Применение калия – Калий (К) – роль в организме, применение, суточная потребность, источники

Содержание

Иодид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Иодид калия
(`{{{картинка3D}}}`)
(`{{{изображение}}}`) (`{{{изображение2}}}`)
Хим. формула	KI
Состояние	бесцветные кубические кристаллы
Молярная масса	166,00277 г/моль
Плотность	3,13 г/см³

Температура
• плавления	681 °C
• кипения	1324 °C
Мол. теплоёмк.	52,73 Дж/(моль·К)

Энтальпия
• образования	-327,6 кДж/моль

Растворимость
• в воде	127,8 (0 °C), 144,5 г (20 °C), 209 г (100 °C)
Показатель преломления	1,667
Рег. номер CAS	7681-11-0
PubChem	4875
Рег. номер EINECS	231-659-4
SMILES
InChI
RTECS	TT2975000
ChEBI	8346
Номер ООН	2056
ChemSpider	4709
ЛД₅₀	2779 мг/кг
Пиктограммы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Иоди́д ка́лия (иодистый калий) — неорганическое соединение, калиевая соль иодоводородной кислоты с химической формулой KI. Бесцветная кристаллическая соль, желтеющая на свету. Широко используется в качестве источника иодид-ионов. Менее гигроскопична чем иодид натрия. Применяется в медицине как лекарственное средство, в сельском хозяйстве как удобрение, а также в фотографии и аналитической химии.

Бесцветные кристаллы, имеющие кубическую сингонию (a = 0,7066 нм, z = 4, пространственная группа Fm3¯m{\displaystyle Fm{\bar {3}}m}). Плотность 3,115 г/см³. Соединение имеет температуру плавления 681 °C, кипения 1324 °C. Растворимость в 100 г воды: 127,8 г (0 °C), 144,5 г (20 °C), 209 г (100 °C). Также растворим в ацетоне, метаноле, этаноле, жидком аммиаке и глицерине^[1].

На свету окисляется кислородом воздуха, желтея из-за выделяющегося свободного иода^[1].

Иодид калия является мягким восстановителем и легко может быть окислен в растворе таким окислителем как бром:

2KI+Br2⟶2KBr+I2{\displaystyle {\mathsf {2KI+Br_{2}\longrightarrow 2KBr+I_{2}}}}

Иодид калия реагирует с иодом, образуя раствор Люголя, содержащий трииодид-анион, который обладает лучшей растворимостью в воде, чем элементарный иод:

KI+I2⟶KI3{\displaystyle {\mathsf {KI+I_{2}\longrightarrow KI_{3}}}}

Разлагается в водных растворах с выделением иода при действии ультразвука.

Получают взаимодействием иода с гидроксидом калия в присутствии муравьиной кислоты или перекиси водорода^[1]:

6KOH+3I2→HCOOH/h3O25KI+KIO3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {6KOH+3I_{2}{\xrightarrow {HCOOH/H_{2}O_{2}}}5KI+KIO_{3}+3H_{2}O}}}

или восстановлением иодата калия углём:

2KIO3+3C⟶2KI+3CO2{\displaystyle {\mathsf {2KIO_{3}+3C\longrightarrow 2KI+3CO_{2}}}}

Используется для окислительно-восстановительного титрования в аналитической химии (иодометрия)^[1].

В малых количествах наряду с иодатом калия добавляется в поваренную соль (иодированная соль).

Применяют в медицине и ветеринарии, как лекарственное средство^[1].

Применяется как индикатор для обнаружения некоторых окислителей, например, хлора и озона. Для этого используют бумагу, смоченную раствором иодида калия и крахмала.

Cl2+2KI→2KCl+I2{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KI\rightarrow 2KCl+I_{2}}}}

При этом крахмал образует окрашенный в синий цвет аддукт с иодом.

В фотографии используют для приготовления светочувствительных материалов. Также применяется при обработке фотоматериалов в составе проявителя, как сильное антивуалирующее средство и в составе усиливающих и ослабляющих растворов^[2].

Гурлев Д.С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988.
Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. Калия иодид : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа—Меди. — С. 288. — 671 с. — ISBN 5-85270-035-5.

Ацетат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 8 июня 2019; проверки требуют 2 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 8 июня 2019; проверки требуют 2 правки.

Ацетат калия
(`{{{картинка}}}`)
Систематическое наименование	Ацетат калия
Традиционные названия	уксуснокислый калий
Хим. формула	C₂H₃KO₂
Рац. формула	CH₃COOK
Состояние	твёрдое кристаллическое
Молярная масса	98,15 г/моль
Плотность	1,57 г/см³
Твёрдость	2

Температура
• плавления	292 °C
• разложения	~230 °C

Энтальпия
• образования	-722,6 кДж/моль
• плавления	22 кДж/моль

Растворимость
• в воде (25°C)	269,4 г/100 мл
• в воде (80°C)	380 г/100 мл
• в глицерине (20°C)	70 г/100 мл
Рег. номер CAS	127-08-2
PubChem	517044
Рег. номер EINECS	204-822-2
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E261
ChEBI	32029
ChemSpider	29104
ЛД₅₀	3250 мг/кг
Токсичность	Малотоксично. Пыль, попадая в лёгкие, глаза и длительно находясь на коже, вызывает раздражение.
Фразы риска (R)	R36/37/38
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Ацета́т ка́лия (калий уксуснокислый, CH₃COOK) — органическое соединение, калиевая соль уксусной кислоты.

Может быть получен при реакции основных соединений калия, таких как KOH (едкое кали, гидроксид калия) или карбонат калия — K₂CO₃, с уксусной кислотой:

2Ch4COOH+K2CO3 → 2Ch4COOK+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {2CH_{3}COOH+K_{2}CO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ 2CH_{3}COOK+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

Хранение и предосторожность[править | править код]

Рекомендуется избегать контакта ацетата калия с источниками воды, тепла, искр, открытым огнём и с сильными окисляющими средами.

Ацетат калия может использоваться как реагент-антиобледенитель, заменяющий хлориды, такие как хлорид кальция или хлорид магния. Его преимущество заключается в менее агрессивном воздействии на состав почвы и он менее коррозивен, что и является причиной его применения для очистки полос в аэропортах. Однако при этом он и дороже.
Ацетат калия применяется в составе средств пожаротушения класса K (огнегаситель) — по классификации средств пожаротушения США из-за его способности охлаждать и образовывать корку над горящим горючим (основное применение по классификации — тушение горящих масел).
Ацетат калия используется при заместительной терапии при диабетическом кетоацидозе из-за его способности разлагаться на бикарбонаты и снижать уровень кислотности
- Диабетический кетоацидоз — угрожающее жизни осложнение у пациентов с нелеченным диабетом (при хроническом высоком содержании сахара в крови). Чаще встречается у больных диабетом I типа, но может быть и у больных диабетом II типа при длительном стрессовом воздействии и/или инфекциях. Характеризуется кислой реакцией крови (при pH ниже 6,7 это несовместимо с жизнью) высоким уровнем кетоновых тел в крови и высокой концентрацией сахара в крови. Лечение состоит в снижении осмотического давления крови (вводится внутривенно много жидкости), замещении недостающих электролитов (обычное осложнение гипокалиемия — недостаток ионов калия), инъекция инсулина в смеси с глюкозой для нормализации обменных процессов.

Ацетат калия применяется как консервант и регулятор кислотности в пищевой промышленности. Как пищевая добавка, обозначается индексом E261 (вместе с диацетатом калия)^[1]. Входит в список пищевых добавок, разрешённых к применению в Российской Федерации^[2].
Ацетат калия используется в составе консервирующих растворов, закрепителей и для мумификации. В большинстве музеев мира сегодня применяют для этого формальдегидный метод, рекомендованный Кайзерлингом в 1897 году, при этом также используется ацетат калия^[3]. Например, тело В. И. Ленина было законсервировано в ванне раствора, в состав которого входил ацетат калия^[4].

Ацетат калия малотоксичен, однако при попадании в лёгкие, в глаза и на кожу является довольно сильным раздражителем.

Фторид калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 2 марта 2018; проверки требуют 10 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 2 марта 2018; проверки требуют 10 правок.

Фтори́д калия, фтористый калий — KF, калиевая соль плавиковой кислоты.

Фторид калия встречается в природе в виде редкого минерала кароббиитa.

Термодинамические параметры[править | править код]

Растворимость[править | править код]

Дипольный момент молекулы фторида калия равен 7,33 Дб.

Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °C равна 128,9 См·см²/моль.

Проявляет диамагнитные свойства.^[3]

Простым лабораторным методом получения фторида калия является растворение KOH или K₂CO₃ в плавиковой кислоте HF.
В природе фторид калия встречается редко, и поэтому для промышленного получения KF часто используют природный минерал флюорит (CaF₂), который спекают с поташом (K₂CO₃), затем выщелачивают, и после выпаривания воды получают достаточно чистый фторид калия.^[4]

Типичная соль. В водном растворе подвергается диссоциации:

KF ↔ K⁺ + F⁻.

Применяется при изготовлении кислотоупорных замазок и специальных стёкол.
В металлургии в качестве флюса.
Как реагент при фторировании органических соединений.
Для получения фторсодержащих соединений калия.
Кислые соли — гидрофториды, легкоплавкие кристаллические вещества, используемые как электролиты при получении элементарного фтора.

Фторид калия токсичен при ингаляции и проглатывании, при попадании на кожу вызывает раздражение. Смертельная доза фторида калия для крыс (LD₅₀), полученная орально, составляет 245 мг/кг массы тела^[5]

Нитрит калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 октября 2018; проверки требуют 2 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 октября 2018; проверки требуют 2 правки.

Нитри́т ка́лия (азотистокислый калий) — калиевая соль азотистой кислоты с формулой KNO₂. Представляет собой белый или слегка желтоватый кристаллический гигроскопический порошок. Очень хорошо растворим в воде. На воздухе медленно окисляется до нитрата калия КNO₃. Пищевая добавка E249. Используется как улучшитель окраски и консервант в пищевой промышленности в изделиях из мяса и рыбы.

Нитрит калия образует бесцветные или слегка желтоватые высоко гигроскопичные кристаллы, моноклинной сингонии, пространственная группа I m, параметры ячейки a = 0,677 нм, b = 0,499 нм, c = 0,445 нм, β = 101,75°, Z = 2.

Очень хорошо растворим в воде, растворение сопровождается понижением температуры. Раствор имеет слабо щелочную реакцию из-за гидролиза по аниону.

Кристаллы разрушаются при 360 °C (до достижения точки плавления которая равна 440 °C или 441 °C, при 100 КПа по данным польской и английской Википедии и 438 °C при давлении в 101325 Па ^[1], энтальпия плавления — 17 кДж/моль^[1]).

Выше этой температуры разлагается по схеме:

4KNO2⟶2K2O+2N2+3O2{\displaystyle {\mathsf {~4KNO_{2}\,\longrightarrow \,2K_{2}O+2N_{2}+3O_{2}}}}

Как и нитрит натрия является окислителем особенно при повышенных температурах и реагирует с металлами такими как алюминий (особенно в порошкообразной форме), обезвоженными соединениями аммония такими как сульфат аммония, цианидами и многими органическими соединениями.

На воздухе медленно доокисляется до нитрата калия KNO3{\displaystyle {\mathsf {~KNO_{3}}}}:

2KNO2+O2⟶ 2KNO3{\displaystyle {\mathsf {~2\,KNO_{2}+O_{2}\longrightarrow ~2\,KNO_{3}}}}

Нитриты можно выявить по характеристической реакции с сульфатом железа (II) в присутствии концентрированной серной кислоты (по образованию коричневого окрашивания).

Нахождение в природе и способы получения[править | править код]

В природе, нитриты появляются на промежуточных этапах азотного цикла — как при нитрификации (присоединении азота к соединениям) так и при денитрификации (отсоединении азота от соединений). В промышленности нитрит калия получают при реакции оксидов азота с гидроксидом калия.

Получается при окислении свинца нитратом калия:

KNO3+Pb⟶KNO2+PbO{\displaystyle {\mathsf {~KNO_{3}+Pb\,\longrightarrow \,KNO_{2}+PbO}}}

или в процессе термического разложения:

2KNO3⟶2KNO2+O2{\displaystyle {\mathsf {~2KNO_{3}\,\longrightarrow \,2KNO_{2}+O_{2}}}}

Нитрит калия как пищевая добавка Е249 (консервант) используется аналогично другим нитритам и солям (хлоридом натрия и нитритом натрия) — предотвращает образование ботулотоксина (образуется при жизнедеятельности палочки Clostridium botulinum). При добавлении к мясу образует нитрозомиоглобин, имеющий характерный красный цвет, который можно наблюдать в большинстве продуктов питания (колбасы, сосиски, и др.). Употребление продуктов, содержащих нитрит калия, вызывает жажду.
В Европейском союзе продажа нитрита калия для пищевых целей разрешена только в виде смеси с пищевой солью, с содержанием нитрита около 0,6 %^[2]. C 2013 года сходные правила действуют в России.
Нитрит калия применяется для диазотирования при производстве азо-красителей.
Нитрит калия применяется в аналитической химии для распознавания аминов.
Нитрит калия применяется в фотографии как сенсибилизатор.

Токсичен при проглатывании, при получении больших доз вызывает раздражение, цианоз, конвульсии, смерть (образует метгемоглобин). Раздражает кожу и глаза. Летальная доза LD50 для кроликов 200 мг/кг^[3]^[4].

Поступление нитритов с пищей оценивается в 31-185 или 40-100 мг в день^[5].

В питьевой воде, согласно требованиям ВОЗ 1970 и 2004 гг^[6]^[7], допускается содержание нитритов не более 44-50 мг на литр^[8].

Приемлемые уровни потребления нитритов для людей 3,7 — 7 мг / кг.^[8]

↑ ¹ ² Физические величины: Справочник/А. П. Бабичев, Н. А. Бабушкина, А. М. Братковский и др.; Под ред. И. С. Григорьева, Е. З. Мейлихова. — М.; Энергоатомиздат, 1991 −1232 с — ISBN 5-283-04013-5
↑ OPINIONS OF THE SCIENTIFIC COMMITTEE FOR FOOD ON: Nitrates and Nitrite / REPORTS OF THE SCIENTIFIC COMMITTEE FOR FOOD; European Commission, 1997
↑ Material Safety Data Sheet Potassium nitrite MSDS# 19480 . Fisher Scientific. 2005
↑ http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng1069.html POTASSIUM NITRITE — The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH), CDC
↑ Food sources of nitrates and nitrites: the physiologic context for potential health benefits Am J Clin Nutr July 2009 vol. 90 no. 1 1-10, doi:10.3945/ajcn.2008.27131. «DIETARY NITRATE AND NITRITE INTAKE ESTIMATES»
↑ World Health Organization. Recommendations; nitrate and nitrite. In: Guidelines for drinking water quality. 3rd ed. Geneva, Switzerland: WHO, 2004:417-20.
↑ Nitrate and nitrite in drinking-water (WHO/SDE/WSH/07.01/16/Rev/1), 2011
↑ ¹ ² Food sources of nitrates and nitrites: the physiologic context for potential health benefits Am J Clin Nutr July 2009 vol. 90 no. 1 1-10, doi:10.3945/ajcn.2008.27131. POTENTIAL HEALTH RISKS OF EXCESSIVE NITRATE AND NITRITE EXPOSURE

Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
IARC Monographs on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans VOLUME 94 «Ingested Nitrate and Nitrite, and Cyanobacterial Peptide Toxins», IARC, 2010 ISBN 978-92-832-1294-2, ISSN 1017-1606 (англ.)

Бензоат калия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 21 августа 2016; проверки требуют 5 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 21 августа 2016; проверки требуют 5 правок.

Бензоат калия (калийная соль бензойной кислоты) — химическое соединение, соль калия и бензойной кислоты с формулой C6H5COOK.

Твердый гигроскопичный порошок белого цвета, без запаха, растворимый в этиловом спирте. Малорастворим в метаноле, а в эфирах не растворяется.

Растворяется в воде, образует кристаллогидрат состава C6H5COOK•3H₂O, который теряет воду при 110°С.

Действие бензойной кислоты на карбонат калия: K2CO3+2C6H5COOH→100oC2C6H5COOK+CO2↑+h3O{\displaystyle K_{2}CO_{3}+2C_{6}H_{5}COOH{\xrightarrow {100^{o}C}}2C_{6}H_{5}COOK+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}
Окисление толуола в водном растворе перманганата калия.

C6H5Ch4+2KMnO4→h3OC6H5COOK+2MnO2+KOH+h3O{\displaystyle C_{6}H_{5}CH_{3}+2KMnO_{4}{\xrightarrow {H_{2}O}}C_{6}H_{5}COOK+2MnO_{2}+KOH+H_{2}O}