Kalium

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
Spring til navigation Spring til søgning
Kalium
Potassium.JPG
Sølv-hvidt
Periodiske system
Generelt
Atomtegn K
Atomnummer 19
Elektronkonfiguration 2, 8, 8, 1 Elektroner i hver skal: 2, 8, 8, 1. Klik for større billede.
Gruppe 1 (alkalimetal)
Periode 4
Blok s
CAS-nummer 7440-09-7 Rediger på Wikidata
PubChem 5462222 Rediger på Wikidata
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 Billede af blyant hentes fra Wikidata.

Kalium (kemisk symbol K, nummer 19 i det periodiske system, atommasse 39,102, naturlig forekomst ca 2,59%) er et såkaldt alkalimetal (alkalisk betyder basisk, dvs syreneutraliserende eller elektronafgivende). 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).

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.

Forekomst[redigér | redigér wikikode]

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]

Biologi[redigér | redigér wikikode]

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:

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.

Teknisk anvendelse[redigér | redigér wikikode]

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

Forbindelser[redigér | redigér wikikode]

Kost Tekst mangler, hjælp os med at skrive teksten

Eftervisning[redigér | redigér wikikode]

Ved forbrænding farver kalium flammen rødligt-violet.

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons har medier relateret til: