Калій

Калій (K)
Атомний номер	19
Зовнішній вигляд простої речовини	сріблясто-білий м'який метал
Властивості атома
Атомна маса (молярна маса)	39,0983 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома	235 пм
Енергія іонізації (перший електрон)	418,5(4,34) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація	[Ar] 4s^1
Хімічні властивості
Ковалентний радіус	203 пм
Радіус іона	(+1e)133 пм
Електронегативність (за Полінгом)	0,82
Електродний потенціал	-2,92 в
Ступені окиснення	1
Термодинамічні властивості
Густина	0,856 г/см³
Молярна теплоємність	0,753 Дж/(К·моль)
Теплопровідність	79,0 Вт/(м·К)
Температура плавлення	336,53 К
Теплота плавлення	102,5 кДж/моль
Температура кипіння	1047 К
Теплота випаровування	2,33 кДж/моль
Молярний об'єм	45,3 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки	кубічна об’ємноцентрована
Період ґратки	5,230 Å
Відношення с/а	n/a
Температура Дебая	100 К
Інші властовості
Критична точка	н/д
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Калій у Вікісховищі

Ка́лій (англ. Potassium, potash; нім. Kalium n) — 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:

${\displaystyle \mathrm {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}} }$;

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:

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

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

${\displaystyle \mathrm {2KOH+CO_{2}\longrightarrow K_{2}CO_{3}+H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {SiO_{2}+4K\longrightarrow Si+2K_{2}O} }$

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^[1], 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.^[2]

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.^[3]

Банани багаті калієм, тому їх радіоактивність на одиницю об'єму вища ніж у людини. Відомі випадки спрацювання датчиків радіації, викликані бананами.^[4] 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.^[5]

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^[3]

Див. також

• Калійні добрива
• Гідрид калію
• Технологія збагачення калійних руд

Примітки

1. 2015 Minerals Yearbook [Архівовано 10 січня 2019 у Wayback Machine.](англ.)
2. Research collaboration brings new concepts for potassium-ion batteries [Архівовано 1 жовтня 2018 у Wayback Machine.](англ.)
3. Радиоактивность внутри нас [Архівовано 30 вересня 2018 у Wayback Machine.](рос.)
4. Radiological and Nuclear Detection Devices [Архівовано 26 листопада 2011 у Wayback Machine.](англ.)
5. Banana Equivalent Dose [Архівовано 31 жовтня 2016 у Wayback Machine.](англ.)

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
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2004. — Т. 1 : А — К. — 640 с. — ISBN 966-7804-14-3.

Посилання

• КАЛІЙ [Архівовано 14 березня 2016 у Wayback Machine.] //Фармацевтична енциклопедія