Серебристо белый металл бурно реагирующий с водой при комнатной температуре

Обновлено: 23.01.2025

На́трий (лат. Natrium, от арабского натрун, греческого nitron — природная сода), Na (читается «натрий»), химический элемент с атомным номером 11, атомной массой 22, 98977. В природе встречается один стабильный изотоп 23 Na. Принадлежит к числу щелочных металлов. Расположен в третьем периоде в группе IА в периодической системе элементов. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s 1 . Степень окисления +1 (валентность I).

Рaдиус атома 0, 192 нм, радиус иона Na + 0, 116 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации 5, 139 и 47, 304 эВ. Электроотрицательность по Полингу 1, 00.

Историческая справка

Поваренная соль (хлорид натрия NaCl), едкая щелочь (гидроксид натрия NaOH) и сода (карбонат натрия Na₂CO₃) находили применение еще в Древней Греции.

Нахождение в природе

Получение

Na получают электролизом расплава хлорида натрия NaCl, с добавлением NаСl₂, КСl и NaF для снижения температуры плавления электролита до 600°C. Аноды изготовлены из графита, катоды — из меди или железа. Электролиз расплава проводят в стальном электролизере с диафрагмой. Параллельно с Na электролизом получают Cl₂:

Физические и химические свойства

Na мягок, легко режется ножом, поддается прессованию и прокатке. Выше -222°C устойчива кубическая модификация, а = 0, 4291 нм. Ниже — гексагональная модификация. Плотность 0, 96842 кг/дм 3 . Тaмпература плавления 97, 86°C, кипения 883, 15°C. Пары натрия состоят из Na и Na₂.

Na химически очень активен. При комнатной температуре взаимодействует с O₂ воздуха, парами воды и CO₂ с образованием рыхлой корки. При сгорании Na в кислороде образуются пероксид Na₂О₂ и оксид Na₂O:

При нагревании на воздухе Na сгорает желтым пламенем, в желтый цвет окрашивают пламя и многие соли натрия. Натрий бурно реагирует с водой и разбавленными кислотами:

При взаимодействии Na и спирта выделяется H₂ и образуется алкоголят натрия. Например, взаимодействуя с этанолом С₂Н₅ОН, Na образует этанолят натрия С₂Н₅ОNa:

Натрий самовоспламеняется в атмосфере фтора или хлора, с иодом реагирует при нагревании. При перетирании в ступке Na реагирует с S с образованием сульфидов переменного состава. С N₂ реакция протекает в электрическом разряде, образуются нитрид натрия Nа₃N или азид NaN₃. Na реагирует с жидким аммиаком с образованием голубых растворов, где Na присутствует в виде ионов Na + .

Оксид натрия Na₂O проявляет ярко выраженные основные свойства, легко реагирует с водой с образованием сильного основания — гидроксида натрия NaОН:

Гидроксид натрия — очень сильное основание, щелочь, хорошо растворим в воде (в 100 г воды при 20 °C растворяется 108 г NaOH). NaОН взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами:

В промышленности гидроксид натрия NaOH получают электролизом водных растворов NaCl или Na₂CO₃ c применением ионообменных мембран и диафрагм:

Попадание твердого NaOH или капель его раствора на кожу вызывает тяжелые ожоги. Водные растворы NaOH при хранении разрушают стекло, расплавы — фарфор.

Карбонат натрия Na₂CO₃ получают насыщением водного раствора NaCl аммиаком и CO₂. Рaстворимость образующегося гидрокарбоната натрия NaHCO₃ менее 10 г в 100 г воды при 20°C, основная часть NaHCO₃ выпадает в осадок:

Применение

Нaтрий применяется как восстановитель активных металлов, его расплав в смеси с калием является теплоносителем в ядерных реакторах, так как он плохо поглощает нейтроны. Пaры Na используются в лампах накаливания.

NaCl используется в пищевой промышленности, гидроксид натрия NaOH — в производстве бумаги, мыла, искусственных волокон, в качестве электролита. Кaрбонат натрия Na₂CO₃ и гидрокарбонат NaНСO₃ — применяется в пищевой промышленности, является компонентом огнетушащих средств, лекарством. Фосфат натрия Na₃PO₄ — компонент моющих средств, применяют в производстве стекол и красок, в пищевой промышленности, в фотографии. Силикаты mNa₂O·nSiO₂ — компоненты шихты в производстве стекла, для получения алюмосиликатных катализаторов, жаростойких, кислотоупорных бетонов.

Физиологическая роль

Ионы натрия Na + необходимы для нормального функционирования организма, они участвуют в процессах обмена веществ. В плазме крови человека содержание ионов Na + 0, 32% по массе, в костях — 0, 6%, В мышечных тканях — 1, 5%. Для восполнения естественной убыли человек должен ежедневно употреблять с пищей 4-5 г Na.

Особенности обращения с металлическим натрием

Хранят натрий в герметично закрытых железных контейнерах под слоем обезвоженного керосина или минерального масла. Загоревшийся Na заливают минеральным маслом или засыпают смесью талька и NaCl. Образующиеся отходы металлического Na уничтожают в емкостях с этиловым или пропиловым спиртом.

Серебристо белый металл бурно реагирующий с водой при комнатной температуре

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, соответствует следующему описанию: «Ядовитый газ жёлто-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: калий, хлор, алюминий, водород, хлорид калия, серная кислота, сульфат алюминия.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, соответствует следующему описанию: «При нормальных условиях является тяжёлой едкой жидкостью красно-бурого цвета с сильным неприятным «тяжёлым» запахом»? В ответе укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: бром, магний, натрий, водород, бромид натрия, гидроксид натрия, хлорид аммония.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, соответствует следующему описанию: «При н. у. инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха»? В ответе укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: водород, хлор, медь, аргон, сульфат бария, сульфит натрия, серная кислота.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, соответствует следующему описанию: «Кристаллы чёрного цвета с металлическим блеском»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: магний, сера, железо, кислород, сульфид железа(II), фосфат магния, сернистый газ.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, соответствует следующему описанию: «При нормальных условиях бесцветная, прозрачная, едкая жидкость, «дымящаяся» на воздухе»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: углерод, кислород, хлор, водород, оксид железа(III), соляная кислота, хлорид железа(III).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, является основным компонентом воздуха (78 % объёма)? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: азот, литий, кислород, железо, оксид железа(III), серная кислота, сульфат железа(III).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «При нормальных условиях представляет собой кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: натрий, иод, алюминий, водород, иодид натрия, соляная кислота, хлорид алюминия.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «мягкий легкоплавкий щелочной металл серебристо-белого цвета»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: углерод, кислород, рубидий, хлор, гидрокарбонат натрия, оксид углерода(IV), карбонат натрия.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: калий, криптон, кислород, марганец, ортофосфорная кислота, гидрофосфат калия, дигидрофосфат калия.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «тёмно-зелёные кристаллы, нерастворимые в воде? в природе встречаются в виде минерала малахит»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: углерод, кислород, водород, хлор, гидроксокарбонат меди(II), соляная кислота, оксид углерода(IV).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с сильнокислым «медным» вкусом»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: сера, кислород, натрий, водород, оксид серы(IV), серная кислота, сульфит натрия.

Имеется следующий перечень химических веществ: углерод, кислород, магний, гелий, карбонат натрия, гидрокарбонат натрия, оксид углерода(IV).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «пластичный переходный металл золотисто-розового цвета»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: медь, кислород, сера, азот, сульфат меди(II), гидроксид меди(II), оксид меди(II).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «инертный одноатомный газ без цвета и запаха»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: водород, кислород, цинк, неон, вода, сульфат меди(II), сульфат цинка.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: магний, кислород, алюминий, гелий, оксид магния, серная кислота, сульфат алюминия.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «мягкий, ковкий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: барий, кислород, азот, криптон, оксид бария, оксид углерода(IV), карбонат бария.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «его кристаллогидраты представляют собой прозрачные кристаллы различных оттенков синего»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: железо, хлор, медь, азот, хлорид железа(III), сульфат меди(II), сульфат железа(II).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета. »? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: кальций, кислород, калий, магний, фосфат калия, фосфат магния, оксид кальция.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: цинк, водород, сера, бром, оксид кальция, серная кислота, гидроксид кальция.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «бесцветный газ с характерным неприятным тяжёлым запахом тухлых яиц»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: железо, медь, хлор, сера, сульфид железа(II), сероводород, сульфат меди(II).

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, подходит под описание «кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом»? В окошке ответа укажите название вещества.

Имеется следующий перечень химических веществ: хлор, водород, иод, калий, иодид калия, хлорид калия, гидроксид калия.

Какое из веществ, упоминаемых в перечне, соответствует следующему описанию: «Активный металл, реагирующий с водой при комнатной температуре»?

Натрий

Натрий (Na, лат. natrium ) — химический элемент первой группы, третьего периода периодической системы Менделеева, с атомным номером 11. Как простое вещество представляет собой мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета. На внешнем энергетическом уровне натрий имеет один электрон, который он легко отдаёт, превращаясь в положительно заряженный катион Na + . Единственным стабильным изотопом является 23 Na. В свободном виде не встречается, но может быть получен из различных соединений. Натрий — шестой по распространённости элемент в земной коре: он находится в составе многочисленных минералов, включая полевые шпаты, содалит и «каменную соль» (галит, хлорид натрия).

Содержание

1 История и происхождение названия
2 Нахождение в природе
3 Получение
4 Физические свойства
5 Химические свойства
6 Применение
7 Изотопы натрия
8 Биологическая роль
9 Меры предосторожности

История и происхождение названия

Соединения натрия известны и использовались с давних времён. В древнегреческом переводе Библии — Септуагинте — упоминается слово νίτρον (в латинском переводе — Вульгате — ему соответствует слово nitroet ) как название вещества типа соды или поташа, которое в смеси с маслом служило моющим средством(Иер. 2:22). В Танахе слову νίτρον соответствуют др.-евр. ברית — «мыло» и נתר — «щёлок»(мыльная жидкость). Сода (натрон) встречается в природе в водах натронных озёр в Египте. Природную соду древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при варке пищи, изготовлении красок и глазурей. Плиний Старший пишет, что в дельте Нила соду (в ней была достаточная доля примесей) выделяли из речной воды. Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или даже чёрный цвет.

Название «натрий» происходит от латинского слова natrium (ср. др.-греч. νίτρον ), которое было заимствовано из среднеегипетского языка (nṯr), где оно означало среди прочего: «сода», «едкий натр».

Аббревиатура «Na» и слово natrium были впервые использованы академиком, основателем шведского общества врачей Йенсом Якобсом Берцелиусом (Jöns Jakob Berzelius, 1779—1848) для обозначения природных минеральных солей, в состав которых входила сода. Ранее (а также до сих пор в английском, французском и ряде других языков) элемент именовался содий (лат. sodium ) — это название sodium, возможно, восходит к арабскому слову suda, означающему «головная боль», так как сода применялась в то время в качестве лекарства от головной боли.

Металлический натрий впервые был получен английским химиком Хемфри Дэви электролизом расплава гидроксида натрия. Дэви сообщил об этом 19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции (в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года, а натрий — через несколько дней после калия).

Кларк натрия в земной коре 25 кг/т. Содержание в морской воде в виде соединений — 10,5 г/л . Металлический натрий встречается как примесь, окрашивающая каменную соль в синий цвет. Данную окраску соль приобретает под действием радиации.

Промышленное получение натрия по способу Девилля, распространённое в 19 веке. AC — железная трубка со смесью соды, угля и мела; B — холодильник Донни и Мареска; R — приёмник с нефтью

Первым промышленным способом получения натрия была реакция восстановления карбоната натрия углем при нагревании тесной смеси этих веществ в железной ёмкости до 1000 °C (способ Девилля):

Na₂CO₃ + 2C → 1000oC 2Na + 3CO

Вместо угля могут быть использованы карбид кальция, алюминий, кремний, ферросилиций, силикоалюминий.

С появлением электроэнергетики более практичным стал другой способ получения натрия — электролиз расплава едкого натра или хлорида натрия:

4NaOH → электрический ток 4Na + 2H₂O + O₂ , 2NaCl → электрический ток 2Na + Cl₂ .

В настоящее время электролиз — основной способ получения натрия.

Натрий также можно получить цирконийтермическим методом или термическим разложением азида натрия.

Физические свойства

Качественное определение натрия с помощью пламени — ярко-жёлтый цвет эмиссионного спектра «D-линии натрия», дублет 588,9950 и 589,5924 нм

Натрий — серебристо-белый металл, в тонких слоях с фиолетовым оттенком, пластичен, даже мягок (легко режется ножом), свежий срез натрия блестит. Величины электропроводности и теплопроводности натрия достаточно высоки, плотность равна 0,96842 г/см³ (при 19,7 °C ), температура плавления 97,86 °C , температура кипения 883,15 °C .

Под высоким давлением становится прозрачным и красным, как рубин.

При комнатной температуре натрий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,42820 нм , Z = 2 .

При температуре −268 °С (5 К) натрий переходит в гексагональную фазу, пространственная группа P 6₃/mmc , параметры ячейки a = 0,3767 нм , c = 0,6154 нм , Z = 2 .

Химические свойства

Щелочной металл на воздухе легко окисляется до оксида натрия. Для защиты от кислорода воздуха металлический натрий хранят под слоем керосина.

При горении на воздухе или в кислороде образуется пероксид натрия:

Кроме того, существует озонид натрия NaO₃.

С водой натрий реагирует очень бурно, помещённый в воду кусочек натрия всплывает, из-за выделяющегося тепла плавится, превращаясь в белый шарик, который быстро движется в разных направлениях по поверхности воды, реакция идёт с выделением водорода, который может воспламениться. Уравнение реакции:

Как и все щелочные металлы, натрий является сильным восстановителем и энергично взаимодействуют со многими неметаллами (за исключением азота, йода, углерода, благородных газов):

2Na + Cl₂ → 2NaCl 2Na + H₂ → 250−400oC,p 2NaH

Натрий более активен, чем литий. С азотом реагирует крайне плохо в тлеющем разряде, образуя очень неустойчивое вещество — нитрид натрия (в противоположность легко образующемуся нитриду лития):

С разбавленными кислотами взаимодействует как обычный металл:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂↑

С концентрированными окисляющими кислотами выделяются продукты восстановления:

Растворяется в жидком аммиаке, образуя синий раствор:

С газообразным аммиаком взаимодействует при нагревании:

С ртутью образует амальгаму натрия, которая используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла. При сплавлении с калием даёт жидкий сплав.

Алкилгалогениды с избытком металла могут давать натрийорганические соединения — высокоактивные соединения, которые обычно самовоспламеняются на воздухе и взрываются с водой. При недостатке металла происходит реакция Вюрца.

Реагирует со спиртами, фенолами, карбоновыми кислотами с образованием солей.

Растворяется в краун-эфирах в присутствии органических растворителей, давая электрид или алкалид (в последнем у натрия необычная степень окисления −1).

Металлический натрий широко используется как сильный восстановитель в препаративной химии и промышленности, в том числе в металлургии. Используется для осушения органических растворителей, например, эфира. Натрий используется в производстве весьма энергоёмких натриево-серных аккумуляторов. Его также применяют в выпускных клапанах двигателей грузовиков как жидкий теплоотвод. Изредка металлический натрий применяется в качестве материала для электрических проводов, предназначенных для очень больших токов.

В сплаве с калием, а также с рубидием и цезием используется в качестве высокоэффективного теплоносителя. В частности, сплав состава натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % имеет рекордно низкую температуру плавления −78 °C и был предложен в качестве рабочего тела ионных ракетных двигателей и теплоносителя для атомных энергоустановок.

Жидкометаллический теплоноситель в ядерных реакторах на быстрых нейтронах БН-600 и БН-800.

Натрий также используется в газоразрядных лампах высокого и низкого давления (НЛВД и НЛНД). Лампы НЛВД типа ДНаТ (Дуговая Натриевая Трубчатая) очень широко применяются в уличном освещении. Они дают ярко-жёлтый свет. Срок службы ламп ДНаТ составляет 12—24 тысяч часов. Поэтому газоразрядные лампы типа ДНаТ незаменимы для городского, архитектурного и промышленного освещения. Также существуют лампы ДНаС, ДНаМТ (Дуговая Натриевая Матовая), ДНаЗ (Дуговая Натриевая Зеркальная) и ДНаТБР (Дуговая Натриевая Трубчатая Без Ртути).

Металлический натрий применяется в качественном анализе органического вещества. Сплав натрия и исследуемого вещества нейтрализуют этанолом, добавляют несколько миллилитров дистиллированной воды и делят на 3 части, проба Ж. Лассеня (1843), направлена на определение азота, серы и галогенов (проба Бейльштейна).

Хлорид натрия (NaCl) (поваренная соль) — древнейшее применяемое вкусовое и консервирующее средство.

Азид натрия (NaN₃) применяется в качестве азотирующего средства в металлургии и при получении азида свинца.

Цианид натрия (NaCN) применяется при гидрометаллургическом способе выщелачивания золота из горных пород, а также при нитроцементации стали и в гальванотехнике (серебрение, золочение).

Хлорат натрия (NaClO₃) применяется для уничтожения нежелательной растительности на железнодорожном полотне.

Изотопы натрия

В настоящее время (2012 г.) известно 20 изотопов с массовыми числами от 18 до 37 и 2 ядерных изомера натрия. Единственный стабильный изотоп 23 Na. У большинства изотопов период полураспада меньше одной минуты, лишь один радиоактивный изотоп — 22 Na — имеет период полураспада больше года. 22 Na претерпевает позитронный распад с периодом полураспада 2,6027 года , его используют в качестве источника позитронов и в научных исследованиях. 24 Na, с периодом полураспада по каналу β − -распада 15 часов, используется в медицине для диагностики и для лечения некоторых форм лейкемии.

Биологическая роль

Натрий входит в состав всех живых организмов. В высших организмах натрий находится большей частью в межклеточной жидкости клеток (примерно в 15 раз больше, чем в цитоплазме клетки). Разность концентраций поддерживает встроенный в мембраны клетки натрий-калиевый насос, откачивающий ионы натрия из цитоплазмы в межклеточную жидкость.

Совместно с калием натрий выполняет следующие функции:

Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений.
Поддержание осмотической концентрации крови.
Поддержание кислотно-щелочного баланса.
Нормализация водного баланса.
Обеспечение мембранного транспорта.
Активация многих энзимов.

Рекомендуемая доза натрия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов. Для взрослых по данным Американской Ассоциации сердечных заболеваний минимальная необходимая доза составляет меньше 500 миллиграммов, рекомендуемая до 1500 миллиграммов в день (за исключением некоторых болезней или профессий, при которых нужно повышенное количество натрия). В виде поваренной соли в 3/4 чайной ложки содержится 1725 миллиграммов натрия. По другим данным здоровым взрослым стоит ограничивать употребление натрия 2300 миллиграммами, а людям с повышенным давлением и рядом других заболеваний 1500 или меньшим количеством.

Натрий содержится практически во всех продуктах в разных количествах, хотя большую его часть организм получает из поваренной соли, в том числе в составе консервов, полуфабрикатов, соусов, колбасных изделий и т.п. В качестве источника натрия служат также такие пищевые добавки как глутамат натрия, пищевая сода (бикарбонат натрия), нитрит натрия, сахаринат натрия и бензоат натрия. Усвоение в основном происходит в желудке и тонкой кишке. Витамин Д улучшает усвоение натрия, однако чрезмерно солёная пища и пища, богатая белками, препятствуют нормальному всасыванию. Количество поступившего с едой натрия показывает содержание натрия в моче. Для богатой натрием пищи характерна ускоренная экскреция.

Дефицит натрия у питающегося сбалансированной пищей человека не встречается, однако некоторые проблемы могут возникнуть при голодании. Временный недостаток может быть вызван использованием мочегонных препаратов, поносом, обильным потением или избыточным употреблением воды.

Симптомами нехватки натрия являются потеря веса, рвота, образование газов в желудочно-кишечном тракте и нарушение усвоения аминокислот и моносахаридов. Продолжительный недостаток вызывает мышечные судороги и невралгию.

Переизбыток натрия вызывает отек ног и лица, повышенное выделение калия с мочой, у некоторых людей повышенное кровяное давление и скопление жидкости. Максимальное количество соли, которое может быть переработано почками, составляет примерно 20—30 граммов, большее количество уже опасно для жизни.

Меры предосторожности

Чистый металлический натрий огнеопасен. На воздухе склонен к самовоспламенению. Особенно опасен контакт с водой и влажными поверхностями, так как натрий очень бурно реагирует с водой, часто со взрывом, образуя едкую щёлочь (NaOH). В лабораториях небольшие количества натрия (примерно до 1 кг) хранят в закрытых стеклянных банках под слоем керосина, лигроина, бензина или вазелинового масла так, чтобы слой жидкости покрывал весь металл. Банка с натрием должна храниться в металлическом несгораемом шкафу (сейфе). Натрий берут пинцетом или щипцами, отрезают скальпелем (натрий пластичен и легко режется ножом) на сухой поверхности (не на столе, а в стеклянной чашке); необходимое количество и остаток тут же возвращают в банку под слой керосина, а отрезанный кусок либо помещают в керосин, либо тут же вводят в реакцию. Прежде чем приступить к работе с натрием, необходимо пройти инструктаж по охране труда. Лица, впервые приступающие к работе с натрием, должны производить эту работу под наблюдением сотрудников, имеющих опыт такой работы. Обычно в лабораторных условиях для реакций используют количества натрия, не превышающие нескольких десятков граммов. Для показательных опытов, например, в школе на уроках химии, следует брать не более одного грамма натрия. После работы с металлическим натрием всю посуду и остатки натрия заливают неразбавленным спиртом и полученный раствор нейтрализуют слабым раствором кислоты. Следует обратить особое внимание на то, чтобы все остатки и обрезки натрия были полностью нейтрализованы до их выбрасывания, так как натрий в мусорном ведре может вызвать пожар, а в канализационном сливе может вызвать взрыв и разрушение трубы. Все работы с натрием, как и вообще с щелочами и щелочными металлами, должны проводиться в очках или защитной маске. Хранить натрий дома и производить с ним какие-либо опыты не рекомендуется.

Воспламенение и даже взрыв металлического натрия при соприкосновении с водой и многими органическими соединениями может причинить серьёзные травмы и ожоги. Попытка взять кусочек металлического натрия голыми руками может привести к его воспламенению (иногда взрыву) из-за влажности кожи и образованию тяжелейших ожогов натрием и образующейся щёлочью. Горение натрия создает аэрозоль оксида, пероксида и гидроксида натрия, обладающий разъедающим действием. Некоторые реакции натрия протекают очень бурно (например, с серой, бромом).

Вольфрам

Вольфрам — химический элемент с атомным номером 74 в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, обозначается символом W (лат. Wolframium ). При нормальных условиях представляет собой твёрдый блестящий серебристо-серый переходный металл.

Вольфрам — самый тугоплавкий из металлов. Более высокую температуру плавления имеет только неметаллический элемент — углерод, но он существует в жидком виде только при высоких давлениях. При стандартных условиях вольфрам химически стоек.

1 История и происхождение названия
2 Нахождение в природе
- 2.1 Месторождения
- 6.1 Металлический вольфрам
- 6.2 Соединения вольфрама
- 6.3 Другие сферы применения
- 6.4 Рынок вольфрама
Название Wolframium перешло на элемент с минерала вольфрамит, известного ещё в XVI в. под названием «волчья пена» - лат. spuma lupi или нем. Wolf Rahm . Название было связано с тем, что вольфрам, сопровождая оловянные руды, мешал выплавке олова, переводя его в пену шлаков («пожирал олово как волк овцу»).

В английском и французском языках вольфрам называется tungsten (от швед. tung sten — «тяжёлый камень»). В 1781 году знаменитый шведский химик Карл Шееле, обрабатывая азотной кислотой минерал шеелит, получил жёлтый «тяжёлый камень» (триоксид вольфрама). В 1783 году испанские химики братья Элюар сообщили о получении из саксонского минерала вольфрамита как растворимой в аммиаке жёлтой окиси нового металла, так и самого металла. При этом один из братьев, Фаусто, был в Швеции в 1781 году и общался с Шееле. Шееле не претендовал на открытие вольфрама, а братья Элюар не настаивали на своём приоритете.

Кларк вольфрама земной коры составляет (по Виноградову) 1,3 г/т (0,00013 % по содержанию в земной коре). Его среднее содержание в горных породах, г/т: ультраосновных — 0,1, основных — 0,7, средних — 1,2, кислых — 1,9.

Вольфрам встречается в природе главным образом в виде окисленных сложных соединений, образованных трёхокисью вольфрама WO₃ с оксидами железа и марганца или кальция, а иногда свинца, меди, тория и редкоземельных элементов. Промышленное значение имеют вольфрамит (вольфрамат железа и марганца n FeWO₄ · m MnWO₄ — соответственно, ферберит и гюбнерит) и шеелит (вольфрамат кальция CaWO₄). Вольфрамовые минералы обычно вкраплены в гранитные породы, так что средняя концентрация вольфрама составляет 1—2 %.

Месторождения

Наиболее крупными запасами обладают Казахстан, Китай, Канада и США; известны также месторождения в Боливии, Португалии, России, Узбекистане и Южной Корее. Мировое производство вольфрама составляет 49—50 тысяч тонн в год, в том числе в Китае 41, России 3,5; Казахстане 0,7, Австрии 0,5. Основные экспортёры вольфрама: Китай, Южная Корея, Австрия. Главные импортёры: США, Япония, Германия, Великобритания.
Также есть месторождения вольфрама в Армении и других странах.

Процесс получения вольфрама проходит через подстадию выделения триоксида WO₃ из рудных концентратов и последующем восстановлении до металлического порошка водородом при температуре ок. 700 °C. Из-за высокой температуры плавления вольфрама для получения компактной формы используются методы порошковой металлургии: полученный порошок прессуют, спекают в атмосфере водорода при температуре 1200—1300 °C, затем пропускают через него электрический ток. Металл нагревается до 3000 °C, при этом происходит спекание в монолитный материал. Для последующей очистки и получения монокристаллической формы используется зонная плавка.

Вольфрам — блестящий светло-серый металл, имеющий самые высокие доказанные температуры плавления и кипения (предполагается, что сиборгий ещё более тугоплавок, но пока что об этом твёрдо утверждать нельзя — время существования сиборгия очень мало). Температура плавления — 3695 K (3422 °C), кипит при 5828 K (5555 °C). Плотность чистого вольфрама составляет 19,25 г/см³. Обладает парамагнитными свойствами (магнитная восприимчивость 0,32⋅10 −9 ). Твёрдость по Бринеллю 488 кг/мм², удельное электрическое сопротивление при 20 °C — 55⋅10 −9 Ом·м, при 2700 °C — 904⋅10 −9 Ом·м. Скорость звука в отожжённом вольфраме 4290 м/с.

Вольфрам является одним из наиболее тяжёлых, твёрдых и самых тугоплавких металлов. В чистом виде представляет собой металл серебристо-белого цвета, похожий на платину, при температуре около 1600 °C хорошо поддаётся ковке и может быть вытянут в тонкую нить. Металл обладает высокой устойчивостью в вакууме.

Проявляет валентность от 2 до 6. Наиболее устойчив 6-валентный вольфрам. 3- и 2-валентные соединения вольфрама неустойчивы и практического значения не имеют.

Вольфрам имеет высокую коррозионную стойкость: при комнатной температуре не изменяется на воздухе; при температуре красного каления медленно окисляется в оксид вольфрама (VI). Вольфрам в ряду напряжений стоит сразу после водорода, и в соляной, разбавленной серной и плавиковой кислотах почти нерастворим. В азотной кислоте и царской водке окисляется с поверхности. Растворяется в перекиси водорода.

Легко растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот:

Реагирует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей:

Поначалу данные реакции идут медленно, однако при достижении 400 °C (500 °C для реакции с участием кислорода) вольфрам начинает саморазогреваться, и реакция протекает достаточно бурно, с образованием большого количества тепла.

Растворяется в смеси азотной и плавиковой кислоты, образуя гексафторвольфрамовую кислоту H₂[WF₆]. Из соединений вольфрама наибольшее значение имеют: триоксид вольфрама или вольфрамовый ангидрид, вольфраматы, перекисные соединения с общей формулой Me₂WO_X, а также соединения с галогенами, серой и углеродом. Вольфраматы склонны к образованию полимерных анионов, в том числе гетерополисоединений с включением других переходных металлов.

Главное применение вольфрама — как основа тугоплавких материалов в металлургии.

Металлический вольфрам
- Тугоплавкость и пластичность вольфрама делают его незаменимым для нитей накаливания в осветительных приборах, а также в кинескопах и других вакуумных трубках.
- Благодаря высокой плотности вольфрам является основой тяжёлых сплавов, которые используются для противовесов, бронебойных сердечников подкалиберных и стреловидных оперенных снарядов артиллерийских орудий, сердечников бронебойных пуль и сверхскоростных роторов гироскопов для стабилизации полёта баллистических ракет (до 180 тыс. об/мин).
- Вольфрам используют в качестве электродов для аргонно-дуговой сварки.
- Сплавы вольфрама, ввиду его высокой температуры плавления, получают методом порошковой металлургии. Сплавы, содержащие вольфрам, отличаются жаропрочностью, кислотостойкостью, твердостью и устойчивостью к истиранию. Из них изготовляют хирургические инструменты (сплав «амалой»), танковую броню, оболочки торпед и снарядов, наиболее важные детали самолетов и двигателей, контейнеры для хранения радиоактивных веществ. Вольфрам — важный компонент лучших марок инструментальных сталей.
- Вольфрам применяется в высокотемпературных вакуумных печах сопротивления в качестве нагревательных элементов. Сплав вольфрама и рения применяется в таких печах в качестве термопары.
- Высокая плотность вольфрама делает его удобным для защиты от ионизирующего излучения. Несмотря на бо́льшую плотность по сравнению с традиционным и более дешёвым свинцом, защита из вольфрама оказывается менее тяжёлой при равных защитных свойствах или более эффективной при равном весе. Из-за тугоплавкости и твёрдости вольфрама, затрудняющих его обработку, в таких случаях используются более пластичные сплавы вольфрама с добавлением никеля, железа, меди и др. либо взвесь порошкообразного вольфрама (или его соединений) в полимерной основе.
Соединения вольфрама
- Для механической обработки металлов и неметаллических конструкционных материалов в машиностроении (точение, фрезерование, строгание, долбление), бурения скважин, в горнодобывающей промышленности широко используются твёрдые сплавы и композитные материалы на основе карбида вольфрама (например, победит, состоящий из кристаллов WC в кобальтовой матрице; широко применяемые в России марки — ВК2, ВК4, ВК6, ВК8, ВК15, ВК25, Т5К10, Т15К6, Т30К4), а также смесей карбида вольфрама, карбида титана, карбида тантала (марки ТТ для особо тяжёлых условий обработки, например, долбление и строгание поковок из жаропрочных сталей и перфораторное ударно-поворотное бурение крепкого материала). Широко используется в качестве легирующего элемента (часто совместно с молибденом) в сталях и сплавах на основе железа. Высоколегированная сталь, относящаяся к классу «быстрорежущая», с маркировкой, начинающейся на букву Р, практически всегда содержит вольфрам.
- Сульфид вольфрама WS₂ применяется как высокотемпературная (до 500 °C) смазка.
- Некоторые соединения вольфрама применяются как катализаторы и пигменты.
- Монокристаллы вольфраматов (вольфраматы свинца, кадмия, кальция) используются как сцинтилляционные детекторы рентгеновского излучения и других ионизирующих излучений в ядерной физике и ядерной медицине.
- Дителлурид вольфрама WTe₂ применяется для преобразования тепловой энергии в электрическую (термо-ЭДС около 57 мкВ/К).
Другие сферы применения

Искусственный радионуклид 185 W используется в качестве радиоактивной метки при исследованиях вещества. Стабильный 184 W используется как компонент сплавов с ураном-235, применяемых в твердофазных ядерных ракетных двигателях, поскольку это единственный из распространённых изотопов вольфрама, имеющий низкое сечение захвата тепловых нейтронов (около 2 барн).

Рынок вольфрама

Цены на металлический вольфрам (содержание элемента порядка 99 %) на конец 2010 года составляли около 40—42 долларов США за килограмм, в мае 2011 года составляли около 53—55 долларов США за килограмм. Полуфабрикаты от 58 USD (прутки) до 168 (тонкая полоса). В 2014 году цены на вольфрам колебались в диапазоне от 55 до 57 USD.

Вольфрам не играет значительной биологической роли. У некоторых архебактерий и бактерий имеются ферменты, включающие вольфрам в своем активном центре. Существуют облигатно-зависимые от вольфрама формы архебактерий-гипертермофилов, обитающие вокруг глубоководных гидротермальных источников. Присутствие вольфрама в составе ферментов может рассматриваться как физиологический реликт раннего архея — существуют предположения, что вольфрам играл роль в ранних этапах возникновения жизни.

Пыль вольфрама, как и большинство других видов металлической пыли, раздражает органы дыхания.

Изотопы

Известны изотопы вольфрама с массовыми числами от 158 до 192 (количество протонов 74, нейтронов от 84 до 118), и более 10 ядерных изомеров.

Природный вольфрам состоит из смеси пяти изотопов ( 180 W — 0,12(1)%, 182 W — 26,50(16) %, 183 W — 14,31(4) %, 184 W — 30,64(2) % и 186 W — 28,43(19) %). В 2003 открыта чрезвычайно слабая радиоактивность природного вольфрама (примерно два распада на грамм элемента в год), обусловленная α-активностью 180 W, имеющего период полураспада 1,8⋅10 18 лет.
- Вольфрам (W)
- Арсенид вольфрама (WAs₂) Вольфрам мышьяковистый
- Борид вольфрама (WB) Вольфрам бористый
- Борид дивольфрама (W₂B) Бористый вольфрам
- Бромид вольфрама II (WBr₂) Вольфрам бромистый
- Бромид вольфрама III (WBr₃)
- Бромид вольфрама IV (WBr₄) Бромистый вольфрам
- Бромид вольфрама 5 (WBr₅)
- Бромид вольфрама VI (WBr₆)
- Вольфрамит ((FeMn)WO₄)
- Вольфрамовая кислота (H₂WO₄) Ортовольфрамовая кислота
- Гексакарбонилвольфрам (W(CO)₆)
- Диборид вольфрама (WB₂)
- Динитрид вольфрама (WN₂)
- Диоксидибромид вольфрама (WO₂Br₂) Бромистый вольфрамил
- Диоксидихлорид вольфрама (WO₂Cl₂) Хлористый вольфрамил
- Дисилицид вольфрама (WSi₂) Кремнистый вольфрам
- Дисульфид вольфрама (WS₂) Сернистый вольфрам
- Дифосфид вольфрама (WP₂) Фосфористый вольфрам
- Дифосфид тетравольфрама (W₄P₂)
- Йодид вольфрама II (WI₂) Вольфрам йодистый
- Йодид вольфрама III (WI₃)
- Йодид вольфрама IV (WI₄) Йодистый вольфрам
- Карбид вольфрама (WC) Вольфрам углеродистый
- Карбид дивольфрама (W₂C) Углеродистый вольфрам
- Нитрид дивольфрама (W₂N) Вольфрам азотистый
- Оксид вольфрама IV (WO₂) Окись вольфрама
- Оксид вольфрама VI (WO₃) Вольфрам окись
- Окситетрабромид вольфрама VI (WOBr₄) Бромокись вольфрама
- Окситетрафторид вольфрама VI (WOF₄) Фторокись вольфрама
- Окситетрахлорид вольфрама VI (WOCl₄) Хлорокись вольфрама
- Пентаборид дивольфрама (W₂B₅)
- Селенид вольфрама IV (WSe₂) Вольфрам селенистый
- Селенид вольфрама VI (WSe₃) Селенистый вольфрам
- Силицид вольфрама (W₂Si₃) Вольфрам кремнистый
- Теллурид вольфрама IV (WTe₂) Вольфрам теллуристый
- Тринитрид дивольфрама (W₂N₃) Азотистый вольфрам
- Трисульфид вольфрама (WS₃) Вольфрам сернистый
- Фенолят вольфрама (WC₃₆H₃₀O₆)
- Фосфид вольфрама (WP) Вольфрам фосфористый
- Фторид вольфрама IV (WF₄) Вольфрам фтористый
- Фторид вольфрама 5 (WF₅)
- Фторид вольфрама VI (WF₆) Фтористый вольфрам
- Фтороксивольфраматы
- Хлорид вольфрама II (WCl₂) Вольфрам хлористый
- Хлорид вольфрама III (WCl₃)
- Хлорид вольфрама IV (WCl₄)
- Хлорид вольфрама 5 (WCl₅)
- Хлорид вольфрама VI (WCl₆) Хлористый вольфрам
- Шеелит (CaWO₄)
Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu,
Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H₂,
W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Калий

Калий — элемент первой группы (по старой классификации — главной подгруппы первой группы), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19. Обозначается символом K (лат. Kalium ). Простое вещество калий — мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах.

Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь.

Во многих свойствах калий очень близок натрию, но с точки зрения биологической функции и использования клетками живых организмов они антагонистичны.
- 1 История и происхождение названия
- 2 Нахождение в природе
  - 2.1 Месторождения
  - 5.1 Взаимодействие с простыми веществами
  - 5.2 Взаимодействие со сложными веществами
  - 5.3 Соединения с кислородом
  - 5.4 Гидроксид
  - 6.1 Важные соединения
  - 7.1 Калий в организме человека
  Соединения калия используются с древнейших времён. Так, производство поташа (который применялся как моющее средство) существовало уже в XI веке. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор (щёлок) после фильтрования выпаривали. Сухой остаток, помимо карбоната калия K₂CO₃, содержал сульфат калия K₂SO₄, соду и хлорид калия KCl.
  
  19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH)(в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий 6 октября 1807 года). Дэви назвал его «потасий» (лат. potasium ; это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами s) до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках. При электролизе влажного едкого кали KOH на ртутном катоде он получил амальгаму калия, а после отгонки ртути - чистый металл. Дэви определил его плотность, изучил химические свойства, в том числе разложение воды и поглощение водорода.
  
  В 1808 году французские химики Гей-Люссак и Л. Тенар выделили калий химическим путём - прокаливанием KOH с углём.
  
  В 1809 году немецкий физик Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium , от араб. аль-кали — поташ). Это название вошло в немецкий язык, оттуда в большинство языков Северной и Восточной Европы (в том числе русский) и «победило» при выборе символа для этого элемента — K.
  
  Ввиду высокой химической активности калий в свободном состоянии в природе не встречается. Породообразующий элемент, входит в состав слюд, полевых шпатов и т. д. Также калий входит в состав минералов сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl₂·6H₂O, каинита KCl·MgSO₄·6H₂O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K₂CO₃ (поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел Биологическая роль). Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Средняя концентрация в морской воде — 380 мг/л .
  
  Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ПАО «Уралкалий», г. Березники, г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд).
  
  Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:
  
  K + + e − → K 2Cl − → Cl₂
  
  При электролизе гидроксида калия на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:
  
  Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).
  
  Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления:
  
  Na + KOH → N2,380−450oC NaOH + K
  
  и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием.
  
  Калий — серебристый металл с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет.
  
  Калий активно взаимодействует с водой. Выделяющийся водород воспламеняется, а ионы калия придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде становится малиновым, демонстрируя щелочную реакцию образующегося KOH
  
  Калий образует кристаллы кубической сингонии, пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,5247 нм , Z = 2 .
  
  Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.
  
  Взаимодействие с простыми веществами
  
  Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):
  
  с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):
  
  При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO₂ (с примесью K₂O₂):
  
  В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид калия зелёного цвета (200 °C):
  
  Взаимодействие со сложными веществами
  
  Калий при комнатной температуре (+20 °C) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора аммиаката калия.
  
  Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:
  
  При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:
  
  При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (+65…+105 °C):
  
  Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:
  
  Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае — этилат калия) широко используются в органическом синтезе.
  
  Соединения с кислородом
  
  При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:
  
  Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:
  
  Оксиды калия обладают ярко выраженными осно́вными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:
  
  Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в изолирующих противогазах и на подводных лодках. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь супероксида калия и пероксида натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится больше газа, чем выделится (при поглощении двух объёмов CO₂ выделяется один объём O₂), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов CO₂ выделяется три объёма O₂) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.
  
  В случае эквимолярной смеси (Na₂O₂:K₂O₄ = 1:1) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов CO₂ выделяется четыре объёма O₂).
  
  Пероксиды являются сильными окислителями, поэтому их применяют для отбеливания тканей в текстильной промышленности.
  
  Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.
  
  Также известен озонид калия KO₃, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше +20 °C:
  
  Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при +50 °C:
  
  Гидроксид
  
  Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при +20 °C в 100 г воды составляет 112 г .
  - Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав с составом 12 % натрия, 47 % калия, 41 % цезия обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.
  - Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений. Калий является одним из трёх базовых элементов, которые необходимы для роста растений наряду с азотом и фосфором. В отличие от азота и фосфора, калий является основным клеточным катионом. При его недостатке у растения прежде всего нарушается структура мембран хлоропластов — клеточных органелл, в которых проходит фотосинтез. Внешне это проявляется в пожелтении и последующем отмирании листьев. При внесении калийных удобрений у растений увеличивается вегетативная масса, урожайность и устойчивость к вредителям.
  - Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.
  Важные соединения
  - Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.
  - Гидроксид калия (едкое кали) применяется в щелочных аккумуляторах и при сушке газов.
  - Карбонат калия (поташ) используется как удобрение, при варке стекла, как кормовая добавка для птицы.
  - Хлорид калия (сильвин, «калийная соль») используется как удобрение.
  - Нитрат калия (калийная селитра) — удобрение, компонент чёрного пороха.
  - Перхлорат и хлорат калия (бертолетова соль) используются в производстве спичек, ракетных порохов, осветительных зарядов, взрывчатых веществ, в гальванотехнике.
  - Дихромат калия (хромпик) — сильный окислитель, используется для приготовления «хромовой смеси» для мытья химической посуды и при обработке кожи (дубление). Также используется для очистки ацетилена на ацетиленовых заводах от аммиака, сероводорода и фосфина.
  - Перманганат калия — сильный окислитель, используется как антисептическое средство в медицине и для лабораторного получения кислорода.
  - Тартрат натрия-калия (сегнетова соль) в качестве пьезоэлектрика.
  - Дигидрофосфат и дидейтерофосфат калия в виде монокристаллов в лазерной технике.
  - Пероксид калия и супероксид калия используются для регенерации воздуха на подводных лодках и в изолирующих противогазах (поглощает углекислый газ с выделением кислорода).
  - Фтороборат калия — важный флюс для пайки сталей и цветных металлов.
  - Цианид калия применяется в гальванотехнике (серебрение, золочение), при добыче золота и при нитроцементации стали. Чрезвычайно ядовит, один из сильнейших ядов.
  - Калий совместно с перекисью калия применяется при термохимическом разложении воды на водород и кислород (калиевый цикл «Газ де Франс», Франция).
  - Сульфат калия применяется как удобрение.
  Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.
  
  Калий в качестве катиона наряду с катионами натрия является базовым элементом так называемого калиево-натриевого насоса клеточной мембраны, который играет важную роль в проведении нервных импульсов.
  
  Калий в организме человека
  
  Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше, чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса. Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:
  - Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений.
  - Поддержание осмотической концентрации крови.
  - Поддержание кислотно-щелочного баланса.
  - Нормализация водного баланса.
  Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых — от 1800 до 5000 миллиграммов. Потребность в калии зависит от массы тела, физической активности, физиологического состояния и климата места проживания. Рвота, продолжительные поносы, обильное потение, использование мочегонных повышают потребность организма в калии.
  
  Основными пищевыми источниками являются бобы (в первую очередь белая фасоль), шпинат и капуста кормовая, финики, картофель, батат, сушёные абрикосы, дыня, киви, авокадо, помело, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах.
  
  Практически все сорта рыбы содержат более 200 мг калия на 100 г . Количество калия в разных видах рыбы различается.
  
  Овощи, грибы и травы также содержат много калия, однако в консервированных продуктах его уровень может быть гораздо меньше. Много калия содержится в шоколаде.
  
  Всасывание происходит в тонком кишечнике. Усвоение калия облегчает витамин B6, затрудняет — алкоголь.
  
  При недостатке калия развивается гипокалиемия. Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии.
  
  При избытке калия развивается гиперкалиемия, для которой основным симптомом является язва тонкого кишечника. Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановку сердца.
  
  Природный калий состоит из трёх изотопов. Два из них стабильны: 39 K (изотопная распространённость 93,258 %) и 41 K (6,730 %). Третий изотоп 40 K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада 1,251 миллиарда лет. Сравнительно малый период полураспада и большая распространённость калия по сравнению с ураном и торием означает, что на Земле ещё 2 млрд лет назад и ранее калий-40 вносил главный вклад в естественный радиационный фон. В каждом грамме природного калия в секунду распадается в среднем 31,0±0,3 ядра 40 K, благодаря чему, например, в организме человека массой 70 кг ежесекундно происходит около 4000 радиоактивных распадов. Поэтому легкодоступные в быту соединения калия (поташ, хлорид калия, калийная селитра и т. д.) можно использовать как пробные радиоактивные источники для проверки бытовых дозиметров. 40 K наряду с ураном и торием считается одним из основных источников геотермальной энергии, выделяемой в недрах Земли (полная скорость энерговыделения оценивается в 40—44 ТВт ). В минералах, содержащих калий, постепенно накапливается 40 Ar, один из продуктов распада калия-40, что позволяет измерять возраст горных пород; калий-аргоновый метод является одним из основных методов ядерной геохронологии.
  
  Один из искусственных изотопов — 37 K, — с временем полураспада 1,23651 секунды, применяется в экспериментах по изучению Стандартной модели слабого взаимодействия.
  
  Литий
  Li
  Атомный номер: 3
  Атомная масса: 6,941
  Темп. плавления: 453,85 К
  Темп. кипения: 1615 К
  Плотность: 0,534 г/см³
  Электроотрицательность: 0,98
  
  Натрий
  Na
  Атомный номер: 11
  Атомная масса: 22,98976928
  Темп. плавления: 371,15 К
  Темп. кипения: 1156 К
  Плотность: 0,97 г/см³
  Электроотрицательность: 0,96
  
  Калий
  K
  Атомный номер: 19
  Атомная масса: 39,0983
  Темп. плавления: 336,58 К
  Темп. кипения: 1032 К
  Плотность: 0,86 г/см³
  Электроотрицательность: 0,82
  
  Рубидий
  Rb
  Атомный номер: 37
  Атомная масса: 85,4678
  Темп. плавления: 312,79 К
  Темп. кипения: 961 К
  Плотность: 1,53 г/см³
  Электроотрицательность: 0,82
  
  Цезий
  Cs
  Атомный номер: 55
  Атомная масса: 132,9054519
  Темп. плавления: 301,59 К
  Темп. кипения: 944 К
  Плотность: 1,93 г/см³
  Электроотрицательность: 0,79
  
  Франций
  Fr
  Атомный номер: 87
  Атомная масса: (223)
  Темп. плавления: ~300 К
  Темп. кипения: ~950 К
  Плотность: 1,87 г/см³
  Электроотрицательность: 0,7
  
  Читайте также: