Калият (K) е петият най-разпространен метал в природата. Намира се в група 1 на Периодичната таблица на химичните елементи (PSCE), поради което принадлежи към алкалните метали и при смесване с вода образува разтворими хидроксиди. Под формата на просто вещество елементът има сребристо-бял цвят, понякога с виолетов оттенък. Според характеристиките си е мека и слабо топяща се. Калият може да се получи от неговия хидрид, хидроксид, хлорид, хромат или дихромат.
Общи характеристики
Когато калият се превръща в синьо-зелена пара, той се разлага на K атоми, към които се смесват малко количество от K2 молекули. Можете да разтворите метала в течен амоняк, за да получите стандартен тъмносин разтвор или в стопилка на каустик поташ.
Калият е силно реактивен, има силни редукционни свойства (външната му електронна обвивка е на голямо разстояние от ядрото и в таблицата на електроотрицателността заема втора позиция след цезия), реагира не само сразредени киселини, неметали, водороден нитрит и дихидросулфид, но също и с атмосферен кислород и вода. В последния случай освободеният водород бързо се запалва.
С живака елементът се превръща в сплав - амалгама. С натрий, талий, калай, олово и бисмут калият образува интерметални съединения с висока твърдост и химическа устойчивост. Химично съединение от няколко метала се топи при по-висока температура от всяка от съставните му части, но има по-малко пластичност от тях.
Въпреки това, има вещества, с които елементът практически не реагира, например, те включват азот. Това е една от отличителните черти на калия от други алкални метали, предимно литий и натрий. Освен това не се легира с литий, магнезий, цинк, кадмий, алуминий и галий.
Калият е добре запазен под слой от бензин и керосин. Можете да го определите, като оцветите пламъка на горелката в лилаво.
Заявление
Калият играе важна биологична роля в човешкото тяло и развитието на растенията. Освен това се използва широко в ежедневието. Така че, в комбинация с азот и фосфор, той е незаменим тор за култивирани растения, който позволява да се повиши добива, вегетативната им маса и устойчивост на вредители.
Сплав от метал с натрий се използва за пренос на топлинна енергия в затворени системи и ако добавите цезий към това съединение, получавате състав с рекордно ниска точка на топене (минус78 градуса по Целзий).
За да използвате всички тези полезни и важни съединения, трябва да знаете реакциите на получаване на калий от неговите съединения.
Получаване на метал
Бяло неорганично съединение, калиев хидрид, се образува от разтопен метал, но е нестабилно и при температура от 400 градуса по Целзий във вакуум се разлага на компоненти според следната реакция:
2KN=2K + N2.
Калиевият хидроксид се образува от съответния хлорид. Намира широко приложение в производството на течни сапуни и за производството на калий и неговите съединения. За да направите това, трябва да извършите електролиза, тоест да пропуснете ток през разтвора. В резултат на това се образува кислород на анода и калий на катода:
4KON=4K + O2 + 2H2O.
От хлорид е възможно да се получи не само хидроксид, но и чист метал. Това също ще изисква реакция на електролиза на разтвор:
2KCl=2K + Cl2.
За разлика от предишния метод за получаване на калий, това може да използва изходния материал не само в течно състояние, но и под формата на стопилка, но в този случай възникват две паралелни реакции:
- 2KCl + 2H2O=H2 + Cl2 + 2KO;
- 2KCl=2K + Cl2.
Катодът, върху който ще се образува калий, трябва да е живак.
Получаване на изходни материали
Понякога се използва калиев хромат или бихромат. Не можете да получите метал директно от тях, но можетепревръщат ги в хидроксиди или хлориди, които впоследствие се подлагат на електролиза съгласно горните реакции. Получаването на калиев хидроксид от хромат е както следва:
2K2CrO4 + 2H2O + 3H 2S=2Cr(OH)3 + 3S + 4CON.
За да е успешен процесът, утаяват се сяра и хромов хидроксид, трябва да вземете гореща вода. Подобна реакция може също да се проведе с помощта на бихромат. Протича по подобен начин, разликата се наблюдава само в стойностите на стехиометричните коефициенти:
K2Cr2O7 + H2 O + 3H2S=2Cr(OH)3 + 3S + 2CON.
Когато дихроматът се нагрява до 500 градуса по Целзий, хидроксидът може да се получи по друг начин:
K2Cr2O7 + 3N2 =Cr2O3 + 2KON + 2H2O.
Има и други начини за получаване на хидроксид. Например, като се използва реакцията между поташ и наситен разтвор на гасена вар.
За да се получи калиев хлорид от хромат, реакциите се извършват, както следва:
2K2CrO4 + 2HCl=K2Cr 2O7 + 2KCl + H2O.
Солната киселина се приема разредена. Производството на калиев хлорид е придружено от отделяне на бихромат и вода.
Превръщането на дихромата в хлорид е малко по-трудно, изисква се етилов алкохол и кипене:
K2Cr2O7 + 8HCl +2C2H5OH=2CrCl3 + 3CH3 С(Н)О + 7Н2О + 2KCl.
Получаването на калиев хлорид е възможно и от поташ при взаимодействие с разредена солна киселина и от сулфат при взаимодействие с бариев халид.
Хидроксидът и хлоридът лесно се превръщат един в друг чрез електролиза или чрез добавяне на подходящ халогенид.
Извлечение
Получаването на калиеви соли играе не по-малко важна роля от образуването на чист метал. Въпреки високата цена, те се използват в галваничното покритие, тъй като осигуряват интензивна работа на електролитите при повишена плътност на тока. Това се постига чрез висока разтворимост.
Калиев нитрат
Производството на калиев нитрат (KNO3) е от голямо значение. Тази бяла сол, наречена индийска селитра, е практически нетоксична за живите организми. Използва се както за мирни цели като тор, така и във военните като компонент на експлозиви и горими вещества. Освен това приготвянето на калиев нитрат е необходимо за обезцветяване и подобряване на якостните характеристики на кристалните стъкла, който се използва широко във вакуумната електроиндустрия и оптичното стъкло. В металургията неговите окисляващи свойства са полезни по отношение на никел и други руди. А в хранително-вкусовата промишленост солта действа като консервант.
За да получите разтвор на калиев нитрат, можете да използвате следните вещества:
- надметален пероксид, когато към него се добави азотен оксид (IV) и се нагрява до 70 градуса по Целзий;
- хидроксид иразредена азотна киселина;
- студен хидроксид и смес от азотни оксиди (II) и (IV);
- горещ хидроксид, азотен оксид (IV) и кислород;
- горещ разреден калиев нитрит и кислород (реакцията отнема време);
- калиев нитрит и горещ водороден прекис в разредена сярна киселина като катализатор (киселината може да бъде заменена с бром, но ще реагира, за да образува бромоводород).
Полученото съединение се топи без разлагане, стабилно на въздух, разтваря се във вода без хидролиза, има силни окислителни свойства, редуцира се само с атомен водород.
Калиев сулфат
Солта, известна от 14-ти век, се нарича калиев сулфат (K2SO4) едва през 17-ти век. Той присъства във водите на солени езера и находища на неметални минерални ресурси, но е възможно да се получи калиев сулфат в процеса на синтез на следните вещества:
- калий и серен супероксид при 130-140 градуса по Целзий (вместо сяра можете да използвате неговия оксид (IV), тогава температура от 100 градуса ще бъде достатъчна);
- калиев хидроксид и разредена сярна киселина;
- калиев хидроген сулфат (разлагане при 240 градуса);
- калиев хидрогенсулфат и концентриран каустик поташ или хлорид от същия метал;
- калиев хлорид и концентрирана сярна киселина при варене;
- калиев сулфид и кислород над 500 градуса;
- разлагане на калиев дисулфат при температури над 440 градуса и използванесерен оксид (IV) и кислород като катализатори.
Друго име на полученото вещество е арканит. Той е бял на цвят, устойчив на температурни въздействия, но лесно разтворим във вода без кристални хидрати. Характеризира се с участие в обменни реакции, редукция с водород и въглерод.
На практика се използва активно в селското стопанство като безхлорен тор за бедни на калий почви. Арканитът е особено важен за култури, чувствителни към хлор или консумиращи много сяра. Реколта, отгледана с нейното използване, съдържа повече захар и витамини от тази, която не е наторена. Също така, торът се използва за цветя, отглеждани както на открито, така и в оранжерийни условия.
Друга употреба на арканит е компонент в производството на стъкло, стипца, металургични флюси. Действа и като хранителна добавка, но самото вещество трудно може да се нарече безопасно: дразни очите, кожата, стомашно-чревния тракт, дихателните пътища и води до отравяне при продължителен контакт с различни части на тялото и тялото.
Калиев карбонат
Поташ или калиев карбонат (K2CO3) е бил известен в древността и е запазил важното си индустриално значение до 20-ти век. Калиев карбонат се получава чрез излугване от растителна пепел и последващо пречистване на продукта. По принцип производството беше локализирано в гористите райони на Европа, Русия и Северна Америка.
Сега са известни повече реакции, вкоето води до карбонат. Обикновено се използват следните вещества:
- калиев супероксид и графит с леко нагряване до 30 градуса (въглероден окис може да се използва вместо графит при нагряване до 50 градуса);
- концентриран калиев хидроксид и въглероден диоксид;
- разлагане на калиев бикарбонат при температура от 100 до 400 градуса;
- бикарбонат и концентриран калиев хидроксид;
- калиев сулфат, калциев хидроксид и въглероден оксид при температура 200 градуса и под налягане, последвано от синтеза на получения продукт K(HCOO) с кислород при 700 градуса.
Полученото бяло вещество се топи без разлагане, силно хидролизира анионите във вода, създава силно алкална среда, реагира с киселини, неметали и техните оксиди, а също така влиза в обменни реакции.
Веществото е нискотоксично и се използва за производство на течен сапун, пигменти, стъкло, калиеви съединения. Използва се при боядисване, отглеждане на култури, проявяване на снимки. В допълнение, това е популярен редуктор на точката на замръзване на бетона, уловител на сероводород, дехидратиращ агент, хранителна добавка.
Калиев перманганат
Червено-виолетов, почти черен калиев перманганат е познат на всички, тъй като може да се види в почти всеки дом. Въпреки че наскоро имаше леки ограничения за закупуването на веществото поради факта, че то беше признато за прекурсор. Получаването на калиев перманганат (KMnO4) е възможно по няколко начина, например чрез взаимодействието на сулфатманган (II) с вода и кислород от калиев дитионат. След известно време, с присъствието на сребърен нитрат като катализатор, тази смес ще произведе перманганат и калиев сулфат, както и сярна киселина.
Още повече начини включват използването на калиев манганат, можете да добавите към него следните вещества:
- вода (реакцията отнема време);
- разредена солна киселина;
- въглероден диоксид;
- хлор.
Също така, манганатът може да бъде електролизиран за образуване на перманганат на анода (ще има водород на катода).
Употребата на полученото вещество е широка. Поради своята окислителна способност осигурява антисептичен ефект. В медицината се използва за гаргара при възпалителни заболявания на лигавицата му, промиване на рани, лечение на изгаряния и инфектирани рани, лечение на язви, а също и като повръщане при отравяне с алкалоиди.
Противопоказание е свръхчувствителност, но предозирането може да бъде фатално дори при здрав човек, смъртоносната доза за средния човек е само 20-30g.
При използване на перманганат трябва да се вземат предпазни мерки, така че веществото да се запали при смесване с органични и запалими съединения, активни метали и неметали. Допълнителното нагряване може да причини експлозия.
Калиев хидроксид
Освен солите, голямо значение е калиевият хидроксид. Тогава това вещество принадлежи към алкалиима вещества, чиито разтвори и стопилки могат да провеждат електрически ток.
Тривиалното име за това съединение е каустичен поташ. Изглежда като бяло хигроскопично вещество. Неговите свойства включват топене и кипене без разлагане, добра разтворимост във вода с образуване на силно алкална среда, неутрализиране с киселини, реактивност към метали и неметали, техните оксиди и хидроксиди. Калиевият хидроксид активно абсорбира вода и въглероден диоксид от въздуха.
Както калият може да се получи от алкали, така и хидроксидът може да се получи от метал. За да направите това, трябва само да добавите вода към него в чиста форма или в комбинация с кислород. В допълнение, алкали могат да бъдат получени от карбонат и наситен калциев хидроксид или чрез електролиза на хлорид. Последният метод се използва активно в промишленото производство.
Веществото е опасно, може да изгори кожата или лигавиците, унищожава всички материали от органичен произход. Можете да работите с него само като надеждно защитавате кожата с ръкавици, а очите с очила.
Въпреки опасността, алкалите се използват широко във фотографията, рафинирането на петрол, храните, хартията и металургията, както и алкални батерии, киселинни неутрализатори, катализатори, газоочистители, pH регулатори, електролит, детергентни компоненти, разтвори за пробиване, багрила, торове, калиеви органични и неорганични вещества, пестициди, фармацевтични препарати за лечение на брадавици, сапуни, синтетичен каучук.
По този начин производството на калий и съединения на негова основа, предимно соли и хидроксид, е от голямо значение за индустрията и широкото приложение в ежедневието. Основното нещо е да запомните предпазните мерки при работа с този алкален метал и внимателно да прилагате материалите, в които се използва. Благодарение на това ще бъде възможно да се избегнат онези свойства, които са опасни.
