K&N Air Filter For C7 Corvette

By | August 6, 2022

Калий
← Аргон | Кальций →
19 Na



K



Rb
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Иод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть Таллий Свинец Висмут Полоний Астат Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Борий Хассий Мейтнерий Дармштадтий Рентгений Коперниций Нихоний Флеровий Московий Ливерморий Теннессин Оганесон

19
Chiliad

Cubic-body-centered.svg

Electron shell 019 Potassium.svg

Внешний вид простого вещества
Potassium.JPG

Элементарный калий

Свойства атома
Название, символ, номер Калий / Kalium (One thousand), 19
Группа, период, блок 1 (устар. 1), four,

s-элемент
Атомная масса

(молярная масса)
39,0983(i)[i] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 4s1

1s22s22p63s23pvi4sone
Радиус атома 235 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус 203 пм
Радиус иона 133 пм
Электроотрицательность 0,82 (шкала Полинга)
Электродный потенциал −2,92 В
Степени окисления 0, +ane
Энергия ионизации

(первый электрон)
418,v (iv,34) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) 0,856 г/см³
Температура плавления 336,8 К; +63,65 °C
Температура кипения 1047 К; 773,85 °C
Уд. теплота плавления two,33 кДж/моль
Уд. теплота испарения 76,ix кДж/моль
Молярная теплоёмкость 29,6[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 45,iii см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки Кубическая объёмно-центрированная
Параметры решётки 5,332 Å
Температура Дебая 100 K
Прочие характеристики
Теплопроводность (300 K) 79,0 Вт/(м·К)
Номер CAS 7440-09-vii
Эмиссионный спектр
Potassium Spectrum.jpg
Наиболее долгоживущие изотопы
Изотоп Распростра-
нённость
Период полураспада Канал распада Продукт распада
39Chiliad 93,258% стабилен
40Grand 0,012% ane,248⋅xnine лет β

ЭЗ

β+

40Ca

fortyAr

40Ar
41K half dozen,730% стабилен

Ка́лий
(химический символ —
Thou, от лат.
Kalium
) — химический элемент 1-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы первой группы, IA), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 19.

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.


История и происхождение названия

[править
|
править код]

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 KiiCO3, содержал сульфат калия KiiSO4, соду и хлорид калия KCl.

19 ноября 1807 года в Бейкеровской лекции английский химик Дэви сообщил о выделении калия электролизом расплава едкого кали (KOH)[three]
(в рукописи лекции Дэви указал, что он открыл калий half-dozen октября 1807 года[4]). Дэви назвал его
«потасий»
(лат.potasium
[3]
:32); это название (правда, в некоторых языках с двумя буквами
southward) 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 — 1000.


Нахождение в природе

[править
|
править код]

Кларк калия в земной коре составляет 2,iv % (5-й по распространённости металл, vii-й по содержанию в земной коре элемент). Средняя концентрация в морской воде —
380 мг/л
[5].

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 Yard2CO3
(поташ). Калий входит в состав всех клеток (см. ниже раздел «Биологическая роль»).


Месторождения

[править
|
править код]

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ПАО «Уралкалий», г. Березники, г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд[6]), Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд[seven]).


Получение

[править
|
править код]

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









Chiliad




{\displaystyle {\mathsf {Yard^{+}+due east^{-}\rightarrow Thou}}}









ii
C

l









2

eastward









C

l

2






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



При электролизе гидроксида калия на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:







4
O

H









ii

H

2


O
+

O

2






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



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:







N
a
+
K
O
H






Due north

two





380




450

o


C



N
a
O
H
+
K




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



и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием[8]
[ix].


Физические свойства

[править
|
править код]

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[10].

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 100031000, параметры ячейки

a

= 0,5247 нм
,


Z

= 2
.


Химические свойства

[править
|
править код]

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

[править
|
править код]

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):







2
Grand
+

H

ii





2
Thou
H




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



с халькогенами (100—200 °C, East = S, Se, Te):







two
K
+
E




K

2


E




{\displaystyle {\mathsf {2K+E\longrightarrow K_{ii}E}}}



При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KOii
(с примесью 10002O2):







1000
+

O

two





K

O

2






{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{ii}}}}



В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид калия зелёного цвета (200 °C):







3
Thou
+
P




K

3


P




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




Взаимодействие со сложными веществами

[править
|
править код]

Калий при комнатной температуре (+xx °C) активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора аммиаката калия.







2
K
+
2

H

ii


O



ii
K
O
H
+

H

2









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









2
Thou
+
2
H
C
l



two
K
C
fifty
+

H

2









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









G
+
6
N

H

3





[
Grand
(
Northward

H

3



)

6


]




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





[
источник?
]

Калий глубоко восстанавливает
разбавленные
серную и азотную кислоты:







viii
K
+
6

H

2


Southward

O

iv





4

Chiliad

2


Southward

O

4


+
S

O

2





+
South



+
vi

H

2


O




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









21
G
+
26
H
N

O

three





21
Thou
N

O

three


+
North
O



+

N

2


O



+

Northward

2





+
13

H

2


O




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



При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:







2
K
+
ii
K
O
H



two

Thou

2


O
+

H

2





(

450






C
)




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



При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (+65…+105 °C):







ii
K
+
2
N

H

3





2
Thou
N

H

2


+

H

2






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



Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:







2
G
+
2

C

2



H

5


O
H



2

C

two



H

v


O
K
+

H

2









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



Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае — этилат калия) широко используются в органическом синтезе.


Соединения с кислородом

[править
|
править код]

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:







ii
K
+

O

2






K

ii



O

2






{\displaystyle {\mathsf {2K+O_{two}\longrightarrow K_{two}O_{ii}}}}









K
+

O

2





Chiliad

O

two






{\displaystyle {\mathsf {M+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}



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:







4
One thousand
+

O

2





2

K

2


O




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









K

O

2


+
3
K



2

K

2


O




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



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:








G

2



O

2


+
2

H

2


O



2
Yard
O
H
+

H

2



O

2






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









4
Thousand

O

2


+
2

H

ii


O



4
Chiliad
O
H
+
three

O

2









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









4
K

O

two


+
two
C

O

2





2

K

2


C

O

iii


+
three

O

2









{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2CO_{2}\longrightarrow 2K_{two}CO_{iii}+3O_{2}\uparrow }}}



Советский изолирующий противогаз ИП-5

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 Otwo), и давление в замкнутом пространстве упадёт, а в случае избытка супероксида калия (при поглощении двух объёмов COtwo
выделяется три объёма O2) выделяется больше газа, чем поглотится, и давление повысится.

В случае эквимолярной смеси (NatwoO2:KtwoO4
= 1:one) объёмы поглощаемого и выделяемого газов будут равны (при поглощении четырёх объёмов COii
выделяется четыре объёма Otwo).

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:







four
K
O
H
+
iv

O

3





4
K

O

3


+

O

2


+
2

H

2


O




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



Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при +50 °C:







6
K

O

3


+
five
S




K

ii


S

O

four


+
2

Yard

2



Due south

2



O

7






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




Гидроксид

[править
|
править код]

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.


Применение

[править
|
править код]

  • 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

[править
|
править код]

  • 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.

Кристаллы перманганата калия

  • 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.


Биологическая роль

[править
|
править код]

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 натрий-калиевого насоса клеточной мембраны, который играет важную роль в проведении нервных импульсов.


Калий в организме человека

[править
|
править код]

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 норма потребления 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 потовыделение, использование мочегонных средств повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками калия являются бобы (в первую очередь фасоль белая), шпинат, капуста, 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.


Изотопы

[править
|
править код]

Природный калий состоит из трёх изотопов. Два из них стабильны:
39K (изотопная распространённость 93,258 %) и
41Yard (6,730 %). Третий изотоп
40K (0,0117 %) является бета-активным с периодом полураспада i,251 миллиарда лет. Сравнительно малый период полураспада и большая распространённость калия по сравнению с ураном и торием означает, что на Земле ещё ii млрд лет назад и ранее калий-xl вносил главный вклад в естественный радиационный фон. В каждом грамме природного калия в секунду распадается в среднем
31,0±0,3 ядра
40K, благодаря чему, например, в организме человека массой
lxx 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.
40K наряду с ураном и торием считается одним из основных источников геотермальной энергии, выделяемой в недрах Земли (полная скорость энерговыделения оценивается в
twoscore—44 ТВт). В минералах, содержащих калий, постепенно накапливается
40Ar, 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 —
37Thousand, — с временем полураспада 1,23651 секунды, применяется в экспериментах по изучению Стандартной модели слабого взаимодействия[11].


См. также

[править
|
править код]

  • Банановый эквивалент


Примечания

[править
|
править код]




  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John Grand. 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.
    Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Study)(англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. —
    Vol. 85,
    no. 5. —
    P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02.



  2. Химическая энциклопедия: в 5 т / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.). —
    М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 284. — 671 с. —
    100 000 экз.




  3. ane




    2





    Davy, H.
    The Bakerian Lecture, on some new Phenomena of chemical Changes produced past Electricity particularly the Decomposition of the fixed Alkalies, and the Exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general Nature of element of group i Bodies(англ.) // Philosophical Transactions of the Royal Society : journal. — 1808. —
    Vol. 98. —
    P. 1—44.




  4. Davy, John.
    The Collected Works of Sir Humphry Davy(неопр.). — London: Smith, Elder, and Company, 1839. — Т. I. — С. 109.


  5. J. P. Riley and Skirrow Chiliad. Chemical Oceanography V. 1, 1965




  6. КАЛИЙНОЕ МЕСТОРОЖДЕНИЕ

    (неопр.)

    .
    Дата обращения: eighteen марта 2011.
    Архивировано 20 октября 2011 года.






  7. Химическое и агрохимическое сырьё.

    (неопр.)

    (недоступная ссылка).
    Дата обращения: 18 марта 2011.
    Архивировано 21 мая 2011 года.




  8. Алабышев А. Ф., Грачёв К. Д., Зарецкий С. А., Лантратов М. Ф.
    Натрий и калий (получение, свойства, применение). — Л.: Гос. н.-т. изд-во хим. лит. — 1959. — С. 321.

  9. Хим. энциклопедия, т. 2, М.: Сов. энциклопедия, 1990, с. 562.




  10. Элементы: проба на окрашивание пламени
    (рус.)
    .
    Дата обращения: 26 января 2010.
    Архивировано 22 августа 2011 года.





  11. P. D. Shidling et al.
    Precision half-life measurement of the β+ decay of
    37K(англ.) // Concrete Review C. — 2014. — Vol. 90. — P. 032501. — doi:10.1103/PhysRevC.xc.032501. — arXiv:1407.1742.


Литература

[править
|
править код]


  • Пилипенко А. Т.
    Натрий и калий
    // Справочник по элементарной химии. — two-е изд. — Киев: Наукова думка, 1978. — С. 316—319.

  • Дроздов А.
    Яростные металлы
    // Энциклопедия для детей. Химия. —
    М.: Аванта +, 2002. — С. 184—187. — ISBN five-8483-0027-v.

  • Ахметов Н. С.
    Общая и неорганическая химия. —
    М.: Высшая школа, 2001.

  • Некрасов Б. В.
    Основы общей химии. —
    М.: Химия, 1974.

  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И.
    Неорганическая химия. —
    М.: МГУ, 1991, 1994.

  • Лидин Р. А. и др.
    Элементы IA-группы. Калий
    // Химические свойства неорганических веществ: Уч. пособие для вузов. — 4-е изд. —
    М.: КолосС, 2003. — С. 29—40. — ISBN five-9532-0095-1.


Ссылки

[править
|
править код]

  • Калий на Webelements
  • Калий в Популярной библиотеке химических элементов



Source: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B0%D0%BB%D0%B8%D0%B9

Popular:   Carros En Venta En New Jersey