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

- element glavne podskupine prve skupine, četvrtog razdoblja periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendelejeva, s 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 kemijske reakcije, osobito s vodom, tvoreći lužinu. Na mnogo načina, kemijska svojstva kalija vrlo su bliska natriju, ali u pogledu biološke funkcije i njihove uporabe u stanicama živih organizama, ipak su različita. Povijest i podrijetlo 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 tijekom izgaranja 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 krutog kalijevog hidroksida (KOH) i nazvao ga "Potassius"(lat. kalij; ovaj se naziv još uvijek koristi na engleskom, francuskom, španjolskom, portugalskom i poljskom). 1809. L. V. Gilbert predložio je naziv "kalij" (lat. kalium, s arapskog. al -kali - potaša). Ovo ime je ušlo u njemački jezik, odatle u većinu jezika sjeverne i istočne Europe (uključujući ruski) i "pobijedilo" pri odabiru simbola za ovaj element - K.

Prisutnost kalija 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 (kalijev). Kalij je dio svih stanica (vidi donji dio Biološka uloga).

Kalij - dobivanje kalija

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 kalijeve soli (do 12%). Tijekom elektrolize rastopljenih klorida, rastaljeni kalij se oslobađa na katodi, a klor na anodi:
K + + e - → K
2Cl - - 2e - → Cl 2

Tijekom elektrolize lužina, rastaljeni kalij također se oslobađa 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 iznad nje je postavljen bakreni cilindar. 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 kalija

Kalij je srebrnasta tvar s karakterističnim sjajem na tek formiranoj površini. Vrlo je lagan i lako se topi. Relativno se dobro otapa u živom stvarajući amalgame. Kalij (kao i njegovi spojevi) dodan u plamen plamenika daje plamenu karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Kemijska svojstva kalija

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

To je snažno redukcijsko sredstvo. Kombinira se tako aktivno s kisikom da ne nastaje oksid, već kalijev superoksid KO 2 (ili K 2 O 4). Kad se zagrije u vodikovoj atmosferi, nastaje kalijev hidrid KH. Dobro komunicira 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 tom slučaju, oni reduciraju ostale metale u slobodno stanje.

Kalij se skladišti ispod sloja kerozina.

Kalijevi oksidi i kalijevi peroksidi

U interakciji kalija 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 okolini koja 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. Kao apsorber se koristi ekvimolarna mješavina kalijevog superoksida i natrijevog peroksida. Ako smjesa nije ekvimolarna, tada će se u slučaju viška natrijevog peroksida apsorbirati više plina nego se osloboditi (kada se apsorbiraju dva volumena CO 2, oslobađa se jedan volumen O 2), a tlak u zatvoreni prostor kaplje, a u slučaju viška kalijevog superoksida (kada se apsorbiraju dva volumena CO 2, oslobađaju se tri volumena 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), volumeni apsorbiranih i emitiranih plinova bit će jednaki (kada se apsorbiraju četiri volumena CO 2, oslobađaju se četiri volumena O 2 ).

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

Peroksidi se dobivaju kalciniranjem metala na zraku oslobođenom od ugljičnog dioksida.

Kalijevi hidroksidi

Kalijev hidroksid (ili kaustični kalij) su čvrsti bijeli, neprozirni, visoko higroskopni kristali koji se tope na 360 ° C. Kalijev hidroksid je lužina. Dobro se otapa u vodi, odajući puno topline. Topljivost kaustičnog kalija pri 20 ° C u 100 g vode je 112 g.

Korištenje kalija

• Legura kalija i natrija, tekuća na sobnoj temperaturi, koristi se kao rashladno sredstvo u zatvorenim sustavima, na primjer, u nuklearnim elektranama koje koriste brze neutrone. Osim toga, naširoko se koriste njegove tekuće legure s rubidijem i cezijem. Legura sa sastavom natrija 12%, kalija 47%, cezija 41%ima rekordno nisko talište od -78 ° C.
• Spojevi kalija najvažniji su biogeni element i stoga se koriste kao gnojiva.
• Kalijeve soli široko se 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 plamenika

• Kalijev bromid - koristi se u medicini i kao sedativ za živčani sustav.
• Kalijev hidroksid (kaustični kalij) - koristi se u alkalnim baterijama i za sušenje plinova.
• Kalijev karbonat (potaša) - koristi se kao gnojivo pri taljenju stakla.
• Kalijev klorid (silvin, "kalijeva sol") - koristi se kao gnojivo.
• Kalijev nitrat (kalijev nitrat) je gnojivo, sastavni dio crnog praha.
• Kalijev perklorat i klorat (bertholletova sol) koriste se u proizvodnji šibica, raketnog praha, svjetlosnih punjenja, eksploziva i galvaniziranja.
• Kalijev dikromat (kromopik) je jako oksidaciono sredstvo, koristi se za pripremu "mješavine kroma" za pranje kemijskog posuđa i obradu kože (štavljenje). Također se koristi za pročišćavanje acetilena u pogonima acetilena od amonijaka, sumporovodika i fosfina.
• Kalijev permanganat jako je oksidacijsko sredstvo koje se koristi kao antiseptik u medicini i za proizvodnju kisika u laboratoriju.
• 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 koristi se u galvanizaciji (posrebrenje, pozlata), u vađenju zlata i u nitrokarburiranju čelika.
• Kalij se zajedno s kalijevim peroksidom koristi u termokemijskoj razgradnji vode na vodik i kisik (ciklus kalija "Gaz de France", Francuska).

Biološka uloga

Kalij je bitan nutrijent, osobito u biljnom svijetu. S nedostatkom kalija u tlu, biljke se razvijaju vrlo slabo, prinos se smanjuje, pa se oko 90% ekstrahiranih kalijevih soli koristi kao gnojiva.

Kalij u ljudskom tijelu

Kalij se uglavnom nalazi u stanicama, do 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 ravnoteže vode.
• Omogućava membranski transport.
• Aktivacija različitih enzima.
• Normalizacija srčanog ritma.

Preporučeni dnevni udio kalija za djecu je od 600 do 1700 miligrama, za odrasle od 1800 do 5000 miligrama. Potreba za kalijem ovisi o Totalna tezina tijelo, tjelesnu aktivnost, fiziološko stanje i klimu mjesta stanovanja. Povraćanje, dugotrajni proljev, obilno znojenje i uporaba diuretika povećavaju tjelesnu potrebu za kalijem.

Glavni izvori hrane su suhe marelice, dinja, grah, kivi, krumpir, avokado, banane, brokula, jetra, mlijeko, maslac od oraha, agrumi i grožđe. U ribama i mliječnim proizvodima ima mnogo kalija.

Apsorpcija se odvija u tankom crijevu. Asimilaciju kalija olakšava vitamin B6, a alkohol je otežan.

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

Kalij

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

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

(lat. Kalium), kemijski element skupine I periodičkog sustava, odnosi se na alkalne metale. Naziv iz arapskog al-kali je potaša (dugo poznati spoj kalija ekstrahiran 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 rasprostranjenosti 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 gnojiva. Metalni kalij koristi se u izvorima kemijske struje, kao dobivač u elektroničkim cijevima, za dobivanje superperoksida KO 2; legure K s 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%mase) i 41 K (6,88%), kao i jedan radioaktivni 40 K (0,02%). Poluživot kalija-40 T 1/2 je oko 3 puta manji od T 1/2 urana-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.
Kalij je alkalni metal (cm ALKALNI METALI)... U periodnom sustavu Mendeljejeva kalij zauzima mjesto u četvrtom razdoblju 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) kalija prema Paulingu 0,82, što ukazuje na njegova izražena metalna svojstva.
Besplatno - mekani, lagani, srebrnasti metal.
Povijest otkrića
Spojevi kalija, poput njegovog najbližeg kemijskog analoga, natrija (cm NATRIJ), poznati su od davnina i koristili su se u raznim područjima ljudskog djelovanja. Međutim, sami su ti metali prvi put izolirani u slobodnom stanju tek 1807. godine tijekom pokusa engleskog znanstvenika G. Davyja (cm DEVI Humphrey)... Davy je, koristeći galvanske ćelije kao izvor električne struje, proveo elektrolizu taline kalija (cm POTAŠA) i kaustična soda (cm KAUSTIČNA SODA) i tako izolirao metalni kalij i natrij, koje je nazvao "kalij" (otuda naziv kalij sačuvan u zemljama engleskog govornog područja i Francuskoj) i "natrij". 1809. engleski kemičar L. V. Gilbert predložio je naziv "kalij" (od arapskog al -kali - potaša).
Biti u prirodi
Sadržaj kalija u zemljinoj kori iznosi 2,41% mase, kalij je među prvih deset najčešćih elemenata u zemljinoj kori. Ključni minerali koji sadrže kalij: silvin (cm SILVIN) KCl (52,44% K), silvinit (Na, K) Cl (ovaj mineral je čvrsto stisnuta mehanička smjesa 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 3H20, 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% kalija.
Primanje
Trenutno se kalij dobiva interakcijom s tekućim natopljenim natrij 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 + Cl2
Kalij se uklanja iz nečistoća vakuumskom destilacijom.
Fizička i kemijska svojstva
Metalni kalij je mekan, lako se reže nožem i može se pritisnuti i valjati. 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, kalij se lako topi (talište 63,51 ° C) i počinje isparavati čak i pri relativno niskom zagrijavanju (vrelište kalija 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 + 2H2O = 2KOH + H2
Kiseline koje sadrže kisik mogu se smanjiti tijekom ove interakcije. Na primjer, atom sumpora sumporne kiseline reduciran je na S, SO2 ili S2–:
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 nalik soli:
2K + H 2 = 2KH
S halogenima (cm HALOGENI) kalij dolazi u interakciju s 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 tvori plave otopine. U tom se stanju kalij koristi za neke reakcije. Tijekom 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 neizravno reakcijom peroksida i metalnog kalija:
2K + K 2 O 2 = 2K 2 O
Ovaj oksid ima izražena osnovna svojstva, lako reagira s vodom i tvori kalijev hidroksid KOH:
K 2 O + H 2 O = 2KOH
Kalijev hidroksid ili kaustični kalij lako je topljiv u vodi (do 49,10% (težinski) na 20 ° C). Dobivena otopina 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 otopini) i
Al 2 O 3 + 2KOH = 2KAlO 2 + H 2 O (tako 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 + 2H2O = 2KOH + Cl2 + H2,
ili zbog reakcija izmjene otopina K 2 CO 3 ili K 2 SO 4 s 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 opekline na koži i sluznici; stoga rad s ovim nagrizajućim tvarima treba raditi samo sa zaštitnim naočalama i rukavicama. Tijekom skladištenja vodene otopine kalijevog hidroksida uništavaju staklo, taline 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.
Primjena
Metalni kalij je materijal za elektrode u izvorima kemijske struje. Legura kalija s drugim alkalnim metalom - natrijem koristi se kao nosač topline (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 GNOJIVA ZA KALIJ): kalijev klorid KCl, kalijev nitrat ili kalijev nitrat, KNO 3, kalijev K 2 CO 3 i druge kalijeve soli. Kalup se također koristi u proizvodnji posebnih optičkih naočala, kao apsorber sumporovodika u pročišćavanju plinova, kao sredstvo za dehidraciju i za štavljenje kože.
Kao medicinski proizvod kalijev jodid KI nalazi primjenu. Kalijev jodid također se koristi u fotografiji i kao gnojivo s mikronutrijentima. Otopina kalijevog permanganata KMnO 4 ("kalijev permanganat") koristi se kao antiseptik.
Prema sadržaju radioaktivnih 40 K u stijenama određuje se njihova starost.
Kalij u tijelu
Kalij 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) te regulacija propusnosti bioloških membrana (cm BIOLOŠKI MEMBRANI), u stvaranju i provođenju živčanog impulsa, u regulaciji aktivnosti srca i drugih mišića, u raznim metaboličkim procesima. Sadržaj kalija u tkivima životinja i ljudi reguliraju steroidni hormoni nadbubrežnih žlijezda. U prosjeku ljudsko tijelo (tjelesna težina 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Stoga bi za normalan život s hranom tijelo trebalo primati 2-3 g kalija dnevno. Namirnice poput grožđica, suhih marelica, graška i drugih bogate su kalijem.
Značajke rukovanja metalnim kalijem
Metalni kalij može uzrokovati vrlo teške opekline kože, ako najmanje čestice kalija dođu u oči, nastaju teške lezije sa gubitkom vida, stoga s metalnim kalijem možete raditi samo sa zaštitnim rukavicama i naočalama. Zapaljeni kalij prelije se mineralnim uljem ili prekrije mješavinom talka i NaCl. Čuvajte kalij u hermetički zatvorenim željeznim posudama ispod sloja dehidriranog kerozina ili mineralnog ulja.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Pogledajte što je "kalij" u drugim rječnicima:

Kalij 40 ... Wikipedia

Novolatinsk. kalium, od arapskog. kali, lužine. Mekani i lagani metal koji čini kalijevu bazu. Devi ga je otkrio 1807. Objašnjenje 25.000 stranih riječi koje su ušle u upotrebu u ruskom jeziku, sa značenjem njihovih korijena. Mikhelson A.D., 1865. ... ... Rječnik stranih riječi ruskog jezika

- (kalij), K, kemijski element skupine I periodnog sustava, 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. Kalij), kem. element, char. K, atomski broj 19, srebrno bijeli, sjajni metal, gustoće voska pri običnom ta; otvorio Devi 1807., Ud. v. pri 20 ° 0,8621, atomska težina 39,1, monovalentno; talište ... Velika medicinska enciklopedija

Kalij- (kalij), K, kemijski element skupine I periodnog sustava, 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 kemijski element povezan s 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 ... Znanstveno -tehnički enciklopedijski rječnik

Suprug. kalij, metal koji čini bazu kalija, vrlo sličan natriju (natriju). Kali srijeda, neskl., Biljna alkalna ili alkalna sol; kalijev karbonat, čista potaša. Kalij, srodan kalijumu. Kalisty koji sadrži kalij. Razumno ...... Dahlov objašnjavajući rječnik - KALIJ, kalij, pl. ne, muž. i kali, neskl., usp. (Arapska potaša) (kem.). Kemijski element je srebrno bijeli alkalni metal ekstrahiran iz karbonatne soli. Ušakovljev rječnik objašnjenja. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Ušakovljev objašnjen rječnik

DEFINICIJA

Kalij- devetnaesti element Periodnog sustava. Oznaka je K iz latinskog "kalium". Smještena u četvrto razdoblje, IA grupa. Odnosi se na metale. Nuklearni naboj je 19.

Kalij se ne nalazi prirodno u slobodnom stanju. Najvažniji minerali kalija 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) s kristalnom rešetkom u središtu tijela. Izuzetno reaktivan metal: brzo oksidira u zraku, tvoreći labave produkte reakcije.

Riža. 1. Kalij. Izgled.

Atomska i molekulska masa kalija

Relativna molekulska masa 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 podudaraju se. Jednake su 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 kalija 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 1.248 × 10 9 godina.

Kalijevi ioni

Na vanjskoj energetskoj razini 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

Vježbajte

Izračunajte masu kalijevog hidroksida koja je potrebna za pripremu 20 ml otopine lužine (maseni udio KOH 20%, gustoća 1,22 g / ml).

Riješenje

Nađi masu otopine kalijevog hidroksida: K - kalij KALIJ(lat. Kalium), K (čitaj "kalij"), kemijski element s atomskim brojem 19, atomska masa 39.0983. Kalij se prirodno javlja u obliku dva stabilna nuklida: 39 K (93,10%mase) i 41 K (6,88%), kao i jednog radioaktivnog 40 K (0,02%). Poluživot kalija-40 T 1/2 je oko 3 puta manji od T 1/2 urana-238 i iznosi 1,28 milijardi godina. Na b U raspadanju kalija-40 nastaje stabilan kalcij-40, a tijekom raspada prema vrsti hvatanja elektrona nastaje inertni plin argon-40. 2K + 2H2O = 2KOH + H2 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 + Cl2 Kalij se uklanja iz nečistoća vakuumskom destilacijom. Primjena: metalni kalij je materijal za elektrode u izvorima kemijske struje. Legura kalija s drugim alkalnim metalom, natrijem (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 također se koristi u fotografiji i kao gnojivo s mikronutrijentima. Otopina kalijevog permanganata KMnO 4 ("kalijev 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 (tjelesna težina 70 kg) sadrži oko 140 g kalija. Stoga bi za normalan život s hranom tijelo trebalo primati 2-3 g kalija dnevno. Namirnice poput grožđica, suhih marelica, graška i drugih bogate su kalijem. Kalij je element koji se nalazi u periodnom sustavu Mendeljejeva pod 19. brojem. Tvar se obično označava veliko slovo K (iz latinskog Kalium). U ruskoj kemijskoj nomenklaturi pravi naziv elementa pojavio se zahvaljujući G.I. Hess 1831. godine. U početku se kalij zvao "al-kali", što na arapskom znači "biljni pepeo". Kaustični kalij postao je materijal za prvu proizvodnju tvari. Kaustični kalij je pak ekstrahiran iz kalijeve vode, koja je bila biljni produkt izgaranja (kalijev karbonat). H. Davy je postao njezin otkrivač. Valja napomenuti da je kalijev karbonat prototip modernog deterdženta. Kasnije se koristio za gnojiva koja su se koristila u poljoprivreda, 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, morska voda, ili minerali), njegov slobodni oblik uopće se ne pojavljuje. 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 smislu k2o) i prosječni sadržaj k2o u rudama,% Država, dio svijeta Opće dionice Rezerve potvrđene Njihov% svijeta Prosječan sadržaj 1 2 3 4 5 Rusija 19118 3658 31,4 17,8 Europa 3296 2178 18,5 - Bjelorusija 1568 1073 9,1 16 Ujedinjeno Kraljevstvo 30 23 0,2 14 Njemačka 1200 730 6,2 14 Španjolska 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 Azija 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 Tajland 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 Meksiko 10 - 0 12 SAD 175 73 0,6 12 Čile 50 10 0,1 3 Ukupno: 40288 11744 100 - Opis kalija Kalij kao jednostavna tvar je alkalni metal. Karakterizira ga srebrno-bijela boja. Sjaj se trenutno pojavljuje na svježoj površini. Kalij je mekan metal koji se lako topi. Ako se tvar ili njezini spojevi stave u plamen plamenika, vatra će dobiti ružičasto-ljubičastu boju. Fizička svojstva kalija 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). Gustoća mu je 0,862 g / cm 3 (20 0 S). Tvar se počinje topiti na temperaturi od 63,55 0 S, vri na 760 0 S. Ima koeficijent toplinskog širenja jednak 8,33 * 10 -5 (0-50 0 S). Njegova specifična toplina pri 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 ohma * m. Temperaturni koeficijent električnog otpora metala je 5,8 * 10 -15. Kalij tvori kristale kubičnog sustava, prostorna skupina I m3m, parametri ćelije a= 0,5247 nm, Z = 2. Kemijska svojstva Kalij je alkalni metal. S tim u vezi, metalna svojstva kalija tipično se očituju na isti način kao i drugi slični metali. Element pokazuje svoju jaku 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 dosadan. Ova se reakcija može promatrati golim okom. Ako je kalij u dodiru s atmosferom dovoljno dugo, postoji mogućnost njegovog potpunog uništenja. Pri reakciji s vodom dolazi do karakteristične eksplozije. To je zbog oslobađanja vodika koji se zapali karakterističnim ružičasto-ljubičastim plamenom. A kad se fenolftalein doda u vodu koja reagira s kalijem, on dobiva grimiznu boju, što ukazuje na alkalnu reakciju nastalog kalijevog hidroksida (KOH). Kada metal stupi 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 je učinjeno kako bi se potpuno isključio njegov kontakt s zrakom ili vodom. Valja napomenuti da pri sobnoj temperaturi metal reagira s halogenima. Ako ga malo zagrijete, tada lako stupa u interakciju sa sumporom. Ako temperatura poraste, kalij se može spojiti sa selenom i telurom. Ako se temperatura u atmosferi vodika poveća na više od 200 0 C, tada nastaje KH hidrid, koji se može zapaliti bez pomoći, t.j. 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). Kada kalij i alkoholi stupaju u interakciju, dobivaju se alkoholati. Osim toga, kalij znatno ubrzava proces polimerizacije olefina i diolefina. Haloalkili i haloarili zajedno s devetnaestim elementom daju kalijeve alkile i kalijeve arile. Tablica 2. Kemijska svojstva kalija Karakteristično Značenje Svojstva atoma Ime, simbol, broj Kalij / kalij (K), 19 Atomska masa (molarna masa) 39.0983 (1) a. e.m. (g / mol) Elektronička konfiguracija 4s1 Polumjer atoma 235 sati Kemijska svojstva Kovalentni radijus 203 popodne Ionski radijus 133 popodne Elektronegativnost 0,82 (Paulingova ljestvica) Potencijal elektrode −2,92 V Stanja oksidacije 0; +1 Energija ionizacije (prvi elektron) 418,5 (4,34) kJ / mol (eV) Termodinamička svojstva jednostavne tvari Gustoća (na n.o.) 0,856 g / cm³ Temperatura taljenja 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 toplinski kapacitet 29,6 J / (K mol) Molarni volumen 45,3 cm³ / mol Kristalna rešetka jednostavne tvari Struktura rešetke Kubno tijelo usredotočeno Parametri rešetki 5,332 Å Debye temperatura 100 K. Elektronička struktura atoma kalija Kalij ima pozitivno nabijenu atomsku jezgru (+19). U sredini ovog atoma nalazi se 19 protona i 19 neutrona, koji su okruženi s 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. To objašnjava činjenicu da apsolutno u svim spojevima kalij ima valenciju 1. Za razliku od litija i natrija, ovaj elektron se nalazi na daljoj udaljenosti od atomske jezgre. To je razlog povećane kemijske aktivnosti kalija, što se ne može reći za dva spomenuta metala. Dakle, vanjska elektronska ljuska kalija predstavljena je sljedećom konfiguracijom: Unatoč prisutnosti slobodnih radnih mjesta 3 str- i 3 d-orbitale, uzbuđeno stanje je odsutno. Preporučeno za čitanje Tablete Ako ste sanjali da plačete od prevare prevaranata Uredski programi Vicevi o fotografima u pričama i fotografijama Vicevi o fotografima Upute za Android Značajke studiranja u Finskoj Što trebate studirati u Finskoj Pametni telefoni Što morate znati i učiniti kako bi hrana bila korisna? Upute za Windows Prirodna izmjena fizičkog i mentalnog rada Pametni telefoni Koje cvijeće se daje muškarcima?