Kalium: Grundstof med atomnummer 19

Alkalimetaller er medlemmer af den første hovedgruppe i det periodiske system. Ordet kalium stammer fra arab. al-qali, "planteaske". Det engelske navn, potassium, kommer af "potash" (potaske).

Kalium
Sølv-hvidt
Periodiske system
Generelt
Atomtegn	K
Atomnummer	19
Elektronkonfiguration	2, 8, 8, 1
Gruppe	1 (alkalimetal)
Periode	4
Blok	s
CAS-nummer	7440-09-7
PubChem	5462222
Atomare egenskaber
Atommasse	39,0983(1)
Atomradius	220 pm
Kovalent radius	196 pm
Van der Waals-radius	275 pm
Elektronkonfiguration	[Ar] 4s1
Elektroner i hver skal	2, 8, 8, 1
Kemiske egenskaber
Oxidationstrin	1
Elektronegativitet	0,82 (Paulings skala)
Fysiske egenskaber
Tilstandsform	fast stof
Krystalstruktur	kubisk, I-centreret
Massefylde (fast stof)	0,89 g/cm3
Massefylde (væske)	0,828 g/cm3
Smeltepunkt	63,38 °C
Kogepunkt	759 °C
Smeltevarme	2,321 kJ/mol
Fordampningsvarme	76.90 kJ/mol
Varmefylde	29600 J·mol–1K–1
Varmeledningsevne	102,5 W·m–1K–1
Varmeudvidelseskoeff.	83,3 µm/(m·K)
Elektrisk resistivitet	72,0 nΩ·m (20 °C)
Mekaniske egenskaber
Forskydningsmodul	1,3 GPa
Kompressibilitetsmodul	3,1 GPa
Hårdhed (Mohs' skala)	0,4
Hårdhed (Brinell)	0,363 MPa
Information med symbolet hentes fra Wikidata.  [ redigér på Wikidata ]
v d r

Kemisk set udviser kalium og alle andre alkalimetaller stor reaktionskraft, hvilket skyldes, at de kun indeholder én uparret elektron i den yderste skal. Kalium overgår således også natrium.

Med vand reagerer kalium heftigt under dannelse af kaliumhydroxid og frigivelse af brint. Reagerer kalium med et halogen, dannes der et salt.

Som metal har kalium den typiske, metalliske "farve", stor elektrisk ledningsevne og udsendelse af elektromagnetisk stråling ved høje temperaturer, eller når metallet bliver exciteret af andre energirige stråler.

På grund af alkalimetallernes høje reaktionskraft forekommer kalium aldrig ubundet i naturen. I normal luft bliver overfladen af metallisk kalium oxideret inden for nogle få sekunder, hvorved den får en blåligt glimtende overflade.

I tør ilt brænder kalium med en violet flamme til kaliumsuperoxid KO₂. I fugtig luft reagerer det videre med vanddamp og kultveilte til kaliumcarbonat.

I flydende ammoniak kan kalium som alle andre alkalimetaller opløses, hvorved der dannes en stærkt reducerende, blå opløsning, der indeholder solvatiserede elektroner.

Med halogenerne brom og jod omsætter kalium sig under detonation til de tilsvarende halogenider.

I naturen forekommer kalium kun som kation i forbindelser. I havvand andrager den gennemsnitlige koncentration sig til ca. 0,38 gK⁺/l.

Naturligt forekommende kaliumholdige mineraler er:

• Sylvin – KCl
• Sylvinit – KCl * NaCl
• Carnalit – KCl * MgCl₂ * 6 H₂O
• Kainit – KCl * MgSO₄ * 3 H₂O
• Schönit – K₂SO₄ * MgSO₄ * 6 H₂O
• Polyhalit – K₂SO₄ * MgSO₄ * MgSO₄ * 2 CaSO₄
• Orthoklas (Kalifeldspat) – K[AlSi₃O₈]

Vandopløslige kaliumsalte bliver brugt som gødningsmiddel, idet planternes rødder ret nemt kan optage disse salte i modsætning til de i landbrugsjord naturligt forekommende kaliumsilikatforbindelser.

Vigtige kaliumholdige gødningsmidler er:

• Kaliammonsalpeter
• Nitrophoska
• Hakaphos

Kalium er som mineral essentielt, altså livsvigtigt, frem for alt i dets funktion som natriumantagonist (modspiller), se Natrium-kalium-pumpen. Kalium findes i blodet i koncentrationer omkring 5-5,5 mmol/L. Kalium er desuden hovedansvarlig for opretholdelsen af det cellulære hvilemembranpotential.

Metallisk kalium har kun ringe teknisk betydning, idet det kan erstattes med det billigere natrium.

Ellers kendes følgende anvendelsesområder:

• Kaliumoxid som gødningsstof
• Kaliumnitrat som skydepulver
• Kaliumcarbonat (potaske) i glasindustrien og som hævemiddel i fx brunkager
• Eutektikum, NaK, som varmetransfermedium

  Tekst mangler, hjælp os med at skrive teksten

Ved forbrænding farver kalium flammen rødligt-violet.

Wiki Commons har medier relateret til: Kalium