Калій

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку
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 -2,92 в
Ступені окиснення 1
Термодинамічні властивості
Густина 0,856 г/см³
Молярна теплоємність 0,753 Дж/(К·моль)
Теплопровідність 79,0 Вт/(м·К)
Температура плавлення 336,53 К
Теплота плавлення 102,5 кДж/моль
Температура кипіння 1047 К
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 с/а n/a
Температура Дебая 100,00 К
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 Nh Fl Mc Lv Ts Og
* 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
Калій у Вікісховищі?

Ка́лій (англ. Potassium, potash; нім. Kalium n) — хімічний елемент, належить до групи лужних металів, символ К, атомний номер 19; атомна маса 39, 098.

М'який сріблясто-білий метал. Хімічно дуже активний, сильний відновник, на повітрі легко окиснюється. Відкритий англійським хіміком Гемфрі Деві 1807 року. Густина 0,856. Температура плавлення 63,55 °C, температура кипіння 760 °C. Твердість за Брінеллем 400 кПа. Металічний калій легко ріжеться ножем.

Калій — один з найпоширеніших петрогенних елементів земної кори — 2,5 % (за масою). Найважливіші мінерали: сильвін, карналіт, каїніт, лангбейніт. Вміст калію в ультраосновних гірських породах 0,03 %, в основних 0,83 %, середніх 2,3 %, в кислих 3,34 %. Максимальні концентрації калію (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 калію: сильвініт, карналіт, каїніт, полігаліт. Внаслідок інтенсивного випаровування морської води в минулі геологічні епохи, особливо в пермський період, були утворені великі родовища калійних солей.

Історія[ред. | ред. код]

1807 року англійський хімік Гемфрі Деві електролізом твердого їдкого калію (KOH) виділив калій і назвав його потассієм. 1809 року Людвіг Вільгельм 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. Температура 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[ru]:

  • K + O2 -> KO2

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 сполучається 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 гідроксиду 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]

З 40,7 мільйонів тон калію (у перерахунку на K2O), видобутому в світі за 2015 рік[1], 34,9 мільйона, тобто 85%, використали для виробництва калійних добрив. Основними сполуками, що використовуються в якості добрив є хлорид калію, сульфат калію і калімагнезія.

Металічний калій служить каталізатором при одержанні деяких видів синтетичного каучуку, наприклад калій-дівінілових каучуків.

Сполуки калію, такі як гідроксид калію або перманганат калію, використовуються як абсорбенти.

Сплави калію з натрієм, рідкі при кімнатній температурі, використовують для охолодження у ядерних реакторах.

Велика кількість сполук калію є лікарськими засобами, наприклад:

  • Перманганат калію ("марганцівка") — антисептик
  • Хлорид калію — використовується при нестачі калію в організмі
  • Йодид калію — використовується при нестачі йоду в організмі
  • Альгіт калію — використовується для лікування захворювання губ у дітей
  • Бромід калію — протисудомний і седативний препарат

та багато інших.

Надпероксид калію[en] (KO2) використовується як джерело кисню у регенераторних системах у замкнених просторах, наприклад, підводних човнах. Potassium superoxide Згідно деяких досліджень, калій може замінити літій у батареях, що може значно здешевити їх виробництво, адже калій значно більш розповсюджений і майже вдесятеро дешевший за літій.[2]

Радіоактивний ізотоп калій-42 має період напіврозпаду 12 годин, тому використовується у якості мічених атомів при медичних дослідженнях.

Сполуки калію застосовують для виготовлення скла, вибухових речовин, тощо.

Солі калію[ред. | ред. код]

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

Радіоактивність[ред. | ред. код]

0,0117% від усього калію на Землі складає його радіоактивний ізотоп калій-40 з періодом напіврозпаду 1,248 млрд. років. Ізотопи калію перемішані дуже рівномірно, і у будь-якій кількості природнього калію міститься його радіоактивний ізотоп, тому кожен грам природнього калію має радіоактивність близько 32 беккерелів. Калій є одним з поширених елементів у організмі людини і інших істот (у тілі дорослої людини міститься 160-180 грамів калію), а тому і основним джерелом власної радіації — за рік людина отримує 0,36 мілізіверта радіації при розпаді власного калію. Загалом, калій відповідальний за 75% радіації, що її людина отримує з земних джерел.[3]

Банани багаті калієм, тому їх радіоактивність на одиницю об'єму вища ніж у людини. Відомі випадки спрацювання датчиків радіації, викликані бананами.[4] Через це, іноді використовується несистемна одиниця "банановий еквівалент", що дорівнює 0,1 мікрозіверта, і відповідає кількості радіації, що отримує людина, з'ївши один банан. Смертельна доза радіації для людини — 100 мільонів бананових одиниць.[5]

Розпад калію також вносить вклад у тепловий баланс Землі. Підраховано, що якби весь калій-40 розпався миттєво, це призвело б до нагрівання Землі на 400 К[3]

Див. також[ред. | ред. код]

Джерела[ред. | ред. код]

Посилання[ред. | ред. код]

  • 2015 Minerals Yearbook(англ.)
  • Research collaboration brings new concepts for potassium-ion batteries(англ.)
  • а б Радиоактивность внутри нас(рос.)
  • Radiological and Nuclear Detection Devices(англ.)
  • Banana Equivalent Dose(англ.)