Draslík

Jednoduchá látka draslík je měkký , stříbřitě bílý alkalický kov . V přírodě se draslík vyskytuje pouze ve sloučeninách s jinými prvky , například v mořské vodě , a také v mnoha minerálech .

Na vzduchu velmi rychle oxiduje a velmi snadno reaguje, zejména s vodou , za vzniku alkálie .

V mnoha vlastnostech je draslík velmi blízký sodíku , ale z hlediska biologické funkce a využití buňkami živých organismů jsou antagonistické .

Historie a původ jména

Sloučeniny draslíku se používaly od starověku. Výroba potaše (která se používala jako prací prostředek) tedy existovala již v 11. století . Popel vzniklý při spalování slámy nebo dřeva byl upraven vodou a vzniklý roztok ( louh ) byl po filtraci odpařen. Suchý zbytek kromě uhličitanu draselného K2C03 obsahoval síran draselný K2S04 , sodu a chlorid draselný KCl .

19. listopadu 1807 v Bakerově přednášce anglický chemik Davy oznámil uvolnění draslíku elektrolýzou roztaveného potaše (KOH) [3] (v rukopisu přednášky Davy uvedl, že draslík objevil 6. října , 1807 [4] ). Davy mu říkal „draslík“ ( lat. potasium [3] :32 ); toto jméno (ačkoli se dvěma s v některých jazycích ) je ještě běžně používané v angličtině, francouzštině, španělštině, portugalštině a polštině. Při elektrolýze mokrého louhu potaše KOH na rtuťové katodě získal amalgám draslíku a po destilaci rtuti čistý kov. Davy určil jeho hustotu, studoval jeho chemické vlastnosti, včetně rozkladu vody a absorpce vodíku.

V roce 1808 francouzští chemici Gay-Lussac a L. Tenard izolovali draslík chemicky kalcinací KOH s uhlím.

V roce 1809 navrhl německý fyzik L. V. Gilbert název „draslík“ ( lat. kalium , z arabštiny al-kali – potaš ). Tento název vstoupil do německého jazyka , odtud do většiny jazyků severní a východní Evropy (včetně ruštiny) a „vyhrál“ při výběru symbolu pro tento prvek - K.

Být v přírodě

Čistota draslíku v zemské kůře je 2,4 % (5. nejrozšířenější kov, 7. nejrozšířenější prvek v zemské kůře). Průměrná koncentrace v mořské vodě je 380 mg/l [5] .

Díky vysoké chemické aktivitě se draslík ve volném stavu v přírodě nenachází. Horninotvorný prvek, je součástí slíd , živců atd. Draslík je také součástí minerálů sylvin KCl, sylvinit KCl NaCl, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 6H 2 O a také přítomen v popelech některých rostlin jako uhličitan K 2 CO 3 ( potaš ). Draslík je součástí všech buněk (viz část „ Biologická role “ níže).

Vklady

Největší ložiska draslíku se nacházejí v Kanadě (výrobce PotashCorp ), Rusku (PJSC Uralkali , Berezniki , Solikamsk , území Perm , Verkhnekamskoye ložisko potašové rudy [6] ), Bělorusku (PO Belaruskali , Soligorsk , Starobinskoe ložisko potašových rud [7] ) .

Získání

Draslík, stejně jako ostatní alkalické kovy, se získává elektrolýzou roztavených chloridů nebo alkálií . Protože chloridy mají vyšší bod tání (600-650 °C ), elektrolýza roztavených alkálií se častěji provádí s přídavkem sody nebo potaše (až 12 %). Při elektrolýze roztavených chloridů se na katodě uvolňuje roztavený draslík a na anodě se uvolňuje chlór :

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

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

Během elektrolýzy hydroxidu draselného se na katodě uvolňuje také roztavený draslík a na anodě kyslík :

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

Voda z taveniny se rychle odpařuje. Aby se zabránilo interakci draslíku s chlórem nebo kyslíkem, je katoda vyrobena z mědi a nad ní je umístěn měděný válec. Vzniklý draslík v roztavené formě se shromažďuje ve válci. Anoda je také vyrobena ve formě válce z niklu (při elektrolýze alkálií) nebo grafitu (při elektrolýze chloridů).

Velký průmyslový význam mají také způsoby termochemického získávání:

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

a regenerace z taveniny chloridu draselného s karbidem vápníku , hliníkem nebo křemíkem [8] [9] .

Fyzikální vlastnosti

Draslík je stříbřitý kov s charakteristickým leskem na čerstvě vytvořeném povrchu. Velmi lehký a lehký. Poměrně dobře rozpustný ve rtuti , tvořící amalgámy . Po zavedení do plamene hořáku draslík (stejně jako jeho sloučeniny) zbarví plamen do charakteristické růžovofialové barvy [10] .

Draslík tvoří kubické krystaly , prostorová grupa I m 3 m , parametry buňky a = 0,5247 nm , Z = 2 .

Chemické vlastnosti

Elementární draslík, stejně jako ostatní alkalické kovy , vykazuje typické kovové vlastnosti a je velmi reaktivní a je silným redukčním činidlem. Čerstvý řez na vzduchu rychle zmatní v důsledku tvorby filmů sloučenin (oxidů a uhličitanů). Při delším kontaktu s atmosférou může zcela zkolabovat. S vodou reaguje výbušně. Musí být skladován pod vrstvou benzínu , petroleje nebo silikonu , aby se zabránilo kontaktu vzduchu a vody s jeho povrchem. S Na , Tl , Sn , Pb , Bi tvoří draslík intermetalické sloučeniny .

Interakce s jednoduchými látkami

Draslík při pokojové teplotě reaguje se vzdušným kyslíkem, halogeny; prakticky nereaguje s dusíkem (na rozdíl od lithia a sodíku). Při mírném zahřívání reaguje s vodíkem za vzniku hydridu (200–350 °C):

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

s chalkogeny (100–200 °C, E = S, Se, Te):

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

Při spalování draslíku na vzduchu vzniká superoxid draselný KO 2 (s příměsí K 2 O 2 ):

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

Při reakci s fosforem v inertní atmosféře vzniká zelený fosfid draselný (200 °C):

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

Interakce s komplexními látkami

Draslík při pokojové teplotě (+20 °C) aktivně reaguje s vodou, kyselinami, rozpouští se v kapalném čpavku (−50 °C) za vzniku tmavě modrého roztoku čpavku draselného .

{\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}]}}

Draslík hluboce obnovuje zředěné kyseliny sírové a dusičné :

{\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))

Když je kovový draslík kondenzován s alkáliemi, redukuje vodík hydroxoskupiny:

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

Při mírném zahřívání reaguje s plynným amoniakem za vzniku amidu (+65…+105 °C):

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

Kovový draslík reaguje s alkoholy za vzniku alkoholátů :

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

Alkoholáty alkalických kovů (v tomto případě ethoxid draselný ) jsou široce používány v organické syntéze.

Sloučeniny s kyslíkem

Když draslík interaguje se vzdušným kyslíkem , netvoří se oxid , ale peroxid a superoxid :

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

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

Oxid draselný lze získat zahřátím kovu na teplotu nepřesahující 180 °C v prostředí obsahujícím velmi málo kyslíku nebo zahřátím směsi superoxidu draselného s kovovým draslíkem:

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

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

Oxidy draslíku mají výrazné zásadité vlastnosti, prudce reagují s vodou, kyselinami a kyselými oxidy. Nemají žádnou praktickou hodnotu. Peroxidy jsou žlutobílé prášky, které, rozpustné ve vodě, tvoří alkálie a peroxid vodíku :

{\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 ))

Schopnost výměny oxidu uhličitého za kyslík se využívá v izolačních plynových maskách a na ponorkách. Jako absorbér se používá ekvimolární směs superoxidu draselného a peroxidu sodného. Není-li směs ekvimolární, pak v případě přebytku peroxidu sodného bude více plynu absorbováno než uvolněno (při absorbování dvou objemů CO 2 se uvolní jeden objem O 2 ) a tlak v uzavřeném prostoru prostor klesne a v případě přebytku superoxidu draselného (když jsou absorbovány dva objemy CO 2 uvolní tři objemy O 2 ) se uvolní více plynu, než se absorbuje a tlak stoupá.

V případě ekvimolární směsi (Na 2 O 2 : K 2 O 4 = 1:1) budou objemy absorbovaných a emitovaných plynů stejné (při absorbování čtyř objemů CO 2 se uvolní čtyři objemy O 2 ).

Peroxidy jsou silná oxidační činidla, proto se používají k bělení tkanin v textilním průmyslu.

Peroxidy se získávají kalcinací kovů na vzduchu zbaveném oxidu uhličitého .

Známý je také ozonid draselný KO 3 oranžově červené barvy. Lze jej získat interakcí hydroxidu draselného s ozonem při teplotě nepřesahující +20 ° C:

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

Ozonid draselný je velmi silné oxidační činidlo, například již při +50 °C oxiduje elementární síru na síran a disulfát :

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

Hydroxid

Hydroxid draselný (nebo kaustická potaš ) je tvrdý, bílý, neprůhledný, vysoce hygroskopický krystal, který taje při 360 °C. Hydroxid draselný je alkálie. Dobře se rozpouští ve vodě za uvolnění velkého množství tepla. Rozpustnost hydroxidu draselného při +20 °C ve 100 g vody je 112 g .

Aplikace

Kapalina při pokojové teplotě, slitina draslíku a sodíku se používá jako chladivo v uzavřených systémech, jako jsou rychlé neutronové atomové elektrárny . Kromě toho jsou široce používány jeho kapalné slitiny s rubidiem a cesiem . Slitina se složením 12 % sodíku, 47 % draslíku, 41 % cesia má rekordně nízkou teplotu tání −78 °C.
Sloučeniny draslíku jsou nejdůležitějším biogenním prvkem , a proto se používají jako hnojiva . Draslík je jedním ze tří základních prvků nezbytných pro růst rostlin spolu s dusíkem a fosforem . Na rozdíl od dusíku a fosforu je hlavním buněčným kationtem draslík . Jeho nedostatkem v rostlině je především narušena struktura membrán chloroplastů , buněčných organel, ve kterých probíhá fotosyntéza . Navenek se to projevuje žloutnutím a následným odumíráním listů. Se zavedením potašových hnojiv do rostlin se zvyšuje vegetativní hmota, produktivita a odolnost vůči škůdcům.
Draselné soli jsou široce používány v galvanickém pokovování , protože navzdory jejich relativně vysoké ceně jsou často rozpustnější než odpovídající sodné soli, a proto poskytují intenzivní provoz elektrolytů při zvýšené proudové hustotě .

Důležitá spojení

Bromid draselný se používá v lékařství a jako sedativum pro nervový systém.
Hydroxid draselný (žíravá potaš) se používá v alkalických bateriích a pro sušení plynů.
Uhličitan draselný ( potaš ) se používá jako hnojivo , při tavení skla, jako přísada do krmiva pro drůbež.
Chlorid draselný ( sylvin , "draselná sůl") se používá jako hnojivo.
Dusičnan draselný (dusičnan draselný ) - hnojivo, složka černého prachu .
Chloristan draselný a chlorečnan (bertoletová sůl) se používají při výrobě zápalek, raketového prachu, osvětlovacích náloží, výbušnin a galvanického pokovování.
Dvojchroman draselný (chromát) je silné oxidační činidlo , používá se k přípravě "chromové směsi" pro mytí chemického nádobí a při zpracování kůže ( činění ). Také se používá k odstranění čpavku , sirovodíku a fosfinu z acetylenu v acetylenových závodech .

Manganistan draselný je silné oxidační činidlo používané jako antiseptikum v lékařství a pro laboratorní výrobu kyslíku .
Vinan sodno-draselný ( Rochelleova sůl ) jako piezoelektrikum .
Dihydrofosforečnan a dideuterofosforečnan draselný ve formě monokrystalů v laserové technologii.
Peroxid draselný a superoxid draselný se používají k regeneraci vzduchu v ponorkách a v izolačních plynových maskách (absorbuje oxid uhličitý za uvolňování kyslíku).
Fluoroborát draselný je důležité tavidlo pro pájení ocelí a neželezných kovů.
Kyanid draselný se používá při galvanickém pokovování (stříbření, zlacení), těžbě zlata a nitrokarburizaci oceli . Extrémně jedovatý, jeden z nejsilnějších jedů .
Draslík spolu s peroxidem draselným se používá při termochemickém rozkladu vody na vodík a kyslík (draslíkový cyklus " Gas de France ", Francie).
Síran draselný se používá jako hnojivo.

Biologická role

Draslík je nejdůležitějším biogenním prvkem , zejména ve světě rostlin. Při nedostatku draslíku v půdě se rostliny velmi špatně vyvíjejí, klesá výnos, proto se asi 90 % vytěžených draselných solí používá jako hnojivo.

Draslík jako kationt je spolu s kationty sodíku základním prvkem tzv. sodno-draselné pumpy buněčné membrány, která hraje důležitou roli při vedení nervových vzruchů .

Draslík v lidském těle

Draslík je obsažen převážně v buňkách , až 40x více než v mezibuněčném prostoru. V procesu fungování buněk přebytek draslíku opouští cytoplazmu , a proto, aby se udržela koncentrace, musí být čerpán zpět pomocí sodíkovo-draselné pumpy . Draslík a sodík spolu funkčně souvisí a plní následující funkce:

vytvoření podmínek pro vznik membránového potenciálu a svalových kontrakcí,
udržování osmotické koncentrace krve,
udržování acidobazické rovnováhy ,
normalizace vodní bilance .

Doporučená denní dávka draslíku je 600 až 1 700 miligramů pro děti a 1 800 až 5 000 miligramů pro dospělé. Potřeba draslíku závisí na tělesné hmotnosti, fyzické aktivitě, fyziologickém stavu a klimatu místa bydliště. Zvracení , prodloužený průjem , hojné pocení , užívání diuretik zvyšují potřebu draslíku v těle.

Hlavními potravinovými zdroji draslíku jsou fazole (především bílé fazole ), špenát , zelí , datle , brambory , sladké brambory , sušené meruňky , meloun , kiwi , avokádo , pomelo , banány , brokolice , játra , mléko , ořechové máslo , citrusové plody , hrozny . Draslík je bohatý v rybách a mléčných výrobcích .

Téměř všechny druhy ryb obsahují více než 200 mg draslíku na 100 g . Množství draslíku v různých typech ryb se liší.

Zelenina , houby a bylinky mají také vysoký obsah draslíku, ale konzervované potraviny mohou mít mnohem nižší hladiny. Čokoláda obsahuje hodně draslíku .

K absorpci dochází v tenkém střevě . Vstřebávání draslíku usnadňuje vitamín B6 , těžký alkohol .

Při nedostatku draslíku se rozvíjí hypokalémie . Dochází k narušení činnosti srdečních a kosterních svalů . Dlouhodobý nedostatek draslíku může být příčinou akutní neuralgie .

S nadbytkem draslíku se rozvíjí hyperkalémie , jejímž hlavním příznakem je vřed tenkého střeva . Skutečná hyperkalémie může způsobit zástavu srdce.

Izotopy

Přírodní draslík se skládá ze tří izotopů . Dva z nich jsou stabilní: 39 K ( zastoupení izotopů 93,258 %) a 41 K (6,730 %). Třetí izotop 40 K (0,0117 %) je beta-aktivní s poločasem rozpadu 1,251 miliardy let. Relativně krátký poločas rozpadu a vysoké množství draslíku ve srovnání s uranem a thoriem znamená, že na Zemi před 2 miliardami let a dříve draslík-40 hlavní příspěvek k přirozenému radiačnímu pozadí. V každém gramu přírodního draslíku za sekundu se v průměru rozpadne 31,0 ± 0,3 40 K jader, díky čemuž například v lidském těle o hmotnosti 70 kg dochází každou sekundu ke 4000 radioaktivním rozpadům. Proto mohou být sloučeniny draslíku snadno dostupné v každodenním životě ( potaš , chlorid draselný , dusičnan draselný atd.) použity jako testovací radioaktivní zdroje pro testování dozimetrů pro domácnost . 40 K je spolu s uranem a thoriem považován za jeden z hlavních zdrojů geotermální energie uvolněné v nitru Země (celková rychlost uvolňování energie se odhaduje na 40–44 TW ). Minerály obsahující draslík postupně akumulují 40Ar , jeden z produktů rozpadu draslíku- 40 , což umožňuje měřit stáří hornin; metoda draslík-argon je jednou z hlavních metod jaderné geochronologie .

Jeden z umělých izotopů, 37 K, s poločasem rozpadu 1,23651 sekundy, se používá v experimentech ke studiu Standardního modelu slabé interakce [11] .

Viz také

banánový ekvivalent

Poznámky

↑ 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. Atomové hmotnosti prvků 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Sv. 85 , č. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ Chemická encyklopedie: v 5 tunách / Redakční rada: Knunyants I. L. (šéfredaktor). - M. : Sovětská encyklopedie, 1990. - T. 2. - S. 284. - 671 s. — 100 000 výtisků.
↑ 1 2 Davy, H. Bakerian Lecture, o některých nových jevech chemických změn produkovaných elektřinou, zejména o rozkladu pevných alkálií a výstavě nových látek, které tvoří jejich základy; a o obecné povaze alkalických těles (anglicky) // Philosophical Transactions of the Royal Society : journal. - 1808. - Sv. 98 . - str. 1-44 .
↑ Davy, John. Sebraná díla sira Humphryho Davyho (neopr.) . - London: Smith, Elder, and Company , 1839. - T. I. - S. 109.
↑ JP Riley a Skirrow G. Chemická oceánografie V. 1, 1965
↑ VKLAD DRASLÍKU . Získáno 18. března 2011. Archivováno z originálu dne 20. října 2011. (neurčitý)
↑ Chemické a agrochemické suroviny. (nedostupný odkaz) . Získáno 18. března 2011. Archivováno z originálu dne 21. května 2011. (neurčitý)
↑ Alabyshev A.F., Grachev K.D., Zaretsky S.A., Lantratov M.F. Sodík a draslík (získání, vlastnosti, aplikace). - L .: Stát. n.-t. Nakladatelství Chem. lit. - 1959. - S. 321.
↑ Chem. encyklopedie, v. 2, M.: Sov. encyklopedie, 1990, str. 562.
↑ Prvky: test barvy plamene . Datum přístupu: 26. ledna 2010. Archivováno z originálu 22. srpna 2011. (Ruština)
↑ P. D. Shidling a kol. Přesné měření poločasu rozpadu β+ 37 K // Fyzikální přehled C . - 2014. - Sv. 90. - P. 032501. - doi : 10.1103/PhysRevC.90.032501 . - arXiv : 1407.1742 .

Literatura

Pilipenko A. T. Sodík a draslík // Příručka elementární chemie. - 2. vyd. - Kyjev: Naukova Dumka, 1978. - S. 316-319.
Drozdov A. Zuřivé kovy // Encyklopedie pro děti. Chemie . - M .: Avanta +, 2002. - S. 184 -187. - ISBN 5-8483-0027-5 .
Achmetov N. S. Obecná a anorganická chemie. - M. : Vyšší škola, 2001.
Nekrasov BV Základy obecné chemie. — M .: Chemie, 1974.
Spitsyn V.I. , Martynenko L.I. Anorganická chemie. - M .: MGU, 1991, 1994.
Lidin R. A. a kol. , Prvky skupiny IA. Draslík // Chemické vlastnosti anorganických látek: Uch. příspěvek na vysoké školy. - 4. vyd. - M. : KolosS, 2003. - S. 29-40. — ISBN 5-9532-0095-1 .

Odkazy

Slovníky a encyklopedie

V bibliografických katalozích
BNF : 121440770 GND : 4139553-0 J9U : 987007529540605171 LCCN : sh85105593 NDL : 00565080 NKC : ph705338

Periodický systém chemických prvků D. I. Mendělejeva

osm

já

Čs

alkalických kovů	kovy alkalických zemin	Lanthanoidy	aktinidy	přechodné kovy
lehké kovy	Polokovy	nekovy	Halogeny	vzácné plyny

Řady elektrochemické aktivity kovů
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 , Ti , 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

alkalických kovů

Lithium
Li
Atomové číslo: 3
Atomová hmotnost: 6,941
Tepl. bod tání: 453,85 K
Tepl. bod varu: 1615 K
Hustota: 0,534 g/cm³
Elektronegativita: 0,98

Sodík
Na
Atomové číslo: 11
Atomová hmotnost: 22,98976928
Tepl. bod tání: 371,15 K
Tepl. bod varu: 1156 K
Hustota: 0,97 g/cm³
Elektronegativita: 0,96

Draslík
K
Atomové číslo: 19
Atomová hmotnost: 39,0983
Tepl. bod tání: 336,58 K
Tepl. bod varu: 1032 K
Hustota: 0,86 g/cm³
Elektronegativita: 0,82

Rubidium
Rb
Atomové číslo: 37
Atomová hmotnost: 85,4678
Tepl. bod tání: 312,79 K
Tepl. bod varu: 961 K
Hustota: 1,53 g/cm³
Elektronegativita: 0,82

Cesium
Cs
Atomové číslo: 55
Atomová hmotnost: 132,9054519
Tepl. bod tání: 301,59 K
Tepl. bod varu: 944 K
Hustota: 1,93 g/cm³
Elektronegativita: 0,79

Francium
Fr
Atomové číslo: 87
Atomová hmotnost: (223)
Tepl. bod tání: ~300 K
Tepl. bod varu: ~950 K
Hustota: 1,87 g/cm³
Elektronegativita: 0,7