Ка́лій (; ) — 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 Калійні солі у вигляді селітри (нітрат калію, KNO3), квасців (сульфат калію алюмінію, KAl(SO4)2 ) та поташу(карбонат калію, K2CO3) були відомі століттями. Їх використовували у виробництві пороху, фарбуванні та миловарінні. Їх зішкрібали зі стінок туалетів, виготовляли з глини та сірчаної кислоти та збирали як деревну золу. Лавуазьє не включив калій до своєї таблиці простих речовин, проте зазначив, що є багато доказів того що поташ є сполукою, хоча розкласти його на складові в часи Лавуазьє ще нікому не вдалосяElements and Atoms: Chapter 3 Lavoisier's Elements of Chemistry.
1807 року англійський хімік Гемфрі Деві отримав калій електролізом його гідроксиду (KOH) і назвав отриману речовину 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). Одне з найдавніших місць видобутку знаходиться поблизу міста Штасфурт, де солі калію добувають з 1861 рокуThe discovery of the first potash mine and the development of the potash industry since 1861. Невеликі кількості нітратів калію знаходяться в Індії, Єгипті, Персії, Угорщині та Італії. Зола таких рослин, як тютюн, картопля, буряк особливо багата на калій
Ізотопи
Природний калій складається з трьох ізотопів: стабільних 39K (93,2581 %) і 41K (6,7302 %), а також радіоактивного 40K (0,0117 %). Радіоактивний ізотоп калій-40 має період напіврозпаду 1,248×109 років і розпадається шляхом бета-розпаду, позитронного розпаду та електронного захоплення.
Фізичні властивості У вільному стані калій — сріблясто-білий легкий метал. Густина — 0,856 г/см³. Метал дуже м'який і легко ріжеться ножем. При 20°C він м'який, як віск, при 25°C - напіврідкий, а при 63,5°C - плавиться. Він випаровується до темно-червоного кольору, виділяючи фіолетові пари.
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: ; 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:
а останній, взаємодіючи з вуглекислим газом повітря, — в карбонат:
При високій температурі калій може відновлювати оксиди алюмінію, кремнію, тощо до вільних елементів:
Оскільки калій є надзвичайно активним лужним металом, його генетичний ряд будується за класичною схемою для металів:
Метал(K) → Основний оксид(Оксид калію, K2O) → Основа (гідроксид калію, KOH) → Сіль (Хлорид калію KCl, карбонат калію K2CO3 та ін.)
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 рік2015 Minerals Yearbook , 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.Research collaboration brings new concepts for potassium-ion batteries
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.
В медицині Калійні препарати використовують як компонент плазмозамінних розчинів, а також як складову частину сечогінних, протиаритмічних, відхаркувальних та спазмолітичних ліків.
Сегнетова сіль — проносний та сечогінний засіб.
Калію хлорид використовують для лікування гіпокаліємії, та у випадках інтоксикації серцевими глікозидами.
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.Радиоактивность внутри нас
Банани багаті калієм, тому їх радіоактивність на одиницю об'єму вища ніж у людини. Відомі випадки спрацювання датчиків радіації, викликані бананами.Radiological and Nuclear Detection Devices 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.Banana Equivalent Dose
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
Біологічна роль Калій (K+) є найпоширенішим внутрішньоклітинним катіоном. Внутрішній гомеостаз йона K + головним чином залежить від таких гормонів, як інсулін та катехоламіни; крім того, кислотно-лужний баланс та осмолярність плазми регулюють поглинання йонів калію клітинами. Епідеміологічні дослідження продемонстрували обернену залежність між гіпертензією та споживанням йонів калію з їжею. Низьке споживання йонів K+ корелює з високим кров'яним тиском. Добавки йона K+ призводять до зниження систолічного та діастолічного артеріального тиску на 3-5 мм.рт.ст.
Надлишок Гіперкаліємія — це потенційно небезпечний для життя електролітний дисбаланс. Цей стан може бути наслідком порушення рівноваги між концентраціями внутрішньоклітинної та позаклітинної рідини або збільшенням загального вмісту рідини в організмі, спричиненого надмірним споживанням їжі чи порушенням екскреції. В результаті збільшення рівня йонів калію у плазмі мембрани частково деполяризуються, що зрештою може спричинити кардіоплегію (зупинка сердця) та параліч скелетних м'язів.
Див. також Калійні добрива Гідрид калію Технологія збагачення калійних руд
Примітки
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
Посилання КАЛІЙ //Фармацевтична енциклопедія