З якими звичайними речовинами реагує калій. Калій - метал, що має величезне біогенне значення. Дефіцит та надлишок калію в організмі

Радіус атома

Енергія іонізації (перший електрон)

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% було вироблено у 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 C8K-C60K.

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 одержати при дії озону на безводний порошок гідроксиду калію при низькій температурі з подальшою 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