Большая Советская Энциклопедия (КА) - Большая Советская Энциклопедия "БСЭ" (читать книги онлайн бесплатно серию книг TXT) 📗

  Соч. в рус. пер.: Сцены из Саконталы, индийской драмы. [Предисл. и пер. Н. М. Карамзина], «Московский журнал», 1792, ч. 6, кн. 2—3; Санскритские поэмы, Вологда, 1890; Драмы, пер. К. Бальмонта, вступ. ст. С. Ф. Ольденбурга, М., 1916; Потомки Рагху, «Ленинград», 1940, № 15—16; Сакунтала, М., 1955; Избранное, М., 1956.

  Лит .: Кальянов В. И., Эрман В. Г., Калидаса. Очерк творчества, М., 1958; Пыжова О. В., Об эстетическом идеале Калидасы, в сборнике: Из истории эстетической мысли древности и средневековья, М,, 1961; Серебряков И. Д., Очерки древнеиндийской литературы, М., 1971; Иванова Н. М., Калидаса. Библиогр. указатель, М., 1957; Upadhuaya Bhagwat SaramIndia in Kalidasa, with foreword by E. Thomas, Allahabad, 1947; Ruben W., Kalidasa. Die menschliche Bedeutung seiner Werke, B., 1956.

  И. Д. Серебряков, В. Г. Эрман.

Калий

Ка'лий (Kalium), К, химический элемент 1 группы периодической системы Менделеева; атомный номер 19, атомная масса 39,098; серебряно-белый, очень лёгкий, мягкий и легкоплавкий металл. Элемент состоит из двух стабильных изотопов — ³⁹ K (93,08%), ⁴¹ K (6,91%) и одного слабо радиоактивного ⁴⁰ K (0,01%) с периодом полураспада 1,32×10⁹ лет.

  Историческая справка. Некоторые соединения К. (например, поташ, добывавшийся из древесной золы) были известны уже в древности; однако их не отличали от соединений натрия . Только в 18 в. было показано различие между «растительной щёлочью» (поташем K₂ CO₃ ) и «минеральной щёлочью» (содой Na₂ CO₃ ). В 1807 Г. Дэви электролизом слегка увлажнённых твёрдых едких кали и натра (KOH и NaOH) выделил К. и натрий и назвал их потассием и содием. В 1809 Л. В. Гильберт предложил название «калий» (от араб. аль-кали — поташ) и «натроний» (от араб. натрун — природная сода); последнее И. Я. Берцелиус в 1811 изменил на «натрий». Название «потассий» и «содий» сохранились в Великобритании, США, Франции и некоторых др. странах. В России эти названия в 1840-х гг. были заменены на «калий» и «натрий», принятые в Германии, Австрии и Скандинавских странах.

  Распространение в природе. К. — распространённый элемент: содержание в литосфере 2,50% по массе. В магматических процессах К., как и натрий, накапливается в кислых магмах, из которых кристаллизуются граниты и др. породы (среднее содержание К. 3,34%). К. входит в состав полевых шпатов и слюд . В основных и ультраосновных породах, богатых железом и магнием, К. мало. На земной поверхности К., в отличие от натрия, мигрирует слабо. При выветривании горных пород К. частично переходит в воды, но оттуда его быстро захватывают организмы и поглощают глины, поэтому воды рек бедны К. и в океан его поступает много меньше, чем натрия. В океане К. поглощается организмами и донными илами (например, входит в состав глауконита); поэтому океанические воды содержат лишь 0,038% К. — в 25 раз меньше, чем натрия. В прошлые геологические эпохи, особенно в пермском периоде (около 200 млн. лет назад) на поздних стадиях испарения морской воды в лагунах, после осаждения NaCl, кристаллизовались соли К. и магния — карналлит KCI×MgCI₂ ×6H₂ O и др. (Соликамское месторождение в СССР, Штасфуртское в ГДР и т.д.; см. Калийные соли ). В большинстве почв растворимых соединений К. мало, и культурные растения нуждаются в калийных удобрениях.

  Радиоактивный изотоп ⁴⁰ K — важный источник глубинного тепла, особенно в прошлые эпохи, когда этого изотопа было больше. При распаде ⁴⁰ K образуются ⁴⁰ Ca и аргон ⁴⁰ Ar, уходящий в атмосферу. Некоторые минералы К. не теряют аргона, и по его содержанию можно определить абсолютный возраст горных пород (т. н. калий-аргоновый метод).

  Физические и химические. свойства. К. — серебряно-белый, очень лёгкий и мягкий металл (без труда режется ножом). Кристаллическая решётка К. объёмно-центрированная кубическая, а = 5,33 Å. Ат. радиус 2,36 Å, ионный радиус К⁺ 1,33 Å. Плотность 0,862 г/см³ (20 °С), t_пл 63,55 °С, t_kип 760 °С; коэффициент термического расширения 8,33×10^-5 (0—50 °С); теплопроводность при 21 °С 97,13 вт/ (м ×К) [0,232 кал/ (см ×сек ×°С )]; удельная теплоёмкость (при 20 °С) 741,2 дж/ (кг ×К), т. е. 0,177 кал/ (г ×°С), удельное электросопротивление (при 20 °С) 7,118×10^-8ом ×м ; температурный коэффициент электросопротивления 5,8×10^-5 (20 °С). Твёрдость по Бринеллю 400 кн/м² (0,04 кгс/мм² ).

  Конфигурация внешней электронной оболочки атома К. 4s¹ в соответствии с чем его валентность в соединениях постоянно равна 1. Единственный валентный электрон атома К. более удалён от его ядра, чем валентные электроны лития и натрия, поэтому химическая активность К. выше, чем этих двух металлов. На воздухе, особенно влажном, К. быстро окисляется, вследствие чего его хранят в бензине, керосине или минеральном масле. При комнатной температуре К. реагирует с галогенами; при слабом нагревании соединяется с серой, при более сильном — с селеном и теллуром. При нагревании выше 200 °С в атмосфере водорода К. образует гидрид KH, самовоспламеняющийся на воздухе. Азот и К. не взаимодействуют даже при нагревании под давлением, но под влиянием электрического разряда эти элементы образуют азид К. KN₃ и нитрид К. K₃ N. При нагревании К. с графитом получаются карбиды KC₈ (при 300 °С) и KC₁₆ (при 360 °С). В сухом воздухе (или кислороде) К. образует желтовато-белую окись K₂ O и оранжевую перекись KO₂ (известны также перекиси K₂ O₂ и K₂ O₃ , получаемые действием кислорода на раствор К. в жидком аммиаке).

  К. весьма энергично, иногда со взрывом реагирует с водой, выделяя водород (2K + 2H₂ O = 2KOH + H₂ ), а также с водными растворами кислот, образуя соли. В аммиаке К. медленно растворяется; полученный синий раствор — сильный восстановитель. При нагревании К. отнимает кислород от окислов и солей кислородных кислот с образованием K₂ O и свободных металлов (или их окислов). К. со спиртами даёт алкоголяты, ускоряет полимеризацию олефинов и диолефинов, с галогеналкилами и галогенарилами образует калийалкилы и калийарилы. Присутствие К. легко определить по фиолетовому окрашиванию пламени.

  Получение и применение. В промышленности К. получают по обменным реакциям между металлическим натрием и KOH или же KCl, соответственно:

KOH + Na = NaOH + K

и

KCl + Na = NaCI + К.

  В первом случае реакция идёт между расплавленной гидроокисью KOH и жидким Na — противотоком в тарельчатой реакционной колонке из никеля при 380—440 °С. Во втором — через расплавленную соль KCl пропускают пары Na при 760—800 °С: выделяющиеся пары К. конденсируют. Возможно также получение К. нагреванием выше 200 °С смесей хлорида К. с алюминием (или кремнием) и известью. Получение К. электролизом расплавленных KOH или KCl мало распространено вследствие низких выходов К. по току и трудности обеспечения безопасности процесса.

  Основное применение металлического К. — приготовление перекиси К., служащей для регенерации кислорода (в подводных лодках и др.). Сплавы натрия с 40—90% К., сохраняющие жидкое состояние при комнатной температуре, используются в ядерных реакторах как теплоносители, как восстановители в производстве титана и как поглотители кислорода. Сельское хозяйство — главный потребитель солей К. (см. Калийные удобрения ; о применении соединений К. см. в соответствующих статьях).

  Лит.: Калий, в кн.: Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963; Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 3, М., 1970; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963.