• Artiklens indhold er godkendt af redaktionen

kalium

Oprindelige forfattere Bos, Gram, JRo-H og SERa Seneste forfatter Redaktionen

/@api/deki/files/14336/=ud_a_61974.mp3?revision=2

kalium, grundstof nr. 19 placeret i det periodiske systems 1. gruppe; atomtegn K. Kalium, der er et af alkalimetallerne, er et meget blødt, sølvhvidt metal, der reagerer voldsomt ved kontakt med atmosfærisk luft eller vand.

Ordet kalium kommer af kali og -ium til betegnelse af grundstof.

Kalium ligner natrium meget. Først i 1737 påviste H.L. Duhamel du Monceau (1700-82), at der er forskel mellem vegetabilsk alkali (kaliumcarbonat) og mineralsk alkali (natriumcarbonat). Kalium blev fremstillet af H. Davy i 1807 ved elektrolyse af smeltet kaliumhydroxid.

Geokemi og mineraler

Egenskaber
Nummer 19
Atomtegn K
Navn kalium
Relativ atommasse 39,0983
Densitet 0,86 g/cm3 (20 °C)
Smeltepunkt 63,25 °C
Kogepunkt 760 °C
Opdagelse 1807 (H. Davy)

Kalium er et lithofilt grundstof, der er koncentreret i jordskorpen og udgør ca. 2,4 % af dennes vægt. Det findes ikke som frit metal i naturen, men som silikater, klorider, carbonater, sulfater, fosfater, arsenater, borater og chromater samt som dobbeltsalte. Der kendes over 125 kaliummineraler; de mest almindelige er kalifeldspat, alkalifeldspat, glimmer (biotit og muskovit), lermineraler (illit) samt sylvin. Kaliumionen kan i mineraler erstattes af barium og rubidium pga. lignende ionstørrelse. Magmabjergarter har 0,3-4,5 vægtpct. kalium. I særlig kaliumrige provinser kan fx trachyter indeholde op til 8 vægtpct. kalium.

Havvand indeholder i gennemsnit 380 g/t, søvand 233 g/t, flodvand 6 g/t og nedbør 0,2 g/t. Saltopløsninger (brines) i olie- og gasfelter kan indeholde op til 2000 g/t, og saltsøer op til 1,5 vægtpct. kalium.

I sedimentære bjergarter findes kalium overvejende i feldspat, glimmer, illit og glaukonit, i magmatiske og metamorfe bjergarter i feldspat, glimmer og leucit og i saltforekomster (evaporitter) overvejende i sylvin. Kalium udvindes fra sylvin, sylvinholdigt stensalt og carnallit samt fra saltsøer.

Kalium har tre naturlige isotoper, 39K (93,11 %), 40K (0,01 %) og 41K (6,88 %), hvoraf 40K, der er radioaktive med en halveringstid på 1,3∙109 år, omdannes til gassen 40Ar. Dette udnyttes til aldersbestemmelse efter K-Ar-metoden. Ved henfaldet af 40K frigøres 1,13 J/g kalium pr. år. 40K udgjorde 3 % af alt kalium ved Jordens dannelse. Den radioaktive omdannelse af dette har frigjort energi nok til at smelte Jordens udgangsmateriale.

Teknisk fremstilling og anvendelse

Kalium udvindes ved elektrolyse af smeltet kaliumklorid. Med natrium danner det legeringer med meget lav smeltetemperatur, helt ned til −12 °C. Legeringerne bruges som kølemedium i lukkede systemer, fx i kernereaktorer. Kaliumklorid anvendes i kaligødning.

Forbindelser

Kaliumforbindelser er for det meste farveløse. De fleste er letopløselige i vand, dog er der undtagelser, fx kaliumhexakloroplatinat(IV), K2[PtCl6] og kaliumtetrafenylborat, K[B(C6H5)4], der begge anvendes til analyse for kalium. De fleste kaliumforbindelser er saltagtige og benævnes under et som kalisalte.

Halogenforbindelser findes fortrinsvis med kalium i oxidationstrin +1, fx af typen KX, hvor X betegner et af halogenerne. Det er saltagtige forbindelser, der er letopløselige i vand. Kaliumfluorid, KF, danner med hydrogenfluorid kaliumhydrogenfluorid, KHF2; det er et fast stof, der langsomt kan afgive hydrogenfluorid, som angriber glas og derved kan anvendes til mattering af dette.

Den vigtigste af halogenforbindelserne er kaliumklorid, KCl, der findes i naturen som mineralet sylvin. KCl udvindes bl.a. ved oprensning af dette og fra mineralet carnallit. Det indeholder ofte også brom, og der udvindes i den sammenhæng tillige kaliumbromid, KBr, som anvendes til fremstilling af sølvbromid til fotografiske film. I pulveriseret form finder kaliumbromid anvendelse som bindemiddel ved presning af tabletter til infrarød spektroskopi, idet forbindelsen er transparent over for infrarød stråling. Store enkrystaller anvendes som prismer i spektrografer for det infrarøde område.

Oxygenforbindelser. Når metallisk kalium brænder i luft eller i ren oxygen dannes kaliumdioxid, KO2, også kaldet kaliumsuperoxid. Kalium har også her oxidationstrin +1, da forbindelsen indeholder kaliumioner og superoxidioner, O2-. Stoffet kan anvendes som luftrensningsmiddel, fx i ubåde, idet det i fugtig luft reagerer med vand og carbondioxid og danner kaliumhydrogencarbonat og oxygen. Det er senere lykkedes at fremstille den tilsvarende natriumforbindelse, der per vægtenhed har en større rensningskapacitet end kaliumforbindelsen og derfor er mere effektiv.

Kalium danner med halogenerne en række oxoforbindelser. Kaliumklorat, KClO3, finder anvendelse som oxidationsmiddel i tændstikker og i fyrværkeri. Endvidere bruges det til fremstilling af klordioxid, der anvendes til blegning af papir. Kaliumjodat, KIO3, anvendes i den analytiske kemi, fx til titrering af stærke syrer og til analyse for kviksølv og andre stoffer, der kan oxideres af kaliumjodat.

Kaliumklorid er udgangsmateriale for flere teknisk vigtige forbindelser, såsom kaliumhydroxid, KOH, kaliumnitrat (salpeter eller kalisalper), KNO3, kaliumsulfat, K2SO4, og kaliumcarbonat, K2CO3. Kaliumhydroxid, der tidligere blev kaldt kalihydrat eller ætskali, vindes ved elektrolyse af en opløsning af kaliumklorid, hvorved der dannes hydrogen og klor samt en kaliumhydroxidopløsning med det ældre navn kalilud. Det faste stof kan fås ved inddampning af opløsningen. Kaliumhydroxid reagerer med fedtstoffer og danner flydende sæber og glycerol (forsæbning). Endvidere bruges det til at fjerne vand og carbondioxid fra luft samt i elektriske batterier. Kaliumnitrat findes i mindre mængder som mineral, men fremstilles fortrinsvis ud fra kaliumklorid og natriumnitrat. Kaliumnitrat er en af bestanddelene i krudt, men nok så vigtig er dets anvendelse som gødningsmiddel. Det indgår bl.a. i handelsvaren nitrofoska sammen med diammoniumfosfat og enten ammoniumklorid eller ammoniumsulfat. Også kaliumsulfat indgår i kunstgødninger. Det vindes ud fra kaliumklorid og magnesiumsulfat. Kaliumcarbonat blev tidligere kaldt potaske. Navnet kommer fra, at brændeaske tidligere blev behandlet med vand i jernpotter, hvorefter askens indhold af kaliumcarbonat blev udvundet ved inddampning af opløsningen. Navnet går igen i potassium, der på engelsk og fransk er betegnelsen for kalium. I dag fremstilles kaliumcarbonat hovedsageligt ud fra enten kaliumhydroxid og carbondioxid eller kaliumsulfat, calciumhydroxid, carbonmonoxid og ilt.

Andre forbindelser. En længe kendt forbindelse er det meget giftige kaliumcyanid, KCN, også kendt som cyankalium. Det fås ved opvarmning af kaliumhexacyanoferrat(II) og finder anvendelse til forsølvning, idet det i opløsning med sølvforbindelser danner ionen Ag(CN)2-, fra hvilken sølv ved elektrolyse udskilles i et jævnt lag. I mange anvendelser er kaliumcyanid nu erstattet af det billigere natriumcyanid, hvis egenskaber svarer til kaliumcyanids.

Kalium reagerer i en opslæmning i olie med hydrogen ved ca. 200 °C og danner forbindelsen kaliumhydrid, KH, en saltagtig forbindelse, der kan opfattes som værende sammensat af kaliumioner og hydridioner, H-. Forbindelsen kan bruges som reduktionsmiddel til at indføre hydrogen i organiske forbindelser, fx ketoner.

I lighed med de øvrige alkalimetaller opløses kalium i flydende ammoniak. Fortyndede opløsninger af alkalimetal i ammoniak har en blå farve. Mere koncentrerede opløsninger er kobberfarvede. Opløsningerne synes at indeholde elektroner, der afgives af alkalimetallet og optages af ammoniakmolekyler (se solvatisering).

Læs mere om kalium i underemnerne herunder.