Калій

Шаблон:Хімічний елемент Ка́лій (Шаблон:Lang-en; Шаблон:Lang-de) — 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

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

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

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.

Хімічні властивості

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 на 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 місце зліва від водню. У сухому повітрі калій енергійно взаємодіє з киснем повітря і перетворюються на супероксид:

$\mathrm{K}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{K}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$;

Тому його зберігають під шаром гасу або мінерального масла.

З галогенами калій реагує дуже енергійно з утворенням солей галогеноводневих кислот: KCl, KI 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 на гідроксид:

$\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\uparrow }$

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

$\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

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

$\mathrm{S}\mathrm{i}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{K}\mathrm{⟶}\mathrm{S}\mathrm{i}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Одержання

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 на атоми вільних металів, а негативно заряджені іони гідроксиду притягуються до позитивно зарядженого анода, віддають йому по одному електрону і перетворюються на 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

З 40,7 мільйонів тон калію (у перерахунку на K₂O), видобутому в світі за 2015 рік, 34,9 мільйона, тобто 85 %, використали для виробництва калійних добрив. Основними сполуками, яку використовують як добрива є хлорид калію, сульфат калію і калімагнезія.

Металічний калій слугує каталізатором при виробництві деяких видів синтетичного каучуку, наприклад калій-дівінілових каучуків.

Сполуки калію, такі як гідроксид калію або перманганат калію, використовують 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 — використовують при нестачі калію в організмі
• Йодид калію — використовують при нестачі йоду в організмі
• Альгіт калію — використовують для лікування захворювання губ у дітей
• Бромід калію — протисудомний і седативний препарат

та багато інших.

Надпероксид калію (KO₂) використовують як джерело кисню у регенераторних системах у замкнених просторах, наприклад, підводних човнах. Згідно деяких досліджень, калій може замінити літій у батареях, що може значно здешевити їх виробництво, адже калій значно розповсюдженіший і майже вдесятеро дешевший за літій.

Радіоактивний ізотоп калій-42 має період напіврозпаду 12 годин, тому його використовують як мічені атоми при медичних дослідженнях.

Сполуки калію застосовують для виготовлення скла, вибухових речовин тощо.

Солі калію

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

• Хлорид калію KCl
• Нітрат калію KNO₃
• Сульфат калію K₂SO₄
• Карбонат калію K₂CO₃, або поташ
• Дихромат калію K₂Cr₂O₇
• Гексаціаноферат(III) калію

Радіоактивність

0,0117 % всього калію на Землі становить його радіоактивний ізотоп калій-40 з періодом напіврозпаду 1,248 млрд років. Ізотопи калію перемішані дуже рівномірно, і у будь-якій кількості природного калію міститься його радіоактивний ізотоп, тому кожен грам природного 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.

Банани багаті калієм, тому їх радіоактивність на одиницю об'єму вища ніж у людини. Відомі випадки спрацювання датчиків радіації, викликані бананами. Через це, іноді використовують несистемну одиницю «банановий еквівалент», що дорівнює 0,1 мікрозіверта, і відповідає кількості радіації, що отримує людина, з'ївши один банан. Смертельна доза радіації для людини — 100 мільйонів бананових одиниць.

Розпад калію також робить внесок у тепловий баланс Землі. Підраховано, що якби весь калій-40 розпався миттєво, це призвело б до нагрівання Землі на 400 К

Див. також

• Калійні добрива
• Гідрид калію
• Технологія збагачення калійних руд

Джерела

• 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
• Шаблон:Книга
• Шаблон:МГЕ

Посилання

• КАЛІЙ Шаблон:Webarchive //Фармацевтична енциклопедія