нейтралізації розчину гідроксиду калію вуглекислим газом:

2KOH + CO2 = K2CO3 + Н2О.

В значних кількостях поташ міститься в золі деяких рослин.

Назва: від арабського "аль-калі поташ" (давно відоме з'єднання калію, видобувається з деревної золи).

Історія відкриття: сполуки калію, як і його найближчого хімічного аналога - натрію (Na), були відомі з давніх-давен і знаходили застосування в різних областях людської діяльності. Однак самі ці метали були вперше виділені в вільному стані тільки в 1807 році в ході експериментів англійського вченого Г. Деві. Деві, використовуючи гальванічні елементи як джерело електричного струму, провів електроліз розплавів поташу і каустичної соди і таким чином виділив металеві калій і натрій, які назвав «потассіем» (звідси збереглося в англомовних країнах і Франції назва калію - potassium) і «содіем». У 1809 англійський хімік Л. В. Гільберт запропонував назву «калій» (від арабського аль-калі поташ).

Знаходження в природі: вміст калію в земній корі 2,41% за масою, калій входить в першу десятку найбільш поширених в земній корі елементів (7-е місце). Основні мінерали, що містять калій: сильвін KСl (52,44% К), сильвініт (Na, K) Cl (цей мінерал є щільно спресовану механічну суміш кристалів хлориду калію KCl і хлориду натрію (Na) NaCl), Карналіт KCl · MgCl2 · 6H2O (35,8% К), різні алюмосилікати, що містять калій, каїніт KCl · MgSO4 · 3H2O, полігаліт K2SO4 · MgSO4 · 2CaSO4 · 2H2O, алуніти KAl3 (SO4) 2 (OH) 6. У морській воді міститься близько 0,04% калію.

Отримання: в даний час калій отримують при взаємодії з рідким натрій (Na) розплавлених KOH (при 380-450 ° C) або KCl (при 760-890 ° C):

Na + KOH = NaOH + K

Калій також отримують електролізом розплаву KCl в суміші з K2CO3 при температурах, близьких до 700 ° C:

2KCl = 2K + Cl2

Від домішок калій очищають вакуумної дистиляцією.

Застосування: металевий натрій - матеріал для електродів в хімічні джерела струму. Сплав калію з іншим лужним металом - натрій (Na) знаходить застосування в як теплоносій в ядерних реакторах.

В набагато більших масштабах, ніж металевий калій, знаходять застосування його з'єднання. Калій - важливий компонент мінерального живлення рослин (на це йде близько 90% видобуваються солей калію), він необхідний їм у значних кількостях для нормального розвитку, тому широке застосування знаходять калійні добрива: хлорид калію КСl, нітрат калію, або калійна селітра, KNO3, поташ K2CO3 і інші солі калію. Поташ використовують також при виробництві спеціальних оптичних стекол, як поглинач сірководню при очищенні газів, як зневоднюються агент і при дубленні шкір.

В як лікарський засіб знаходить застосування іодіда калію KI. Іодіда калію використовують також у фотографії і як мікродобрива. Розчин перманганату калію КMnO4 ( «марганцівку») використовують як антисептичний засіб.

За змісту в гірських породах радіоактивного 40К визначають їхній вік.

Біологічна роль: калій - один з найважливіших біогенних елементів, постійно присутній у всіх клітинах всіх організмів. Іони калію К + беруть участь у роботі іонних каналів і регуляції проникності біологічних мембран, генерації та проведення нервового імпульсу, в регуляції діяльності серця та інших м'язів, у різних процесах обміну речовин. Вміст калію в тканинах тварин і людини регулюється стероїдними гормонами наднирників. У середньому організм людини (маса тіла 70 кг) містить близько 140 г калію. Тому для нормальної життєдіяльності з їжею в організм повинен надходити 2-3 г калію на добу. Багаті калієм такі продукти, як родзинки, курага, горох та інші.

Особливості поводження з металевим калієм: металевий натрій може викликати дуже сильні опіки шкіри, при попаданні найдрібніших частинок калію в очі виникають важкі ураження з втратою зору, тому працювати з металевим калієм можна тільки в захисних рукавичках і окулярах. Загорівся, калій заливають мінеральним маслом або засипають сумішшю тальку і NaCl. Зберігають калій в герметично закритих залізних контейнерах під шаром зневодненого гасу або мінеральної масла.

Список літератури

Для підготовки даної роботи були використані матеріали з сайту http://www.alhimikov.net/