Таблиця лей - калій (kalium)

Кришталева структура:
об'емоцентрірованний куб

Калій (kalium), К, хімічний елемент 1 групи періодичної системи Менделєєва; атомний номер 19, атомна маса 39,098; срібно-білий, дуже легкий, м'який і легкоплавкий метал. Елемент складається з двох стабільних ізотопів - 39 k (93,08%), 41 k (6,91%) і одного слабо радіоактивного 40 k (0,01%) з періодом напіврозпаду 1,32. 10 9 років.

Історична довідка. Деякі сполуки К. (наприклад, поташ, що добувався з деревної золи) були відомі вже в давнину; однак їх не відрізняли від сполук натрію. Тільки в 18 ст. було показано відмінність між «рослинної лугом» (поташем k 2 co 3) і «мінеральної лугом» (содою na 2 co 3). У 1807 році Г. Деві електролізом злегка зволожених твердих їдких калі і натру (koh і naoh) виділив К. і натрій і назвав їх потассием і содіем. У 1809 Л. В. Гільберт запропонував назву «калій» (від араб. Аль-калі - поташ) і «натрона» (від араб. Натрун - природна сода); Останнім І. Я. Берцеліус в 1811 змінив на «натрій». Назва «калій» і «содій» збереглися в Великобританії, США, Франції і деяких ін. Країнах. ВУкаіни ці назви в 1840-х рр. були замінені на «калій» і «натрій», прийняті в Німеччині, Австрії та Скандинавських країнах.

Радіоактивний ізотоп 40 k - важливе джерело глибинного тепла, особливо в минулі епохи, коли цього ізотопу було більше. При розпаді 40 k утворюються 40 ca і аргон 40 ar, який іде в атмосферу. Деякі мінерали К. не втрачають аргону, і по його змісту можна визначити абсолютний вік гірських порід (т. Н. Калій-аргоновий метод).

Фізичні та хімічні властивості. К. - срібно-білий, дуже легкий і м'який метал (без зусиль ріжеться ножем). Кристалічна решітка К. об'ємно-центрована кубічна, а = 5,33 a. Ат. радіус 2,36 a. іонний радіус К + 1,33 a. Щільність 0,862 г / см 3 (20 ° С), t пл 63,55 ° С, t кіп 760 ° С; коефіцієнт термічного розширення 8,33. 10 -5 (0-50 ° С); теплопровідність при 21 ° С 97,13 Вт / (м. К) [0,232 кал / (см. сек. ° С)]; Питома теплоємність (при 20 ° С) 741,2 дж / (кг. К), т. е. 0,177 кал / (м ° С), питомий електроопір (при 20 ° С) 7,118. 10 -8 ом. м; температурний коефіцієнт електроопору 5,8. 10 -5 (20 ° С). Твердість по Брінеллю 400 кн / м 2 (0,04 кгс / мм 2).

Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома К. 4s 1 відповідно до чого його валентність в з'єднаннях постійно дорівнює 1. Єдиний валентний електрон атома К. більш віддалений від його ядра, ніж валентні електрони літію і натрію, тому хімічна активність До вище, ніж цих двох металів. На повітрі, особливо вологому, К. швидко окислюється, внаслідок чого його зберігають в бензині, гасі або мінеральному маслі. При кімнатній температурі К. реагує з галогенами; при слабкому нагріванні з'єднується з сіркою, при більш сильному - з селеном і телуром. При нагріванні вище 200 ° С в атмосфері водню К. утворює гідрид kh, самозаймистий на повітрі. Азот і К. не взаємодіють навіть при нагріванні під тиском, але під впливом електричного розряду ці елементи утворюють азид К. kn 3 і нітрид К. k 3 n. При нагріванні До з графітом виходять карбіди kc 8 (при 300 ° С) і kc 16 (при 360 ° С). У сухому повітрі (або кисні) К. утворює жовтувато-білу окис k 2 o і помаранчеву перекис ko 2 (відомі також перекису k 2 o 2 і k 2 o 3. одержувані дією кисню на розчин К. в рідкому аміаку).

К. вельми енергійно, іноді з вибухом реагує з водою, виділяючи водень (2k + 2h 2 o = 2koh + h 2), а також з водними розчинами кислот, утворюючи солі. У аміаку К. повільно розчиняється; отриманий синій розчин - сильний відновник. При нагріванні До забирає кисень від оксидів і солей кисневих кислот з утворенням k 2 o і вільних металів (або їх оксидів). К. зі спиртами дає алкоголяти, прискорює полімеризацію олефінів і діолефінов, з галогеналкіламі і галогенаріламі утворює калійалкіли і калійаріли. Присутність К. легко визначити по фіолетовому фарбуванню полум'я.

Отримання і застосування. У промисловості К. отримують по обмінних реакцій між металевим натрієм і koh або ж kcl, відповідно:

koh + na = naoh + k

kcl + na = naci + К.

У першому випадку реакція йде між розплавленої гидроокисью koh і рідким na - противотоком в тарельчатой ​​реакційної колонці з нікелю при 380-440 ° С. У другому - через розплавлену сіль kcl пропускають пари na при 760-800 ° С: випари К. конденсируют. Можливо також отримання К. нагріванням вище 200 ° С сумішей хлориду К. з алюмінієм (або кремнієм) і вапном. Отримання К. електролізом розплавлених koh або kcl мало поширене внаслідок низьких виходів До по току і труднощі забезпечення безпеки процесу.

Основне застосування металевого К. - приготування перекису К. служить для регенерації кисню (в підводних човнах і ін.). Сплави натрію з 40-90% К. зберігають рідкий стан при кімнатній температурі, використовуються в ядерних реакторах як теплоносії, як відновники в виробництві титану і як поглиначі кисню. Сільське господарство - головний споживач солей К.

Літ .: Калій, в кн. Коротка хімічна енциклопедія, т. 2, М. 1963; Некрасов Б. В. Основи загальної хімії, т. 3, М. 1970; Ремі Г. Курс неорганічної хімії, пер. з нім. т. 1, М. 1963.

У біосфері мікроелементи rb і cs супроводжують К. Іони li + і na + - антагоністи К +. тому важливі не тільки абсолютні концентрації К + і na +. але і оптимальні співвідношення k + / na + в клітинах і середовищі. Природна радіоактивність організмів (гамма-випромінювання) майже на 90% зумовлена ​​присутністю в тканинах природного радіонукліда 40 k.

Літ. Капланський С. Я. Мінеральний обмін, М. - Л. 1938; Вишняков С. І. Обмін макроелементів у сільськогосподарських тварин, М. 1967; Саткліфф Дж.-Ф. Поглинання мінеральних солей рослинами, пер. з англ. М. +1964.

У медицині з лікувальною метою застосовують ацетат ch 3 cook як сечогінний (частіше проти набряків, викликаних серцевою недостатністю) і хлорид kcl в разі недостатності К. в організмі (розвивається при лікуванні деякими гормональними препаратами, наперстянкою, при великій втраті рідини з блювотою і проносом, при застосуванні деяких сечогінних засобів і ін.). Перхлорат kclo 4 гальмує продукцію тироксину (гормону щитовидної залози) і застосовується при тиреотоксикозі. Перманганат калію kmno 4 (марганцевокислий калій) використовують як антисептичний засіб.