Kalijum. Svojstva kalijuma. Upotreba kalijuma Gdje se kalij nalazi u prirodi?

Kalijum je element glavne podgrupe prve grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata, sa atomskim brojem 19. Označava se simbolom K (lat. Kalium). Prosta supstanca kalijum (CAS broj: 7440-09-7) je meki alkalni metal srebrno-bele boje.
U prirodi se kalij nalazi samo u kombinaciji s drugim elementima, na primjer, u morskoj vodi, kao iu mnogim mineralima. Vrlo brzo oksidira na zraku i vrlo lako ulazi u kemijske reakcije, posebno s vodom, stvarajući alkalije. U mnogim aspektima, hemijska svojstva kalijuma su vrlo slična natrijumu, ali u smislu biološke funkcije i upotrebe od strane ćelija živih organizama, ona su i dalje različita.

Istorijat i porijeklo imena

Kalijum (tačnije, njegova jedinjenja) se koristi od davnina. Tako je proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) postojala već u 11. veku. Pepeo koji nastaje spaljivanjem slame ili drveta tretiran je vodom, a nastali rastvor (lužina) je isparavan nakon filtriranja. Suvi ostatak je, pored kalijum karbonata, sadržavao kalijum sulfat K2SO4, sodu i kalijum hlorid KCl.
Godine 1807. engleski hemičar Davy izolovao je kalij elektrolizom rastopljenog kalijum hidroksida (KOH) i nazvao ga "kalijum" (latinski kalijum; ovaj naziv se još uvek koristi na engleskom, francuskom, španskom, portugalskom i poljskom). L. V. Gilbert je 1809. godine predložio naziv "kalijum" (latinski kalium, od 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.

Potvrda

Kalijum se, kao i drugi alkalni metali, dobija elektrolizom rastopljenih hlorida ili alkalija. Budući da hloridi imaju višu tačku topljenja (600-650 °C), elektroliza ispravljenih lužina se češće provodi uz dodatak sode ili potaše (do 12%). Tokom elektrolize rastopljenih hlorida, rastopljeni kalij se oslobađa na katodi, a hlor se oslobađa na anodi:
K + + e - → K
2Cl - − 2e - → Cl 2

Tokom elektrolize alkalija, rastopljeni kalij se također oslobađa na katodi, a kisik se oslobađa na anodi:
4OH - − 4e - → 2H 2 O + O 2

Voda iz taline brzo isparava. Kako bi se spriječila interakcija kalija sa hlorom ili kiseonikom, katoda je napravljena od bakra i iznad nje je postavljen bakarni cilindar. Dobiveni kalij se skuplja u rastopljenom obliku u cilindru. Anoda se takođe izrađuje u obliku cilindra od nikla (za elektrolizu alkalija) ili od grafita (za elektrolizu hlorida).

Fizička svojstva

Kalijum je srebrnasta supstanca sa karakterističnim sjajem na sveže formiranoj površini. Veoma lagan i topljiv. Relativno se dobro rastvara u živi, ​​formirajući amalgame. Kada se kalijum (kao i njegova jedinjenja) doda u plamen gorionika, on boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Hemijska svojstva

Elementarni kalij, kao i drugi alkalni metali, pokazuje tipična metalna svojstva i vrlo je kemijski aktivan i snažno redukcijsko sredstvo. Na zraku svježi rez brzo blijedi zbog stvaranja filmova spojeva (oksida i karbonata). Dužim kontaktom sa atmosferom može se potpuno urušiti. Reaguje eksplozivno sa vodom. Mora se čuvati ispod sloja benzina, kerozina ili silikona kako bi se spriječio kontakt zraka i vode s njegovom površinom. Kalijum formira intermetalna jedinjenja sa Na, Tl, Sn, Pb, Bi.

Jedinjenja kalija, kao i njegov najbliži hemijski analog - natrij, poznata su od davnina i našla su primjenu u različitim područjima ljudske djelatnosti. Međutim, sami su ovi metali prvi put izolovani u slobodnom stanju tek 1807. godine tokom eksperimenata Engleza. naučnik G. Davy. Elektrolizom blago navlaženih čvrstih alkalija dobijeni su slobodni metali - kalij i natrijum. Davy je novi metal nazvao kalijumom, ali ovo ime se nije zadržalo.

Ispostavilo se da je kum metala Gilbert, poznati izdavač časopisa "Annalen de Physik", koji je predložio naziv "kalijum"; usvojen je u Nemačkoj i Rusiji. Oba naziva potiču od izraza koji su se koristili mnogo prije otkrića metalnog kalija.

Reč kalijum potiče od reči potaša, koja se verovatno pojavila u 16. veku. Nalazi se u Van Helmontu u drugoj polovini 17. veka. se široko koristi kao naziv komercijalnog proizvoda - potaša - u Rusiji, Engleskoj i Holandiji. Prevedeno na ruski, reč potaše znači „pepeo iz lonca ili pepeo kuvan u loncu“; u XVI - XVII veku. potaša se u ogromnim količinama dobijala iz drvenog pepela, koji se kuvao u velikim kotlovima. Potaša se koristila za pripremu uglavnom literarne (pročišćene) salitre, od koje se pravio barut. Posebno se mnogo potaše proizvodilo u Rusiji, u šumama u blizini Arzamasa i Ardatova u pokretnim fabrikama (Majdanima) koje su pripadale rođaku cara Alekseja Mihajloviča, bliskog bojara B. I. Morozova.

Što se tiče riječi kalij, ona dolazi od arapskog izraza alkali (alkalne tvari). U srednjem vijeku alkalije ili, kako se tada govorilo, alkalne soli, gotovo se nisu razlikovale jedna od druge i nazivale su se nazivima koji su imali isto značenje: natron, boraks, varek itd. Pronađena je riječ kali (qila). oko 850 arapskih pisaca, tada se počela koristiti riječ Qali (al-Qali) koja je označavala proizvod dobijen od pepela nekih biljaka, za koje se vezuju arapski qiljin ili qaljan (pepeo) i qalaj (paliti). U eri atrohemije, alkalije su se počele dijeliti na "fiksne" i "isparljive". U 17. veku Postoje nazivi alkali fixum minerale (mineralna fiksna alkalna ili kaustična soda), alkali fixum. vegetabile (biljne fiksirane alkalije ili potaša i kaustični kalij), kao i alkalne isparljive (isparljive alkalije ili NH3). Black je uspostavio razliku između kaustičnih i mekih, ili ugljenih, alkalija. Alkalije se ne pojavljuju u Tablici jednostavnih tijela, ali u napomeni uz tabelu Lavoisier ukazuje da su fiksne alkalije (potaša i soda) vjerovatno složene tvari, iako priroda njihovih sastavnih dijelova još nije proučena. U ruskoj hemijskoj literaturi prve četvrtine 19. veka. kalijum se zvao kalijum (Solovjev, 1824), potaš (Strakhovoy, 1825), potaš (Ščeglov, 1830); u "Dvigubskom dućanu" već 1828. godine, uz naziv potaš (potaš sulfat), nalazi se i naziv kalijum (kaustični kalijum, sol kalijum, itd.). Naziv kalijum postao je opšteprihvaćen nakon objavljivanja Hessovog udžbenika.

- element glavne podgrupe prve grupe, četvrti period periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 19. Označava se simbolom K (lat. Kalium). Prosta supstanca kalijum (CAS broj: 7440-09-7) je meki alkalni metal srebrno-bele boje. U prirodi se kalij nalazi samo u kombinaciji s drugim elementima, na primjer, u morskoj vodi, kao iu mnogim mineralima. Vrlo brzo oksidira na zraku i vrlo lako ulazi u kemijske reakcije, posebno s vodom, stvarajući alkalije. U mnogim aspektima, hemijska svojstva kalijuma su vrlo slična natrijumu, ali u smislu biološke funkcije i upotrebe od strane ćelija živih organizama, ona su i dalje različita. Istorijat i porijeklo imena kalijum

Kalijum (tačnije, njegova jedinjenja) se koristi od davnina. Tako je proizvodnja potaše (koja se koristila kao deterdžent) postojala već u 11. veku. Pepeo koji nastaje spaljivanjem slame ili drveta tretiran je vodom, a nastali rastvor (lužina) je isparavan nakon filtriranja. Suvi ostatak je, pored kalijum karbonata, sadržavao kalijum sulfat K2SO4, sodu i kalijum hlorid KCl.

Godine 1807, engleski hemičar Davy izolovao je kalij elektrolizom čvrstog kalijum hidroksida (KOH) i nazvao ga "potassian"(lat. kalijum; ovo ime se i dalje koristi u engleskom, francuskom, španskom, portugalskom i poljskom). L. V. Gilbert je 1809. 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

Nije pronađeno u slobodnom stanju. Kalijum je deo 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 (potaša). Kalijum se nalazi u svim ćelijama (pogledajte odeljak ispod Biološka uloga).

Kalijum - dobijanje kalijuma

Kalijum se, kao i drugi alkalni metali, dobija elektrolizom rastopljenih hlorida ili alkalija. Budući da hloridi imaju višu tačku topljenja (600-650 °C), elektroliza ispravljenih lužina se češće provodi uz dodatak sode ili potaše (do 12%). Tokom elektrolize rastopljenih hlorida, rastopljeni kalij se oslobađa na katodi, a hlor se oslobađa na anodi:
K + + e − → K
2Cl − − 2e − → Cl 2

Tokom elektrolize alkalija, rastopljeni kalij se također oslobađa na katodi, a kisik se oslobađa na anodi:
4OH − − 4e − → 2H 2 O + O 2

Voda iz taline brzo isparava. Kako bi se spriječila interakcija kalija sa hlorom ili kiseonikom, katoda je napravljena od bakra i iznad nje je postavljen bakarni cilindar. Dobiveni kalij se skuplja u rastopljenom obliku u cilindru. Anoda se takođe izrađuje u obliku cilindra od nikla (za elektrolizu alkalija) ili od grafita (za elektrolizu hlorida).

Fizička svojstva kalijuma

Kalijum je srebrnasta supstanca sa karakterističnim sjajem na sveže formiranoj površini. Veoma lagan i topljiv. Relativno se dobro rastvara u živi, ​​formirajući amalgame. Kada se kalijum (kao i njegova jedinjenja) doda u plamen gorionika, on boji plamen u karakterističnu ružičasto-ljubičastu boju.

Hemijska svojstva kalijuma

Kalijum, kao i drugi alkalni metali, pokazuje tipična metalna svojstva i veoma je hemijski aktivan, lako donira elektrone.

Jak je redukcioni agens. Toliko se aktivno spaja s kisikom da se ne formira oksid, već kalijev superoksid KO 2 (ili K 2 O 4). Kada se zagrije u atmosferi vodika, nastaje kalijev hidrid KH. Dobro stupa u interakciju sa svim nemetalima, stvarajući halogenide, sulfide, nitride, fosfide itd., kao i sa složenim tvarima kao što su voda (reakcija se odvija eksplozivno), razni oksidi i soli. U ovom slučaju oni redukuju druge metale u slobodno stanje.

Kalijum se čuva ispod sloja kerozina.

Kalijum oksidi i kalijum peroksidi

Kada kalij reagira s atmosferskim kisikom, ne stvara oksid, već peroksid i superoksid:

Kalijum 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:

Kalijum oksidi imaju izražena bazična svojstva i burno reaguju sa vodom, kiselinama i kiselim oksidima. Oni nemaju praktičan značaj. Peroksidi su žućkasto-bijeli prašci koji, rastvorljivi u vodi, stvaraju alkalije i vodikov peroksid:

Sposobnost izmjene ugljičnog dioksida za kisik koristi se u izolacijskim gas maskama i na podmornicama. Kao apsorber koristi se ekvimolarna mješavina kalijevog superoksida i natrijum peroksida. Ako smjesa nije ekvimolarna, tada će se u slučaju viška natrijevog peroksida apsorbirati više plina nego što je oslobođeno (prilikom apsorpcije dvije zapremine CO 2 oslobađa se jedan volumen O 2), a pritisak u skučenom prostoru će pasti, a u slučaju viška kalijum superoksida (prilikom apsorpcije dva volumena CO 2 oslobađaju se tri zapremine O 2) više plina se oslobađa nego što se apsorbira, a tlak će se povećati.

U slučaju ekvimolarne smeše (Na 2 O 2:K 2 O 4 = 1:1), zapremine apsorbovanih i otpuštenih gasova biće jednake (kada se apsorbuju četiri zapremine CO 2 oslobađaju se četiri zapremine O 2 ).

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

Peroksidi se dobivaju kalciniranjem metala u zraku oslobođenom ugljičnog dioksida.

Kalijum hidroksidi

Kalijum hidroksid (ili kaustični kalijum) su tvrdi bijeli neprozirni, vrlo higroskopni kristali koji se tope na temperaturi od 360 °C. Kalijum hidroksid je alkalija. Dobro se otapa u vodi i oslobađa veliku količinu toplote. Rastvorljivost kalijum hidroksida na 20 °C u 100 g vode je 112 g.

Koristi kalijum

• Legura kalija i natrijuma, tečna na sobnoj temperaturi, koristi se kao rashladno sredstvo u zatvorenim sistemima, na primjer, u nuklearnim elektranama na brze neutrone. Osim toga, njegove tekuće legure sa rubidijumom i cezijem imaju široku primjenu. Legura sastava natrijum 12%, kalijum 47%, cezijum 41% ima rekordno nisku tačku topljenja od -78 °C.
• Jedinjenja kalija su najvažniji biogeni element i stoga se koriste kao gnojiva.
• Kalijeve soli imaju široku primjenu u galvanizaciji jer su, unatoč relativno visokoj cijeni, često topljivije od odgovarajućih natrijevih soli, te stoga osiguravaju intenzivan rad elektrolita pri povećanim gustoćama struje.

Važne veze

Ljubičasta boja plamena jona kalijuma u plamenu gorionika

• Kalijum bromid se koristi u medicini i kao sedativ za nervni sistem.
• Kalijum hidroksid (kaustična potaša) - koristi se u alkalnim baterijama i pri sušenju gasova.
• Kalijum karbonat (potaša) - koristi se kao đubrivo u proizvodnji stakla.
• Kalijum hlorid (silvin, "kalijumova so") - koristi se kao đubrivo.
• Kalijum nitrat (kalijev nitrat) je đubrivo, komponenta crnog praha.
• Kalijum perhlorat i hlorat (bertoletova so) se koriste u proizvodnji šibica, raketnog praha, rasvetnih punjenja, eksploziva i u galvanizaciji.
• Kalijum dihromat (hrom) je jako oksidaciono sredstvo, koristi se za pripremu „mešavine hroma” za pranje hemijskog suđa i u preradi kože (štavljenje). Također se koristi za pročišćavanje acetilena u biljkama acetilena od amonijaka, sumporovodika i fosfina.
• Kalijum permanganat je jako oksidaciono sredstvo, koristi se kao antiseptik u medicini i za laboratorijsku proizvodnju kiseonika.
• Natrijum kalij-tartrat (Rochelleova sol) kao piezoelektrik.
• Kalijum dihidrogen fosfat i dideuterofosfat u obliku monokristala u laserskoj tehnologiji.
• Kalijev peroksid i kalijev superoksid se koriste za regeneraciju zraka u podmornicama i u izolacijskim gas maskama (apsorbira ugljični dioksid za oslobađanje kisika).
• Kalijum fluoroborat je važan fluks za lemljenje čelika i obojenih metala.
• Kalijum cijanid se koristi za galvanizaciju (srebrenje, pozlatu), iskopavanje zlata i nitrougljičenje čelika.
• Kalijum se zajedno sa kalijum peroksidom koristi u termohemijskoj razgradnji vode na vodonik i kiseonik (kalijumski ciklus "Gaz de France", Francuska).

Biološka uloga

Kalijum je najvažniji biogeni element, posebno u biljnom svetu. Ako u tlu postoji nedostatak kalija, biljke se jako slabo razvijaju, prinos se smanjuje, pa se oko 90% ekstrahiranih kalijevih soli koristi kao gnojivo.

Kalijum u ljudskom organizmu

Kalijum se najviše nalazi u ćelijama, i do 40 puta više nego u međućelijskom prostoru. Kako ćelije funkcionišu, višak kalijuma napušta citoplazmu, tako da se za održavanje koncentracije mora pumpati nazad kroz natrijum-kalijumovu pumpu.

Kalijum i natrijum su funkcionalno povezani jedni s drugima i obavljaju sljedeće funkcije:

• Stvaranje uslova za nastanak membranskog potencijala i mišićnih kontrakcija.
• Održavanje osmotske koncentracije u krvi.
• Održavanje acido-bazne ravnoteže.
• Normalizacija ravnoteže vode.
• Osiguravanje membranskog transporta.
• Aktivacija raznih enzima.
• Normalizacija srčanog ritma.

Preporučena dnevna doza kalijuma je od 600 do 1700 miligrama za decu, a od 1800 do 5000 miligrama za odrasle. Potreba za kalijumom zavisi od ukupne telesne težine, fizičke aktivnosti, fiziološkog stanja i klime mesta stanovanja. Povraćanje, produženi proljev, obilno znojenje i upotreba diuretika povećavaju tjelesnu potrebu za kalijem.

Glavni izvori hrane su sušene kajsije, dinja, pasulj, kivi, krompir, avokado, banane, brokoli, džigerica, mleko, maslac od orašastih plodova, agrumi, grožđe. U ribi i mliječnim proizvodima ima puno kalija.

Apsorpcija se događa u tankom crijevu. Apsorpciju kalijuma olakšava vitamin B6, a komplikuje alkohol.

S nedostatkom kalija razvija se hipokalemija. Javljaju se poremećaji u radu srčanih i skeletnih mišića. Dugotrajni nedostatak kalija može uzrokovati akutnu neuralgiju.

Kalijum je elementarna tvar, metal, toliko aktivan da se u prirodi ne pojavljuje u obliku grumenova. Kalijum je uključen u minerale i morsku vodu, u organizme biljaka i životinja i zauzima 7. mesto po obilju. Od velikog je biogenog značaja, jer je neophodan za funkcionisanje živih ćelija.

Fizička i hemijska svojstva kalijuma

Kalijum je meka supstanca (može se rezati nožem), srebrnaste boje, svetla (lakša od vode), topiva. Gori ružičasto-ljubičastim plamenom.

Alkalijski metal koji aktivno reagira s kisikom, vodom, halogenima i razrijeđenim kiselinama; reakcije su često praćene eksplozijom. Ne reaguje sa azotom. Reaguje sa alkalijama i alkoholima.

Rad sa čistim kalijumom zahteva upotrebu zaštitne opreme, jer kontakt i sa najmanjim česticama na koži ili očima izaziva ozbiljne opekotine.

Kalijum treba čuvati u zatvorenim gvozdenim posudama ispod sloja supstanci koje sprečavaju kontakt sa vazduhom: mineralno ulje, silikon, dehidrirani kerozin.

Upotreba kalijuma i njegovih spojeva

U obliku čistog metala, tvar se koristi u ograničenom rasponu područja:
- od njega se prave elektrode u nekim izvorima struje;
- koristi se u elektronskim cijevima kao adsorbent plina koji održava vakuum; u fotoćelijama, u lampama i uređajima sa pražnjenjem u plinu, u termoelektronskim pretvaračima, u fotomultiplikatorima;
- za proizvodnju superoksida;
- pomoću izotopa kalijuma-40 izračunava se starost stijena;
- veštački izotop kalijum-42 se koristi kao radioaktivni tragač u medicini i biologiji;
- legura kalijuma i natrijuma - tečna supstanca u normalnim uslovima, koja se koristi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima. Koriste se i druge tečne legure kalijuma.

Razna jedinjenja kalijuma su mnogo traženija.
- U medicinskoj praksi koriste se kalijum hlorid, kalijum jodid, permanganat i kalijum bromid. Kalijum je obavezno uključen u kompleksne vitaminsko-mineralne preparate. Našem tijelu je potreban za funkciju mišića, uključujući srce; za održavanje uravnoteženog sastava krvi, vode i acidobazne ravnoteže.
- Lavovski deo kalijuma dobijenog u industriji (više od 90%) odlazi na proizvodnju kalijevih đubriva, koji su od vitalnog značaja za razvoj biljaka. U tu svrhu u poljoprivredi se koriste različite kalijeve soli. Najpopularnija je kalijumova so azotne kiseline, poznata kao kalijum nitrat, indijski ili kalijum nitrat.
- KOH (kalijum hidroksid) se koristi u baterijama za sušenje gasova.
- Potaš (kalijev karbonat) se koristi za proizvodnju potaš optičkog stakla, u proizvodnji đubriva, u procesima prečišćavanja gasova, sušenja i štavljenja kože.
- Kalijum peroksid i superoksid apsorbuju ugljen dioksid i oslobađaju kiseonik. Ovo svojstvo se koristi za regeneraciju kiseonika u gas maskama, rudnicima, podmornicama i svemirskim brodovima.
- Tkanine se izbjeljuju peroksidima.
- Jedinjenja kalijuma su deo raznih eksploziva i zapaljivih materija.
- Kalijum permanganat se koristi za laboratorijsku proizvodnju O2.
- Jedinjenja kalija se koriste u galvanizaciji i organskoj sintezi, u laserskoj tehnologiji i fotografiji, u proizvodnji acetilena i čelika i piezoelektronici. Koriste se za lemljenje obojenih metala i čelika, te za pranje hemijskog posuđa.

Kalijum jodid, kalijum nitrat, kalijum karbonat samo su mali deo jedinjenja kalijuma koje nudi naša prodavnica hemijskih reagensa. U Moskvi i moskovskoj regiji kupovina robe za laboratorije i proizvodnju od Prime Chemicals Group je zgodna i isplativa. Imamo odličnu uslugu, dostavu i mogućnost preuzimanja.

KALIJUM (lat. Kalium), K, hemijski element grupe I kratkog oblika (grupa 1 dugog oblika) periodnog sistema; atomski broj 19; atomska masa 39,0983; odnosi se na alkalne metale. Prirodni kalijum se sastoji od tri izotopa: 39 K (93,2581%), 40 K (0,0117%; slabo radioaktivan, T 1/2 1,277 10 9 godina, β-raspad do 40 Ca), 41 K (6,7302 %). Vještački su dobijeni radioizotopi sa masenim brojevima 32-54.

Istorijska referenca. Neka jedinjenja kalija su bila poznata u antičko doba, na primjer, kalijev karbonat K 2 CO 3 (tzv. biljna alkalija) izolovan je iz drvenog pepela i korišten u izradi sapuna. Metalni kalij je prvi dobio G. Davy 1807. godine elektrolizom vlažnog čvrstog KOH hidroksida i nazvan kalijumom (engleski kalijum od engleskog potash - naziv kalijum karbonata). Godine 1809. predloženo je ime "kalijum" (od arapskog al-kali - potaša). Naziv "kalijum" sačuvan je u Velikoj Britaniji, SAD, Francuskoj i drugim zemljama. U Rusiji se od 1840. godine koristi naziv „kalijum“, usvojen i u Nemačkoj, Austriji i skandinavskim zemljama.

Prevalencija u prirodi. Sadržaj kalijuma u zemljinoj kori iznosi 2,6% po težini. Kalijum se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom stanju. Kalij se nalazi u značajnim količinama u nefelinskim i leucitnim silikatima, feldspatovima (na primjer, ortoklas) i liskunima (na primjer, muskovit). Vlastiti minerali kalija - silvit, silvinit, karnalit, kainit, langbeinit K 2 SO 4 ∙2MgSO 4 formiraju velike akumulacije prirodnih kalijevih soli. Kao rezultat djelovanja vode i ugljičnog dioksida, kalij se pretvara u topiva jedinjenja koja se dijelom prenose u mora, a dijelom zadržavaju u tlu. Kalijumove soli se takođe nalaze u salamuri slanih jezera i podzemnih salamuri.

Svojstva. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma kalija je 4s 1; u spojevima pokazuje oksidacijsko stanje od +1; energije jonizacije K 0 →K + →K 2+ su 4,3407 odnosno 31,8196 eV; Paulingova elektronegativnost 0,82; atomski poluprečnik 220 pm, poluprečnik K+ jona 152 pm (koordinacioni broj 6).

Kalijum je srebrno-beli meki metal; kubična kristalna rešetka centrirana na tijelo; t topljenja 63,38 °C, t ključanja 759 °C, gustina 856 kg/m 3 (20 °C); toplotni kapacitet 29,60 J/(mol K) na 298 K.

Kalijum se može presovati i valjati, lako seći nožem i zadržava plastičnost na niskim temperaturama; Tvrdoća po Brinellu 0,4 MPa.

Kalijum je metal visoke hemijske aktivnosti (kalijum se skladišti ispod sloja benzina, kerozina ili mineralnog ulja). U normalnim uvjetima, kalij stupa u interakciju s kisikom (K 2 O oksid, K 2 O 2 peroksid, nastaje superoksid KO 2 - glavni proizvod), halogenima (odgovarajući kalijevi halogenidi), kada se zagrije - sa sumporom (K 2 S sulfid), selen (selenid K 2 Se), telur (K 2 Te telurid), sa fosforom u atmosferi azota (fosfidi K 3 P i K 2 P5), ugljenik (slojevita jedinjenja sastava KS 8 - KS 60), vodonik (KN hidrid). Kalijum stupa u interakciju sa dušikom samo kada je izložen električnom pražnjenju (KN 3 azid i K 3 N nitrid nastaju u malim količinama). Kalijum reaguje sa nekim metalima, formirajući intermetalna jedinjenja ili čvrste rastvore (legure kalijuma). Legure sa natrijumom, koje se odlikuju visokom hemijskom aktivnošću, imaju najveći praktični značaj; dobiveno legiranjem metala u inertnoj atmosferi ili djelovanjem metalnog natrijuma na KOH hidroksid ili KCl hlorid.

Metalni kalij je jako redukciono sredstvo: snažno reaguje (u normalnim uslovima sa eksplozijom i paljenjem metala) sa vodom (nastaje kalijum hidroksid KOH), burno reaguje (ponekad i eksplozijom) sa kiselinama (formiraju se odgovarajuće soli, tj. na primer kalijum dihromat, kalijum nitrat, kalijum permanganat, kalijum fosfati, kalijum cijanid), redukuje okside B, Si, Al, Ag, Bi, Co, Cr, Cu, Hg, Ni, Pb, Sn, Ti u elemente; sulfati, sulfiti, nitrati, nitriti, karbonati i fosfati drugih metala - do oksida odgovarajućih metala. Metalni kalij se polako otapa u tekućem amonijaku i formira tamnoplavi rastvor metalne provodljivosti; otopljeni metal postepeno reaguje sa amonijakom i formira amid: 2K + 2NH 3 = 2KNH 2 + H 2. Kalijum stupa u interakciju sa raznim organskim jedinjenjima: alkoholi (nastaju alkoholi, na primer etil C 2 H 5 OK), acetilen (acetilenidi KS≡CH i KS≡SK), alkil halogenidi (kalijum alkili, na primer etil kalij C 2 H 5 K) i aril halogenidi (kalijev aril, na primjer fenil kalij C 6 H 5 K). Metalni kalij inicira reakcije polimerizacije alkena i diena. Sa policikličkim ligandima N- i O-donora (kraun eteri, kriptandi i drugi jonofori), kalij formira kompleksna jedinjenja.

Prilikom rada s kalijem potrebno je uzeti u obzir njegovu visoku reaktivnost, uključujući sposobnost paljenja u kontaktu s vodom. Iz sigurnosnih razloga morate koristiti gumene rukavice, zaštitne naočale ili masku. Velike količine kalijuma treba raditi u posebnim komorama u inertnoj atmosferi (argon, azot). Za gašenje zapaljenog kalija upotrijebite kuhinjsku sol NaCl ili soda pepela Na 2 CO 3.

Biološka uloga. Kalijum je biogeni element. Dnevna ljudska potreba za kalijumom je oko 2 g. U živim organizmima joni kalija igraju važnu ulogu u procesima regulacije metabolizma, posebno u transportu jona kroz ćelijske membrane (vidi, na primjer, članak Jonske pumpe).

Potvrda. U industriji se kalijum dobija redukcijom rastopljenog KOH hidroksida ili KCl hlorida metalnim natrijumom u koloni protiv struje, nakon čega sledi kondenzacija para kalijuma. Obećavajuće su vakuumsko-termalne metode za proizvodnju kalijuma koje se zasnivaju na redukciji KCl hlorida kada se zagrevaju sa mešavinom aluminijuma ili silicijuma sa kalcijum oksidom (6Kl + 2Al + 4CaO = 6K + 3CaCl 2 + CaO Al 2 O 3 ili 4Kl + Si + 4CaO = 4K + 2CaCl 2 + 2CaO∙SiO 2), kao i metoda zasnovana na proizvodnji legure kalija sa olovom elektrolizom K 2 CO 3 karbonata ili KCl hlorida sa rastopljenom olovnom katodom i naknadnom destilacijom legura kalijuma. Obim globalne proizvodnje kalijuma je oko 28 tona godišnje (2004).

Aplikacija. Metalni kalij je materijal za elektrode u hemijskim izvorima energije, katalizator u procesima proizvodnje sintetičke gume. Široko se koriste različita jedinjenja kalijuma: peroksid K 2 O 2 i superperoksid KO 2 - komponente sastava za regeneraciju kiseonika (u podmornicama, svemirskim letelicama i drugim zatvorenim prostorima), KN hidrid - redukciono sredstvo u hemijskoj sintezi, legura kalijuma sa natrijumom (10-60% Na po masi, tečnost na sobnoj temperaturi) - rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima, redukciono sredstvo u proizvodnji titana, reagens za prečišćavanje gasova od kiseonika i vodene pare; Kalijumove soli se koriste kao kalijumova đubriva i komponente deterdženata. Kompleksi kalijuma sa jonoforima su modeli za proučavanje transporta jona kalijuma kroz ćelijske membrane. Radioizotop 42 K (T 1/2 12,36 h) koristi se kao radioaktivni indikator u hemiji, medicini i biologiji.

Lit.: Natrijum i kalijum. L., 1959; Stepin B. D., Tsvetkov A. A. Neorganska hemija. M., 1994; Neorganska hemija: hemija elemenata / Uredio Yu. D. Tretyakov. M., 2004. T. 2.