Калий получают способом каким

Калий: способы получения и химические свойства

Калий К — это щелочной металл. Серебристо-белый, мягкий, легкоплавкий.

Относительная молекулярная масса Mr = 39,098; относительная плотность для твердого состояния d = 0,8629; относительная плотность для жидкого состояния d = 0,83; t_пл = 63, 51º C; t_кип = 760º C.

Способ получения

1. Калий получают в промышленности путем разложения гидрида калия при температуре 400º С в вакууме, при этом образуются калий и водород :

2KH = 2K + H₂

2. В результате электролиза жидкого гидроксида калия образуются калий, кислород и вода :

4KOH → 4K + O₂↑ + 2H₂O

Качественная реакция

Качественная реакция на калий — окрашивание пламени солями калия в фиолетовый цвет .

Химические свойства

1. Калий — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Калий легко реагирует с водородом при 200–350º C образованием гидрида калия:

2K + H₂ = 2KH

1.2. Калий сгорает в кислороде с образованием надпероксида калия:

1.3. Калий активно реагирует при комнатной температуре с фтором, хлором, бромом и йодом . При этом образуются фторид калия, хлорид калия, бромид калия, йодид калия :

2K + F₂ = 2KF

2K + Cl₂ = 2KCl

2K + Br₂ = 2KBr

2K + I₂ = 2KI

1.4. С серой, теллуром и селеном реагирует при температуре 100–200º C с образованием сульфида калия, селенида калия и теллурид калия :

2K + S = K₂S

2K + Se = K₂Se

2K + Te = K₂Te

1.5. Калий реагирует с фосфором при 200º C в атмосфере аргона с образованием фосфида калия:

3K + P = K₃P

2. Калий активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Калий реагирует с водой . Взаимодействие натрия с водой приводит к образованию щелочи и газа водорода:

2K 0 + 2 H₂ O = 2 K + OH + H₂ 0

2.2. Калий взаимодействует с кислотами . При этом образуются соль и водород.

2.2.1. Ка лий реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид калия и водород :

2K + 2HCl = 2KCl + H₂ ↑

2.2.2. При взаимодействии с разбавленной с ерной кислотой образуется сульфат калия, сероводород и вода:

2.2.3. Реагируя с азотной кислотой калий образует нитрат калия, можно образовать газ оксид азота (II), газ оксид азота (I), газ азот и воду.

2.2.4. В результате реакции насыщенной сероводородной кислоты и калия в бензоле образуется осадок гидросульфид калия и газ водород:

2K + 2H₂S = 2KHS↓ + H₂↑

2.3. Калий при температуре 65–105º C может реагировать с аммиаком , при этом образуются амид натрия и водород:

2.4. Калий может взаимодействовать с гидроксидами:

Например , Калий взаимодействует с гидроксидом калия при температуре 450º С, при этом образуется оксид калия и водород:

2K + 2KOH = 2K₂O + H₂

Источник

Получение калия: способы, реакция, формулы, виды калия и его химические свойства

Калий (К) – это пятый по распространенности в природе металл. Он расположен в 1 группе периодической системы химических элементов (ПСХЭ), поэтому относится к щелочным металлам и при смешивании с водой образует растворимые гидроксиды. В виде простого вещества элемент имеет серебристо-белый цвет, иногда с фиолетовым оттенком. По характеристикам он мягкий и низкоплавкий. Получение калия возможно из его гидрида, гидроксида, хлорида, хромата или дихромата.

Общая характеристика

При превращении калия в пар сине-зеленого цвета он разлагается на атомы К, к которым примешивается небольшое количество молекул К₂. Растворить металл можно в жидком аммиаке с получением стандартного темно-синего раствора либо в расплаве едкого кали.

Калий имеет высокую реакционную способность, обладает сильными восстановительными свойствами (его внешняя электронная оболочка находится на большом удалении от ядра, а в таблице электроотрицательности он занимает вторую позицию после цезия), реагирует не только с разбавленными кислотами, неметаллами, нитритом водорода и дигидросульфидом, но и с кислородом воздуха и водой. В последнем случае выделяющийся водород быстро воспламеняется.

Со ртутью элемент превращается в сплав – амальгаму. С натрием, таллием, оловом, свинцом и висмутом у калия образуются интерметаллиды, обладающие высокой твердостью и химической стойкостью. Химическое соединение нескольких металлов плавится при более высокой температуре, чем каждый из образующих его компонентов, но имеет меньшую пластичность по сравнению с ними.

Однако есть вещества, с которыми элемент практически не вступает в реакцию, например, к таким относится азот. Это одна из отличительных особенностей калия от других щелочных металлов, в первую очередь, лития и натрия. Кроме того, он не сплавляется с литием, магнием, цинком, кадмием, алюминием и галлием.

Калий хорошо сохраняется под слоем бензина и керосина. Определить его можно по окрашиванию пламени горелки в фиолетовый цвет.

Применение

Калий играет важную биологическую роль в организме человека и развитии растений. Кроме того, он широко используется в повседневной жизни. Так, в комплексе с азотом и фосфором он является незаменимым удобрением для культурных растений, позволяющим повысить их урожайность, вегетативную массу и устойчивость к вредителям.

Сплав металла с натрием применяется для передачи тепловой энергии в замкнутых системах, а если к этому соединению добавить цезий, получится состав с рекордно низкой температурой плавления (минус 78 градусов Цельсия).

Для того чтобы использовать все эти полезные и важные соединения, нужно знать реакции получения калия из его соединений.

Получение металла

Неорганическое соединение белого цвета, гидрид калия, образуется из расплавленного металла, но оно нестабильно и при температуре в 400 градусов Цельсия в вакууме распадается на составляющие по следующей реакции:

Гидроксид калия образуется из соответствующего хлорида. Он широко применяется в производстве жидких мыл и для получения калия и его соединений. Для этого нужно провести электролиз, то есть пропустить через раствор ток. В результате на аноде образуется кислород, а на катоде калий:

Из хлорида можно получать не только гидроксид, но и металл в чистом виде. Для этого также потребуется реакция электролиза раствора:

В отличие от предыдущего способа получения калия, в этом можно использовать исходное вещество не только в жидком состоянии, но и в виде расплава, но в этом случае происходят две параллельные реакции:

Катод, на котором будет образовываться калий, должен быть ртутным.

Получение исходных веществ

Иногда применяются хромат или дихромат калия. Напрямую металл из них не получить, но можно преобразовать их в гидроксиды или хлориды, которые впоследствии подвергнуть электролизу по приведенным выше реакциям. Получение гидроксида калия из хромата происходит так:

• 2K₂CrO₄ + 2Н₂О + 3Н₂S = 2Cr(ОН)₃ + 3S + 4КОН.

Чтобы процесс прошел успешно, сера и гидроксид хрома выпали в осадок, нужно брать горячую воду. Подобную реакцию можно также провести с помощью дихромата. Она протекает аналогичным образом, различие наблюдается только в значениях стехиометрических коэффициентов:

При нагревании дихромата до 500 градусов Цельсия гидроксид можно получить другим способом:

Есть и другие способы получения гидроксида. Например, с помощью реакции между поташом и насыщенным раствором гашеной извести.

Для получения хлорида калия из хромата реакции проводятся таким образом:

Соляная кислота берется в разбавленном виде. Получение калия хлора сопровождается выделением дихромата и воды.

Превратить дихромат в хлорид немного более сложно, для этого понадобится этиловый спирт и кипячение:

Получение калия хлора также возможно из поташа при взаимодействии с разбавленной соляной кислотой и из сульфата при реакциях с галогенидом бария.

Гидроксид и хлорид легко преобразуются друг в друга с помощью электролиза или при добавлении соответствующего галогенида.

Получение производных

Получение солей калия играет не менее важную роль, чем образование чистого металла. Несмотря на высокую стоимость, они используются в гальванотехнике, так как обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока. Это достигается за счет высокой растворимости.

Нитрат калия

Большое значение имеет получение нитрата калия (KNO₃). Эта белая соль, называемая индийской селитрой, практически не токсична для живых организмов. Применяется и в мирных целях в качестве удобрения, и в военных как компонент взрывчатых и горючих веществ. Кроме того, получение нитрата калия нужно для обесцвечивания и улучшения прочностных характеристик хрустальных стекол, что широко используется в вакуумной электропромышленности и оптическом стекловарении. В металлургии полезны ее окислительные свойства в отношении никелевых и иных руд. А в пищевой промышленности соль выступает в качестве консерванта.

Для получения раствора нитрата калия можно воспользоваться следующими веществами:

• надпероксидом металла при добавлении к нему оксида азота (IV) и нагревании до 70 градусов Цельсия;
• гидроксидом и разбавленной азотной кислотой;
• гидроксидом в холодном состоянии и смесью оксидов азота (II) и (IV);
• горячим гидроксидом, оксидом азота (IV) и кислородом;
• горячим разбавленным нитритом калия и кислородом (реакция требует времени);
• нитритом калия и горячей перекисью водорода в разбавленной серной кислоте в качестве катализатора (кислоту можно заменить бромом, но он вступит в реакцию с образованием бромоводорода).

Полученное соединение плавится без разложения, устойчиво на воздухе, растворяется в воде без гидролиза, обладает сильными окислительными свойствами, восстанавливается только атомным водородом.

Сульфат калия

Соль, известная еще с XIV века, получила название сульфата калия (K₂SO₄) лишь в XVII. Она присутствует в водах соленых озер и месторождениях неметаллических минеральных ресурсов, но возможно получение сульфата калия в процессе синтеза следующих веществ:

• надпероксида калия и серы при 130-140 градусах Цельсия (вместо серы можно использовать ее оксид (IV), тогда будет достаточно температуры в 100 градусов);
• гидроксида калия и разбавленной серной кислоты;
• гидросульфата калия (разложением при 240 градусах);
• гидросульфата калия и концентрированного каустического поташа или хлорида этого же металла;
• хлорида калия и концентрированной серной кислоты при кипячении;
• сульфида калия и кислорода при температуре выше 500 градусов;
• разложением дисульфата калия при температуре выше 440 градусов и использовании оксида серы (IV) и кислорода в качестве катализаторов.

Другое название получаемого вещества – арканит. Оно имеет белый цвет, устойчиво к температурному воздействию, но легко растворяется в воде без кристаллогидратов. Для него характерно участие в обменных реакциях, восстановление водородом и углеродом.

На практике оно активно используется в сельском хозяйстве как бесхлорное удобрение для бедных калием почв. Особенно важен арканит для культур, чувствительных к хлору или потребляющих много серы. Урожай, выращенный с его применением, содержит большее количество сахара и витаминов, чем тот, который не удобрялся. Также удобрение используют для цветов, выращиваемых и на открытом воздухе, и в тепличных условиях.

Другое применение арканита – компонент при производстве стекла, квасцов, металлургических плавней. Он выступает и в качестве пищевой добавки, но само по себе вещество сложно назвать безопасным: оно раздражает глаза, кожу, желудочно-кишечный тракт, дыхательные пути и приводит к отравлению при длительном контакте с различными частями тела и организма.

Карбонат калия

Поташ или углекислый калий (К₂СО₃) был известен еще в древности и сохранял важное промышленное значение вплоть до ХХ века. Получение карбоната калия происходило путем выщелачивания из растительной золы и последующей очисткой продукта. В основном производство локализовалось в лесистой местности Европы, России и Северной Америки.

Сейчас известно больше реакций, в результате которых получается карбонат. Обычно используются следующие вещества:

• надпероксид калия и графит при небольшом нагревании до 30 градусов (вместо графита может быть использован угарный газ с нагреванием до 50 градусов);
• концентрированный гидроксид калия и углекислый газ;
• разложение гидрокарбоната калия при температуре от 100 до 400 градусов;
• гидрокарбонат и концентрированный гидроксид калия;
• сульфат калия, гидроксид кальция и угарный газ при температуре 200 градусов и под давлением, с последующим синтезом получившегося продукта К(НСОО) с кислородом при 700 градусах.

Получаемое белое вещество плавится без разложения, в воде сильно гидролизуется по аниону, создает сильнощелочную среду, реагирует с кислотами, неметаллами и их оксидами, а также вступает в реакции обмена.

Вещество малотоксичное и используется для производства жидкого мыла, пигментов, стекла, соединений калия. Применяется в крашении, выращивании сельскохозяйственных культур, проявлении фотографий. Кроме того, является популярной добавкой, уменьшающей температуру замерзания бетона, поглотителем сероводорода, обезвоживающим агентом, пищевой добавкой.

Перманганат калия

Красно-фиолетовая, почти черная марганцовка известна всем, так как ее можно увидеть практически в каждом доме. Хотя в последнее время существуют небольшие ограничения на покупку вещества из-за того, что его признали прекурсором. Получение перманганата калия (KMnO₄) возможно несколькими способами, например, взаимодействием сульфата марганца (II) с водой и кислородом из дитионата калия. По прошествии некоторого времени при наличии нитрата серебра в качестве катализатора из этой смеси получится перманганат и сульфат калия, а также серная кислота.

Еще больше способов предполагает использование манганата калия, к нему можно добавлять следующие вещества:

• воду (реакция требует затрат времени);
• разбавленную соляную кислоту;
• углекислый газ;
• хлор.

Кроме того, манганат можно подвергать электролизу с образованием перманганата на аноде (на катоде будет водород).

Применение у получившегося вещества широкое. Благодаря окисляющей способности оно обеспечивает антисептическое действие. В медицине оно применяется для полоскания горла при воспалительных заболеваниях его слизистой, промывания ран, обработки ожогов и инфицированных ран, лечения язв, а также как рвотное средство при отравлениях алкалоидами.

Противопоказанием является гиперчувствительность, но передозировка может привести к летальному исходу даже у здорового человека, смертельная доза для среднего человека составляет всего 20-30 г.

При использовании перманганата нужно соблюдать меры предосторожности, так, вещество воспламеняется при смешивании с органическими и легковоспламеняющимися соединениями, активными металлами и неметаллами. При дополнительном нагревании возможен взрыв.

Гидроксид калия

Помимо солей, большое значение имеет гидроксид калия. Это вещество относится к щелочам, то есть веществам, растворы и расплавы которых могут проводить электрический ток.

Тривиальное название этого соединения — каустический поташ. Выглядит оно как белое гигроскопичное вещество. К его свойствам относятся плавление и кипение без разложения, хорошая растворимость в воде с образованием сильнощелочной среды, нейтрализация кислотами, реакционная способность в отношении металлов и неметаллов, их оксидов и гидроксидов. Из воздуха гидроксид калия активно поглощает воду и углекислый газ.

Как получение калия возможно из щелочи, так и гидроксид можно получить из металла. Для этого требуется лишь добавить к нему воду в чистом виде или в сочетании с кислородом. Кроме того, можно получать щелочь из карбоната и насыщенного гидроксида кальция либо электролизом хлорида. Последний способ активно используется в промышленном производстве.

Вещество опасно, может прижечь кожу или слизистые, разрушает все материалы органического происхождения. Работать с ним можно, только надежно защитив кожные покровы перчатками, а глаза очками.

Несмотря на опасность, щелочь имеет широкое применение в фотографии, нефтепереработке, пищевом, бумажном и металлургическом производстве, а также как щелочной элемент питания, нейтрализатор кислот, катализатор, газоочиститель, регулятор водородного показателя, электролит, компонент моющих средств, буровых растворов, красителей, удобрений, калийных органических и неорганических веществ, пестицидов, фармацевтических препаратов для лечения бородавок, мыла, синтетического каучука.

Таким образом, получение калия и соединений на его основе, в первую очередь, солей и гидроксида, имеет большое значение для промышленности и широкое применение в быту. Главное, помнить о технике безопасности при работе с этим щелочным металлом и осторожно применять материалы, в которых он используется. Благодаря этому можно будет избежать тех его свойств, которые являются опасными.

Источник