Ка́лий ( химический символ — K, от лат. K alium ) — химический элемент 1-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы первой группы, IA), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева , с атомным номером 19.

Простое вещество калий — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета. В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами , например, в морской воде , а также во многих минералах .

Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой , образуя щёлочь .

Во многих свойствах калий очень близок натрию , но с точки зрения биологической функции и использования клетками живых организмов они антагонистичны .

История и происхождение названия

Соединения калия используются с древнейших времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке . Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор ( щёлок ) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия K ₂ CO ₃ , содержал сульфат калия K ₂ SO ₄ , соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH) (в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года ). Дэви назвал его «потасий» ( лат. potasium ^:32 ); это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами s ) до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках. При электролизе влажного едкого кали KOH на ртутном катоде он получил амальгаму калия, а после отгонки ртути — чистый металл. Дэви определил его плотность, изучил химические свойства, в том числе разложение воды и поглощение водорода.

В 1808 году французские химики Гей-Люссак и Л. Тенар выделили калий химическим путём — прокаливанием KOH с углём.

В 1809 году немецкий физик Л. В. Гильберт предложил название «калий» ( лат. kalium , от араб. аль-кали — поташ ). Это название вошло в немецкий язык , оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.

Нахождение в природе

Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в земной коре элемент). Средняя концентрация в морской воде — 380 мг/л .

Ввиду высокой химической активности калий в свободном состоянии в природе не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд , полевых шпатов и т. д. Также калий входит в состав минералов сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl ₂ ·6H ₂ O, каинита KCl·MgSO ₄ ·6H ₂ O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K ₂ CO ₃ ( поташ ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел « »).

Месторождения

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp ), России (ПАО « Уралкалий », г. Березники , г. Соликамск , Пермский край , Верхнекамское месторождение калийных руд ), Белоруссии (ПО « Беларуськалий », г. Солигорск , ).

Получение

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей . Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C ), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор :

${\displaystyle {\mathsf {K^{+}+e^{-}\rightarrow K}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}-2e^{-}\rightarrow Cl_{2}}}}$

При электролизе гидроксида калия на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород :

${\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}}}$

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:

${\displaystyle {\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[{N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}}$

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция , алюминием или кремнием .

Физические свойства

Калий — серебристый металл с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути , образуя амальгамы . Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет .

Калий образует кристаллы кубической сингонии , пространственная группа I m 3 m , параметры ячейки a = 0,5247 нм , Z = 2 .

Химические свойства

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы , проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина , керосина или силикона , дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na , Tl , Sn , Pb , Bi калий образует интерметаллиды .

Взаимодействие с простыми веществами

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

${\displaystyle {\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}}$

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

${\displaystyle {\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{2}E}}}$

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO ₂ (с примесью K ₂ O ₂ ):

${\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}$

В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид калия зелёного цвета (200 °C):

${\displaystyle {\mathsf {3K+P\longrightarrow K_{3}P}}}$

Взаимодействие со сложными веществами

Калий при комнатной температуре (+20 °C) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора аммиаката калия.

${\displaystyle {\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {K+6NH_{3}\longrightarrow [K(NH_{3})_{6}]}}}$ ^{[ источник не указан 518 дней ]}

Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

${\displaystyle {\mathsf {8K+6H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4K_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +6H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {21K+26HNO_{3}\longrightarrow 21KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O}}}$

При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

${\displaystyle {\mathsf {2K+2KOH\longrightarrow 2K_{2}O+H_{2}\uparrow (450^{\circ }C)}}}$

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (+65…+105 °C):

${\displaystyle {\mathsf {2K+2NH_{3}\longrightarrow 2KNH_{2}+H_{2}}}}$

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов :

${\displaystyle {\mathsf {2K+2C_{2}H_{5}OH\longrightarrow 2C_{2}H_{5}OK+H_{2}\uparrow }}}$

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае — ) широко используются в органическом синтезе.

Соединения с кислородом

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид , а пероксид и супероксид :

${\displaystyle {\mathsf {2K+O_{2}\longrightarrow K_{2}O_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}$

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода , или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

${\displaystyle {\mathsf {4K+O_{2}\longrightarrow 2K_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {KO_{2}+3K\longrightarrow 2K_{2}O}}}$

Оксиды калия обладают ярко выраженными осно́вными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода :

${\displaystyle {\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}O_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow }}}$

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO ₂ выделяется один объём O ₂ ), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO ₂ выделяется три объёма O ₂ ) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (Na ₂ O ₂ :K ₂ O ₄ = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO ₂ выделяется четыре объёма O ₂ ).

Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа .

Также известен озонид калия KO ₃ , оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше +20 °C:

${\displaystyle {\mathsf {4KOH+4O_{3}\longrightarrow 4KO_{3}+O_{2}+2H_{2}O}}}$

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при +50 °C:

${\displaystyle {\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7}}}}$

Гидроксид

Гидроксид калия (или едкое кали ) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам . Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при +20 °C в 100 г воды составляет 112 г .

Калий в реакциях ионного обмена

Большинство солей калия растворимы в воде, так как он является щелочным металлом . Существует лишь несколько малодиссоциирующих солей калия, которые в результате реакций ионного обмена способны образовывать осадок. В частности, катионы калия в водном растворе взаимодействуют:

• с перренат-анионами, образуя малорастворимый перренат калия (соль калия и рениевой кислоты ) по реакции ${\displaystyle {\ce {K^+ + ReO4^- -> KReO4}}}$ ;
• с гексафторосиликат-анионами, образуя бесцветный осадок гексафторосиликата калия (соль калия и кремнефтористоводородной кислоты ) по реакции ${\displaystyle {\ce {2K^+ + [SiF6]^2- -> K2[SiF6]}}}$ ;
• с гексахлороплатинат-анионами, образуя светло-жёлтый малорастворимый гексахлороплатинат(IV) калия (соль калия и платинохлористоводородной кислоты ) по реакции ${\displaystyle {\ce {2K^+ + [PtCl6]^2- -> K2[PtCl6]}}}$ .

Применение

• Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах . Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием . Сплав с составом 12 % натрия, 47 % калия, 41 % цезия обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
• Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений . Калий является одним из трёх базовых элементов, которые необходимы для роста растений наряду с азотом и фосфором . В отличие от азота и фосфора, калий является основным клеточным катионом . При его недостатке у растения прежде всего нарушается структура мембран хлоропластов — клеточных органелл, в которых проходит фотосинтез . Внешне это проявляется в пожелтении и последующем отмирании листьев. При внесении калийных удобрений у растений увеличивается вегетативная масса, урожайность и устойчивость к вредителям.
• Соли калия широко используются в гальванотехнике , так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока .

Важные соединения

• Бромид калия применяется в медицине как успокаивающее средство для нервной системы.
• Гидроксид калия (едкое кали) применяется в щелочных аккумуляторах и при сушке газов.
• Карбонат калия ( поташ ) используется как удобрение , при варке стекла, как кормовая добавка для птицы.
• Хлорид калия ( сильвин , «калийная соль») используется как удобрение.
• Нитрат калия (калийная селитра ) — удобрение, компонент чёрного пороха .
• Перхлорат и хлорат калия (бертолетова соль) используются в производстве спичек, ракетных порохов, осветительных зарядов, взрывчатых веществ, в гальванотехнике.
• Дихромат калия (хромпик) — сильный окислитель , используется для приготовления «хромовой смеси» для мытья химической посуды и при обработке кожи ( дубление ). Также используется для очистки ацетилена на ацетиленовых заводах от аммиака , сероводорода и фосфина .

• Перманганат калия — сильный окислитель, используется как антисептическое средство в медицине и для лабораторного получения кислорода .
• Тартрат натрия-калия ( сегнетова соль ) в качестве пьезоэлектрика .
• Дигидрофосфат и в виде монокристаллов в лазерной технике.
• Пероксид калия и супероксид калия используются для регенерации воздуха на подводных лодках и в изолирующих противогазах (поглощает углекислый газ с выделением кислорода).
• Фтороборат калия — важный флюс для пайки сталей и цветных металлов.
• Цианид калия применяется в гальванотехнике (серебрение, золочение), при добыче золота и при нитроцементации стали . Чрезвычайно ядовит, один из сильнейших ядов .
• Калий совместно с перекисью калия применяется при термохимическом разложении воды на водород и кислород (калиевый цикл « Газ де Франс », Франция).
• Сульфат калия применяется как удобрение.

Биологическая роль

Калий — важнейший биогенный элемент , особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий в качестве катиона наряду с катионами натрия является базовым элементом так называемого натрий-калиевого насоса клеточной мембраны, который играет важную роль в проведении нервных импульсов .

Калий в организме человека

Калий содержится большей частью в клетках , до 40 раз больше, чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму , поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса . Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:

• создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений,
• поддержание осмотической концентрации крови,
• поддержание кислотно-щелочного баланса ,
• нормализация водного баланса .

Рекомендуемая суточная норма потребления калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых — от 1800 до 5000 миллиграммов. Потребность в калии зависит от массы тела, физической активности, физиологического состояния и климата места проживания. Рвота , продолжительные поносы , обильное потовыделение , использование мочегонных средств повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками калия являются бобы (в первую очередь фасоль белая ), шпинат , капуста , финики , картофель , батат , сушёные абрикосы , дыня , киви , авокадо , помело , бананы , брокколи , печень , молоко , ореховое масло , цитрусовые , виноград . Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах .

Практически все сорта рыбы содержат более 200 мг калия на 100 г . Количество калия в разных видах рыбы различается.

Овощи , грибы и травы также содержат много калия, однако в консервированных продуктах его уровень может быть гораздо меньше. Много калия содержится в шоколаде .

Всасывание происходит в тонком кишечнике . Усвоение калия облегчает витамин B6 , затрудняет — алкоголь .

При недостатке калия развивается гипокалиемия . Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры . Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии .

При избытке калия развивается гиперкалиемия , для которой основным симптомом является язва тонкого кишечника . Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановку сердца.

Изотопы

Природный калий состоит из трёх изотопов . Два из них стабильны: ³⁹ K ( изотопная распространённость 93,258 %) и ⁴¹ K (6,730 %). Третий изотоп ⁴⁰ K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251 миллиарда лет. Природная бета-радиоактивность калия была открыта и в 1906 году с помощью ионизационного метода . Сравнительно малый период полураспада и большая распространённость калия по сравнению с ураном и торием означает, что на Земле ещё 2 млрд лет назад и ранее калий-40 вносил главный вклад в естественный радиационный фон. В каждом грамме природного калия в секунду распадается в среднем 31,0±0,3 ядра ⁴⁰ K, благодаря чему, например, в организме человека массой 70 кг ежесекундно происходит около 4000 радиоактивных распадов. Поэтому легкодоступные в быту соединения калия ( поташ , хлорид калия , калийная селитра и т. д.) можно использовать как пробные радиоактивные источники для проверки бытовых дозиметров ^{[ источник не указан 314 дней ]} . ⁴⁰ K наряду с ураном и торием считается одним из основных источников геотермальной энергии, выделяемой в недрах Земли (полная скорость энерговыделения оценивается в 40—44 ТВт ). В минералах, содержащих калий, постепенно накапливается ⁴⁰ Ar , один из продуктов распада калия-40, что позволяет измерять возраст горных пород; калий-аргоновый метод является одним из основных методов ядерной геохронологии .

Один из искусственных изотопов — ³⁷ K, — с временем полураспада 1,23651 секунды, применяется в экспериментах по изучению слабого взаимодействия в Стандартной модели .

См. также

	В Викисловаре есть статья « »

• Банановый эквивалент

Примечания

Литература

• Пилипенко А. Т. Натрий и калий // Справочник по элементарной химии. — 2-е изд. — Киев: Наукова думка, 1978. — С. 316—319.
• Дроздов А. Яростные металлы // . — М. : Аванта +, 2002. — С. —187. — ISBN 5-8483-0027-5 .
• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М. : Химия, 1974.
• Спицын В. И. , Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М. : МГУ, 1991, 1994.
• Лидин Р. А. и др. Элементы IA-группы. Калий // Химические свойства неорганических веществ: Уч. пособие для вузов. — 4-е изд. — М. : КолосС, 2003. — С. 29—40. — ISBN 5-9532-0095-1 .

Ссылки