Калій

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Калій (K)
Атомний номер 19
Зовнішній вигляд
простої речовини
сріблясто-білий
м'який метал
Властивості атома
Атомна маса
(молярна маса)
39,0983 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома 235 пм
Енергія іонізації
(перший електрон)
418,5(4,34) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація [Ar] 4s1
Хімічні властивості
Ковалентний радіус 203 пм
Радіус іона (+1e)133 пм
Електронегативність
(за Полінгом)
0,82
Електродний потенціал
Ступені окиснення 1
Термодинамічні властивості
Густина 0,856 г/см³
Питома теплоємність 0,753 Дж/(K моль)
Теплопровідність 79,0 Вт/(м К)
Температура плавлення 336,53 K
Теплота плавлення 102,5 кДж/моль
Температура кипіння 1047 K
Теплота випаровування 2,33 кДж/моль
Молярний об'єм 45,3 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки кубічна об’ємноцентрована
Період ґратки 5,230 Å
Відношення c/a n/a
Температура Дебая 100,00 K
Періодична система елементів
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Ка́лій (англ. Potassium, potash; нім. Kalium n) — хімічний елемент, належить до групи лужних металів, символ К, ат. н. 19; ат. м. 39, 098. М'який сріблясто-білий метал. Хімічно дуже активний, сильний відновник, на повітрі легко окиснюється. Відкритий англійським хіміком Г. Деві в 1807. Густина 0,856. Т-ра плавлення 63,55 °C, т-ра кипіння 760 °C. Твердість за Брінеллем 400 кПа. Металічний К. легко ріжеться ножем. К. — один з найпоширеніших петрогенних елементів земної кори — 2,5% (за масою). Найважливіші мінерали: сильвін, карналіт, каїніт, лангбейніт. Вміст К. в ультраосновних гірських порід 0,03%, в основних 0,83%, середніх 2,3%, в кислих 3,34%. Максимальні концентрації К. (до 7%) виявлені в лужних породах агпаїтового ряду. Головні калійні мінерали в цих породах лужні польові шпати, слюда, нефелін, лейцит. При випаровуванні морської води в осад випадають такі мінерали К.: сильвініт, карналіт, каїніт, полігаліт. Внаслідок інтенсивного випаровування мор. води в минулі геологічні епохи, особливо в пермський період, були утворені великі родовища калійних солей.

Історія[ред.ред. код]

У 1807 р. англійський хімік Г. Деві електролізом твердого їдкого калій (KOH) виділив калій і назвав його потассієм. У 1809 Л. В. Гільберт запропонував назву «калій» (від араб. аль-калі — поташ).

Поширення в природі[ред.ред. код]

Калій — досить поширений хімічний елемент, на нього припадає 2,6% маси земної кори. У зв'язку з високою хімічною активністю у вільному стані в природі він не зустрічаються, а тільки у вигляді різних сполук. Деякі з них, як хлорид калію, утворюють потужні родовища.

Найбагатші у світі родовища солей калію у вигляді мінералів сильвіну KCl, сильвініту KCl·NaCl, карналіту KCl· MgCl2·6H2O і каїніту KCl·MgSO4·3H2O розташовані поблизу м. Солікамська. Крім того, значні поклади сполук калію знайдені в Білорусі (м. Солігорськ) і в Україні (м. Калуш і м. Стебник у Прикарпатті).

Фізичні властивості[ред.ред. код]

У вільному стані калій — сріблясто-білий легкий метал. Густина — 0,856 г/см3. Метал дуже м'який і легко ріжеться ножем. Температури плавлення — 63,38°С.

Калій

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Калій належить до головної підгрупи першої групи періодичної системи Менделєєва. його атоми мають на зовнішньому електронному шарі по одному електрону, який вони легко втрачають і перетворюються в іони з одним позитивним зарядом. Тому в своїх сполуках калій буває лише позитивно одновалентним. Калій — дуже активний метал. Легко втрачаючи свої валентні електрони, він є дуже сильними відновником. В електрохімічному ряді напруг він займає перше місця зліва від водню. У сухому повітрі калій енергійно взаємодіє з киснем повітря і перетворюються в супероксид:

  • 4K + O2 -> 2KO2

Тому його зберігають під шаром гасу або мінерального масла.

З галогенами калій реагує дуже енергійно з утворенням солей галогеноводневих кислот: KCl, KJ тощо. З рідким бромом він сполучаються навіть з вибухом. З сіркою при деякому нагріванні утворює сульфіди: K2S.

З водою реагує дуже бурхливо, навіть з вибухом. Ще більш бурхливо реагує з кислотами (теж з вибухом). У вологому повітрі метал легко перетворюються в гідроксид:

  • 2K + 2H2O -> 2KOH + H2

а останній, взаємодіючи з вуглекислим газом повітря, — в карбонат:

  • 2KOH + CO2 -> K2CO3 + H2O

При високій температурі калій може відновлювати оксиди алюмінію, силіцію тощо до вільних елементів:

  • SiO2 + 4K -> Si + 2K2O

Одержання[ред.ред. код]

У вільному стані калій одержують електролізом розплавлених хлоридів або гідроксидів. При електролізі розплавлених їдких лугів позитивно заряджені іони металів притягаються до негативно зарядженого катода, приєднують по одному електрону (відновлюються) і перетворюються в атоми вільних металів, а негативно заряджені іони гідроксилу притягуються до позитивно зарядженого анода, віддають йому по одному електрону і перетворюються в електро-нейтральні групи OH, які розкладаються з утворенням води і кисню, що виділяється на аноді.

Одержання металічного калію електролізом розплавленого KCl можна зобразити такими рівняннями:

               KCl
               ↑↓
 — Катод <-  К+ + Cl-  -> Анод +
  K+ + e = K°          Cl- — e = Cl°

Застосування[ред.ред. код]

Металічний калій служить каталізатором при одержанні деяких видів синтетичного каучуку.

Сполуки калію застосовують у сільському господарстві як добрива, для виготовлення скла, вибухових речовин, у медицині, ядерній техніці тощо.

Застосовують альгіт калію для лікування захворювання губ у дітей.

Солі калію[ред.ред. код]

Калій утворює солі з усіма кислотами. Солі калію за своїми властивостями дуже близькі до солей натрію. Найважливіші з них:

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968
  • Мала гірнича енциклопедія. В 3-х т. / За ред. В. С. Білецького. — Донецьк: Донбас, 2004. — ISBN 966-7804-14-3.