Калій (К) – це п’ятий за поширеністю в природі метал. Він розташований в 1 групі періодичної системи хімічних елементів (ПСХЭ), тому належить до лужних металів і при змішуванні з водою утворює розчинні гідроксиди. У вигляді простої речовини елемент має сріблясто-білий колір, іноді з фіолетовим відтінком. За характеристиками він м’який і низкоплавкий. Отримання калію можливо з його гідриду, гідроксиду, хлориду, хромату або дихромата.
Загальна характеристика
При перетворенні калію в пар синьо-зеленого кольору він розкладається на атоми, до яких додається невелика кількість молекул К2. Розчинити метал можна в рідкому аміаку з отриманням стандартного темно-синього розчину або в розплаві їдкого калі.
Калій має високу реакційну здатність, володіє сильними відновними властивостями (його зовнішня електронна оболонка знаходиться на великій відстані від ядра, а в таблиці електронегативності він займає другу позицію після цезію), реагує не тільки з розведеними кислотами, неметалами, нітритом водню і дигидросульфидом, але і з киснем повітря і водою. В останньому випадку виділяється водень швидко запалюється.
Зі ртуттю елемент перетворюється на сплав – амальгаму. З натрієм, талієм, оловом, свинцем і вісмутом у калію утворюються інтерметаліди, які мають високу твердість і хімічну стійкість. Хімічне з’єднання декількох металів плавиться при більш високій температурі, ніж кожен з утворюючих його компонентів, але має меншу пластичність у порівнянні з ними.
Однак є речовини, з якими елемент практично не вступає в реакцію, наприклад, до таких відноситься азот. Це одна з характерних особливостей калію від інших лужних металів, в першу чергу, літію та натрію. Крім того, він не сплавляється з літієм, магнієм, цинком, кадмієм, алюмінієм і галієм.
Калій добре зберігається під шаром бензину і гасу. Визначити його можна за забарвленням полум’я пальника в фіолетовий колір.
Застосування
Калій відіграє важливу біологічну роль в організмі людини і розвитку рослин. Крім того, він широко використовується в повсякденному житті. Так, в комплексі з азотом і фосфором він є незамінним добривом для культурних рослин, що дозволяє підвищити їх врожайність, вегетативну масу і стійкість до шкідників.
Сплав металу з натрієм використовується для передачі теплової енергії в замкнутих системах, а якщо до цього з’єднанню додати цезій, вийде склад з рекордно низькою температурою плавлення (мінус 78 градусів Цельсія).
Для того щоб використовувати всі ці корисні і важливі сполуки, потрібно знати реакції отримання калію з його сполук.
Одержання металу
Неорганічне з’єднання білого кольору, гідрид калію, що утворюється з розплавленого металу, але воно нестабільно і при температурі 400 градусів Цельсія у вакуумі розпадається на складові по наступній реакції:
- 2КН = 2К + Н2.
Гідроксид калію утворюється з відповідного хлориду. Він широко застосовується у виробництві рідких мил і для отримання калію і його сполук. Для цього потрібно провести електроліз, тобто пропустити через розчин струм. В результаті на аноді утворюється кисень, а на катоді калій:
- 4КОН = 4К + О2 + 2Н2О.
З хлориду можна отримувати не тільки гідроксид, але і метал у чистому вигляді. Для цього також потрібно реакція електролізу розчину:
- 2KCl = 2К + Cl2.
На відміну від попереднього способу отримання калію, в цьому можна використовувати вихідна речовина не тільки в рідкому стані, але і у вигляді розплаву, але в цьому випадку відбуваються два паралельні реакції:
- 2KCl + 2Н2О = Н2 + Cl2 + 2КОН;
- 2KCl = 2К + Cl2.
Катод, на якому буде утворюватися калій, повинен бути ртутним.
Отримання вихідних речовин
Іноді застосовуються хромат або дихромат калію. Безпосередньо метал з них не отримати, але можна перетворити їх в гідроксиди або хлориди, які згодом піддати електролізу з наведених вище реакцій. Отримання гідроксиду калію хромату відбувається так:
- 2K2CrO4 + 2Н2О + 3Н2Ѕ = 2Cr(ВІН)3 + 3S + 4КОН.
Щоб процес пройшов успішно, сірка і гідроксид хрому випали в осад, потрібно брати гарячу воду. Подібну реакцію також можна провести з допомогою дихромата. Вона протікає аналогічним чином, відмінність спостерігається лише в значеннях стехіометричних коефіцієнтів:
- К2Сг2О7 + Н2О + 3Н2Ѕ = 2Cr(ВІН)3 + 3S + 2КОН.
При нагріванні дихромата до 500 градусів Цельсія гідроксид можна отримати іншим способом:
- К2Сг2О7 + 3Н2 = Сг2О3 + 2КОН + 2Н2О.
Є й інші способи отримання гідроксиду. Наприклад, з допомогою реакції між поташем і насиченим розчином гашеного вапна.
Для отримання хлориду калію хромату реакції проводяться таким чином:
- 2К2СгО4 + 2HCl = К2Сг2О7 + 2KCl + Н2О.
Соляна кислота береться в розбавленому вигляді. Отримання калію хлору супроводжується виділенням дихромата і води.
Перетворити дихромат в хлорид трохи більш складно, для цього знадобиться етиловий спирт і кип’ятіння:
- К2Сг2О7 + 8HCl + 2С2Н5ОН = 2CrCl3 + 3СН3С(Н) + 7Н2О + 2KCl.
Отримання калію хлору також можливе з поташу при взаємодії з розбавленою соляною кислотою і з сульфату при реакціях з галогенідів барію.
Гідроксид і хлорид легко перетворюються один в одного за допомогою електролізу або при додаванні відповідного галогеніду.
Отримання похідних
Отримання солей калію грає не менш важливу роль, ніж освіта чистого металу. Незважаючи на високу вартість, вони використовуються в гальванотехніці, так як забезпечують інтенсивну роботу електролітів при підвищеній щільності струму. Це досягається за рахунок високої розчинності.
Нітрат калію
Велике значення має отримання нітрату калію (KNO3). Ця біла сіль, звана індійської селітрою, практично не токсична для живих організмів. Застосовується і в мирних цілях у якості добрива, і у військових як компонент вибухових і горючих речовин. Крім того, отримання нітрату калію потрібно для знебарвлення і поліпшення міцнісних характеристик кришталевих стекол, що широко використовується у вакуумній електропромисловості та оптичному скловарінні. У металургії корисні її окислювальні властивості відносно нікелевих та інших руд. А в харчовій промисловості сіль виступає в якості консерванту.
Для отримання розчину нітрату калію можна скористатися наступними речовинами:
- надпероксидом металу при додаванні до нього оксиду азоту (IV) і нагріванні до 70 градусів Цельсія;
- гідроксидом і розведеною азотною кислотою;
- гідроксидом в холодному стані і сумішшю оксидів азоту (II) і (IV);
- гарячим гідроксидом, оксидом азоту (IV) і киснем;
- гарячим розведеним нітритом калію і киснем (реакція вимагає часу);
- нітритом калію і гарячої перекисом водню в розбавленій сірчаній кислоті в якості каталізатора (кислоти можна замінити бромом, але він вступить в реакцію з утворенням бромоводорода).
Отримане з’єднання плавиться без розкладання, стійкий на повітрі, розчиняється у воді без гідролізу, володіє сильними окисними властивостями, відновлюється тільки атомним воднем.
Сульфат калію
Сіль, відома ще з XIV століття, отримала назву сульфату калію (K2SO4) лише у XVII. Вона присутня у водах солоних озер та родовища неметалічних мінеральних ресурсів, але можливо отримання сульфату калію в процесі синтезу наступних речовин:
- надпероксида калію і сірки при 130-140 градусах Цельсія (замість сірки можна використовувати її оксид (IV), тоді буде достатньо температури на 100 градусів);
- гідроксиду калію і розведеної сірчаної кислоти;
- гідросульфату калію (розкладанням при 240 градусах);
- гідросульфату калію і концентрованого каустичної поташу або хлориду цього ж металу;
- хлориду калію і концентрованої сірчаної кислоти при кип’ятінні;
- сульфіду калію і кисню при температурі вище 500 градусів;
- розкладанням дисульфата калію при температурі вище 440 градусів і використанні оксиду сірки (IV) і кисню в якості каталізаторів.
Інша назва одержуваного речовини – арканит. Воно має білий колір, стійке до температурного впливу, але легко розчиняється у воді без кристалогідратів. Для нього характерно участь в обмінних реакціях, відновлення воднем і вуглецем.
На практиці воно активно використовується в сільському господарстві як безхлорне добриво для бідних калієм ґрунтів. Особливо важливий арканит для культур, чутливих до хлору або споживають багато сірки. Урожай, вирощений з його застосуванням, містить більшу кількість цукру і вітамінів, ніж той, який не удобрялся. Також добриво використовують для квітів, що вирощуються і на відкритому повітрі, і в тепличних умовах.
Інше застосування арканита – компонент при виробництві скла, квасцов, металургійних плавнів. Він виступає і в якості харчової добавки, але саме по собі речовину складно назвати безпечним: воно подразнює очі, шкіру, шлунково-кишковий тракт, дихальні шляхи і призводить до отруєння при тривалому контакті з різними частинами тіла і організму.
Карбонат калію
Поташ або вуглекислий калій (К2СО3) був відомий ще в давнину і зберігав важливе промислове значення аж до ХХ століття. Одержання карбонату калію відбувалося шляхом вилуговування з рослинної золи і подальшим очищенням продукту. В основному виробництво локалізувалося в лісистій місцевості Європи, Росії та Північної Америки.
Зараз відомо більше реакцій, у результаті яких утворюється карбонат. Зазвичай використовуються такі речовини:
- надпероксід калію і графіт при невеликому нагріванні до 30 градусів (замість графіту може бути використаний чадний газ з нагріванням до 50 градусів);
- концентрований гідроксид калію і вуглекислий газ;
- розкладання гідрокарбонату калію при температурі від 100 до 400 градусів;
- гідрокарбонат і концентрований гідроксид калію;
- сульфат калію, гідроксид кальцію і чадний газ при температурі 200 градусів під тиском, з подальшим синтезом отриманого продукту ДО(НСОО) з киснем при 700 градусах.
Одержуване біла речовина плавиться без розкладання, у воді сильно гідролізується по аніону, створює сильнолужну середу, реагує з кислотами, неметалами та їх оксидами, а також вступає в реакцію обміну.
Речовина малотоксичное і використовується для виробництва рідкого мила, пігментів, скла, сполук калію. Застосовується у фарбуванні, вирощуванні сільськогосподарських культур, прояві фотографій. Крім того, є популярною добавкою, зменшує температуру замерзання бетону, поглиначем сірководню, зневоднюються агентом, харчовою добавкою.
Перманганат калію
Червоно-фіолетова, майже чорна марганцівка відома всім, так як її можна побачити практично в кожному будинку. Хоча останнім часом існують невеликі обмеження на купівлю речовини з-за того, що його визнали прекурсором. Отримання перманганату калію (KMnO4) можливо кількома способами, наприклад, взаємодією сульфату марганцю (II) з водою і киснем з дитионата калію. Після деякого часу при наявності нітрату срібла в якості каталізатора з цієї суміші вийде перманганат і сульфат калію, а також сірчана кислота.
Ще більше способів припускає використання манганата калію, до нього можна додавати наступні речовини:
- воду (реакція вимагає витрат часу);
- розведену соляну кислоту;
- вуглекислий газ;
- хлор.
Крім того, манганат можна піддавати електролізу з утворенням перманганату на аноді (на катоді буде водень).
Застосування отриманого речовини широке. Завдяки окислюється здібності воно забезпечує антисептичну дію. У медицині він застосовується для полоскання горла при запальних захворюваннях його слизової, промивання ран, обробки опіків та інфікованих ран, лікування виразок, а також як блювотний засіб при отруєннях алкалоїдами.
Протипоказанням є гіперчутливість, але передозування може призвести до летального результату навіть у здорової людини смертельна доза для середньої людини складає всього 20-30 р.
При використанні перманганату потрібно дотримуватися заходів обережності, так, речовина запалюється при змішуванні з органічними і легкозаймистими сполуками, активними металами і неметалами. При додатковому нагріванні можливий вибух.
Гідроксид калію
Крім солей, велике значення має гідроксид калію. Ця речовина відноситься до лугів, тобто речовин, розчини і розплави яких можуть проводити електричний струм.
Тривіальне назва цього з’єднання – каустичний поташ. Виглядає воно як біла гігроскопічна речовина. До його властивостей відносяться плавлення і кипіння без розкладання, хороша розчинність у воді з утворенням дуже лужний середовища, нейтралізація кислотами, реакційна здатність стосовно металів і неметалів, їх оксидів та гідроксидів. З повітря гідроксид калію активно поглинає воду і вуглекислий газ.
Як отримання калію можливо з лугу, так і гідроксид можна отримати з металу. Для цього потрібно лише додати до нього воду в чистому вигляді або в поєднанні з киснем. Крім того, можна отримувати луг з карбонату і насиченого гідроксиду кальцію або електролізом хлориду. Останній спосіб активно використовується в промисловому виробництві.
Речовина небезпечно, може припекти шкіру або слизові, руйнує всі матеріали органічного походження. Працювати з ним можна, лише надійно захистивши шкірні покриви рукавичками, а очі окулярами.
Незважаючи на небезпеку, луг має широке застосування у фотографії, нафтопереробці, харчовому, паперовому та металургійному виробництві, а також як лужний елемент живлення, нейтралізатор кислот, каталізатор, газоочисникам, регулятор водневого показника, електроліт, компонент миючих засобів, бурових розчинів, барвників, добрив, калійних органічних і неорганічних речовин, пестицидів, фармацевтичних препаратів для лікування бородавок, мила, синтетичного каучуку.
Таким чином, отримання калію і сполук на його основі, в першу чергу, солей і гідроксиду, має велике значення для промисловості і широке застосування в побуті. Головне, пам’ятати про техніку безпеки при роботі з цим лужним металом і обережно застосовувати матеріали, в яких він використовується. Завдяки цьому можна буде уникнути тих його властивостей, які є небезпечними.
