Kalium

Det enkla ämnet kalium är en mjuk , silvervit alkalimetall . I naturen förekommer kalium endast i föreningar med andra element , till exempel i havsvatten , såväl som i många mineraler .

Det oxiderar mycket snabbt i luft och reagerar mycket lätt, särskilt med vatten , och bildar en alkali .

I många egenskaper är kalium mycket nära natrium , men ur synvinkel av biologisk funktion och användning av celler i levande organismer är de antagonistiska .

Namnets historia och ursprung

Kaliumföreningar har använts sedan urminnes tider. Så produktionen av kaliumklorid (som användes som rengöringsmedel) fanns redan på 1000-talet . Askan som bildades vid förbränning av halm eller ved behandlades med vatten och den resulterande lösningen ( lut ) indunstades efter filtrering. Den torra återstoden , förutom kaliumkarbonat K2CO3 , innehöll kaliumsulfat K2S04 , soda och kaliumklorid KCl .

Den 19 november 1807, i Baker-föreläsningen , rapporterade den engelske kemisten Davy frigörandet av kalium genom elektrolys av en smält kaliumklorid (KOH) [3] (i manuskriptet till föreläsningen angav Davy att han hade upptäckt kalium den 6 oktober , 1807 [4] ). Davy kallade honom "kalium" ( lat. kalium [3] :32 ); detta namn (om än med två s på vissa språk ) är fortfarande i vanligt bruk på engelska, franska, spanska, portugisiska och polska. Under elektrolysen av våt kaustikkali KOH på en kvicksilverkatod erhöll han ett kaliumamalgam och efter destillation av kvicksilver en ren metall. Davy bestämde dess densitet, studerade dess kemiska egenskaper, inklusive nedbrytning av vatten och absorption av väte.

År 1808 isolerade de franska kemisterna Gay-Lussac och L. Tenard kalium kemiskt genom att kalcinera KOH med kol.

År 1809 föreslog den tyske fysikern L. V. Gilbert namnet "kalium" ( lat. kalium , från arabiska al-kali - potash ). Detta namn kom in i det tyska språket , därifrån till de flesta språken i Nord- och Östeuropa (inklusive ryska) och "vann" när du valde en symbol för detta element - K.

Att vara i naturen

Kaliumclarken i jordskorpan är 2,4 % (den 5:e mest förekommande metallen, den 7:e vanligaste grundämnet i jordskorpan). Medelkoncentrationen i havsvatten är 380 mg/l [5] .

På grund av den höga kemiska aktiviteten finns inte kalium i det fria tillståndet i naturen. Bergbildande grundämne, ingår i glimmer , fältspat , etc. Kalium ingår också i mineralerna sylvin KCl, sylvinit KCl NaCl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 6H 2 O, och finns även i askan av vissa växter som K 2 CO 3 karbonat ( potaska ). Kalium är en del av alla celler (se avsnittet " Biologisk roll " nedan).

Insättningar

De största kaliumfyndigheterna finns i Kanada (tillverkare PotashCorp ), Ryssland (PJSC Uralkali , Berezniki , Solikamsk , Perm Territory , Verkhnekamskoye potash malmfyndighet [6] ), Vitryssland (PO Belaruskali , Soligorsk , Starobinskoe [7] fyndighet av kaliumklorid ) .

Får

Kalium, liksom andra alkalimetaller, erhålls genom elektrolys av smälta klorider eller alkalier . Eftersom klorider har en högre smältpunkt (600-650 ° C ), utförs elektrolys av smälta alkalier oftare med tillsats av soda eller kaliumklorid (upp till 12%). Under elektrolysen av smälta klorider frigörs smält kalium vid katoden och klor frigörs vid anoden :

{\mathsf {K^{+}+e^{-}\högerpil K}}

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

Under elektrolysen av kaliumhydroxid frigörs även smält kalium vid katoden och syre vid anoden :

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

Vattnet från smältan avdunstar snabbt. För att förhindra att kalium interagerar med klor eller syre, är katoden gjord av koppar och en kopparcylinder placeras ovanför den. Det bildade kaliumet i smält form samlas upp i cylindern. Anoden är också gjord i form av en cylinder av nickel (vid elektrolys av alkalier) eller grafit (vid elektrolys av klorider).

Metoder för termokemisk återvinning är också av stor industriell betydelse:

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

och återvinning från en kaliumkloridsmälta med kalciumkarbid , aluminium eller kisel [8] [9] .

Fysiska egenskaper

Kalium är en silverfärgad metall med en karakteristisk lyster på en nyformad yta. Mycket lätt och lätt. Relativt vällöslig i kvicksilver och bildar amalgamer . När det införs i brännarens låga, färgar kalium (liksom dess föreningar) lågan i en karakteristisk rosa-violett färg [10] .

Kalium bildar kubiska kristaller , rymdgrupp I m 3 m , cellparametrar a = 0,5247 nm , Z = 2 .

Kemiska egenskaper

Elementärt kalium, liksom andra alkalimetaller , uppvisar typiska metalliska egenskaper och är mycket reaktivt och är ett starkt reduktionsmedel. I luften mattas ett färskt snitt snabbt på grund av bildandet av filmer av föreningar (oxider och karbonater). Vid långvarig kontakt med atmosfären kan den kollapsa helt. Reagerar explosivt med vatten. Den måste förvaras under ett lager av bensin , fotogen eller silikon för att förhindra kontakt av luft och vatten med dess yta. Med Na , Tl , Sn , Pb , Bi bildar kalium intermetalliska föreningar .

Interaktion med enkla ämnen

Kalium vid rumstemperatur reagerar med atmosfäriskt syre, halogener; reagerar praktiskt taget inte med kväve (till skillnad från litium och natrium). Vid måttlig uppvärmning reagerar den med väte och bildar en hydrid (200–350 °C):

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

med kalkogener (100–200 °C, E = S, Se, Te):

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

När kalium förbränns i luft bildas kaliumsuperoxid KO 2 (med en blandning av K 2 O 2 ):

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

I reaktionen med fosfor i en inert atmosfär bildas grön kaliumfosfid (200 ° C):

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

Interaktion med komplexa ämnen

Kalium vid rumstemperatur (+20 °C) reagerar aktivt med vatten, syror, löser sig i flytande ammoniak (−50 °C) med bildning av en mörkblå lösning av kaliumammoniak .

{\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 återställer djupt utspädda svavelsyra och salpetersyra :

{\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))

När metalliskt kalium smälts samman med alkalier reducerar det vätet i hydroxogruppen:

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

Med måttlig uppvärmning reagerar den med gasformig ammoniak och bildar amid (+65...+105 °C):

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

Kaliummetall reagerar med alkoholer och bildar alkoholater :

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

Alkalimetallalkoholater (i detta fall kaliumetoxid ) används ofta i organisk syntes.

Föreningar med syre

När kalium interagerar med atmosfäriskt syre bildas inte oxid , utan peroxid och superoxid :

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

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

Kaliumoxid kan erhållas genom att värma metallen till en temperatur som inte överstiger 180 ° C i en miljö som innehåller mycket lite syre , eller genom att värma en blandning av kaliumsuperoxid med kaliummetall:

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

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

Kaliumoxider har uttalade basiska egenskaper, reagerar häftigt med vatten, syror och sura oxider. De har inget praktiskt värde. Peroxider är gulvita pulver som, lösliga i vatten, bildar alkalier och väteperoxid :

{\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 ))

Förmågan att byta ut koldioxid mot syre används i isolerande gasmasker och på ubåtar. En ekvimolär blandning av kaliumsuperoxid och natriumperoxid används som absorptionsmedel. Om blandningen inte är ekvimolär, i fallet med ett överskott av natriumperoxid, kommer mer gas att absorberas än som frigörs (när två volymer CO 2 absorberas frigörs en volym O 2 ), och trycket i den inneslutna utrymmet kommer att sjunka, och vid överskott av kaliumsuperoxid (när två volymer CO absorberas 2 frigörs tre volymer O 2 ) frigörs mer gas än vad som absorberas och trycket stiger.

I fallet med en ekvimolär blandning (Na 2 O 2 : K 2 O 4 = 1:1) kommer volymerna av absorberade och emitterade gaser att vara lika (när fyra volymer CO 2 absorberas frigörs fyra volymer O 2 ).

Peroxider är starka oxidationsmedel, så de används för att bleka tyger inom textilindustrin.

Peroxider erhålls genom att kalcinera metaller i luft fri från koldioxid .

Även känd är kaliumozonid KO 3 , orange-röd till färgen. Det kan erhållas genom interaktion av kaliumhydroxid med ozon vid en temperatur som inte överstiger +20 ° C:

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

Kaliumozonid är ett mycket starkt oxidationsmedel, till exempel oxiderar det elementärt svavel till sulfat och disulfat redan vid +50 °C:

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

Hydroxide

Kaliumhydroxid (eller kaustikkali ) är en hård, vit, ogenomskinlig, mycket hygroskopisk kristall som smälter vid 360°C. Kaliumhydroxid är en alkali. Det löser sig väl i vatten med frigöring av en stor mängd värme. Lösligheten för kaustikkali vid +20 °C i 100 g vatten är 112 g .

Applikation

Vätska vid rumstemperatur, en legering av kalium och natrium används som kylmedel i slutna system, såsom snabba neutronatomkraftverk . Dessutom används dess flytande legeringar med rubidium och cesium i stor utsträckning . En legering med en sammansättning av 12% natrium, 47% kalium, 41% cesium har en rekordlåg smältpunkt på -78 °C.
Kaliumföreningar är det viktigaste biogena elementet och används därför som gödningsmedel . Kalium är en av de tre grundämnen som är nödvändiga för växttillväxt tillsammans med kväve och fosfor . Till skillnad från kväve och fosfor är kalium den huvudsakliga cellulära katjonen . Med sin brist på en växt störs strukturen av kloroplasternas membran , cellorganellerna i vilka fotosyntesen äger rum, först av allt . Utåt visar detta sig i bladens gulning och efterföljande död. Med införandet av kaliumgödsel i växter ökar den vegetativa massan, produktiviteten och motståndet mot skadedjur.
Kaliumsalter används i stor utsträckning vid elektroplätering , eftersom de, trots sin relativt höga kostnad, ofta är mer lösliga än motsvarande natriumsalter och därför ger intensiv drift av elektrolyter vid ökad strömtäthet .

Viktiga anslutningar

Kaliumbromid används inom medicin och som lugnande medel för nervsystemet.
Kaliumhydroxid (kaustikkali) används i alkaliska batterier och för att torka gaser.
Kaliumkarbonat ( potaska ) används som gödningsmedel , vid glassmältning, som fodertillsats för fjäderfä.
Kaliumklorid ( sylvin , "kaliumsalt") används som gödningsmedel.
Kaliumnitrat ( kaliumnitrat ) - gödningsmedel, komponent av svartkrut .
Kaliumperklorat och klorat (bertoletsalt) används vid tillverkning av tändstickor, raketpulver, belysningsladdningar, sprängämnen och galvanisering.
Kaliumdikromat (krom) är ett starkt oxidationsmedel , som används för att framställa en "kromblandning" för diskning av kemiska rätter och vid läderbearbetning ( garvning ). Används även för att avlägsna ammoniak , vätesulfid och fosfin från acetylen i acetylenanläggningar .

Kaliumpermanganat är ett starkt oxidationsmedel som används som ett antiseptiskt medel inom medicin och för syreproduktion i laboratoriet .
Natriumkaliumtartrat ( Rochelles salt ) som ett piezoelektriskt medel .
Kaliumdihydrofosfat och dideuterofosfat i form av monokristaller inom laserteknik.
Kaliumperoxid och kaliumsuperoxid används för luftregenerering i ubåtar och i isolerande gasmasker (absorberar koldioxid med frigörande av syre).
Kaliumfluorborat är ett viktigt flussmedel för lödning av stål och icke-järnmetaller.
Kaliumcyanid används vid galvanisering (försilvning, förgyllning), guldbrytning och nitrokarburering av stål . Extremt giftig, ett av de starkaste gifterna .
Kalium tillsammans med kaliumperoxid används i den termokemiska nedbrytningen av vatten till väte och syre (kaliumcykeln " Gas de France ", Frankrike).
Kaliumsulfat används som gödningsmedel.

Biologisk roll

Kalium är det viktigaste biogena elementet , särskilt i växtvärlden. Med brist på kalium i jorden utvecklas växter mycket dåligt, avkastningen minskar, så cirka 90% av de extraherade kaliumsalterna används som gödningsmedel.

Kalium som katjon, tillsammans med natriumkatjoner, är grundelementet i den så kallade natrium-kaliumpumpen i cellmembranet, som spelar en viktig roll i ledningen av nervimpulser .

Kalium i människokroppen

Kalium finns mestadels i celler , upp till 40 gånger mer än i det intercellulära utrymmet. I processen för cellfunktion lämnar överskott av kalium cytoplasman , därför, för att bibehålla koncentrationen, måste det pumpas tillbaka med hjälp av natrium-kalium-pumpen . Kalium och natrium är funktionellt relaterade till varandra och utför följande funktioner:

skapa förutsättningar för uppkomsten av membranpotential och muskelsammandragningar,
bibehålla den osmotiska koncentrationen av blod,
bibehålla syra-basbalansen ,
normalisering av vattenbalansen .

Det rekommenderade dagliga intaget för kalium är 600 till 1 700 milligram för barn och 1 800 till 5 000 milligram för vuxna. Behovet av kalium beror på kroppsvikt, fysisk aktivitet, fysiologiskt tillstånd och klimatet på bostadsorten. Kräkningar , långvarig diarré , kraftig svettning , användning av diuretika ökar kroppens behov av kalium.

De viktigaste matkällorna för kalium är bönor (främst vita bönor ), spenat , kål , dadlar , potatis , sötpotatis , torkade aprikoser , melon , kiwi , avokado , pomelo , bananer , broccoli , lever , mjölk , nötsmör , citrus druvor . Kalium finns rikligt i fisk och mejeriprodukter .

Nästan alla sorter av fisk innehåller mer än 200 mg kalium per 100 g . Mängden kalium i olika typer av fisk varierar.

Grönsaker , svampar och örter innehåller också mycket kalium, men konserver kan ha mycket lägre nivåer. Choklad innehåller mycket kalium .

Absorption sker i tunntarmen . Absorptionen av kalium underlättar vitamin B6 , svår alkohol .

Med brist på kalium utvecklas hypokalemi . Det finns kränkningar av arbetet i hjärt- och skelettmusklerna . Långvarig kaliumbrist kan vara orsaken till akut neuralgi .

Med ett överskott av kalium utvecklas hyperkalemi , för vilket huvudsymptomet är ett sår i tunntarmen . Sann hyperkalemi kan orsaka hjärtstillestånd.

Isotoper

Naturligt kalium består av tre isotoper . Två av dem är stabila: 39 K ( isotopisk förekomst 93,258 %) och 41 K (6,730 %). Den tredje isotopen 40 K (0,0117%) är betaaktiv med en halveringstid på 1,251 miljarder år. Den relativt korta halveringstiden och höga förekomsten av kalium jämfört med uran och torium gör att på jorden, för 2 miljarder år sedan och tidigare, var kalium-40 det huvudsakliga bidraget till den naturliga strålningsbakgrunden. I varje gram naturligt kalium per sekund sönderfaller i genomsnitt 31,0 ± 0,3 40 K kärnor, på grund av vilket, till exempel, i en människokropp som väger 70 kg inträffar cirka 4000 radioaktiva sönderfall varje sekund. Därför kan kaliumföreningar som är lätt tillgängliga i vardagen ( kali, kaliumklorid , kaliumnitrat , etc. ) användas som radioaktiva testkällor för att testa hushållsdosimetrar . 40 K, tillsammans med uran och torium, anses vara en av de viktigaste källorna till geotermisk energi som frigörs i jordens inre (den totala energiutsläppshastigheten uppskattas till 40–44 TW ). Mineraler som innehåller kalium ansamlas gradvis 40Ar , en av sönderfallsprodukterna av kalium- 40 , vilket gör det möjligt att mäta åldern på stenar; Kalium-argonmetoden är en av de viktigaste metoderna för kärngeokronologi .

En av de konstgjorda isotoperna, 37 K, med en halveringstid på 1,23651 sekunder, används i experiment för att studera standardmodellen för den svaga interaktionen [11] .

Se även

bananmotsvarighet

Anteckningar

↑ 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. Grundämnenas atomvikter 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85 , nr. 5 . - P. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ Chemical Encyclopedia: i 5 ton / Redaktionsråd: Knunyants I. L. (chefredaktör). - M. : Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 284. - 671 sid. — 100 000 exemplar.
↑ 1 2 Davy, H. The Bakerian Lecture, om några nya fenomen av kemiska förändringar framkallade av Elektricitet, särskilt nedbrytningen av de fixerade alkalierna och utställningen av de nya substanser, som utgöra deras baser; and on the general Nature of alkaline Bodies (engelska) // Philosophical Transactions of the Royal Society : journal. - 1808. - Vol. 98 . - S. 1-44 .
↑ Davy, John. The Collected Works of Sir Humphry Davy (neopr.) . - London: Smith, Elder, and Company , 1839. - T. I. - P. 109.
↑ JP Riley och Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
↑ KALIUMDEPOSITION . Hämtad 18 mars 2011. Arkiverad från originalet 20 oktober 2011. (obestämd)
↑ Kemiska och agrokemiska råvaror. (inte tillgänglig länk) . Hämtad 18 mars 2011. Arkiverad från originalet 21 maj 2011. (obestämd)
↑ Alabyshev A.F., Grachev K.D., Zaretsky S.A., Lantratov M.F. Natrium och kalium (erhålla, egenskaper, tillämpning). - L .: Stat. n.-t. Publishing House of Chem. belyst. - 1959. - S. 321.
↑ Chem. uppslagsverk, v. 2, M.: Sov. uppslagsverk, 1990, sid. 562.
↑ Element: flamma färg test . Datum för åtkomst: 26 januari 2010. Arkiverad från originalet den 22 augusti 2011. (ryska)
↑ P.D. Shidling et al. Precisionsmätning av halveringstid av β+-sönderfallet på 37 K // Fysisk granskning C . - 2014. - Vol. 90. - P. 032501. - doi : 10.1103/PhysRevC.90.032501 . - arXiv : 1407.1742 .

Litteratur

Pilipenko A. T. Natrium och kalium // Handbok i elementär kemi. - 2:a uppl. - Kiev: Naukova Dumka, 1978. - S. 316-319.
Drozdov A. Furious metals // Encyclopedia for children. Kemi . - M . : Avanta +, 2002. - S. 184 -187. - ISBN 5-8483-0027-5 .
Akhmetov N. S. Allmän och oorganisk kemi. - M . : Högre skola, 2001.
Nekrasov BV Grunderna i allmän kemi. — M .: Kemi, 1974.
Spitsyn V.I. , Martynenko L.I. Oorganisk kemi. - M. : MGU, 1991, 1994.
Lidin R. A. et al. Element av IA-gruppen. Kalium // Kemiska egenskaper hos oorganiska ämnen: Uch. ersättning för universitet. - 4:e uppl. - M. : KolosS, 2003. - S. 29-40. — ISBN 5-9532-0095-1 .

Länkar

Ordböcker och uppslagsverk

I bibliografiska kataloger
BNF : 121440770 GND : 4139553-0 J9U : 987007529540605171 LCCN : sh85105593 NDL : 00565080 NKC : ph705338

Periodiskt system av kemiska element av D. I. Mendeleev

ett

tio

ett

han

Vara

fyra

Som

Obs

jag

På

centimeter

jfr

Nej

alkaliska metaller	alkaliska jordartsmetaller	Lantanider	Aktinider	övergångsmetaller
lättmetaller _	Halvmetaller	icke-metaller	Halogener	ädelgaser

Elektrokemisk aktivitet serie av metaller
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 , H 2 , W , Sb , Bi , Ge , Re , Cu , Tc , Te , Rh , Po , Hg , Ag , Pd , Os , Ir , Pt , Au

alkaliska metaller

Litium
Li
Atomnummer: 3
Atommassa: 6.941
Temp. smältpunkt: 453,85 K
Temp. kokpunkt: 1615 K
Densitet: 0,534 g/cm³
Elektronegativitet: 0,98

Sodium
Na
Atomnummer: 11
Atommassa: 22,98976928
Temp. smältpunkt: 371,15 K
Temp. kokpunkt: 1156 K
Densitet: 0,97 g/cm³
Elektronegativitet: 0,96

Kalium
K
Atomnummer: 19
Atommassa: 39,0983
Temp. smältpunkt: 336,58 K
Temp. kokpunkt: 1032 K
Densitet: 0,86 g/cm³
Elektronegativitet: 0,82

Rubidium
Rb
Atomnummer: 37
Atommassa: 85,4678
Temp. smältpunkt: 312,79 K
Temp. kokpunkt: 961 K
Densitet: 1,53 g/cm³
Elektronegativitet: 0,82

Cesium
Cs
Atomnummer: 55
Atommassa: 132.9054519
Temp. smältpunkt: 301,59 K
Temp. kokpunkt: 944 K
Densitet: 1,93 g/cm³
Elektronegativitet: 0,79

Francium
Fr
Atomnummer: 87
Atommassa: (223)
Temp. smältpunkt: ~300 K
Temp. kokpunkt: ~950 K
Densitet: 1,87 g/cm³
Elektronegativitet: 0,7