Najvažniji prirodni spoj kalija je. Dobijanje kalija: metode, reakcije, formule, vrste kalija i njegova kemijska svojstva. Elektronska struktura atoma kalija

- element glavne podgrupe prve grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendelejeva, sa atomski broj 19. Označava se simbolom K (latinski Kalium). Jednostavna tvar kalij (CAS broj: 7440-09-7) je srebrno mekani alkalni metal bijela... U prirodi se kalij nalazi samo u spojevima s drugim elementima, na primjer, u morskoj vodi, kao i u mnogim mineralima. Vrlo brzo oksidira u zraku i vrlo lako ulazi hemijske reakcije, posebno s vodom, tvoreći lužinu. Na mnogo načina, kemijska svojstva kalija vrlo su bliska natriju, ali u pogledu biološke funkcije i njihove upotrebe u stanicama živih organizama, još uvijek su različita. Povijest i porijeklo imena kalij

Kalij (točnije, njegovi spojevi) koristi se od davnina. Dakle, proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) već je postojala u 11. stoljeću. Pepeo nastao pri sagorijevanju slame ili drva tretiran je vodom, a nastala otopina (lužina) je uparena nakon filtriranja. Suhi ostatak, osim kalijevog karbonata, sadržavao je kalijev sulfat K 2 SO 4, sodu i kalijev klorid KCl.

1807. engleski kemičar Davy izolirao je kalij elektrolizom čvrstog kalijevog hidroksida (KOH) i nazvao ga "Potassius"(lat. kalijum; ovo ime se još uvijek koristi na engleskom, francuskom, španjolskom, portugalskom i poljskom). 1809. L. V. Gilbert je predložio naziv "kalijum" (lat. kalium, sa arapskog. al -kali - potaša). Ovo ime je ušlo u njemački jezik, odatle u većinu jezika sjeverne i istočne Evrope (uključujući ruski) i "pobijedilo" pri odabiru simbola za ovaj element - K.

Prisustvo kalijuma u prirodi

Ne javlja se u slobodnom stanju. Kalij je dio silvinita KCl NaCl, karnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, kainita KCl MgSO 4 6H 2 O, a prisutan je i u pepelu nekih biljaka u obliku karbonata K 2 CO 3 (kalij). Kalij je dio svih ćelija (vidi donji dio Biološka uloga).

Kalijum - dobijanje kalijuma

Kalij se, kao i drugi alkalni metali, proizvodi elektrolizom rastopljenih klorida ili lužina. Budući da kloridi imaju višu točku taljenja (600-650 ° C), češće se provodi elektroliza ravnanih lužina s dodatkom sode ili kalija (do 12%). Tokom elektrolize rastopljenih klorida, rastopljeni kalij se oslobađa na katodi, a klor na anodi:
K + + e - → K
2Cl - - 2e - → Cl 2

Tokom elektrolize lužina, rastaljeni kalij se oslobađa i na katodi, a kisik na anodi:
4OH - - 4e - → 2H 2 O + O 2

Voda iz taline brzo isparava. Kako bi se spriječilo interakciju kalija s klorom ili kisikom, katoda je izrađena od bakra, a bakreni cilindar postavljen je iznad nje. Rezultirajući kalij u rastopljenom obliku sakuplja se u cilindar. Anoda je također izrađena u obliku cilindra od nikla (za elektrolizu lužina) ili grafita (za elektrolizu klorida).

Fizička svojstva kalijuma

Kalij je srebrnasta tvar sa karakterističnim sjajem na svježe formiranoj površini. Vrlo je lagan i lako se topi. Relativno se dobro otapa u živom, stvarajući amalgame. Kad se doda u plamen gorionika, kalij (kao i njegovi spojevi) boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Hemijska svojstva kalijuma

Kalij, kao i drugi alkalni metali, pokazuje tipična metalna svojstva i vrlo je reaktivan, lako donira elektrone.

To je moćno redukciono sredstvo. Kombinira se tako aktivno s kisikom da ne nastaje oksid, već kalijev superoksid KO 2 (ili K 2 O 4). Kada se zagrije u vodikovoj atmosferi, nastaje kalijev hidrid KH. Dobro stupa u interakciju sa svim nemetalima, stvarajući halogenide, sulfide, nitride, fosfide itd., Kao i sa složenim tvarima poput vode (reakcija se odvija eksplozijom), raznim oksidima i solima. U ovom slučaju, oni reduciraju ostale metale u slobodno stanje.

Kalij se skladišti ispod sloja kerozina.

Kalijevi oksidi i kalijevi peroksidi

Kad kalij stupi u interakciju s atmosferskim kisikom, ne nastaje oksid, već peroksid i superoksid:

Kalijev oksid može se dobiti zagrijavanjem metala na temperaturu koja ne prelazi 180 ° C u okruženju koje sadrži vrlo malo kisika ili zagrijavanjem mješavine kalijevog superoksida s metalnim kalijem:

Kalijevi oksidi imaju izražena osnovna svojstva, burno reagiraju s vodom, kiselinama i kiseli oksidi... Nemaju praktično značenje. Peroksidi su žućkasto-bijeli praškovi koji se dobro otapaju u vodi i tvore lužine i vodikov peroksid:

Svojstvo izmjene ugljičnog dioksida za kisik koristi se u izolacijskim plinskim maskama i na podmornicama. Ekvimolarna mješavina kalijevog superoksida i natrijevog peroksida koristi se kao apsorber. Ako smjesa nije ekvimolarna, tada će se u slučaju viška natrijevog peroksida apsorbirati više plina nego se osloboditi (kada se apsorbiraju dvije zapremine CO 2, oslobađa se jedna zapremina O 2), a tlak u zatvoreni prostorće pasti, a u slučaju viška kalijevog superoksida (kada se apsorbiraju dvije zapremine CO 2, oslobađaju se tri zapremine O 2) oslobađa se više plina nego što se apsorbira, a tlak će porasti.

U slučaju ekvimolarne smjese (Na 2 O 2: K 2 O 4 = 1: 1), zapremine apsorbiranih i ispuštenih plinova bit će jednake (kada se apsorbiraju četiri zapremine CO 2, oslobađaju se četiri volumena O 2 ).

Peroksidi su jaki oksidanti, pa se koriste za izbjeljivanje tkanina u tekstilnoj industriji.

Peroksidi se dobivaju kalcinacijom metala u zraku oslobođenom od ugljičnog dioksida.

Kalijevi hidroksidi

Kalijev hidroksid (ili kaustični kalijum) su čvrsti bijeli, neprozirni, visoko higroskopni kristali koji se tope na 360 ° C. Kalijum hidroksid je alkalija. Dobro se otapa u vodi, ispuštajući puno topline. Rastvorljivost kaustičnog kalijuma na 20 ° C u 100 g vode je 112 g.

Upotreba kalijuma

• Legura kalija i natrija, tekuća na sobnoj temperaturi, koristi se kao rashladno sredstvo u zatvorenim sistemima, na primjer, u nuklearnim elektranama koje koriste brze neutrone. Osim toga, njegove tekuće legure s rubidijem i cezijem su u širokoj upotrebi. Legura sa sastavom natrijuma 12%, kalijuma 47%, cezijuma 41%ima rekordno nisku tačku topljenja od -78 ° C.
• Spojevi kalija najvažniji su biogeni element i stoga se koriste kao gnojiva.
• Kalijeve soli se široko koriste u galvanizaciji jer su, unatoč relativno visokim troškovima, često topljivije od odgovarajućih natrijevih soli, pa stoga osiguravaju intenzivan rad elektrolita pri povećanoj gustoći struje.

Važne veze

Ljubičasta boja plamena kalijevih iona u plamenu gorionika

• Kalijum bromid - koristi se u medicini i kao sedativ za nervni sistem.
• Kalijum hidroksid (kaustični kalijum) - koristi se u alkalnim baterijama i za sušenje gasova.
• Kalijev karbonat (potaša) - koristi se kao gnojivo pri topljenju stakla.
• Kalijev klorid (silvin, "kalijeva sol") - koristi se kao gnojivo.
• Kalijev nitrat (kalijev nitrat) je gnojivo, sastavni dio crnog praha.
• Kalijev perhlorat i klorat (Bertolletova sol) koriste se u proizvodnji šibica, raketnog praha, svjetlosnih punjenja, eksploziva i galvanizacije.
• Kalijev dikromat (chrompik) je jako oksidaciono sredstvo, koje se koristi za pripremu "mješavine kroma" za pranje kemijskog posuđa i obradu kože (štavljenje). Također se koristi za pročišćavanje acetilena u postrojenjima acetilena od amonijaka, sumporovodika i fosfina.
• Kalijev permanganat je jako oksidaciono sredstvo koje se koristi kao antiseptik u medicini i za proizvodnju kisika u laboratoriji.
• Natrijev kalijev tartrat (Rochelleova sol) kao piezoelektrik.
• Kalijev dihidrogenfosfat i dideuterofosfat u obliku monokristala u laserskoj tehnologiji.
• Kalijev peroksid i kalijev superoksid koriste se za regeneraciju zraka u podmornicama i u izolacijskim plinskim maskama (apsorbira ugljični dioksid s oslobađanjem kisika).
• Kalijev fluoroborat važan je tok za lemljenje čelika i obojenih metala.
• Kalijev cijanid se koristi u galvanizaciji (posrebrenje, pozlata), u vađenju zlata i u nitrokarburiranju čelika.
• Kalij se zajedno s kalijevim peroksidom koristi u termokemijskom razlaganju vode na vodik i kisik (ciklus kalija "Gaz de France", Francuska).

Biološka uloga

Kalij je neophodan nutrijent, posebno u biljnom svijetu. S nedostatkom kalija u tlu, biljke se razvijaju vrlo slabo, prinos se smanjuje, pa se oko 90% ekstrahiranih soli kalija koristi kao gnojivo.

Kalijum u ljudskom telu

Kalij se uglavnom nalazi u stanicama, čak 40 puta više nego u međustaničnom prostoru. Tijekom funkcioniranja stanica, višak kalija napušta citoplazmu, pa se za održavanje koncentracije mora ispumpati natrij-kalijevom pumpom.

Kalij i natrij međusobno su funkcionalno povezani i obavljaju sljedeće funkcije:

• Stvaranje uvjeta za nastanak membranskog potencijala i mišićnih kontrakcija.
• Održavanje osmotske koncentracije krvi.
• Održavanje acido-bazne ravnoteže.
• Normalizacija vodnog bilansa.
• Omogućava transport membrane.
• Aktivacija različitih enzima.
• Normalizacija srčanog ritma.

Preporučeni dnevni sadržaj kalijuma za djecu je od 600 do 1700 miligrama, za odrasle od 1800 do 5000 miligrama. Potreba za kalijem ovisi ukupna tezina tijelo, fizička aktivnost, fiziološko stanje i klima u mjestu stanovanja. Povraćanje, dugotrajna dijareja, obilno znojenje i upotreba diuretika povećavaju potrebu tijela za kalijem.

Glavni izvori hrane su suhe kajsije, dinja, pasulj, kivi, krompir, avokado, banane, brokoli, jetra, mlijeko, maslac od oraha, agrumi i grožđe. U ribama i mliječnim proizvodima ima mnogo kalija.

Apsorpcija se odvija u tankom crijevu. Asimilaciju kalijuma olakšava vitamin B6, a alkohol teško.

S nedostatkom kalija razvija se hipokalijemija. Javljaju se poremećaji rada srca i skeletnih mišića. Dugotrajni nedostatak kalija može uzrokovati akutnu neuralgiju.

Kalijum

KALIJ-Ja sam; m.[Arap. kali] Hemijski element (K), srebrno bijeli metal ekstrahiran iz karbonatne soli (kalijeve soli).

◁ Kalijum, th, th. K-ti depoziti. K-te soli. Potash, th, th. K-ta industrija. K-to gnojivo.

(lat. Kalium), hemijski element grupe I periodičnog sistema, odnosi se na alkalne metale. Ime iz arapskog al-kali je potaša (dugo poznato jedinjenje kalijuma ekstrahovano iz drvenog pepela). Srebrno-bijeli metal, mekan, topljiv; gustoća 0,8629 g / cm 3, t pl 63,51ºC. Brzo oksidira u zraku, eksplozivno reagira s vodom. Po zastupljenosti u zemljinoj kori, zauzima 7. mjesto (minerali: silvin, kainit, karnalit, itd .; vidi soli kalija). Dio je tkiva biljnih i životinjskih organizama. Oko 90% ekstrahiranih soli koristi se kao gnojivo. Metalni kalijum se koristi u hemijskim izvorima struje, kao dobavljač u elektronskim cijevima, za dobijanje superperoksida KO 2; legure K sa Na - rashladnim sredstvima u nuklearnim reaktorima.

KALIJ (lat. Kalium), K (čitaj "kalij"), kemijski element s atomskim brojem 19, atomska masa 39.0983.
Kalij se prirodno javlja kao dva stabilna nuklida (cm. NUKLID): 39 K (93,10%po masi) i 41 K (6,88%), kao i jedan radioaktivni 40 K (0,02%). Poluživot kalijuma-40 T 1/2 je oko 3 puta manji od T 1/2 uranijuma-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. U b-raspadanju kalija-40 nastaje stabilan kalcij-40, a u raspadanju prema vrsti hvatanja elektrona (cm. ELEKTRONSKI HVATANJE) nastaje inertni plin argon-40.
Kalijum je alkalni metal (cm. ALKALNI METALI)... U periodnom sistemu Mendeljejeva, kalijum zauzima mjesto u četvrtom periodu u podgrupi IA. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 4 s 1, stoga kalij uvijek pokazuje oksidacijsko stanje +1 (valencija I).
Atomski polumjer kalija je 0,227 nm, polumjer K + iona je 0,133 nm. Energije uzastopne ionizacije kalijevog atoma su 4,34 i 31,8 eV. Elektronegativnost (cm. ELEKTRIČNA NEGATIVNOST) kalij prema Paulingu 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
Besplatno - mekani, lagani, srebrnasti metal.
Istorija otkrića
Jedinjenja kalijuma, poput njegovog najbližeg hemijskog analoga, natrijuma (cm. SODIJUM), poznati su od davnina i našli su primjenu u raznim područjima ljudske djelatnosti. Međutim, ti su metali prvi put izolirani u slobodnom stanju tek 1807. godine tijekom eksperimenata engleskog naučnika G. Davyja (cm. DEVI Humphrey)... Davy je, koristeći galvanske ćelije kao izvor električne struje, proveo elektrolizu talina kalija (cm. POTASH) i kaustična soda (cm. KAUSTICNA SODA) i tako izolovao metalni kalijum i natrijum, koje je nazvao "kalijum" (otuda i naziv kalijum, sačuvan u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj) i "natrijum". 1809. engleski hemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalijum" (od arapskog al -kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalijuma u zemljinoj kori iznosi 2,41% mase, kalijum je među prvih deset najčešćih elemenata u zemljinoj kori. Ključni minerali koji sadrže kalijum: silvin (cm. SILVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na, K) Cl (ovaj mineral je čvrsto stisnuta mehanička mješavina kristala kalijevog klorida KCl i natrijevog klorida NaCl), karnalit (cm. CARNALLIT) KCl MgCl 2 6H 2 O (35,8% K), različiti aluminosilikati (cm. ALUMOSILIKATI) koji sadrži kalij, kainit (cm. KAINIT) KCl MgSO 4 3H 2 O, polihalit (cm. POLIGALIT) K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O, alunit (cm. ALUNIT) KAl 3 (SO 4) 2 (OH) 6. Morska voda sadrži oko 0,04% kalijuma.
Prijem
Trenutno se kalij dobiva interakcijom s tekućim otopljenim natrijumom KOH (na 380-450 ° C) ili KCl (na 760-890 ° C):
Na + KOH = NaOH + K
Kalij se također dobiva elektrolizom taline KCl pomiješane s K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 ° C:
2KCl = 2K + Cl 2
Kalijum se uklanja iz nečistoća vakuumskom destilacijom.
Fizička i hemijska svojstva
Metalni kalijum je mekan, lako se reže nožem i podložan je presovanju i valjanju. Ima kubnu rešetku usmjerenu na tijelo, parametar a= 0.5344 nm. Gustoća kalija je manja od gustoće vode i jednaka je 0,8629 g / cm 3. Kao i svi alkalni metali, kalijum se lako topi (talište 63,51 ° C) i počinje isparavati čak i pri relativno niskom zagrijavanju (tačka ključanja kalijuma 761 ° C).
Kalij je, kao i drugi alkalni metali, kemijski vrlo reaktivan. Lako stupa u interakciju s atmosferskim kisikom i tvori smjesu, koja se uglavnom sastoji od K 2 O 2 peroksida i KO 2 superoksida (K 2 O 4):
2K + O 2 = K 2 O 2, K + O 2 = KO 2.
Kad se zagrije na zraku, kalij izgara ljubičastocrvenim plamenom. S vodom i razrijeđenim kiselinama, kalij dolazi u interakciju s eksplozijom (rezultirajući vodik se pali):
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Kiseline koje sadrže kisik mogu se smanjiti tokom ove interakcije. Na primjer, atom sumpora sumporne kiseline reduciran je na S, SO 2 ili S 2–:
8K + 4H 2 SO 4 = K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Kad se zagrije na 200-300 ° C, kalij reagira s vodikom i tvori hidrid KH sličan soli:
2K + H 2 = 2KH
Sa halogenima (cm. HALOGENI) kalijum dolazi u interakciju sa eksplozijom. Zanimljivo je napomenuti da kalij ne stupa u interakciju s dušikom.
Kao i drugi alkalni metali, kalij se lako otapa u tekućem amonijaku i stvara plave otopine. U tom se stanju kalij koristi za neke reakcije. Tokom skladištenja, kalij polako reagira s amonijakom i tvori amid KNH 2:
2K + 2NH 3 sp. = 2KNH 2 + H 2
Najvažniji spojevi kalija su K 2 O oksid, K 2 O 2 peroksid, K 2 O 4 superoksid, KOH hidroksid, KI jodid, K 2 CO 3 karbonat i KCl klorid.
Kalijev oksid K 2 O obično se dobiva indirektno reakcijom peroksida i metalnog kalija:
2K + K 2 O 2 = 2K 2 O
Ovaj oksid ima izražena osnovna svojstva, lako reagira s vodom i stvara kalijev hidroksid KOH:
K 2 O + H 2 O = 2KOH
Kalijum hidroksid, ili kaustični kalijum, lako je rastvorljiv u vodi (do 49,10% težinski na 20 ° C). Dobiveno rješenje je vrlo jaka baza, vezana za lužine ( cm. ALKALI). KOH reagira s kiselim i amfoternim oksidima:
SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2KOH + 3H 2 O = 2K (ovako se reakcija odvija u rastvoru) i
Al 2 O 3 + 2KOH = 2KAlO 2 + H 2 O (ovako se odvija reakcija kada se reagensi otope).
U industriji se kalijev hidroksid KOH dobiva elektrolizom vodenih otopina KCl ili K 2 CO 3 pomoću ionsko izmjenjivačkih membrana i membrana:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + Cl 2 + H 2,
ili zbog reakcija izmjene otopina K 2 CO 3 ili K 2 SO 4 sa Ca (OH) 2 ili Ba (OH) 2:
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 = 2KOH + BaCO 3
Kontakt s čvrstim kalijevim hidroksidom ili kapljicama njegovih otopina na koži i očima izaziva teške opekotine kože i sluznice; stoga rad s ovim nagrizajućim tvarima treba izvoditi samo sa zaštitnim naočalama i rukavicama. Tokom skladištenja, vodene otopine kalijevog hidroksida uništavaju staklo, rastopine uništavaju porculan.
Kalijev karbonat K 2 CO 3 (uobičajeni naziv je potaša) dobiva se neutraliziranjem otopine kalijevog hidroksida ugljikovim dioksidom:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Kalup se nalazi u značajnim količinama u pepelu nekih biljaka.
Aplikacija
Metalni kalij je materijal za elektrode u izvorima kemijske struje. Legura kalijuma sa drugim alkalnim metalom - natrijumom koristi se kao nosač toplote (cm. VRIJEDNIK TOPLOTE) u nuklearnim reaktorima.
U mnogo većim razmjerima od metalnog kalija, koriste se njegovi spojevi. Kalij je važna komponenta mineralne prehrane biljaka, potrebna im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se kalijeva gnojiva široko koriste (cm. KALIJUMSKA GNOJIVA): kalijum hlorid KCl, kalijum nitrat ili kalijum nitrat, KNO 3, kalijum K 2 CO 3 i druge soli kalijuma. Kalup se također koristi u proizvodnji posebnih optičkih naočala, kao apsorber sumporovodika u pročišćavanju plinova, kao sredstvo za dehidraciju i za štavljenje kože.
As medicinski proizvod kalijum jodid KI nalazi primjenu. Kalijev jodid se također koristi u fotografiji i kao gnojivo za mikronutrijente. Rastvor kalijum permanganata KMnO 4 ("kalijum permanganat") koristi se kao antiseptik.
Prema sadržaju radioaktivnih 40 K u stijenama, određuje se njihova starost.
Kalijum u organizmu
Kalijum je jedan od najvažnijih nutrijenata (cm. BIOGENI ELEMENTI), stalno prisutna u svim stanicama svih organizama. Kalijevi ioni K + uključeni su u rad ionskih kanala (cm. IONSKI KANALI) i regulacija propusnosti bioloških membrana (cm. BIOLOŠKI MEMBRANI), u stvaranju i provođenju živčanog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u različitim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliraju steroidni hormoni nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku, ljudsko tijelo (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Zbog toga bi za normalan život uz hranu tijelo trebalo primati 2-3 g kalija dnevno. Namirnice poput grožđica, suhih kajsija, graška i drugih bogate su kalijumom.
Karakteristike rukovanja metalnim kalijumom
Metal kalij može uzrokovati vrlo teške opekotine kože, ako i najmanje čestice kalija uđu u oči, nastaju ozbiljne lezije sa gubitkom vida, stoga s metalnim kalijem možete raditi samo sa zaštitnim rukavicama i naočalama. Zapaljeni kalij prelije se mineralnim uljem ili se prekrije mješavinom talka i NaCl. Čuvajte kalijum u hermetički zatvorenim posudama od gvožđa ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Pogledajte šta je "kalij" u drugim rječnicima:

Kalij 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalium, iz Arapa. kali, alkali. Meki i lagani metal koji čini kalijevu bazu. Devi je otkrio 1807. Objašnjenje 25.000 stranih riječi koje su ušle u upotrebu u ruskom jeziku, sa značenjem njihovih korijena. Mikhelson A.D., 1865. ... ... Rečnik stranih reči ruskog jezika

- (kalijum), K, hemijski element grupe I periodičnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39.0983; odnosi se na alkalne metale; tm 63.51shC. U živim organizmima kalij je glavni unutarstanični kation, uključen je u stvaranje bioelektričnih ... ... Moderna enciklopedija

KALIJ- (Kalium, s. Kalijum), hem. element, char. K, atomski broj 19, srebrno bijeli, sjajni metal, gustoće voska pri običnom ta; otvorio Devi 1807., Ud. v. na 20 ° 0,8621, atomska težina 39,1, monovalentno; tačka topljenja ... Odlična medicinska enciklopedija

Kalijum- (kalijum), K, hemijski element grupe I periodičnog sistema, atomski broj 19, atomska masa 39.0983; odnosi se na alkalne metale; talište 63,51 ° C. U živim organizmima kalij je glavni unutarstanični kation, uključen je u stvaranje bioelektričnih ... ... Ilustrirani enciklopedijski rječnik

- (simbol K), uobičajeni hemijski element povezan sa ALKALNIM METALIMA. Prvi ga je izolirao Sir Humphrey Davy 1807. Njegove glavne rude su silvit (kalijev klorid), karnalit i polihalit. Kalij je rashladno sredstvo u NUKLEARNOM ... Naučno -tehnički enciklopedijski rječnik

Muž. kalijum, metal koji čini bazu kalijuma, veoma sličan natrijumu (natrijumu). Kali Wed, neskl., Alkalna ili alkalna sol od povrća; kalijum karbonat, čista potaša. Kalijum, srodan kalijumu. Calisty sadrži kalij. Razumno ....... Dahlov objašnjen rječnik - KALIJ, kalij, pl. ne, muž. i kali, neskl., usp. (Arapska potaša) (kem.). Hemijski element je srebrno bijeli alkalni metal ekstrahiran iz karbonatne soli. Rečnik objašnjenja Ušakova. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Ušakovljev rječnik objašnjenja

DEFINICIJA

Kalijum- devetnaesti element periodnog sistema. Oznaka je K iz latinskog "kalium". Smještena u četvrti period, IA grupa. Odnosi se na metale. Nuklearni naboj je 19.

Kalij se ne nalazi prirodno u slobodnom stanju. Najvažniji minerali kalijuma su: silvinit KCl, silvinit NaCl × KCl, karnalit KCl × MgCl 2 × 6H 2 O, kainit KCl × MgSO 4 × 3H 2 O.

Kao jednostavna tvar, kalij je sjajni, srebrnosivi metal (slika 1) sa kristalnom rešetkom usmjerenom prema tijelu. Izuzetno reaktivan metal: brzo oksidira u zraku, stvarajući labave produkte reakcije.

Pirinač. 1. Kalijum. Izgled.

Atomska i molekulska težina kalija

Relativna molekulska težina tvari (M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, i relativna atomska masa elementa(A r) - koliko je puta prosječna masa atoma kemijskog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljika.

Budući da u slobodnom stanju kalij postoji u obliku jednoatomskih molekula K, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase se podudaraju. One su jednake 39.0983.

Izotopi kalija

Poznato je da u prirodi kalij može biti u obliku dva stabilna izotopa 39 K i 41 K. Njihov maseni broj je 39, odnosno 41. Jezgra izotopa kalijuma 39 K sadrži devetnaest protona i dvadeset neutrona, dok izotop 41 K sadrži isti broj protona i dvadeset dva neutrona.

Postoje umjetni izotopi kalija s masenim brojevima od 32 do 55, među kojima je najstabilniji 40 K s poluživotom od 1.248 × 10 9 godina.

Joni kalijuma

Na vanjskom nivou energije atoma kalija postoji jedan elektron, a to je valencija:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1.

Kao rezultat kemijske interakcije, kalij odustaje od svog jedinog valentnog elektrona, tj. je njegov donator i pretvara se u pozitivno nabijeni ion:

K 0 -1e → L +.

Molekula i atom kalija

U slobodnom stanju kalij postoji u obliku jednoatomskih molekula L. Navedimo neka svojstva koja karakteriziraju atom i molekulu kalija:

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

Vježbe

Izračunajte masu kalijum hidroksida, koja je potrebna za pripremu 20 ml rastvora lužine (maseni udeo KOH 20%, gustina 1,22 g / ml).

Rešenje

Nađi masu otopine kalijevog hidroksida: K - kalij KALIJ(lat. Kalium), K (čitaj "kalijum"), hemijski element sa atomskim brojem 19, atomska masa 39.0983. Kalij se prirodno javlja u obliku dva stabilna nuklida: 39 K (93,10%po masi) i 41 K (6,88%), kao i jednog radioaktivnog 40 K (0,02%). Poluživot kalijuma-40 T 1/2 je oko 3 puta manji od T 1/2 uranijuma-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. At b raspad kalijuma-40 stvara stabilan kalcijum-40, a tokom raspadanja prema vrsti hvatanja elektrona nastaje inertni gas argon-40. 2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2 8K + 4H 2 SO 4 = K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O. Kad se zagrije na 200-300 ° C, kalij reagira s vodikom (H) i tvori hidrid KH sličan soli: Primanje: trenutno se kalij dobiva interakcijom s tekućim natrij (Na) otopljenim KOH (na 380-450 ° C) ili KCl (na 760-890 ° C): Na + KOH = NaOH + K Kalij se također dobiva elektrolizom taline KCl pomiješane s K 2 CO 3 na temperaturama blizu 700 ° C: 2KCl = 2K + Cl 2 Kalijum se uklanja iz nečistoća vakuumskom destilacijom. Primjena: metalni kalij je materijal za elektrode u izvorima kemijske struje. Legura kalijuma sa drugim alkalnim metalom, natrijumom (Na), koristi se kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima. U mnogo većim razmjerima od metalnog kalija, koriste se njegovi spojevi. Kalij je važna komponenta mineralne prehrane biljaka (za to je potrebno oko 90% ekstrahiranih kalijevih soli), potreban im je u značajnim količinama za normalan razvoj, pa se kalijeva gnojiva široko koriste: kalijev klorid KCl, kalijev nitrat ili kalij nitrata, KNO 3, kalijevog K 2 CO 3 i drugih kalijevih soli. Kalup se također koristi u proizvodnji posebnih optičkih naočala, kao apsorber sumporovodika u pročišćavanju plinova, kao sredstvo za dehidraciju i za štavljenje kože. Kalijev jodid KI koristi se kao lijek. Kalijev jodid se također koristi u fotografiji i kao gnojivo za mikronutrijente. Rastvor kalijum permanganata KMnO 4 ("kalijum permanganat") koristi se kao antiseptik. Biološka uloga: kalij je jedan od najvažnijih biogenih elemenata koji je stalno prisutan u svim stanicama svih organizama. Kalijevi ioni K + sudjeluju u radu ionskih kanala i regulaciji propusnosti bioloških membrana, u stvaranju i provođenju živčanih impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u različitim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliraju steroidni hormoni nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku, ljudsko tijelo (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Zbog toga bi za normalan život uz hranu tijelo trebalo primati 2-3 g kalija dnevno. Namirnice poput grožđica, suhih kajsija, graška i drugih bogate su kalijumom. Kalij je element koji se nalazi u periodnom sistemu Mendeljejeva pod 19. brojem. Tvar se obično označava veliko slovo K (iz latinskog Kalium). U ruskoj kemijskoj nomenklaturi pravo ime elementa pojavilo se zahvaljujući G.I. Hess 1831. U početku se kalijum zvao "al-kali", što na arapskom znači "biljni pepeo". Kaustični kalij postao je materijal za prvu proizvodnju tvari. Kaustični kalijum je, pak, ekstrahovan iz potaše, koja je bila proizvod sagorijevanja biljaka (kalijum karbonat). H. Davy je postao njen otkrivač. Treba napomenuti da je kalijev karbonat prototip modernog deterdženta. Kasnije je korišten za gnojiva koja su se koristila u poljoprivrede, u proizvodnji stakla i za druge namjene. Trenutno je potaša dodatak prehrani, koji je prošao službenu registraciju, a naučili su vaditi kalij na potpuno različite načine. U prirodi se kalij može naći samo u obliku spojeva s drugim elementima (na primjer, morske vode, ili minerali), njegov slobodni oblik se uopće ne javlja. Sposoban je oksidirati na otvorenom u prilično kratkom vremenskom razdoblju, kao i stupiti u kemijske reakcije (na primjer, kada kalij stupi u interakciju s vodom, stvara se lužina). Tablica 1 Rezerve kalijevih soli (milijun tona u k2o) i prosječni sadržaj k2o u rudama,% Zemlja, deo sveta Opšte zalihe Rezerve potvrđene Njihov% svijeta Prosečan sadržaj 1 2 3 4 5 Rusija 19118 3658 31,4 17,8 Europe 3296 2178 18,5 - Bjelorusija 1568 1073 9,1 16 ujedinjeno kraljevstvo 30 23 0,2 14 Njemačka 1200 730 6,2 14 Španija 40 20 0,2 13 Italija 40 20 0,2 11 Poljska 10 10 0,1 12 Ukrajina 375 292 2,5 11 Francuska 33 10 0,1 15 Asia 2780 1263 10,8 - Izrael 600 44 0,4 1,4 Jordan 600 44 0,4 1,4 Kazahstan 102 54 0,5 8 kina 320 320 2,7 12 Thailand 150 75 0,6 2,5 Turkmenistan 850 633 5,4 11 Uzbekistan 159 94 0,8 12 Afrika 179 71 0,6 - Kongo 40 10 0,1 15 Tunis 34 19 0,2 1,5 Etiopija 105 42 >0,4 25 14915 4548 38,7 - Argentina 20 15 0,1 12 Brazil 160 50 0,4 15 Kanada 14500 4400 37,5 23 Mexico 10 - 0 12 SAD 175 73 0,6 12 Chile 50 10 0,1 3 Ukupno: 40288 11744 100 - Opis kalijuma Kalij kao jednostavna tvar je alkalni metal. Odlikuje se srebrno bijelom bojom. Sjaj se trenutno pojavljuje na svježoj površini. Kalijum je mekan metal koji se lako topi. Ako se tvar ili njezini spojevi stave u plamen gorionika, vatra će dobiti ružičasto-ljubičastu boju. Fizička svojstva kalijuma Kalij je vrlo mekan metal koji se lako može rezati običnim nožem. Njegova Brinell tvrdoća je 400 kn / m 2 (ili 0,04 kgf / mm 2). Ima kubnu kristalnu rešetku usmjerenu na tijelo (5 = 5,33 A). Njegova gustoća je 0,862 g / cm 3 (20 0 S). Supstanca počinje da se topi na temperaturi od 63,55 0 S, ključa pri 760 0 S. Ima koeficijent toplotnog širenja jednak 8,33 * 10 -5 (0-50 0 S). Njegova specifična toplina na temperaturi od 20 ° C iznosi 741,2 J / (kg * K) ili 0,177 cal / (g * 0 C). Na istoj temperaturi, ima specifični električni otpor jednak 7.118 * 10 -8 ohm * m. Koeficijent temperature električnog otpora metala je 5,8 * 10 -15. Kalij formira kristale kubičnog sistema, prostorna grupa I m3m, parametri ćelije a= 0,5247 nm, Z = 2. Hemijska svojstva Kalijum je alkalni metal. S tim u vezi, metalna svojstva kalija obično se manifestiraju na isti način kao i drugi slični metali. Element pokazuje svoju snažnu kemijsku aktivnost, a osim toga djeluje i kao snažno redukcijsko sredstvo. Kao što je gore spomenuto, metal aktivno reagira sa zrakom, što dokazuje pojava filmova na njegovoj površini, zbog čega njegova boja postaje dosadno. Ova se reakcija može promatrati golim okom. Ako je kalij u dodiru s atmosferom dovoljno dugo, postoji mogućnost njegovog potpunog uništenja. Nakon reakcije s vodom dolazi do karakteristične eksplozije. To je zbog oslobađanja vodika koji se pali karakterističnim ružičasto-ljubičastim plamenom. A kada se fenolftalein doda u vodu koja reagira s kalijem, on dobiva grimiznu boju, što ukazuje na alkalnu reakciju nastalog kalijevog hidroksida (KOH). Kada metal stupa u interakciju s elementima poput Na, Tl, Sn, Pb, Bi, nastaju intermetalni spojevi Navedene karakteristike kalija ukazuju na potrebu poštivanja određenih sigurnosnih pravila i uvjeta tijekom skladištenja tvari. Dakle, tvar bi trebala biti prekrivena slojem benzina, kerozina ili silikona. To se radi kako bi se potpuno isključio njegov kontakt s zrakom ili vodom. Treba napomenuti da na sobnoj temperaturi metal reagira s halogenima. Ako ga malo zagrijete, tada lako stupa u interakciju sa sumporom. Ako temperatura poraste, kalij se može kombinirati sa selenom i telurijem. Ako se temperatura u atmosferi vodika poveća na više od 200 ° C, tada nastaje KH hidrid, koji se može zapaliti bez pomoći, tj. na svoju ruku. Kalij uopće ne stupa u interakciju s dušikom, čak i ako se za to stvore odgovarajući uvjeti (povišena temperatura i tlak). Međutim, ove dvije tvari mogu doći u kontakt utječući na njih električnim pražnjenjem. U tom slučaju dobivate kalijev azid KN 3 i kalijev nitrid K 3 N. Ako se grafit i kalij zagrijavaju zajedno, rezultat su karbidi KC 8 (na 300 ° C) i KC 16 (na 360 ° C). Prilikom interakcije kalija i alkohola dobivaju se alkoholati. Osim toga, kalij čini proces polimerizacije olefina i diolefina mnogo bržim. Haloalkili i haloarili zajedno s devetnaestim elementom daju kalijeve alkile i kalijeve arile. Tabela 2. Hemijska svojstva kalijuma Karakteristično Značenje Svojstva atoma Ime, simbol, broj Kalijum / kalijum (K), 19 Atomska masa (molarna masa) 39.0983 (1) a. e.m. (g / mol) Elektronska konfiguracija 4s1 Radijus atoma 235 popodne Hemijska svojstva Kovalentni radijus 203 popodne Ionski radijus 133 popodne Elektronegativnost 0,82 (Paulingova skala) Potencijal elektrode −2.92 V Stanja oksidacije 0; +1 Energija jonizacije (prvi elektron) 418,5 (4,34) kJ / mol (eV) Termodinamička svojstva jednostavne tvari Gustoća (na n.o.) 0,856 g / cm³ Temperatura topljenja 336.8K; 63,65 ° C Temperatura vrenja 1047K; 773,85 ° C Ud. toplina fuzije 2,33 kJ / mol Ud. toplina isparavanja 76,9 kJ / mol Molarni toplotni kapacitet 29,6 J / (K mol) Molarni volumen 45,3 cm³ / mol Kristalna rešetka jednostavne tvari Struktura rešetke Kubno tijelo centrirano Parametri rešetke 5.332 Å Debaye temperatura 100 K Elektronska struktura atoma kalija Kalij ima pozitivno nabijeno atomsko jezgro (+19). U sredini ovog atoma nalazi se 19 protona i 19 neutrona, koji su okruženi sa četiri orbite, gdje se 19 elektrona nalazi u stalnom kretanju. Elektroni su raspoređeni po orbitalama sljedećim redoslijedom: 1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 1 . Na vanjskoj razini energije atoma metala postoji samo 1 valentni elektron. Ovo objašnjava činjenicu da apsolutno u svim spojevima kalij ima valenciju 1. Za razliku od litija i natrija, ovaj se elektron nalazi na daljoj udaljenosti od atomskog jezgra. Ovo je razlog povećane hemijske aktivnosti kalijuma, što se ne može reći za dva pomenuta metala. Dakle, vanjski elektronski omotač kalija predstavljen je sljedećom konfiguracijom: Uprkos prisustvu upražnjenih 3 str- i 3 d-orbitale, nema uzbuđenog stanja. Preporučuje se za čitanje Tablete Kad bi dvoje ljudi sanjalo isti san Pametni telefoni Isti san koji se ponavlja: zašto sanja? Tablete Postignuća drevnog Egipta koja su promijenila svijet Izumi Egipćana koje koristimo Android upute Uvek budite raspoloženi Vaga zašto im je tako teško sa njima Tablete Najbolji horoskopski znak Windows upute Legende o Marie Laveau - okrutna Voodoo vještica Magija Marie Laveau 4 slova