Из чего состоит калий

Из чего состоит калий

Атомный номер Внешний вид простого вещества

Серебристо-белый мягкий металл

Свойства атома Атомная масса
(молярная масса)

39,0983 а. е. м. (г/моль)

Радиус атома Энергия ионизации
(первый электрон)

418,5 (4,34) кДж/моль (эВ)

Электронная конфигурация Химические свойства Ковалентный радиус Радиус иона Электроотрицательность
(по Полингу) Электродный потенциал Степени окисления Термодинамические свойства простого вещества Плотность Молярная теплоёмкость Теплопроводность Температура плавления Теплота плавления Температура кипения Теплота испарения Молярный объём Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки Параметры решётки Отношение c/a — Температура Дебая
K 19 39,0983 4s 1 Калий

Калий — 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. Он 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 все же отличаются. История и происхождение названия калий

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.

В 1807 году английский химик Дэви электролизом твёрдого 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.

Присутствие в природе калия

В свободном состоянии не встречается. Калий входит в состав 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).

Калий — получение калия

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 расправленных 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
2Cl − − 2e − → Cl2

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:
4OH − − 4e − → 2H2O + O2

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).

Физические свойства калия

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.

Химические свойства калия

Калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, легко отдаёт электроны.

Является сильным восстановителем. Он настолько активно соединяется с кислородом, что образуется не оксид, а супероксид калия KO2 (или K2O4). При нагревании в атмосфере водорода образуется гидрид калия KH. Хорошо взаимодействует со всеми неметаллами, образуя галогениды, сульфиды, нитриды, фосфиды и т. д., а также со сложными веществами, такими как вода (реакция проходит со взрывом), различные оксиды и соли. В этом случае они восстанавливают другие металлы до свободного состояния.

Калий хранят под слоем керосина.

Оксиды калия и пероксиды калия

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:

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.

Читайте также:  Высокий ттг что это означает

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.

Гидроксиды калия

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 калия при 20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

Ка́лий — элемент главной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов, 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 K2SO4, 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.

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 расправленных 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 2Cl — − 2e — → Cl2 При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород: 4OH — − 4e — → 2H2O + O2 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).

Физические свойства

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.

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.

КАЛИЙ (от араб. аль-кали — поташ; лат. Kalium) K

хим. элемент I гр. периодической системы; относится к щелочным металлам, ат. н. 19, ат. м. 39,0983. Состоит из двух стабильных изотопов 39 К (93,259%) и 41 К (6,729%), а также радиоактивного изотопа 40 К (Т1/2 1,32∙10 9 лет). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для прир. смеси изотопов 1,97∙10 −28 м 2 . Конфигурация внеш. электронной оболочки 4s 1 ; степень окисления +1; энергия ионизации К 0 : К + : К 2+ соотв. 4,34070 эВ и 31,8196 эВ; сродство к электрону 0,47 эВ; электроотрицательность по Полингу 0,8; атомный радиус 0,2313 нм, ионный радиус (в скобках указано координац. число) К + 0,151 нм (4), 0,152 нм (6), 0,160 нм (7), 0,165 нм (8), 0,178 нм (12). Содержание в земной коре 2,41% по массе. Осн. минералы: сильвин KCl, карналлит KCl.MgCl2.6H2O, калиевый полевой шпат (ортоклаз) K[AlSi3O8], мусковит калиевая слюда) KAl2[AlSi3O10](OH, F)2, каинит KCl.MgSO4.3H2O, полигалит K2SO4.MgSO4.2CaSO4.2H2O, алунит KAl3(SO4)2(OH)6.

Читайте также:  Активатор обмена веществ

Свойства. К. — мягкий серебристо-белый металл с кубич. решеткой, а = 0,5344 нм, z = 2, пространственная группа Im3m. Т. пл. 63,51 °C, т. кип. 761 °C; плотн. 0,8629 г/см 3 ; С 0 p 29,60 Дж/(моль∙К); ΔH 0 пл 2,33 кДж/моль, ΔH 0 возг 89,0 кДж/моль; S 0 298 64,68 Дж/(моль∙К); уравнение температурной зависимости давления пара (в мм рт. ст.): lgp = 7,34 — 4507/T(373–474 К); ρ 6,23.10 −8 Ом∙м (0 °C), 8,71∙10 −8 Ом∙м (25 °C) и 13,38.10 −8 Ом∙м (77 °C); γ 0,114 Н/м (334 К), η 5,096∙10 −4 Н.с/м 2 (350 К); теплопроводность 99,3 Вт/(м∙К) при 273 К и 44,9 Вт/(м∙К) при 473 К; при 273–323 К температурные коэф. линейного и объемного расширения составляют соотв. 8,33∙10 −5 К −1 и 2,498∙10 −4 К −1 . К. может обрабатываться прессованием и прокаткой. К. химически очень активен. Легко взаимод. с O2 воздуха, образуя калия оксид K2O, пероксид K2O2 и надпероксид KO2; при нагр. на воздухе загорается. С водой и разб. кислотами взаимод. со взрывом и воспламенением, причем H2SO4 восстанавливается до S 2 − , S 0 и SO2, а HNO3 — до NO, N2O и N2. При нагр. до 200–350 °C реагирует с H2 с образованием гидрида КН. Воспламеняется в атмосфере F2, слабо взаимод. с жидким Cl2, но взрывается при соприкосновении с Br2 и растирании с I2; при контакте с межгалогенными соед. воспламеняется или взрывается. С S, Se и Те при слабом нагревании образует соотв. K2S, K2Se и K2Те, при нагр. с Р в атмосфере азота — K3Р и K2Р5, с графитом при 250–500 °C — слоистые соед. состава C8К-C60К. С CO2 не реагирует заметно при 10–30 °C; стекло и платину разрушает выше 350–400 °C. К. раств. в жидком NH3 (35,9 г в 100 мл при — 70 °C), анилине, этилендиамине, ТГФ и диглиме с образованием растворов с металлич. проводимостью. Раствор в NH3 имеет темно-синий цвет, в присутствии Pt и следов воды разлагается, давая KNH2 и H2. С азотом К. не взаимод. даже под давлением при высоких температурах. При взаимодействии с NH4N3 в жидком NH3 образуется азид KN3. К. не раств. в жидких Li, Mg, Cd, Zn, Al и Ga и не реагирует с ними. С натрием образует интерметаллид KNa2 (плавится инконгруэнтно при 7 °C), с рубидием и цезием — твердые растворы, для которых миним. температуры плавления составляют соотв. 32,8 °C (81,4% по массе Rb) и — 37,5 °C (77,3% Cs). С ртутью дает амальгаму, содержащую два меркурида -KHg2 и KHg ( т. пл. соотв. 270 °C и 180 °C). С таллием образует KTl ( т. пл. 335 °C), с оловом — K2Sn, KSn, KSn2 и KSn4, со свинцом — KPb ( т. пл. 568 °C) и фазы состава K2Pb3, KPb2 и KPb4, с сурьмой — K3Sb и KSb ( т. пл. соотв. 812 и 605 °C), с висмутом — K3Bi, K3Bi2 и KBi2 ( т. пл. соотв. 671, 420 и 553 °C). К. энергично взаимод. с оксидами азота, а при высоких температурах — с CO и CO2. Восстанавливает В2O3 и SiO2 соотв. до В и Si, оксиды Al, Hg, Ag, Ni и др. — до своб. металлов, сульфаты, сульфиты, нитраты, нитриты, карбонаты и фосфаты металлов — до оксидов или своб. металлов. Со спиртами К. образует алкоголяты, с галогеналкилами и галогенарилами — соотв. калийалкилы и калийарилы. Важнейшим соед. К. посвящены отд. статьи ( см., напр., калия гидроксид, калия иодид, калия карбонат, калия хлорид). Ниже приводятся сведения о других важных соединениях. Пероксид K2O2 — бесцветные кристаллы с ромбич. решеткой (а = 0,6736 нм, b = 0,7001 нм, с = 0,6479 нм, z = 4, пространственная группа Рппп); т. пл. 545 °C; плотн. 2,40 г/см 3 ; C 0 p 90,8 Дж/(моль∙К); ΔH 0 пл 20,5 кДж/моль, ΔH 0 обр −443,0 кДж/моль; S 0 298 117 Дж/(моль∙К). На воздухе K2O2 мгновенно окисляется до KO2; энергично взаимод. с водой с образованием KOH и O2, с CO2 дает K2CO3 и O2. Получают пероксид пропусканием дозированного количества O2 через раствор К. в жидком NH3, разложением KO2 в вакууме при 340–350 °C. Надпероксид KO2 — желтые кристаллы с тетрагон. решеткой (а — 0,5704 нм, с — 0,6699 нм, z = 4, пространственная группа I4/mmm; плотн. 2,158 г/см 3 ); выше 149 °C переходит в кубич. модификацию (а = 0,609 нм); т. пл. 535 °C; С 0 p 77,5 Дж/(моль∙К);

ΔH 0 обр −283,2 кДж/моль, ΔH 0 пл 20,6 кДж/моль; S 0 298 125,4 Дж/(моль∙К); парамагнетик. Сильный окислитель. Взаимод. с водой с образованием KOH и O2. Диссоциирует, напр., в бензоле, давая анион-радикал O2 − . Сера при нагр. с KO2 воспламеняется и дает K2SO4. С влажными CO2 и CO надпероксид образует K2CO3 и O2, с NO2 — KNO3 и O2, с SO2 — K2SO4 и O2. При действии конц. H2SO4 выделяется O3, при реакции с NH3 образуются N2, H2O и KOH. Смесь KO2 с графитом взрывает. Получают надпероксид сжиганием К. в воздухе, обогащенном влажным O2 и нагретом до 75–80 °C. Озонид KO3 — красные кристаллы с тетрагон. решеткой (а = 0,8597 нм, с = 0,7080 нм, пространственная группа I4/mcm); плотн. 1,99 г/см 3 ; устойчив только при хранении в герметически закрытых сосудах ниже 0 °C, при более высокой температуре распадается на KO2 и O2; С 0 p 75 Дж/(моль∙К); S 0 298 105 Дж/(моль∙К); парамагнетик. Растворимость в жидком NH3 (г в 100 г); 14,82 ( −35 °C), 12,00 ( −63,5 °C), эвтектика NH3 — KO3 (5 г в 100 г NH3) имеет т. пл. −80 °C; при длит. хранении аммиачные растворы разлагаются на NH4O3 и KNH2. Раств. в фреонах. KO3 — сильный окислитель; мгновенно реагирует с водой уже при 0 °C, давая KOH и O2; с влажным CO2 образует K2CO3 и КНCO3. Получают: взаимод. смеси O3 и O2 с KOH или KO2 при температуре ниже 0 °C с послед. экстракцией жидким NH3; озонированием суспензии KO2 или KOH во фреоне 12. Надпероксид, пероксид и озонид К. — компоненты составов для регенерации воздуха в замкнутых системах (шахты, подводные лодки, космич. корабли). Гидрид КН — бесцветные кристаллы с кубич. решеткой (а = 0,570 нм, z = 4, пространственная группа Fm3m); т. пл. 619 °C при давлении водорода 6,86 МПа; плотн. 1,52 г/см 3 ; С 0 p 38,1 Дж/(моль∙К); ΔH 0 обр −57,8 кДж/моль, ΔH 0 пл 21,3 кДж/моль; S 0 298 50,2 Дж/(моль∙К). Разлагается при нагр. на К. и H2. Сильный восстановитель. Воспламеняется во влажном воздухе, в среде F2 и Cl2. Энергично взаимод. с водой, давая KOH и H2. При нагр. с N2 или NH3 образует KNH2, с H2S — K2S и H2, с расплавл. серой — K2S и H2S, с влажным CO2 — НСООК, с CO — НСООК и С. Получают КН взаимод. К. с избытком H2 при 300–400 °C. Гидрид восстановитель в неорг. и орг. синтезах. Азид КN3 — бесцветные кристаллы с тетрагон. решеткой (а = 0,6094 нм, с = 0,7056 нм, z = 4, пространственная группа I4/mcm); С 0 р 76,9 Дж/(моль∙К); ΔH 0 обр −1,7 кДж/моль; S 0 298 104,0 Дж/(моль∙К); т. пл. 354 °C, выше разлагается на К. и азот; плотн. 2,056 г/см 3 . Растворимость (г в 100 г растворителя): вода −41,4 (0 °C), 105,7 (100 °C), этанол — 0,137 (16 °C). В эфире и бензоле раств. плохо. Водой гидролизуется; эвтектика H2O -KN3 (35,5 г в 100 г) имеет т. пл. −12 °C. Получают: взаимод. N2O с расплавл. KNH2 при 280 °C; действием KOH на раствор HN3.

Читайте также:  Как похудеть в верхней части руки

Получение. К. производят взаимод. Na с KOH при 380–450 °C или KCl при 760–890 °C. Реакции проводят в атмосфере N2. Взаимод. KOH с жидким Na осуществляют противотоком в тарельчатой колонне из Ni. При реакции с KCl пары Na пропускают через расплав KCl. Продукт реакций — сплав К — Na. Его подвергают ректификации и получают К. с содержанием примесей (в % по массе): 1∙10 −3 Na и 1∙10 −4 С1. Кроме того, К. получают: вакуум-термич. восстановлением KCl карбидом CaC2, сплавами Si-Fe или Si-Al при 850–950 °C и остаточном давлении 1,33 13,3 Па; нагреванием K2Cr2O7 с Zr при 400 °C; электролизом KOH с железным катодом; электролизом KCl (или его смеси K2CO3) с жидким свинцовым катодом при 680–720 °C с послед. разделением К и Pb вакуумной дистилляцией; электролизом 50%-ного раствора KNH2 в жидком NH3 при 25 °C и давлении 0,75 МПа с амальгамой К. в качестве анода и катодом из нержавеющей стали, при этом образуется 30%-ный раствор К. в жидком NH3, который выводится из аппарата для отделения К.

Определение. Качественно К. обнаруживают по розово-фиолетовому окрашиванию пламени и по характерным лииниям спектра: 404,41, 404,72, 766,49, 769,90 нм. Наиболее распространенные количеств. методы, особенно в присутствии др. щелочных металлов, — эмиссионная пламенная фотометрия (чувствительность 1∙10 −4 мкг/мл) и атомно-абсорбц. спектрометрия (чувствительность 0,01 мкг/мл). В меньшей степени используются химико-спектральный и спектрофотометрич. методы с применением дипикриламина (чувствительность 0,2–1,0 мкг/мл). При большом содержании К. в пробе применяют гравиметрич. метод с осаждением К. в виде тетрафенилбората, K2[PtCl6] или KClO4 в среде бутанола.

Применение. К. — материал электродов в хим. источниках тока; компонент катодов-эмиттеров фотоэлементов и термоэмиссионных преобразователей, а также фотоэлектронных умножителей; геттер в вакуумных радиолампах; активатор катодов газоразрядных устройств. Сплав К. с Na — теплоноситель в ядерных реакторах. Радиоактивный изотоп 40 К служит для определения возраста горных пород (калийаргоновый метод). Искусств. изотоп 42 К (T1/2 12,52 года) — радиоактивный индикатор в медицине и биологии. К. — важнейший элемент (в виде соед.) для питания растений ( см. калийные удобрения). К. вызывает сильные ожоги кожи, при попадании мельчайших его крошек в глаза тяжело их поражает, возможна потеря зрения. Загоревшийся К. заливают минер. маслом или засыпают смесью талька и NaCl. Хранят К. в герметически закрытых железных коробках под слоем обезвоженного керосина или минер. масла. Отходы К. утилизируют обработкой их сухим этанолом или пропанолом с послед. разложением образовавшихся алкоголятов водой. К. открыл Г. Дэви в 1807.

Лит.: Натрий и калий, Л., 1959; Коренман И. М., Аналитическая химия калия, М., 1964; Теплофизическиe свойства щелочных металлов, М., 1970, (Тр. МЭИ, в. 75); Вольнов И. И., Перекисные соединения щелочных металлов, М., 1980.

Ссылка на основную публикацию
Из чего делают карнитин
L-карнитин (левокарнитин, карнитин) считается настоящей классикой спортивного питания. Он есть в ассортименте почти всех западных брендов. О «рабочести» и «нерабочести»...
И в восхитительных штанах кто поет
Начало 2016 года ознаменовалось весьма интересным событием в мире отечественного шоу-бизнеса: в январе в Сети вышел скандальный музыкальный клип, который...
Ибра таблетки для суставов
Торговое название препарата: Ибра (Ibra) Найти где купить Действующие вещества: Comb.drug (glucosamine sulfat*, chondroitine sulfate*, ascorbic acid, marganes*, metilsulfonilmetan*, boswellia...
Из чего делают лимонад тархун
Такой безалкогольный напиток как Тархун знаком всем людям с детства. В советское время это был самый популярный лимонад. Из чего...
Adblock detector