Kalium

Yksinkertainen aine kalium on pehmeä , hopeanvalkoinen alkalimetalli . Luonnossa kaliumia esiintyy vain yhdisteissä muiden alkuaineiden kanssa, esimerkiksi merivedessä , sekä monissa mineraaleissa .

Se hapettuu erittäin nopeasti ilmassa ja reagoi erittäin helposti, erityisesti veden kanssa , muodostaen alkalin .

Monissa ominaisuuksissa kalium on hyvin lähellä natriumia , mutta biologisen toiminnan ja elävien organismien solujen käytön kannalta ne ovat antagonistisia .

Nimen historia ja alkuperä

Kaliumyhdisteitä on käytetty muinaisista ajoista lähtien. Joten potaskan (jota käytettiin pesuaineena) tuotanto oli olemassa jo 1000-luvulla . Olkien tai puun palamisen aikana muodostunut tuhka käsiteltiin vedellä ja saatu liuos ( lipeä ) haihdutettiin suodatuksen jälkeen. Kuiva jäännös sisälsi kaliumkarbonaatin K 2CO 3 lisäksi kaliumsulfaattia K 2SO 4 , soodaa ja kaliumkloridia KCl.

19. marraskuuta 1807 Baker-luennossa englantilainen kemisti Davy raportoi kaliumin vapautumisesta sulan kaliumin (KOH) elektrolyysillä [3] (luennon käsikirjoituksessa Davy ilmoitti löytäneensä kaliumin 6. lokakuuta , 1807 [4] ). Davy kutsui häntä "kaliumiksi" ( lat. kalium [3] :32 ); tämä nimi (tosin kahdella s :llä joissakin kielissä ) on edelleen yleisessä käytössä englanniksi, ranskaksi, espanjaksi, portugaliksi ja puolaksi. Elohopeakatodilla elektrolyysissä kostean kaustisen potaskan KOH:n aikana hän sai kaliumamalgaamia ja elohopean tislauksen jälkeen puhdasta metallia. Davy määritti sen tiheyden, tutki sen kemiallisia ominaisuuksia, mukaan lukien veden hajoamista ja vedyn imeytymistä.

Vuonna 1808 ranskalaiset kemistit Gay-Lussac ja L. Tenard eristivat kaliumin kemiallisesti kalsinoimalla KOH:ta hiilellä.

Vuonna 1809 saksalainen fyysikko L. V. Gilbert ehdotti nimeä "kalium" ( lat. kalium , arabiasta al-kali - potash ). Tämä nimi tuli saksan kielelle , sieltä useimpiin Pohjois- ja Itä-Euroopan kieliin (mukaan lukien venäjä) ja "voitti" valittaessa symbolia tälle elementille - K.

Luonnossa oleminen

Kaliumin klarkea maankuoressa on 2,4 % (viidenneksi yleisin metalli, 7. runsain alkuaine maankuoressa). Meriveden keskimääräinen pitoisuus on 380 mg/l [5] .

Korkean kemiallisen aktiivisuuden vuoksi vapaana olevaa kaliumia ei esiinny luonnossa. Kiveä muodostava alkuaine, on osa kiillettä , maasälpää jne. Kalium on myös osa mineraaleja sylvin KCl, sylvinite KCl NaCl, karnalliitti KCl MgCl 2 6H 2 O, kainiitti KCl MgSO 4 6H 2 O, ja sitä on myös tuhkassa. joidenkin kasvien K 2 CO 3 -karbonaattina ( potaska ). Kalium on osa kaikkia soluja (katso kohta " Biologinen rooli " alla).

Talletukset

Suurimmat kaliumesiintymät sijaitsevat Kanadassa (valmistaja PotashCorp ), Venäjällä (PJSC Uralkali , Berezniki , Solikamsk , Perm Territory , Verkhnekamskoje potaskamalmiesiintymä [6] ), Valko -Venäjällä (PO Belaruskali , Soligorsk , Starobinskoe oresin esiintymä [ 7 ] potash ) .

Haetaan

Kaliumia, kuten muitakin alkalimetalleja, saadaan sulaiden kloridien tai alkalien elektrolyysillä . Koska klorideilla on korkeampi sulamispiste (600-650 °C ), sulan alkalin elektrolyysi suoritetaan useammin lisäämällä soodaa tai potaskaa (jopa 12 %). Sulan kloridin elektrolyysin aikana katodilla vapautuu sulaa kaliumia ja anodilla klooria :

{\mathsf {K^{+}+e^{-}\rightarrow K}}

{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}-2e^{-}\rightarrow Cl_{2))))

Kaliumhydroksidin elektrolyysin aikana katodilla vapautuu myös sulaa kaliumia ja anodilla happea :

{\mathsf {4OH^{-}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2))}

Sulatteen vesi haihtuu nopeasti. Estääkseen kaliumin vuorovaikutuksen kloorin tai hapen kanssa katodi on valmistettu kuparista ja kuparisylinteri asetetaan sen yläpuolelle. Muodostunut kalium sulassa muodossa kerätään sylinteriin. Anodi valmistetaan myös nikkelisylinterin muodossa (emästen elektrolyysissä) tai grafiitista (kloridien elektrolyysissä).

Termokemiallisen talteenoton menetelmillä on myös suuri teollinen merkitys:

{\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[ {N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}

ja talteenotto kaliumkloridisulasta kalsiumkarbidilla , alumiinilla tai piillä [8] [9] .

Fysikaaliset ominaisuudet

Kalium on hopeanhohtoinen metalli, jolla on ominainen kiilto juuri muodostuneella pinnalla. Erittäin kevyt ja kevyt. Liukenee suhteellisen hyvin elohopeaan muodostaen amalgaameja . Polttimen liekkiin johdettu kalium (samoin kuin sen yhdisteet) värjää liekin ominaisen vaaleanpunaisen violetin värin [10] .

Kalium muodostaa kuutiokiteitä , avaruusryhmä I m 3 m , soluparametrit a = 0,5247 nm , Z = 2 .

Kemialliset ominaisuudet

Alkuainekaliumilla, kuten muillakin alkalimetalleilla , on tyypillisiä metallisia ominaisuuksia ja se on erittäin reaktiivinen, koska se on vahva pelkistysaine. Ilmassa tuore leikkaus tummuu nopeasti, koska muodostuu yhdistekalvoja (oksidit ja karbonaatit). Pitkäaikaisessa kosketuksessa ilmakehään se voi romahtaa kokonaan. Reagoi räjähdysmäisesti veden kanssa. Se on säilytettävä bensiini- , kerosiini- tai silikonikerroksen alla, jotta se ei pääse kosketuksiin ilman ja veden kanssa. Na : n , Tl :n , Sn :n , Pb :n , Bi :n kanssa kalium muodostaa metallien välisiä yhdisteitä .

Vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

Huoneenlämpötilassa kalium reagoi ilmakehän hapen, halogeenien kanssa; ei käytännössä reagoi typen kanssa (toisin kuin litium ja natrium). Kohtaalla kuumennuksella se reagoi vedyn kanssa muodostaen hydridiä (200–350 °C):

{\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}

kalkogeenien kanssa (100–200 °C, E = S, Se, Te):

{\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{2}E))

Kun kaliumia poltetaan ilmassa, muodostuu kaliumsuperoksidia KO 2 (K 2 O 2 : n seoksena ):

{\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2))}

Reaktiossa fosforin kanssa inertissä ilmakehässä muodostuu vihreää kaliumfosfidia (200 °C):

{\mathsf {3K+P\longrightarrow K_{3}P}}

Vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa

Huoneenlämpötilassa (+20 °C) kalium reagoi aktiivisesti veden, happojen kanssa, liukenee nestemäiseen ammoniakkiin (−50 °C) muodostaen tummansinistä kaliumammoniakiliuosta .

{\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow ))

{\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}

{\mathsf {K+6NH_{3}\longrightarrow [K(NH_{3})_{6}]}}

Kalium palauttaa syvästi laimeat rikki- ja typpihapot :

{\mathsf {8K+6H_{2}SO_{4}\longrightarrow 4K_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +S\downarrow +6H_{2}O))

{\mathsf {21K+26HNO_{3}\longrightarrow 21KNO_{3}+NO\uparrow +N_{2}O\uparrow +N_{2}\uparrow +13H_{2}O))

Kun metallista kaliumia fuusioidaan alkalien kanssa, se pelkistää hydroksoryhmän vedyn:

{\mathsf {2K+2KOH\longrightarrow 2K_{2}O+H_{2}\uparrow (450^{\circ }C)))

Kohtuullisesti kuumennettaessa se reagoi kaasumaisen ammoniakin kanssa muodostaen amidia (+65…+105 °C):

{\mathsf {2K+2NH_{3}\longrightarrow 2KNH_{2}+H_{2))}

Kaliummetalli reagoi alkoholien kanssa muodostaen alkoholaatteja :

{\mathsf {2K+2C_{2}H_{5}OH\longrightarrow 2C_{2}H_{5}OK+H_{2}\uparrow ))

Alkalimetallialkoholaatteja (tässä tapauksessa kaliumetoksidia ) käytetään laajalti orgaanisessa synteesissä.

Yhdisteet hapen kanssa

Kun kalium on vuorovaikutuksessa ilmakehän hapen kanssa , ei muodostu oksidia , vaan peroksidia ja superoksidia :

{\displaystyle {\mathsf {2K+O_{2}\longrightarrow K_{2}O_{2))))

{\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2))}

Kaliumoksidia voidaan saada kuumentamalla metalli enintään 180 °C:n lämpötilaan ympäristössä, jossa on hyvin vähän happea , tai kuumentamalla kaliumsuperoksidin ja kaliummetallin seosta:

{\mathsf {4K+O_{2}\longrightarrow 2K_{2}O))

{\mathsf {KO_{2}+3K\longrightarrow 2K_{2}O}}

Kaliumoksideilla on selvät emäksiset ominaisuudet, ne reagoivat kiivaasti veden, happojen ja happooksidien kanssa. Niillä ei ole käytännön arvoa. Peroksidit ovat kellertävän valkoisia jauheita, jotka veteen liukenevat muodostavat alkaleja ja vetyperoksidia :

{\mathsf {K_{2}O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}O_{2))}

{\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}

{\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{2}CO_{3}+3O_{2}\uparrow ))

Kykyä vaihtaa hiilidioksidi hapeksi käytetään eristävissä kaasunaamareissa ja sukellusveneissä. Absorbentina käytetään ekvimolaarista kaliumsuperoksidin ja natriumperoksidin seosta. Jos seos ei ole ekvimolaarinen, natriumperoksidiylimäärän tapauksessa kaasua imeytyy enemmän kuin vapautuu (kun kaksi tilavuutta CO 2 :ta imeytyy , vapautuu yksi tilavuus O 2 ) ja paine suljetussa tila vähenee, ja kaliumsuperoksidin ylimäärän tapauksessa (kun kaksi tilavuutta CO:ta imeytyy 2 vapauttaa kolme tilavuutta O 2 ) vapautuu enemmän kaasua kuin absorboituu ja paine nousee.

Kun kyseessä on ekvimolaarinen seos (Na 2 O 2 : K 2 O 4 = 1:1), absorboituneiden ja vapautuvien kaasujen määrät ovat yhtä suuret (kun neljä tilavuutta CO 2 :ta absorboituu, vapautuu neljä tilavuutta O 2 ).

Peroksidit ovat voimakkaita hapettimia, joten niitä käytetään tekstiiliteollisuuden kankaiden valkaisuun .

Peroksideja saadaan kalsinoimalla metalleja hiilidioksidista vapautetussa ilmassa .

Tunnetaan myös kaliumotsonidi KO 3 , väriltään oranssinpunainen. Se voidaan saada kaliumhydroksidin vuorovaikutuksella otsonin kanssa lämpötilassa, joka ei ylitä +20 ° C:

{\mathsf {4KOH+4O_{3}\longrightarrow 4KO_{3}+O_{2}+2H_{2}O))

Kaliumotsonidi on erittäin vahva hapetin, esimerkiksi se hapettaa alkuainerikin sulfaatiksi ja disulfaatiksi jo +50 °C:ssa:

{\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7))}

Hydroksidi

Kaliumhydroksidi (tai kaliumhydroksidi ) on kova, valkoinen, läpinäkymätön, erittäin hygroskooppinen kide, joka sulaa 360 °C:ssa. Kaliumhydroksidi on alkali. Se liukenee hyvin veteen vapauttaen suuren määrän lämpöä. Kaustisen potaskan liukoisuus +20 °C:ssa 100 g :aan vettä on 112 g .

Sovellus

Huoneenlämpöistä nestettä, kaliumin ja natriumin seosta käytetään jäähdytysaineena suljetuissa järjestelmissä, kuten nopeiden neutronien atomivoimaloissa . Lisäksi sen nestemäisiä seoksia rubidiumin ja cesiumin kanssa käytetään laajalti . Seoksella, jonka koostumus on 12 % natriumia, 47 % kaliumia, 41 % cesiumia, on ennätyksellisen alhainen sulamispiste -78 °C.
Kaliumyhdisteet ovat tärkein biogeeninen alkuaine ja siksi niitä käytetään lannoitteina . Kalium on typen ja fosforin ohella yksi kolmesta kasvien kasvulle välttämättömästä perusaineesta . Toisin kuin typpi ja fosfori, kalium on tärkein solukationi . Kasvien puutteen vuoksi kloroplastien kalvojen , soluorganellien, joissa fotosynteesi tapahtuu, rakenne häiriintyy ennen kaikkea . Ulkoisesti tämä ilmenee lehtien kellastumisesta ja myöhemmästä kuolemasta. Kun kaliumlannoitteita otetaan käyttöön kasveissa, kasvullinen massa, tuottavuus ja tuholaisten vastustuskyky lisääntyvät.
Kaliumsuoloja käytetään laajalti galvanoinnissa , koska suhteellisen korkeista kustannuksistaan huolimatta ne ovat usein liukoisempia kuin vastaavat natriumsuolat ja tarjoavat siksi elektrolyyttien intensiivisen toiminnan suurella virrantiheydellä .

Tärkeitä yhteyksiä

Kaliumbromidia käytetään lääketieteessä ja hermoston rauhoittavana lääkkeenä.
Kaliumhydroksidia (emäksistä potaskaa) käytetään alkaliparistoissa ja kaasujen kuivaamiseen.
Kaliumkarbonaattia ( potaska ) käytetään lannoitteena , lasinsulatuksessa, siipikarjan rehun lisäaineena.
Kaliumkloridia ( sylvin , "kaliumsuolaa") käytetään lannoitteena.
Kaliumnitraatti ( kaliumnitraatti ) - lannoite, mustajauheen komponentti .
Kaliumperkloraattia ja kloraattia (bertolettisuolaa) käytetään tulitikkujen, rakettijauheen, sytytyspanosten, räjähteiden ja galvanoinnin valmistuksessa.
Kaliumdikromaatti (kromi) on voimakas hapetin , jota käytetään "kromiseoksen" valmistukseen kemiallisten astioiden pesuun ja nahan käsittelyyn ( parkitukseen ). Käytetään myös ammoniakin , rikkivedyn ja fosfiinin poistamiseen asetyleenistä asetyleenitehtaissa .

Kaliumpermanganaatti on vahva hapetin, jota käytetään antiseptisenä aineena lääketieteessä ja laboratoriohapen tuotannossa .
Natriumkaliumtartraatti ( Rochellen suola ) pietsosähköisenä aineena .
Kaliumdihydrofosfaatti ja dideuterofosfaatti monokiteiden muodossa lasertekniikassa.
Kaliumperoksidia ja kaliumsuperoksidia käytetään ilman regenerointiin sukellusveneissä ja eristävissä kaasunaamareissa (absorboi hiilidioksidia happea vapauttaen).
Kaliumfluoroboraatti on tärkeä juoksute terästen ja ei-rautametallien juottamisessa.
Kaliumsyanidia käytetään galvanoinnissa (hopea, kultaus), kullan louhinnassa ja teräksen nitrohiiletyksessä . Erittäin myrkyllinen, yksi vahvimmista myrkyistä .
Kaliumia yhdessä kaliumperoksidin kanssa käytetään veden termokemiallisessa hajotuksessa vedyksi ja hapeksi (kaliumkierto " Gas de France ", Ranska).
Kaliumsulfaattia käytetään lannoitteena.

Biologinen rooli

Kalium on tärkein biogeeninen alkuaine , erityisesti kasvimaailmassa. Maaperän kaliumin puutteen vuoksi kasvit kehittyvät erittäin huonosti, sato laskee, joten noin 90% uutetuista kaliumsuoloista käytetään lannoitteina.

Kalium kationina on natriumkationien ohella solukalvon ns. natrium-kaliumpumpun peruselementti , jolla on tärkeä rooli hermoimpulssien johtamisessa .

Kalium ihmiskehossa

Kaliumia on enimmäkseen soluissa , jopa 40 kertaa enemmän kuin solujen välisessä tilassa. Solujen toimintaprosessissa ylimääräinen kalium poistuu sytoplasmasta , joten pitoisuuden ylläpitämiseksi se on pumpattava takaisin natrium-kaliumpumpulla . Kalium ja natrium liittyvät toiminnallisesti toisiinsa ja suorittavat seuraavat toiminnot:

olosuhteiden luominen kalvopotentiaalin ja lihasten supistumisen esiintymiselle,
ylläpitää veren osmoottista pitoisuutta ,
happo-emästasapainon ylläpitäminen ,
vesitasapainon normalisointi .

Suositeltu päiväannos kaliumille on 600–1700 milligrammaa lapsille ja 1800–5000 milligrammaa aikuisille. Kaliumin tarve riippuu ruumiinpainosta, fyysisestä aktiivisuudesta, fysiologisesta tilasta ja asuinpaikan ilmastosta . Oksentelu , pitkittynyt ripuli , runsas hikoilu , diureettien käyttö lisää kehon kaliumin tarvetta .

Tärkeimmät kaliumin ravinnonlähteet ovat pavut (pääasiassa valkoiset pavut ), pinaatti , kaali , taatelit , perunat , bataatit , kuivatut aprikoosit , meloni , kiivi , avokado , pomelo , banaanit , parsakaali , maksa , maito , pähkinävoi , sitrushedelmät viinirypäleet . Kaliumia on runsaasti kalassa ja maitotuotteissa .

Lähes kaikki kalalajikkeet sisältävät yli 200 mg kaliumia 100 g :ssa . Kaliumin määrä eri kaloissa vaihtelee.

Vihannekset , sienet ja yrtit sisältävät myös paljon kaliumia, mutta säilykkeissä voi olla paljon vähemmän kaliumia. Suklaa sisältää paljon kaliumia .

Imeytyminen tapahtuu ohutsuolessa . Kaliumin imeytyminen helpottaa B6 -vitamiinia , vaikea- alkoholia .

Kaliumin puutteessa kehittyy hypokalemia . Sydän- ja luustolihasten työssä on häiriöitä . Pitkäaikainen kaliumin puute voi olla syynä akuuttiin neuralgiaan .

Liiallisen kaliumin kanssa kehittyy hyperkalemia , jonka pääasiallinen oire on ohutsuolen haavauma . Todellinen hyperkalemia voi aiheuttaa sydämenpysähdyksen.

Isotoopit

Luonnon kalium koostuu kolmesta isotoopista . Kaksi niistä on stabiileja: 39 K ( isotooppien määrä 93,258 %) ja 41 K (6,730 %). Kolmas isotooppi 40 K (0,0117 %) on beeta-aktiivinen , ja sen puoliintumisaika on 1,251 miljardia vuotta. Uraaniin ja toriumiin verrattuna suhteellisen lyhyt puoliintumisaika ja korkea kaliumin runsaus merkitsevät sitä, että kalium-40 vaikutti maapallolla 2 miljardia vuotta sitten ja aikaisemmin pääasiallisesti luonnolliseen säteilytaustaan. Jokaisessa grammassa luonnollista kaliumia sekunnissa hajoaa keskimäärin 31,0 ± 0,3 40 K ytimiä, minkä vuoksi esimerkiksi 70 kg painavassa ihmiskehossa tapahtuu noin 4000 radioaktiivista hajoamista sekunnissa. Siksi arkielämässä helposti saatavilla olevia kaliumyhdisteitä ( potaska , kaliumkloridi , kaliumnitraatti jne.) voidaan käyttää koeradioaktiivisina lähteinä kotitalouksien annosmittareiden testaamiseen . 40 K on uraanin ja toriumin ohella yksi tärkeimmistä maan sisällä vapautuvan geotermisen energian lähteistä (kokonaisenergian vapautumisnopeudeksi arvioidaan 40–44 TW ). Kaliumia sisältävät mineraalit keräävät vähitellen 40Ar :a, joka on yksi kalium- 40 :n hajoamistuotteista , mikä mahdollistaa kivien iän mittaamisen; kalium-argon -menetelmä on yksi ydingeokronologian päämenetelmistä .

Yhtä keinotekoisista isotoopeista, 37 K, jonka puoliintumisaika on 1,23651 sekuntia, käytetään kokeissa heikon vuorovaikutuksen standardimallin tutkimiseen [11] .

Katso myös

banaania vastaava

Muistiinpanot

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Alkuaineiden atomipainot 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85 , no. 5 . - s. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ Chemical Encyclopedia: in 5 tons / Toimituslautakunta: Knunyants I. L. (päätoimittaja). - M .: Neuvostoliiton tietosanakirja, 1990. - T. 2. - S. 284. - 671 s. - 100 000 kappaletta.
↑ 1 2 Davy, H. Bakerian luento joistakin uusista sähkön tuottamien kemiallisten muutosten ilmiöistä, erityisesti kiinteiden alkalien hajoamisesta ja niiden perustana olevien uusien aineiden näyttelystä; ja emäksisten ruumiiden yleisestä luonteesta (englanniksi) // Philosophical Transactions of the Royal Society : Journal. - 1808. - Voi. 98 . - s. 1-44 .
↑ Davy, John. Sir Humphry Davyn (uuspr.) kootut teokset . - Lontoo: Smith, Elder ja Company , 1839. - T. I. - P. 109.
↑ JP Riley ja Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
↑ KALIUMTALLETUS . Haettu 18. maaliskuuta 2011. Arkistoitu alkuperäisestä 20. lokakuuta 2011. (määrätön)
↑ Kemialliset ja maatalouskemialliset raaka-aineet. (linkki ei saatavilla) . Haettu 18. maaliskuuta 2011. Arkistoitu alkuperäisestä 21. toukokuuta 2011. (määrätön)
↑ Alabyshev A.F., Grachev K.D., Zaretsky S.A., Lantratov M.F. Natrium ja kalium (saanti, ominaisuudet, käyttö). - L .: Valtio. n.-t. Publishing House of Chem. palaa. - 1959. - S. 321.
↑ Chem. tietosanakirja, v. 2, M.: Sov. tietosanakirja, 1990, s. 562.
↑ Elementit: liekin väritesti . Käyttöpäivä: 26. tammikuuta 2010. Arkistoitu alkuperäisestä 22. elokuuta 2011. (Venäjän kieli)
↑ P.D. Shidling et ai. Tarkka puoliintumisajan mittaus 37 K :n β+-vaimentamisesta // Fyysinen tarkastelu C . - 2014. - Vol. 90. - P. 032501. - doi : 10.1103/PhysRevC.90.032501 . - arXiv : 1407.1742 .

Kirjallisuus

Pilipenko A. T. Natrium ja kalium // Alkeiskemian käsikirja. - 2. painos - Kiova: Naukova Dumka, 1978. - S. 316-319.
Drozdov A. Furious metallit // Tietosanakirja lapsille. Kemia . - M . : Avanta +, 2002. - S. 184 -187. - ISBN 5-8483-0027-5 .
Akhmetov N. S. Yleinen ja epäorgaaninen kemia. - M . : Korkeakoulu, 2001.
Nekrasov BV Yleisen kemian perusteet. - M .: Kemia, 1974.
Spitsyn V.I. , Martynenko L.I. Epäorgaaninen kemia. - M .: MGU, 1991, 1994.
Lidin R. A. et ai. , IA-ryhmän elementit. Kalium // Epäorgaanisten aineiden kemialliset ominaisuudet: Uch. yliopistojen tuki. - 4. painos - M. : KolosS, 2003. - S. 29-40. — ISBN 5-9532-0095-1 .

Linkit

Sanakirjat ja tietosanakirjat

Bibliografisissa luetteloissa
BNF : 121440770 GND : 4139553-0 J9U : 987007529540605171 LCCN : sh85105593 NDL : 00565080 NKC : ph705338

D. I. Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollinen järjestelmä

klo

vrt

alkalimetallit	maa-alkalimetallit	Lantanidit	aktinidit	siirtymämetallit
kevyet metallit	Puolimetallit	ei-metallit	Halogeenit	jalokaasut

Metallien sähkökemiallisen toiminnan sarja
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 _

alkalimetallit

Lithium
Li Atomiluku
: 3
Atomimassa: 6,941
Temp. sulamispiste: 453,85 K
Temp. kiehumispiste: 1615 K
Tiheys: 0,534 g/cm³
Elektronegatiivisuus: 0,98

Natrium
Na Atomiluku
: 11
Atomimassa: 22,98976928
Temp. sulamispiste: 371,15 K
Temp. kiehumispiste: 1156 K
Tiheys: 0,97 g/cm³
Elektronegatiivisuus: 0,96

Kalium
K Atomiluku
: 19
Atomimassa: 39,0983
Temp. sulamispiste: 336,58 K
Temp. kiehumispiste: 1032 K
Tiheys: 0,86 g/cm³
Elektronegatiivisuus: 0,82

Rubidium
Rb Atomiluku
: 37
Atomimassa: 85,4678
Temp. sulamispiste: 312,79 K
Temp. kiehumispiste: 961 K
Tiheys: 1,53 g/cm³
Elektronegatiivisuus: 0,82

Cesium
Cs Atomiluku
: 55
Atomimassa: 132,9054519
Temp. sulamispiste: 301,59 K
Temp. kiehumispiste: 944 K
Tiheys: 1,93 g/cm³
Elektronegatiivisuus: 0,79

Francium
Fr Atomiluku
: 87 Atomimassa
: (223)
Temp. sulamispiste: ~300 K
Temp. kiehumispiste: ~950 K
Tiheys: 1,87 g/cm³
Elektronegatiivisuus: 0,7