Хімія металів
Виконав: студент У. І. Ш. гр. СП – 15*.
Перевірив: Бєляєва Л. С.
Вступ 3
Історія відкриття 5
Знаходження в природі 7
Отримання 8
Фізичні властивості 9
Хімічні властивості 11
Взаємодія калію з неметалевими елементами 14
Взаємодія з галогенами 14
Взаємодія з киснем 14
Взаємодія із сіркою 16
Взаємодія з азотом 16
Взаємодія з фосфором 17
Взаємодія з вуглецем 18
Взаємодія з кремнієм 19
Взаємодія з бором 19
Взаємодія калію з неорганічними сполуками 20
Взаємодія з водою 20
Взаємодія із соляною кислотою 21
Взаємодія з розведеною сірчаною кислотою 21
Взаємодія з концентрованою сірчаною кислотою 21
Взаємодія з розведеною азотною кислотою 22
Взаємодія з концентрованою азотною кислотою 22
Взаємодія із сумішами кислот 23
Взаємодія з розчином лугу 23
Діаграми стану 24
Система калій – натрій 24
Система калій – ртуть 25
Система калій – рубідій 26
Області застосування 27
Список литературы 28
Вступ
Людство знайоме з калієм понад півтора століття. У лекції, прочитаної в Лондоні 20 листопада 1807 р., Хемфрі Деві повідомив, що при електролізі їдкого калі він отримав «маленькі кульки з сильним металевим блиском... Деякі з них зараз після своєї освіти згоряли з вибухом». Це був калій.
Калій – чудовий метал. Чудовий він не тільки тому, що ріжеться ножем, плаває у воді, спалахує на ній із вибухом і горить, забарвлюючи полум'я у фіолетовий колір. І не тільки тому, що цей елемент – один із найактивніших хімічно. Все це можна вважати природним, тому що відповідає положенню лужного металу калію в таблиці Менделєєва. Калій чудовий своєю незамінністю для всього живого і примітний як всебічно «непарний» метал.
Зверніть увагу: його атомний номер 19, атомна маса 39 у зовнішньому електронному шарі – один електрон, валентність 1+. Як вважають хіміки, саме цим пояснюється виняткова рухливість калію у природі. Він входить до складу кількох сотень мінералів. Він знаходиться у ґрунті, в рослинах, в організмах людей та тварин.
Калій міститься у всіх рослинах. Відсутність калію призводить рослина до загибелі. Майже весь калій знаходиться у рослинах в іонній формі – К+. Частина іонів знаходиться у клітинному соку, інша частина поглинена структурними елементами клітини.
Іони калію беруть участь у багатьох біохімічних процесах, які у рослині. Встановлено, що у клітинах рослин ці іони перебувають головним чином протоплазмі. У клітинному ядрі не виявлено. Отже, у процесах розмноження та передачі спадкових ознак калій не бере участі. Але й без цього роль калію у житті рослини велика і різноманітна.
Калій входить і в плоди, і в коріння, і в стебла, і в листя, причому у вегетативних органах його зазвичай більше, ніж у плодах. Ще одна характерна особливість: у молодих рослинах більше калію, ніж у старих. Помічено також, що в міру старіння окремих органів рослин іони калію переміщуються до найбільш інтенсивного росту.
При нестачі калію рослини повільніше ростуть, їх листя, особливо старе, жовтіє і буріє по краях, стебло стає тонким і неміцним, а насіння втрачає схожість.
Встановлено, що іони калію активізують синтез органічних речовин у рослинних клітинах. Особливо сильно впливають вони на утворення вуглеводів. Якщо калію не вистачає, рослина гірше засвоює вуглекислий газ, і для синтезу нових молекул вуглеводів їй бракує вуглецевої сировини. Одночасно посилюються процеси дихання, і цукри, що містяться в клітинному соку, окислюються. Таким чином, запаси вуглеводів у рослинах, які опинилися на голодному пайку (за калієм), не поповнюються, а витрачаються. Плоди такої рослини – це особливо помітно на фруктах – будуть менш солодкими, ніж у рослин, які отримали нормальну дозу калію. Крохмаль теж вуглевод, тому і на його вміст у плодах сильно впливає калій.
Але це не все. Рослини, які отримали достатньо калію, легше переносять посуху та морозні зими. Це тим, що калій впливає здатність колоїдних речовин рослинних клітин поглинати воду і набухати. Бракує калію – клітини гірше засвоюють та утримують вологу, стискаються, відмирають.
Особливості поводження з металевим калієм: металевий калій може викликати дуже сильні опіки шкіри, при попаданні найдрібніших частинок калію в очі виникають важкі поразки з втратою зору, тому працювати з металевим калієм можна тільки в захисних рукавичках та окулярах. Калій, що спалахнув, заливають мінеральним маслом або засипають сумішшю тальку і NaCl. Зберігають калій у герметично закритих залізних контейнерах під шаром зневодненої гасу або мінеральної олії.
КАЛІЙ (латинський Kalium), К, хімічний елемент I групи короткої форми (1-ї групи довгої форми) періодичної системи; атомний номер 19; атомна маса 39,0983; відноситься до лужних металів. Природний калій складається з трьох ізотопів: 39 К (93,2581%), 40 К (0,0117%; слаборадіоактивний, Т 1/2 1,277 · 10 9 років, β-розпад до 40 Са), 41 К (6,7302 %). Штучно отримані радіоізотопи з масовими числами 32-54.
Історична довідка.Деякі сполуки калію були відомі в давнину, наприклад, калію карбонат К 2 3 (так звана рослинна луг) виділяли з деревної золи і використовували при варінні мила. Металевий калій вперше отримав Г. Деві в 1807 р. електролізом вологого твердого гідроксиду КОН і назвав потасієм (англійський potassium від англійського potash - назва карбонату калію). У 1809 році було запропоновано назву "калій" (від арабського аль-калі - поташ). Назва «потасій» збереглася у Великій Британії, США, Франції та інших країнах. У Росії її з 1840 використовують назву «калій», прийняте також у Німеччині, Австрії, Скандинавських країнах.
Поширеність у природі. Вміст калію у земній корі становить 2,6% за масою. У вільному стані калій у природі не зустрічається. У значних кількостях калій міститься у силікатах нефеліні та лейциті, польових шпатах (наприклад, в ортоклазі), слюдах (наприклад, у мусковіті). Власні мінерали калію - сильвін, сильвініт, карналіт, каїніт, лангбейніт K 2 SО 4 ∙2MgSО 4 утворюють великі скупчення природних калійних солей. Внаслідок дії води та діоксиду вуглецю калій переходить у розчинні сполуки, які частково відносяться до моря, частково утримуються ґрунтом. Солі калію містяться також у рапі соляних озер та підземних розсолах.
Властивості. Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома калію 4s 1; у сполуках виявляє ступінь окиснення +1; енергії іонізації До 0 →К + →К 2+ відповідно дорівнюють 4,3407 і 31,8196 еВ; електронегативність за Полінгом 0,82; атомний радіус 220 пм, радіус іона К+152 пм (координаційне число 6).
Калій – сріблясто-білий м'який метал; кристалічні грати кубічні об'ємноцентровані; t пл 63,38 ° С, t кіп 759 ° С, щільність 856 кг/м 3 (20 ° С); теплоємність 29,60 Дж/(моль К) при 298 До.
Калій піддається пресуванню і прокочування, легко ріже ножем і зберігає пластичність при низьких температурах; твердість по Брінеллю 0,4 мПа.
Калій – метал високої хімічної активності (калій зберігають під шаром бензину, гасу або мінеральної олії). При нормальних умовах калій взаємодіє з киснем (утворюється оксид К 2 О, пероксид К 2 О 2 надпероксид КО 2 - основний продукт), галогенами (відповідні калію галогеніди), при нагріванні - з сіркою (сульфід К 2 S), селеном (селенід До 2 Se), телуром (телурид До 2 Ті), з фосфором в атмосфері азоту (фосфіди К 3 Р і К 2 Р5), вуглецем (шаруваті сполуки складу КС 8 - КС 60), воднем (гідрид КН). З азотом калій взаємодіє лише за впливу електричного розряду (у невеликій кількості утворюються азид KN 3 і нітрид До 3 N). Калій взаємодіє з деякими металами, утворюючи інтерметаліди чи тверді розчини (сплави калію). Найбільше практичного значення мають сплави з натрієм, що відрізняються високою хімічною активністю; одержують сплавленням металів в інертній атмосфері або при дії металевого натрію на гідроксид КОН або хлорид КСl.
Металевий калій - сильний відновник: енергійно (за нормальних умов - з вибухом і займанням металу) реагує з водою (утворюється калію гідроксид КОН), бурхливо (іноді з вибухом) реагує з кислотами (утворюються відповідні солі, наприклад калію дихромат, калію нітрат, калію перманганат, калію фосфати, калію ціанід), відновлює оксиди, Si, Al, Ag, Bi, Co, Cr, Cu, Hg, Ni, Pb, Sn, Ti до елементів; сульфати, сульфіти, нітрати, нітрити, карбонати та фосфати інших металів - до оксидів відповідних металів. Металевий калій повільно розчиняється в рідкому аміаку, при цьому утворюється темно-синій розчин із металевою провідністю; розчинений метал поступово реагує з аміаком з утворенням аміду: 2К + 2NH3 = 2KNH2+Н2. Калій взаємодіє з різними органічними сполуками: спиртами (утворюються алкоголяти, наприклад етилат С 2 Н 5 ОК), ацетиленом (ацетиленіди КС≡СН та КС≡СК), алкілгалогенідами (калійалкіли, наприклад етилкалій С 2 Н 5 К) та арилгал наприклад, фенілкалій С 6 Н 5 К). Металевий калій ініціює реакції полімеризації алкенів та дієнів. З N- та О-донорними поліциклічними лігандами (краун-ефірами, криптандами та іншими іонофорами) калій утворює комплексні сполуки.
При роботі з калієм необхідно враховувати його високу реакційну здатність, у тому числі, здатність загорятися при контакті з водою. З метою безпеки необхідно використовувати гумові рукавички, захисні окуляри чи маску. З великою кількістю калію слід працювати у спеціальних камерах, інертній атмосфері (аргон, азот). Для гасіння палаючого калію застосовують кухонну сіль NaCl або кальциновану соду Na 2 3 .
Біологічна роль. Калій відноситься до біогенних елементів. Добова потреба людини в калії близько 2 р. У живих організмах іони калію відіграють важливу роль у процесах регуляції обміну речовин, зокрема транспорту іонів через клітинні мембрани (дивись, наприклад, у статті Іонні насоси).
Отримання. У промисловості калій отримують відновленням розплавленого КОН гідроксиду або хлориду КСl металевим натрієм в протиточній колоні з подальшою конденсацією парів калію. Перспективними є вакуум-термічні способи отримання калію, засновані на відновленні хлориду КСl при нагріванні сумішшю алюмінію або кремнію з оксидом кальцію (6КСl + 2Al + 4СаО = 6К + ЗСаСl 2 + СаО·Аl 2 Про 3 або 4КСl + Si + 4СаО = 4 2 + 2CaО∙SiО 2), а також спосіб, заснований на отриманні сплаву калію зі свинцем електролізом карбонату К 2 3 або хлориду КСl з розплавленим свинцевим катодом і подальшій відгоні зі сплаву калію. Обсяг світового виробництва калію близько 28 т/рік (2004).
Застосування. Металевий калій – матеріал електродів у хімічних джерелах струму, каталізатор у процесах отримання синтетичного каучуку. Широко застосовують різні сполуки калію: пероксид К 2 Про 2 і надпероксид КО 2 - компоненти складів для регенерації кисню (на підводних човнах, космічних кораблях та інших закритих приміщеннях), гідрид КН - відновник у хімічному синтезі, сплав калію з натрієм (10- 60% Na за масою, рідкий при кімнатній температурі) - теплоносій у ядерних реакторах, відновник у виробництві титану, реагент для очищення газів від кисню та парів води; солі калію використовують як калійні добрива, компоненти миючих засобів. Комплекси калію з іонофорами є моделями вивчення транспорту іонів калію через клітинні мембрани. Радіоізотоп 42 К (Т 1/2 12,36 год) застосовують як радіоактивний індикатор у хімії, медицині та біології.
Натрій і калій. Л., 1959; Степін Б. Д., Цвєтков А. А. Неорганічна хімія. М., 1994; Неорганічна хімія: хімія елементів / За редакцією Ю. Д. Третьякова. М., 2004. Т. 2.
Калієм називається елемент, що знаходиться в періодичній системі Менделєєва під 19-м номером. Речовину прийнято позначати великою літерою К (від латинського Kalium). У російській хімічній номенклатурі справжня назва елемента виникла завдяки Г.І. Гессу 1831 року. Спочатку калій називали "аль-калі", що в перекладі з арабської означає "зола рослин". Саме їдкий калі став матеріалом для найпершого отримання речовини. Їдкий калі, своєю чергою, видобувався з поташу, який був продуктами горіння рослин (карбонат калію). Його першовідкривачем став Х. Деві. Карбонат калію є прототипом сучасного миючого засобу. Пізніше він використовувався для добрив, які у сільському господарстві, у виробництві скла та інших цілей. В даний час поташ - це харчова добавка, що пройшла офіційну реєстрацію, а калій навчилися видобувати зовсім іншими шляхами.
У природі калій можна виявити тільки у вигляді сполук з іншими елементами (наприклад, морська вода, або мінерали), його вільний вигляд не зустрічається взагалі. Він здатний у досить короткий проміжок часу окислюватися на відкритому повітрі, а також вступати у хімічні реакції (наприклад, при взаємодії калію з водою утворюється луг).
| Країна, частина світла | Запаси загальні | Запаси підтверджені | Їх % від світу | Середній зміст |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 |
| Росія | 19118 | 3658 | 31,4 | 17,8 |
| Європа | 3296 | 2178 | 18,5 | - |
| Білорусь | 1568 | 1073 | 9,1 | 16 |
| Великобританія | 30 | 23 | 0,2 | 14 |
| Німеччина | 1200 | 730 | 6,2 | 14 |
| Іспанія | 40 | 20 | 0,2 | 13 |
| Італія | 40 | 20 | 0,2 | 11 |
| Польща | 10 | 10 | 0,1 | 12 |
| Україна | 375 | 292 | 2,5 | 11 |
| Франція | 33 | 10 | 0,1 | 15 |
| Азія | 2780 | 1263 | 10,8 | - |
| Ізраїль | 600 | 44 | 0,4 | 1,4 |
| Йорданія | 600 | 44 | 0,4 | 1,4 |
| Казахстан | 102 | 54 | 0,5 | 8 |
| Китай | 320 | 320 | 2,7 | 12 |
| Таїланд | 150 | 75 | 0,6 | 2,5 |
| Туркменістан | 850 | 633 | 5,4 | 11 |
| Узбекистан | 159 | 94 | 0,8 | 12 |
| Африка | 179 | 71 | 0,6 | - |
| Конго | 40 | 10 | 0,1 | 15 |
| Туніс | 34 | 19 | 0,2 | 1,5 |
| Ефіопія | 105 | 42 | >0,4 | 25 |
| 14915 | 4548 | 38,7 | - | |
| Аргентина | 20 | 15 | 0,1 | 12 |
| Бразилія | 160 | 50 | 0,4 | 15 |
| Канада | 14500 | 4400 | 37,5 | 23 |
| Мексика | 10 | - | 0 | 12 |
| США | 175 | 73 | 0,6 | 12 |
| Чилі | 50 | 10 | 0,1 | 3 |
| Разом: | 40288 | 11744 | 100 | - |
Опис калію
Калій у вигляді простої речовини є лужним металом. Для нього характерне сріблясто-біле забарвлення. На свіжій поверхні миттєво утворюється блиск. Калій є м'яким металом, що легко піддається плавленню. Якщо речовину або її сполуку помістити в полум'я пальника, то вогонь набуде рожево-фіолетового кольору.
Фізичні властивості калію
Калій дуже м'який метал, який легко розрізати звичайним ножем. Його твердість за Брінеллем становить 400 кн/м 2 (або 0,04 кгс/мм 2). Він має об'ємноцентровану кубічну кристалічну решітку (5=5,33 А). Його густина становить 0,862 г/см 3 (20 0 С). Речовина починає плавитися при температурі 63,55 0 С, закипати - при 760 0 С. Має коефіцієнт термічного розширення, що дорівнює 8,33 * 10 -5 (0-50 0 С). Його питома теплоємність при температурі 20 0 С становить 741,2 дж/(кг*К) або 0,177 кал/(г* 0 С). За тієї ж температури має питомий електроопір, що дорівнює 7,118*10 -8 ом*м. Температурний коефіцієнт електроопору металу становить 5,8*10 -15 .
Калій утворює кристали кубічної сингонії, просторова група I m3m, параметри комірки a= 0,5247 нм, Z = 2.
Хімічні властивості
Калій є лужним металом. У зв'язку з цим металеві властивості калію проявляються типово, так само, як і інших подібних металів. Як уже говорилося вище, метал активно вступає в реакцію з повітрям, про що свідчить поява плівок на його поверхні, в результаті чого його колір стає тьмяним. Цю реакцію можна спостерігати неозброєним оком. Якщо калій протягом досить тривалого часу контактує з атмосферою, то є ймовірність його повного руйнування. При вступі в реакцію з водою відбувається характерний вибух. Це пов'язано з воднем, що виділяється, який займається характерним рожево-фіолетовим полум'ям. А при додаванні у воду, що реагує з калієм фенолфталеїну, вона набуває малинового кольору, який свідчить про лужну реакцію гідроксиду калію (КОН), що утворюється.
При взаємодії металу з такими елементами як Na, Tl, Sn, Pb, Bi, утворюються інтерметаліди
Зазначені характеристики калію говорять про необхідність дотримання певних правил безпеки та умов під час зберігання речовини. Так, речовину слід покривати шаром бензину, гасу чи силікону. Це робиться для повного виключення контакту з повітрям або водою.
Варто зазначити, що в умовах кімнатної температури метал входить у реакцію з галогенами. Якщо його трохи нагріти, то він легко взаємодіє із сіркою. У разі підвищення температури, калій здатний з'єднуватися з селеном і телуром. Якщо підвищити температуру понад 200 0 З атмосфері водню, то утворюється гідрид КН, здатний спалахувати без сторонньої допомоги, тобто. самостійно. Калій зовсім не взаємодіє з азотом, навіть якщо для цього створити належні умови (підвищені температуру та тиск). Однак, контактувати ці дві речовини можна змусити, вплинувши на них електричним розрядом. В даному випадку вийде азид калію KN 3 і нітрид калію K 3 N. Якщо нагріти разом графіт і калій, то в результаті вийдуть карбіди KC 8 (300 ° С) і KC 16 (360 ° C).
При взаємодії калію та спиртів виходять алкоголяти. Крім цього, калій робить значно швидше процес полімеризації олефінів та діолефінів. Галогеналкили та галогенарили разом з дев'ятнадцятим елементом в результаті дають калійалкіли та калійарили.
| Характеристика | Значення |
|---|---|
| Властивості атома | |
| Назва, символ, номер | Калій / Kalium (K), 19 |
| Атомна маса (молярна маса) | 39,0983(1) а. е. м. (г/моль) |
| Електронна конфігурація | 4s1 |
|
Радіус атома |
235 пм |
| Хімічні властивості | |
| Ковалентний радіус | 203 пм |
| Радіус іона | 133 пм |
| Електронегативність | 0,82 (шкала Полінга) |
| Електродний потенціал | −2,92 В |
| Ступені окислення | 0; +1 |
|
Енергія іонізації (перший електрон) |
418,5 (4,34) кДж/моль (еВ) |
| Термодинамічні властивості простої речовини | |
| Щільність (за н. у.) | 0,856 г/см³ |
| Температура плавлення | 336,8К; 63,65 °C |
| Температура кипіння | 1047К; 773,85 °C |
| Уд. теплота плавлення | 2,33 кДж/моль |
| Уд. теплота випаровування | 76,9 кДж/моль |
| Молярна теплоємність | 29,6 Дж/(K·моль) |
| Молярний обсяг | 45,3 см³/моль |
| Кристалічні грати простої речовини | |
| Структура ґрат | Кубічна об'ємно-центрована |
| Параметри решітки | 5,332 Å |
| Температура Дебая | 100 K |
Електронна будова атома калію
Калій має позитивно заряджене ядро атома (19). У цьому атомі присутні 19 протонів і 19 нейтронів, які оточуються чотирма орбітами, де у постійному русі перебувають 19 електронів. Електрони розподілені на орбіталях у такому порядку:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
На зовнішньому енергетичному рівні атома металу знаходиться лише один валентний електрон. Це пояснює той факт, що абсолютно у всіх сполуках калій має валентність 1. На відміну від літію та натрію, даний електрон розташовується на віддаленій відстані від ядра атома. Це є причиною підвищеної хімічної активності калію, чого не можна сказати про згадані два метали. Таким чином, зовнішня електронна оболонка калію представлена наступною конфігурацією:
Не дивлячись на наявність вакантних 3 p- і 3 d-орбіталей, збуджений стан відсутній.
Зміст статті
Калій(Kalium) K, хімічний елемент 1 (Ia) групи Періодичної системи відноситься до лужних елементів. Атомний номер 19, атомна вага 39,0983. Складається з двох стабільних ізотопів 39 K (93,259%) та 41 K (6,729%), а також радіоактивного ізотопу 40 K з періодом напіврозпаду ~109 років. Цей ізотоп грає у природі особливу роль. Його частка в суміші ізотопів становить всього 0,01%, проте саме він є джерелом практично всього аргону 40 Ar, що міститься в земній атмосфері, який утворюється при радіоактивному розпаді 40 K. Крім того, 40 K присутній у всіх живих організмах, що, можливо, надає певний вплив з їхньої розвиток.
Ізотоп 40 K служить визначення віку гірських порід калій-аргоновым методом. Штучний ізотоп 42 K з періодом напіврозпаду 15,52 року використовується як радіоактивний індикатор у медицині та біології.
Ступінь окиснення +1.
Сполуки калію відомі з давніх часів. Поташ - карбонат калію K 2 CO 3 - давно виділяли з деревної золи.
Металевий калій був отриманий електролізом розплавленого їдкого калі (KOH) в 1807 англійським хіміком та фізиком Гемфрі Деві. Назва «potassium», обрана Деві, відображає походження цього елемента з поташу. Латинська назва елемента утворена від арабської назви поташу - "аль-калі". У російську хімічну номенклатуру слово «калій» запроваджено 1831 року петербурзьким академіком Германом Гессом (1802–1850).
Поширення калію в природі та його промислове вилучення.
Великі відкладення солей калію порівняно чистому вигляді утворилися внаслідок випаровування стародавніх морів. Найбільш важливими мінералами калію для хімічної промисловості є сильвін (KCl) та сильвініт (змішана сіль NaCl та KCl). Калій зустрічається також у вигляді подвійного хлориду KCl·MgCl 2 ·6H 2 O (карналіт) та сульфату K 2 Mg 2 (SO 4) 3 (лангбейніт). Масивні шари солей калію були вперше виявлені в Стассфурті (Німеччина) у 1856 році. З них з 1861 по 1972 в промислових масштабах добували поташ.
Океанська вода містить близько 0,06% хлориду калію. У деяких внутрішніх водоймах, таких як озеро Солт-Лейк або Мертве море, його концентрація може досягати 1,5%, що робить економічно доцільним видобуток елемента. У Йорданії збудовано величезний завод, здатний видобувати мільйони тонн солей калію з Мертвого моря.
Хоча натрій та калій майже однаково поширені у гірських породах, в океані калію приблизно в 30 разів менше, ніж натрію. Це пов'язано, зокрема, з тим, що солі калію, що містять більший катіон, менш розчинні, ніж солі натрію, і калій більш міцно зв'язується в комплексних силікатах та алюмосилікатах у ґрунті за рахунок іонного обміну в глинах. Крім того, калій, який вилуговується з гірських порід, більшою мірою поглинається рослинами. Підраховано, що з тисячі атомів калію, що звільняються при хімічному вивітрюванні, лише два досягають морських басейнів, а 998 залишаються у ґрунті. "Грунт поглинає калій, і в цьому її чудодійна сила", - писав академік Олександр Євгенович Ферсман (1883-1945).
Калій є важливим елементом життя рослин і розвиток диких рослин часто обмежується доступністю калію. При нестачі калію рослини повільніше ростуть, їх листя, особливо старе, жовтіє і буріє по краях, стебло стає тонким і неміцним, а насіння втрачає схожість. Плоди такої рослини – це особливо помітно на фруктах – будуть менш солодкими, ніж у рослин, які отримали нормальну дозу калію. Нестачу калію відшкодовують добривами.
Калійні добрива є основним видом калієвмісної продукції (95%). Найбільше використовується KCl, на його частку припадає понад 90% калію, що використовується як добрива.
Світове виробництво калійних добрив у 2003 р. оцінено в 27,8 млн т (у перерахунку на K 2 O, вміст калію в калійних добривах прийнято перераховувати на K 2 O). З них 33% вироблено в Канаді. По 13% світового виробництва калійних добрив посідає виробничі об'єднання «Уралкалій» і «Білоруськалій».
Характеристика простої речовини та промислове отримання металевого калію.
Калій - м'який сріблясто-білий метал з температурою плавлення 63,51 ° С і температурою кипіння 761 ° С. Надає полум'ю характерне червоно-фіолетове забарвлення, що пов'язано з легкістю збудження його зовнішніх електронів.
Хімічно дуже активний, легко взаємодіє з киснем, при нагріванні на повітрі спалахує. Основним продуктом цієї реакції є надпероксид калію KO2.
З водою та розведеними кислотами калій взаємодіє з вибухом та займанням. Сірчану кислоту відновлює до сірководню, сірки та діоксиду сірки, а азотну – до оксидів азоту та N 2 .
При нагріванні до 200-350 ° С калій реагує з воднем з утворенням гідриду KH. Металевий калій спалахує в атмосфері фтору, слабо взаємодіє з рідким хлором, але вибухає при зіткненні з бромом та розтиранні з йодом. Калій реагує з халькогенами та фосфором. З графітом при 250-500 ° С він утворює шаруваті сполуки складу C 8 K-C 60 K.
Калій розчиняється в рідкому аміаку (35,9 г в 100 мл при -70 ° С) з утворенням яскраво-блакитних метастабільних розчинів з незвичайними властивостями. Вперше це явище спостерігав, мабуть, сер Гемфрі Деві в 1808 році. Розчини калію в рідкому аміаку широко вивчалися з того моменту, як вони були отримані Т. Вейлем в 1863 році.
Калій не розчиняється в рідких літії, магнії, кадмії, цинку, алюмінію та галії та не реагує з ними. З натрієм утворює інтерметалічну сполуку KNa 2 , яка плавиться з розкладанням при 7° С. З рубідієм і цезієм калій дає тверді розчини з мінімальними температурами плавлення близько 35° С. З ртуттю він утворює амальгаму, що містить два меркуриди KHg 2 і KH 270 і 180°, відповідно.
Калій енергійно взаємодіє з багатьма оксидами, відновлюючи їх до найпростіших речовин. Зі спиртами він утворює алкоголяти.
На відміну від натрію, калій не вдається одержувати електролізом розплаву хлориду, оскільки калій дуже добре розчиняється в розплавленому хлориді і не спливає поверхню. Додаткову складність створює утворення надпероксиду, який реагує з металевим калієм з вибухом, тому спосіб промислового виробництва металевого калію полягає у відновленні розплавленого калію хлориду металевим натрієм при 850° С.
Відновлення хлориду калію натрієм, здавалося б, суперечить звичайному порядку реакційної здатності (калій більш реакційноздатний, ніж натрій). Однак, при 850-880 ° С встановлюється рівновага:
Na(г) + K+(ж) Na+(ж)+K(г)
Так як калій більш леткий, він випаровується раніше, це зміщує рівновагу і сприяє перебігу реакції. Фракційною перегонкою в колонці насадки можна отримати калій 99,5%-ної чистоти, але зазвичай для перевезення використовують суміш калію з натрієм. Сплави, що містять 15–55% натрію, є (при кімнатній температурі) рідкими, тому їх легко транспортувати.
Іноді калій відновлюють із хлориду іншими елементами, що утворюють стійкі оксиди:
6KCl + 2Al + 4CaO = 3CaCl 2 + CaO·Al 2 O 3 + 6K
Металевий калій, виробництво якого є більш важким і дорогим, ніж виробництво натрію, виробляється у менших кількостях (світове виробництво становить близько 500 т на рік). Одна з найважливіших сфер застосування – отримання надпероксиду KO 2 прямим спалюванням металу.
Металевий калій використовують як каталізатор у виробництві деяких видів синтетичного каучуку, а також у лабораторній практиці. Сплав калію з натрієм служить теплоносієм атомних реакторах. Він є відновником у виробництві титану.
Калій викликає сильні опіки шкіри. При попаданні навіть дрібних крихт в очі можлива втрата зору. Калій, що спалахнув, заливають мінеральним маслом або засипають сумішшю тальку і хлориду натрію.
Зберігають калій у герметично закритих коробках під шаром зневодненої гасу або мінеральної олії. Відходи калію утилізують обробкою їх сухим етанолом або пропанолом з подальшим розкладанням алкоголятів, що утворилися водою.
З'єднання калію.
Калій утворює численні бінарні сполуки та солі. Майже всі солі калію добре розчиняються. Винятками є:
KHC 4 H 4 O 6 – гідротартрат калію
KClO 4 – перхлорат калію
K 2 Na·6H 2 O – гідрат гексанітрокобальтату(III) натрію-дикалію
K 2 – гексахлороплатинат(IV) калію
Оксид калію K 2 O утворює жовтуваті кристали. Його одержують при нагріванні калію з гідроксидом, пероксидом, нітратом або нітритом калію:
2KNO 2 + 6K = 4K 2 O + N 2
Використовують також нагрівання суміші азиду калію KN 3 і нітриту калію або окислення калію, розчиненого в рідкому аміаку, розрахованою кількістю кисню.
Оксид калію – активатор губчастого заліза, що використовується як каталізатор у синтезі аміаку.
Пероксид калію K 2 O 2 одержати з простих речовин складно, так як він легко окислюється до надпероксиду KО 2, тому використовують окислення металу за допомогою NO. Однак найкращим методом його одержання є кількісне окиснення металу, розчиненого в рідкому аміаку.
Пероксид калію можна розглядати як сіль двоосновної кислоти Н2О2. Тому при взаємодії з кислотами або водою на холоді кількісно утворюється пероксид водню.
Надпероксид калію KO 2 (помаранчевий) утворюється при звичайному спалюванні металу на повітрі. Це з'єднання використовується як запасне джерело кисню в дихальних масках в шахтах, підводних човнах і космічних кораблях.
При обережному термічному розкладанні KO 2 утворюється полуторний оксид «K 2 Про 3 » у вигляді темного парамагнітного порошку. Його можна отримати також окисленням металу, розчиненого в рідкому аміаку, або контрольованим окисленням пероксиду. Передбачається, що він є динадпероксид-пероксид [(K +) 4 (O 2 2–)(O 2 –) 2 ].
Озонід калію KО 3 можна отримати при дії озону на безводний порошок гідроксиду калію при низькій температурі з наступною екстракцією продукту (червоного кольору) рідким аміаком. Він використовується як компонент складів для регенерації повітря в замкнутих системах.
Гідроксид калію KOH – сильна основа, що відноситься до лугів. Його традиційна назва «їдке калі» відображає дію цієї речовини, що роз'їдає, на живі тканини.
У промисловості гідроксид калію одержують електролізом водних розчинів хлориду або карбонату калію із залізним або ртутним катодом (світове виробництво становить близько 0,7 млн. т на рік). Гідроксид калію можна виділити з фільтрату після відділення опадів, що утворюються при взаємодії карбонату калію з гідроксидом кальцію або сульфату калію з гідроксидом барію.
Гідроксид калію застосовують для отримання рідкого мила та різних сполук калію. Крім того, він служить електролітом у лужних акумуляторах.
Фторид калію KF утворює рідкісний мінерал кароббіїт. Отримують фторид калію взаємодією водних розчинів фтороводню або амонію фториду з гідроксидом калію або його солями.
Застосовують фторид калію для синтезу різних сполук фтору калію, як фторуючий агент в органічному синтезі, а також як компонент кислототривких замазок і спеціальних стекол.
Хлорид калію KCl зустрічається у природі. Сировиною для його виділення служать сильвін, сильвініт, карналіт.
З сильвініту хлористий калій отримують методами галургії та флотації. Галургія (у перекладі з грецької – «соляна справа») включає вивчення складу та властивостей природної сольової сировини та розробку способів промислового отримання з нього мінеральних солей. Галургійний метод поділу заснований на різній розчинності KCl та NaCl у воді при підвищених температурах. При нормальній температурі розчинність хлоридів калію та натрію майже однакова. З підвищенням температури розчинність хлориду натрію майже змінюється, а розчинність хлориду калію різко зростає. На холоді готують насичений розчин обох солей, потім нагрівають і обробляють їм сильвініт. При цьому розчин додатково насичується хлоридом калію, а частина натрію хлориду витісняється з розчину, випадає в осад і відокремлюється фільтруванням. Розчин охолоджують, і з нього викристалізовується надлишковий хлорид калію. Кристали відокремлюють на центрифугах і сушать, а маточний розчин йде на обробку нової порції сильвініту. Для виділення хлориду калію цей метод використовується ширше за метод флотації, який базується на різній змочуваності речовин.
Хлорид калію є найпоширенішим калійним добривом. Крім використання як добрив, він застосовується, переважно, для гідроксиду калію електролізом. З нього отримують інші сполуки калію.
Бромід калію KBr отримують взаємодією брому з гідроксидом калію у присутності аміаку, а також реакціями брому або бромідів із солями калію.
Бромід калію широко використовується у фотографії. Він часто є джерелом брому в органічному синтезі. Раніше бромід калію застосовувався як седативний засіб у медицині («бром»). Монокристали броміду калію використовують при виготовленні призм для ІЧ-спектрометрів, а також як матрицю при знятті ІЧ спектрів твердих речовин.
Йодід калію KI утворює безбарвні кристали, які на світла набувають жовтуватого забарвлення за рахунок окислення киснем повітря і виділення йоду. Тому іодид калію зберігають у склянках із темного скла.
Отримують йодид калію взаємодією йоду з гідроксидом калію у присутності мурашиної кислоти або пероксиду водню, а також обмінними реакціями йодидів із солями калію. Він окислюється азотною кислотою до йодату калію KIO3. Йодид калію взаємодіє з йодом з утворенням розчинного у воді комплексу K, а з хлором та бромом дає, відповідно, K та K.
Йодид калію застосовується як лікарський засіб у медицині та ветеринарії. Він є реактивом в йодометрії. Йодид калію – противуалююча речовина у фотографії, компонент електроліту в електрохімічних перетворювачах, добавка для підвищення розчинності йоду у воді та полярних розчинниках, мікродобрива.
Сульфід калію K 2 S добре розчинний у воді. При гідролізі створює в розчині лужне середовище:
K 2 S = 2K + + S 2-; S 2– + H 2 O HS – + OH –
Сульфід калію легко окислюється повітрям, при підпалюванні згоряє. Отримують його взаємодією калію або карбонату калію з сіркою без доступу повітря, а також відновленням вуглецем сульфату калію.
Сульфід калію є компонентом світлочутливих емульсій у фотографії. Його використовують як аналітичний реагент для поділу сульфідів металів та як компонент складів для обробки шкур.
При насиченні водного розчину сірководнем утворюється гідросульфід калію KHS, який можна виділити у вигляді безбарвних кристалів. Його застосовують в аналітичній хімії для поділу важких металів.
Нагріванням сульфіду калію з сіркою одержують жовті або червоні полісульфіди калію KS n (n= 2-6). Водні розчини полісульфідів калію можна отримати кип'ятінням розчинів гідроксиду або сульфіду калію із сіркою. При спеканні карбонату калію з надлишком сірки на повітрі утворюється так звана сірчана печінка – суміш KS nта K 2 S 2 O 3 .
Застосовують полісульфіди для сульфідування сталі та чавуну. Сірчана печінка використовується як лікарський засіб для лікування шкірних захворювань та як пестицид.
Сульфат калію K 2 SO 4 зустрічається в природі у родовищах калійних солей та у водах солоних озер. Його можна отримати обмінною реакцією між хлоридом калію та сірчаною кислотою або сульфатами інших елементів.
Сульфат калію застосовують як добрива. Ця речовина дорожча, ніж хлорид калію, але не гігроскопічна і не злежується, на відміну від хлориду калію, сульфат калію можна застосовувати на будь-яких ґрунтах, у тому числі засолених.
З сульфату калію отримують галун та інші сполуки калію. Він входить до складу шихти у виробництві скла.
Нітрат калію KNO 3 – сильний окисник. Його часто називають калійною селітрою. У природі утворюється при розкладанні органічних речовин у результаті життєдіяльності бактерій, що нітрифікують.
Отримують нітрат калію обмінною реакцією між хлоридом калію та нітратом натрію, а також дією азотної кислоти або нітрозних газів на карбонат або хлорид калію.
Нітрат калію – відмінне добриво, що містить одночасно калій та азот, проте застосовується менше, ніж хлорид калію, через високу вартість виробництва. Нітрат калію використовується і для виготовлення чорного пороху та піротехнічних складів, у виробництві сірників та скла. Крім того, він застосовується для консервування м'ясних продуктів.
Карбонат калію K 2 CO 3 називають також поташ. Отримують при дії діоксиду вуглецю на розчини гідроксиду калію або суспензії магнію карбонату в присутності хлориду калію. Є побічним продуктом під час переробки нефеліну в глинозем.
Значна кількість карбонату калію міститься у рослинній золі. Найбільше калію у золі соняшнику – 36,3%. У золі дров оксиду калію значно менше – від 3,2% (ялинові дрова) до 13,8% (березові дрова). Ще менше калію у золі торфу.
Карбонат калію використовується головним чином для виробництва високоякісного скла, що використовується в оптичних лінзах, трубках кольорових телевізорів та флуоресцентних лампах. Застосовується і у виробництві порцеляни, барвників та пігментів.
Перманганат калію KMnO 4 утворює темно-фіолетові кристали. Розчини цієї речовини мають червоно-фіолетовий колір. Перманганат калію одержують анодним окисленням марганцю або феромарганцю в сильно лужному середовищі.
Перманганат калію – сильний окисник. Його використовують як знебарвлюючий, відбілюючий і очищаючий засіб. Застосовується і в органічному синтезі, наприклад, при виробництві сахарину.
Гідрид калію KH – біла тверда речовина, яка при нагріванні розкладається на прості речовини. Гідрид калію є найсильнішим відновником. Він займається у вологому повітрі та серед фтору чи хлору. Гідрид калію може бути окислений навіть такими слабкими окислювачами, як вода та діоксид вуглецю:
KH + H 2 O = KOH + H 2
KH + CO2 = K(HCOO) (форміат калію)
Гідрид калію вступає також у реакції з кислотами та спиртами, при цьому можливе займання. Він відновлюють сірководень, хлороводень та інші речовини, що містять водень(I):
2KH + H 2 S = K 2 S + 2H 2
KH + HCl = KCl + H 2
Гідрид калію використовується як відновник під час проведення неорганічних та органічних синтезів.
Ціанід калію KCN, відомий під назвою ціаністий калій, утворює безбарвні кристали, добре розчинні у воді та деяких неводних розчинниках. У водному розчині він поступово гідролізується з виділенням ціановодню HCN, а при кип'ятінні водних розчинів розкладається на форміат калію та аміак.
У присутності ціаніду калію можуть йти не зовсім звичайні реакції, наприклад, мідь реагує з водою, виділяючи з неї водень та утворюючи диціанокупрат(I) калію:
У подібних умовах йде взаємодія і у разі золота. Щоправда, цей менш активний метал не здатний окислюватися водою, однак у присутності кисню переходить у розчин у вигляді ціанокомплексу – диціаноаурату(I) калію:
4Au + 8KCN + 2H 2 O + O 2 = 4K + 4NaOH
Отримують ціанід калію взаємодією ціановодню з надлишком гідроксиду калію. Він є реагентом для вилучення срібла та золота з бідних руд, компонентом електролітів для очищення платини від срібла та для гальванічного золочення та сріблення. Ціанід калію застосовують як реактив у хімічному аналізі для визначення срібла, нікелю та ртуті.
Ціанід калію дуже токсичний. Смертельна доза для 120 мг.
Комплексні з'єднання. Найбільш стійкі комплексні сполуки калій утворюють з полідентатними лігандами (молекулами або іонами, які можуть з'єднуватися з атомом декількома зв'язками), наприклад, з макроциклічними поліефірами (краун-ефірами).
Краун-ефіри (від англійського crown – корона) містять у циклі понад 11 атомів, з яких не менше чотирьох – атоми кисню. У тривіальних назвах краун-ефірів загальна кількість атомів у циклі та кількість атомів кисню позначають цифрами, які ставлять, відповідно, до і після слова «краун». Такі назви набагато коротші за систематичні. Наприклад, 12-краун-4 (рис. 1) за міжнародною номенклатурою називається 1,4,7,10,13-тетраоксоціклододекан.
Мал. 1. ГРАФІЧНА ФОРМУЛАз'єднання 12-краун-4.
Краун-ефіри утворюють стійкі комплекси з катіонами металів. При цьому катіон включається до внутрішньомолекулярної порожнини краун-ефіру і утримується там завдяки іон-дипольному взаємодії з атомами кисню. Найбільш стійкими є комплекси з катіонами, геометричні параметри яких відповідають порожнині краун-ефіру. З катіоном калію найбільш стійкі комплекси утворюють краун-ефіри, що містять 6 атомів кисню, наприклад, 18-краун-6 (рис. 2).
Мал. 2. ГРАФІЧНА ФОРМУЛАкомплексу каліяс 18-краун-6 .
Біологічна роль калію(та натрію). Калій разом із натрієм регулюють процеси обміну речовин у живих організмах. В організмі людини всередині клітин міститься велика кількість іонів калію (0,12-0,16 моль/л), але щодо мало іонів натрію (0,01 моль/л). Вміст іонів натрію значно вищий у позаклітинній рідині (близько 0,12 моль/л), тому іони калію контролюють внутрішньоклітинну активність, а іони натрію – міжклітинну. Ці іони що неспроможні замінити одне одного.
Існування натрій-калієвого градієнта з внутрішньої та зовнішньої сторони клітинної мембрани призводить до виникнення різниці потенціалів на протилежних сторонах мембрани. Нервові волокна здатні передавати імпульси, а м'язи – скорочуватися саме завдяки існуванню внутрішнього негативного заряду стосовно зовнішньої поверхні мембрани. Таким чином, в організмі іони натрію та калію здійснюють фізіологічний контроль та пускові механізми. Вони сприяють передачі нервового імпульсу. Психіка людини залежить від балансу іонів натрію та калію в організмі. Концентрацію іонів натрію і калію, що затримуються та виділяються через нирки, контролюють деякі гормони. Так, мінералокортикоїди сприяють збільшенню викиду іонів калію та зменшенню викиду іонів натрію.
Іони калію входять до складу ферментів, що каталізують перенесення (транспорт) іонів через біомембрани, окислювально-відновлювальні та гідролітичні процеси. Вони служать і підтримки структури клітинних стінок і контролюють їх стан. Іон натрію активує кілька ферментів, які калій не може активувати, так само як іон натрію не може діяти на калієзалежні ферменти. Коли ці іони потрапляють усередину клітини, вони зв'язуються відповідними лігандами відповідно до їхньої хімічної активності. Роль таких лігандів виконують макроциклічні сполуки, модельними аналогами є краун-ефіри. Деякі антибіотики (подібні до валіноміцину) транспортують іони калію в мітохондрії.
Встановлено, що для роботи (Na+–K+)–АТФ-ази (аденозинтрифосфатази) – мембранного ферменту, що каталізує гідроліз АТФ, потрібні одночасно іони натрію та калію. Транспортна АТФ-аза пов'язує та вивільняє іони натрію та калію на певних стадіях ферментативної реакції, оскільки спорідненість активних центрів ферменту до іонів натрію та калію змінюється у міру протікання реакції. При цьому структурні зміни ферменту призводять до того, що катіони натрію і калію приймаються по один бік від мембрани, а вивільняються по іншу. Таким чином, одночасно з гідролізом АТФ відбувається селективне переміщення катіонів лужних елементів (робота так званого Na-K-насоса).
Добова потреба у калії у дитини становить 12–13 мг на 1 кг ваги, а дорослого – 2–3 мг, тобто. у 4–6 разів менше. Більшість необхідного йому калію людина отримує з їжі рослинного походження.
Олена Савінкіна
Калій був відкритий восени 1807 англійським хіміком Деві при електролізі твердого їдкого калі. Зволоживши їдкий калі, вчений виділив метал, якому дав назву потасій,натякаючи на виробництво поташа(необхідного інгредієнта для виготовлення миючих засобів) із золи. Свою звичну назву метал отримав через два роки, в 1809 р. ініціатором перейменування речовини став Л.В. Гільберт, який запропонував назву калій(від арабської аль-калі- Поташ).
Калій (лат. Kalium) є м'яким лужним металом, елементом головної підгрупи І групи, IV періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва, має атомний номер 19 та позначення - До.
Знаходження у природі
Калій у вільному стані у природі не зустрічається, він входить до складу всіх клітин. Досить поширений метал, що займає 7-е місце за вмістом у земній корі (calorizator). Основними постачальниками калію є Канада, Білорусь та Росія, що мають великі родовища цієї речовини.
Фізичні та хімічні властивості
Калій – легкоплавкий метал сріблясто-білого кольору. Має властивість забарвлювати відкритий вогонь у яскравий фіолетово-рожевий колір.
Калій має високу хімічну активність, це потужний відновник. При реакції з водою відбувається вибух, при тривалому знаходженні повітря повністю руйнується. Тому калій вимагає певних умов для зберігання - його заливають шаром гасу, силікону або бензину, для виключення шкідливих для металу контактів із водою та атмосферою.
Основними харчовими джерелами калію є сушені, горіхове масло, цитрусові, всі зелені овочі з листям. Калію досить багато в рибі та . Взагалі, калій входить до складу багатьох рослин. та - чемпіони з утримання калію.
Добова потреба у калії
Добова потреба організму людини у калії залежить від віку, фізичного стану і навіть місця проживання. Дорослим здоровим людям потрібно 2,5 г калію, вагітним жінкам – 3,5 г, спортсменам – до 5-ти грам калію щодня. Кількість необхідного калію для підлітків розраховується за вагою – 20 мг калію на 1 кг маси тіла.
Корисні властивості калію та його вплив на організм
Калій бере участь у процесі проведення нервових імпульсів і передачі на іннервовані органи. Сприяє кращій діяльності головного мозку, покращуючи постачання його. Чинить позитивний вплив при багатьох алергічних станах. Калій необхідний здійснення скорочень скелетних м'язів. Калій регулює вміст в організмі солей, лугів та кислот, чим сприяє зменшенню набряків.
Калій міститься у всіх внутрішньоклітинних рідинах, він необхідний для нормальної життєдіяльності м'яких тканин (м'язів, судин та капілярів, залоз внутрішньої секреції тощо)
Засвоюваність калію
Калій всмоктується в організм з кишечника, куди надходить із їжею, виводиться із сечею зазвичай у такій кількості. Зайвий калій виводиться з організму тим самим шляхом, не затримується і накопичується. Перешкодами для нормального всмоктування калію можуть бути надмірне вживання кави, цукру, алкоголю.
Взаємодія з іншими
Калій працює в тісному контакті з натрієм і магнієм, при зростанні концентрації калію з організму стрімко виводиться натрій, а зменшення магнію може порушити засвоєння калію.
Ознаки нестачі калію
Нестача калію в організмі характеризується м'язовою слабкістю, швидкою стомлюваністю, зниженням імунітету, збоями у роботі міокарда, порушеннями показників артеріального тиску, прискореним та утрудненим диханням. Шкірні покриви можуть лущитися, пошкодження погано гояться, волосся стає дуже сухим і ламким. Відбуваються збої у роботі шлунково-кишкового тракту - нудота, блювання, розлади шлунка до гастриту і виразки.
Ознаки надлишку калію
Надлишок калію настає при передозуванні препаратів, що містять калій і характеризується нервово-м'язовими розладами, підвищеною пітливістю, збудливістю, дратівливістю та плаксивістю. Людина постійно відчуває спрагу, що призводить до частих сечовипускань. Шлунково-кишковий тракт реагує кишковими коліками, чергуванням запорів та проносів.
Застосування калію у житті
Калій у вигляді основних сполук знаходить широке застосування в медицині, сільському господарстві та промисловості. Калійні добрива необхідні для нормального росту та визрівання рослин, а всім відома марганцівкаЦе не що інше, як перманганат калію, випробуваний часом антисептик.
