Kalium er et sølvhvitt metall. Det er mykt og kan lett skjæres med kniv. Smeltepunktet og tettheten er lavere enn for natrium. Det skyldes at kaliumatomet er større enn natriumatomet. Kaliummetall oksideres lett og reagerer heftig med vann.

Kalium er det tredje grunnstoffet  i gruppe 1 (alkalimetallene) i periodesystemet

Det er to stabile isotoper av kalium: 39K (93,26 %) og 41K (6,73 %), og en radioaktiv isotop av kalium: 40K (0,012 %) med halveringstid 1,28·109 år.

Siden halveringstiden for 40K er så lang har isotopen eksistert siden Jordens dannelse. 89 % spaltes i et elektron og et 40Ca-atom og 11 % fanger et elektron og omdannes til et 40Ar-atom. Denne omdanningen av kalium til argon ligger til grunn for kalium-argonmetoden for aldersbestemmelse av mineraler.

Kalium utgjør 1,7 masseprosent av jordskorpen. De mest alminnelige kaliumholdige mineralene er ortoklas, KAlSi3O8, og muskovitt, KAl2AlSi3O10. Ved forvitring av disse silikatene frigjøres kaliumioner som blir absorbert i jordbunnen. Natriumioner som dannes på lignende måte og i lignende mengder, blir ikke absorbert i samme grad av jordbunnen, og føres ut i havet. Havvann inneholder derfor langt mindre kaliumioner (0,04 %) enn natriumioner (1,1 %).

De viktigste kildene til kalium er kaliumkloridsylvin og karnalitt, KCl·MgCl2·6H2O. Særlig rike saltleier finnes i Russland, Tyskland og Frankrike. Noen av de største forekomstene finnes i Uralfjellene og i Saskatchewan i Canada. USA har også store forekomster av kaliumsalter, til dels i form av saltholdige innsjøer. Betydelige mengder finnes også i det Kaspiske hav og Dødehavet.

Alt i alt blir Jordens reserver av kaliumsalter anslått til over 100 milliarder tonn.

Kalium kan fremstilles ved elektrolyse av vannfritt, smeltet kaliumhydroksid, KOH, eller ved omsetning av kalsiumkarbid med kaliumfluorid:

CaC2(s) + 2KF(s) → CaF2(s) + 2C(s) + 2K(l)

Den viktigste metoden er reduksjon av smeltet kaliumklorid med flytende natrium ved 850 °C i en beskyttende atmosfære av nitrogen. Kalium fordamper, og dampen kondenseres. Metallet renses til slutt ved fraksjonert destillasjon.

Kaliummetall reagerer allerede ved romtemperatur raskt med luft og vann. Det må derfor oppbevares under vann- og luftfrie betingelser, for eksempel i petroleum. Kalium vil flyte på vann, men vil smelte på grunn av den store reaksjonsvarmen som utvikles ved reduksjonen av vann til hydrogen (som umiddelbart antennes):

2K(s) + 2H2O(l) → 2K+(aq) + OH(aq) + H2(g)

Ved oppvarming i luft brenner kalium hovedsakelig til kaliumperoksid

I sine forbindelser er kalium enverdig (oksidasjonstall +I). Ved oppvarming i luft brenner kalium hovedsakelig til kaliumhyperoksid, KO2.

Kaliumforbindelser er oftest lett løselige i vann. Slike løsninger så vel som faste forbindelser er fargeløse, såfremt ikke anionet er farget.

Kalium og dets forbindelser gir en rødfiolett flammeprøve. Flammen iakttas best gjennom blåfarget koboltglass, fordi kaliumflammens farge ellers lett blir overskygget av den kraftigere, gule natriumflammen fra uunngåelige forurensninger.

Metallisk kalium blir brukt ved synteser i organisk kjemi. Fordi kalium lett avgir det ytterste elektronet ved bestråling med lys, er metallet blitt brukt i fotoceller.

Natrium og kalium danner lavtsmeltelige legeringer. Lavest smeltepunkt, –12,3 °C, har en legering med 77 % kalium og 23 % natrium. Slike legeringer brukes som varmeoverføringsmedium i kjernereaktorer.

Mesteparten av kaliumet som produseres blir brukt til fremstilling av kaliumhyperoksid. Det blir blant annet brukt som oksygenkilde i oksygenmasker.

Den viktigste anvendelsen av kaliumforbindelser er som kaliumgjødsel.

Kalium er livsnødvendig både for mennesker, dyr og planter. Planterøttene opptar større mengder kaliumioner enn andre kationer. Kalium finnes fortrinnsvis inne i cellene og foreligger dels som K+-ioner i cellevæsken, dels bundet til cellenes plasmakolloider, og spiller der en viktig rolle både i forbindelse med osmotiske forhold i cellene og for stoffskifteprosessene. Kalium er også uunnværlig for fotosyntesen og åndedrettet og aktiverer dessuten en rekke enzymer. Videre er det viktig at kalium er til stede inne i cellen i større mengde enn natrium, mens det utenfor cellen er omvendt. Dette har betydning for utløsning av muskel- og nerveimpulser med mer. I plantene fører kaliummangel blant annet til at sukker og aminosyremengder anrikes, samtidig som cellulose- og proteindannelsen blir nedsatt.

Fordi kalium inngår i menneskekroppen, blir kroppen kontinuerlig utsatt for radioaktiv stråling fra 40K. Denne strålingen utgjør 62 becquerel (Bq) per kg, og for en person som veier 70 kg utgjør dette 4200–4300 Bq.

Kalium- og natriumsalter var kjente og i bruk fra oldtiden. De gikk under forskjellige navn, og da de hadde lignende kjemiske egenskaper, skilte man ikke mellom dem, selv om de kom fra forskjellige kilder.

Den tyske kjemikeren Martin Heinrich Klaproth var den første som hevdet at karbonatene av natrium og kalium var forskjellige. Han kalte stoffet fra planteriket  kali og stoffet fra mineralriket natron

I 1807 lyktes det Humphry Davy  å fremstille et metall ved elektrolyse av kaustisk pottaske. Han hevdet at det var et grunnstoff som han kalte potassium. Da den tyske kjemikeren Ludwig Wilhelm Gilbert (1769–1824) omtalte Davys oppdagelse, kalte han grunnstoffet kalium, fra Klaproths kali.

Da Berzelius i 1813 foreslo kjemiske symboler for grunnstoffene, kalte han først kalium for Po, etter potassium, men han byttet symbolet til K for kalium året etter.

Potassium er fortsatt navnet på grunnstoffet i engelsk og fransk, mens på andre språk kalles grunnstoffet kalium.

Kjemisk symbol K
Atomnummer 19
Atomvekt 39,0983
Smeltepunkt 63,70 °C
Kokepunkt 756 °C
Tetthet 0,856 g/cm3
Oksidasjonstall +I
Elektronkonfigurasjon [Ar]4s1

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål om eller kommentarer til artikkelen?

Kommentaren din vil bli publisert under artikkelen, og fagansvarlig eller redaktør vil svare når de har mulighet.

Du må være logget inn for å kommentere.