Kalium

mini|Humphry Davy, Entdecker des Kaliums mini|Kalium unter Tetrahydrofuran

Kalium (lateinisch, von ) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol K (früher vereinzelt auch Ka) und der Ordnungszahl 19. Im Periodensystem steht es in der ersten Hauptgruppe bzw. der 1. IUPAC-Gruppe und zählt zu den Alkalimetallen.

In reiner Form ist Kalium ein silbergraues, sehr reaktives, sehr weiches, duktiles und ätzendes Metall. Durch Oxidation kann es bläulich oder gelblich aussehen. Kalium ist das siebthäufigste Element in der Erdhülle und kommt in zahlreichen Mineralen vor. Aufgrund seiner enormen Reaktionsfreudigkeit ist es in reiner Form in der Natur überhaupt nicht anzutreffen, auch wird es deshalb meistens in Mineralöl aufbewahrt.

Kalium ist ein essenzielles Mengenelement, welches viele Funktionen im menschlichen Körper ausführt. Die wichtigsten Nahrungsquellen für Kalium sind Obst und Gemüse. Reines Kalium wurde 1807 erstmals von Humphry Davy hergestellt. Auf der Erde kommen hauptsächlich die stabilen Isotope Kalium-39 und Kalium-41 vor. Das schwach radioaktive Isotop Kalium-40 kommt nur in Spuren vor, ist aber das häufigste Radionuklid im menschlichen Körper.

Geschichte Verbindungen des Kaliums sind schon seit dem Altertum bekannt und wurden zum Beispiel als Dünger oder in der Seifenherstellung verwendet. Aufgrund der hohen Reaktivität des reinen Elements gelang dessen Darstellung jedoch erst im 19. Jahrhundert. Am 19. November 1807Humphry Davy: The Bakerian Lecture, on some new phenomena of chemical changes produced by electricity, particularly the decomposition of the fixed alkalies, and the exhibition of the new substances which constitute their bases; and on the general nature of alkaline bodies. In: Philosophical Transactions of the Royal Society. Band 98, 1808, S. 1–44 (doi:10.1098/rstl.1808.0001, ). berichtete Humphry Davy vor der Royal Society in London, es sei ihm gelungen, durch Elektrolyse von schwach angefeuchteten Ätzalkalien zwei verschiedene Metalle zu gewinnen; das eine, am 6. Oktober 1807 erstmals gewonnene Metall nannte er Potassium (bis heute die englische und französische Bezeichnung für Kalium), weil man es aus Pottasche gewinnen kann. Das andere, wenige Tage später erstmals gewonnene, Sodium (bis heute die englische und französische Bezeichnung für Natrium), weil es in Natriumcarbonat (Soda) enthalten ist. Den französischen Chemikern Joseph Louis Gay-Lussac und Louis Jacques Thénard gelang es 1808 ebenfalls Kalium herzustellen, indem sie eine Mischung aus Kaliumhydroxid und Eisenspänen auf eine hohe Temperatur erhitzten. Diese Methode wurde später von Davy angewendet, um größere Mengen des Metalls zu gewinnen. Adolph Ferdinand Gehlen schlug 1808 für das neue Element den Namen „Kalin(um)“ vor, der sich jedoch nicht durchsetzte. Ludwig Wilhelm Gilbert führte 1809 den Namen „Kalium“ (von arabisch ‚Asche, aus Pflanzenasche gewinnbar‘) ein. Er geht auf einen Vorschlag von Martin Heinrich Klaproth aus dem Jahre 1796 zurück und setzte sich im deutschen Sprachraum und das davon abgeleitete Elementsymbol „K“ auch international durch. Dieses Elementsymbol wurde bereits 1814 von Jöns Jacob Berzelius in einem Werk von ihm verwendet.Berzelius, J. Jacob (1814) Försök, att, genom användandet af den electrokemiska theorien och de kemiska proportionerna, grundlägga ett rent vettenskapligt system för mineralogien [Deutsch: Versuch, durch Anwendung der elektrochemischen Theorie und der chemischen Proportionen ein rein wissenschaftliches System für die Mineralogie zu begründen.], Stockholm, Sweden: A. Gadelius., S. 30 und 87.

Vorkommen links|mini|Sternförmig verzwillingte Muskovitkristalle Kalium kommt in der Natur nur als Kation in Kaliumverbindungen vor. Das liegt daran, dass es nur ein Außenelektron besitzt und dieses sehr bereitwillig abgibt, um eine stabile und energiearme äußere Elektronenschale zu erlangen. Kovalente Kaliumverbindungen sind daher nicht bekannt. Im Meerwasser liegt die durchschnittliche K+-Konzentration bei 399,1 mg/kg ≙ 408,4 mg/l.

Natürlich vorkommende kaliumhaltige Minerale sind: Sylvin – KCl Sylvinit – KCl · NaCl Carnallit – KCl · MgCl2 · 6 H2O Kainit – KCl · MgSO4 · 3 H2O Schönit – K2SO4 · MgSO4 · 6 H2O Polyhalit – K2SO4 · MgSO4 · MgSO4 · 2 CaSO4 Orthoklas (Kalifeldspat) – K[AlSi3O8] Muskovit (Kaliglimmer) – KAl2(OH,F)2[AlSi3O10]

Kaliumsalze bilden Verdampfungsablagerungen auf ehemaligen Meeresböden, was die Gewinnung von Kaliumsalzen in diesen Gegenden wirtschaftlich macht. Kalisalz wird in Kanada, Russland, Belarus, Kasachstan, Deutschland, Israel, den Vereinigten Staaten, Jordanien und anderen Orten auf der ganzen Welt abgebaut. Die größten Vorkommen, die jemals gefunden wurden, liegen 1.000 Meter unter der Oberfläche der kanadischen Provinz Saskatchewan. Die Lagerstätten befinden sich in der Elk Point Group, die sich im mittleren Devon gebildet haben. In Saskatchewan, wo seit den 1960er Jahren mehrere große Minen betrieben wurden, wurde die Technik des Einfrierens von nassem Sand (die Blairmore-Formation) eingeführt, um Minenschächte durch sie zu treiben. Das wichtigste Kalibergbauunternehmen in Saskatchewan ist die Potash Corporation. Das Wasser des Toten Meeres wird von Israel und Jordanien als Kaliquelle verwendet, während die Konzentration in normalen Ozeanen für die kommerzielle Produktion zu aktuellen Preisen zu niedrig ist. Historisch wurden Kaliumverbindungen aus Pflanzenasche gewonnen („Pottasche“), woher sich auch der englische Name „Potassium“ ableitet. Dies hat heutzutage keine wirtschaftliche Relevanz mehr.

2010 wurde Kalium in der Atmosphäre der Exoplaneten XO-2Nb und HD 80606 b detektiert.New Technique Finds Gaseous Metals in Exoplanet Atmospheres. In: wired.com, 31. August 2010.Astronomers Find Potassium in Giant Planet's Atmosphere. In: sciencedaily.com, 1. September 2010, abgerufen am 20. September 2010.

Gewinnung und Darstellung Die Gewinnung von metallischem Kalium kann nach mehreren Verfahren erfolgen. Genutzt wurden elektrolytische Verfahren wie das Degussa-Verfahren oder ein thermisches Verfahren der I.G. Farben, Werk Griesheim. Das meiste Kalium wird jedoch mit dem in den 1950er-Jahren von Mine Safety Appliances eingeführten MSA-Verfahren hergestellt, bei dem bei 870 °C unter Schutzgasatmosphäre mit metallischem Natrium eine Reduktion von Kaliumchlorid durchgeführt wird. Das entstehende gasförmige Kalium wird in einer Kühlfalle durch Kondensation niedergeschlagen.

Durch Variation der Destillationsparameter sind auch handelsübliche Na-K-Legierungen zugänglich.

Im Labor ist elementares Kalium über die Reduktion des ChromatsA. E. van Arkel, P. Aßmann, G. Borelius, G. Chaudron, E. J. Daniels, R. Gadeau, W. Geibel, W. Graßmann, C. R. Hayward, G. Jantsch, W. Kroll, K. Lins: Reine Metalle: Herstellung · Eigenschaften · Verwendung, Herausgeber A. E. van Arkel, Verlag Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-99695-5. oder Dichromats mittels Zirconium nach:

2 K2CrO4 + Zr -> 4 K + Zr(CrO4)2 2 K2Cr2O7 + Zr -> 4 K + Zr(Cr2O7)2

oder die thermische Zersetzung von Kaliumazid:

2 KN3 -> 2 K + 3 N2

sowie eine anschließende Destillation im Hochvakuum erhältlich.

Eigenschaften 200px|mini|Kalium 200px|mini|Kalium in einer Ampulle unter Paraffinöl

Chemische Eigenschaften Analog zu den anderen Alkalimetallen reagiert Kalium mit vielen anderen Elementen und Verbindungen oft sehr heftig, insbesondere mit Nichtmetallen, und kommt in der natürlichen Umwelt nur chemisch gebunden vor. Kalium hat eine stärkere Reaktivität als Natrium und reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Kaliumhydroxid und Freisetzung von Wasserstoff. Hochgeschwindigkeitsaufnahmen der Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser legen eine Coulomb-Explosion nahe.P. E. Mason, F. Uhlig, V. Vaněk, T. Buttersack, S. Bauerecker, P. Jungwirth: Coulomb explosion during the early stages of the reaction of alkali metals with water. In: Nature chemistry. Band 7, Nummer 3, März 2015, S. 250–254, doi:10.1038/nchem.2161, PMID 25698335.

Reaktion von Kalium mit Wasser

Aufgrund der stark exothermen Reaktion entzündet sich der Wasserstoff bei Luftzutritt. Hierbei kann es zu Verpuffungen und Explosionen kommen. In trockenem Sauerstoff verbrennt das Metall mit intensiver violetter Flamme zu Kaliumhyperoxid KO2 und Kaliumperoxid K2O2.

bzw. Reaktion von Kalium mit Sauerstoff

An feuchter Luft reagiert es sehr rasch mit Wasser und Kohlenstoffdioxid zu Kaliumcarbonat unter Wasserstoffbildung.

Reaktion von Kalium mit Wasser und Kohlenstoffdioxid

Mit Alkoholen setzt sich Kalium unter Bildung von Wasserstoff zu Alkoholaten um.

Reaktion von Kalium mit Ethanol

In flüssigem Ammoniak ist Kalium, wie alle Alkalimetalle, unter Bildung einer blauvioletten Lösung gut löslich. Mit den Halogenen Brom und Iod in flüssiger oder fester Form setzt sich Kalium explosionsartig zu den entsprechenden Halogeniden um.

Zur Entsorgung von Kalium wird meist das vorsichtige Einbringen kleiner Stücke des Metalls in einen großen Überschuss an tert-Butylalkohol empfohlen, mit dem es unter Bildung des Alkoholats und Wasserstoff reagiert. Da diese Reaktion recht langsam verläuft, kann es passieren, dass unbemerkt kleine, mit einer Kruste von Kalium-tert-butanolat umhüllte Kaliumreste übrigbleiben. Daher muss sorgfältig auf die Vollständigkeit der Reaktion geachtet werden. Alternativ kann man für kleine Kaliummengen auch 1-Butanol verwenden, das mit dem Kalium zwar schneller, aber dennoch kontrollierbar reagiert. Keinesfalls sollten „niedrigere“ Alkohole (Propanole, Ethanol oder Methanol) verwendet werden, da diese zu heftig mit Kalium reagieren und zudem leichter entzündlich sind.

An der Luft überzieht sich die silberweiß glänzende Schnittfläche des frischen Metalls innerhalb von Sekunden mit einer bläulich schimmernden Schicht aus Oxid und Hydroxid und ein wenig Carbonat. An der Luft stehengelassen reagiert es wie alle Alkalimetalle langsam vollständig zum Carbonat. Metallisches Kalium wird deshalb unter wasserfreien organischen Flüssigkeiten, wie z. B. Paraffinöl aufbewahrt. Im Gegensatz zu Natrium kann Kalium bei längerer Lagerung dennoch Krusten aus Oxiden, Peroxiden und Hydroxiden bilden, die das Metall in Form rötlich-gelber Schichten überziehen und die bei Berührung oder Druck explodieren können. Eine sichere Entsorgung ist dann nicht mehr möglich, hier bietet sich nur noch der Abbrand des kompletten Gebindes unter kontrollierten Bedingungen an.Freie Universität Berlin, Institut für Chemie und Biochemie Auch in Polyethenverpackungen eingeschweißtes Kalium kann sich mit einer explosiven Kruste überziehen, eine solche Verpackung ist also zur Lagerung nicht geeignet.J. Evers, T. M. Klapötke, G. Oehlinger: Dangerous Potassium Hydroxide Monohydrate Crust. In: Chemical & Engineering News, 80(37), S. 2, 4.

Physikalische Eigenschaften

Mit Natrium werden in einem weiten Konzentrationsbereich bei Raumtemperatur flüssige Gemische gebildet, siehe: NaK. Das Phasendiagramm zeigt eine bei 7 °C inkongruent schmelzende Verbindung Na2K und ein Eutektikum bei −12,6 °C mit einem Natriumgehalt von 23 %w.G.L.C.M. van Rossen, H. van Bleiswijk: Über das Zustandsdiagramm der Kalium-Natriumlegierungen. In: Z. anorg. allg. Chem., 1912, 74, S. 152–156. doi:10.1002/zaac.19120740115. Da NaK deutlich weniger flüchtig ist als das toxische Quecksilber, ist es als Flüssigmetall in verschiedenen Anwendungen denkbar. Besonders öffentlichkeitswirksam ist der Vorschlag, einen Kernreaktor im schnellen Neutronenspektrum mit NaK zu kühlen.

Das Metall Kalium kann laut einer Computersimulation unter extremem Druck gleichzeitig fest und flüssig sein, da sich gemäß der Simulation dann zwar die meisten Atome in festen Gittern anordnen, einige Atome jedoch zur Flüssigkeit werden. Unter extremem Druck ist Kalium somit ein fester Block, aus dem gleichzeitig flüssiges Kalium herausläuft.

Isotope