| Kalium 19K | ||||||
| engl. Potassium; arabisch al qaliy („Pottasche“) | ||||||
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| Physikalisch-chemische Eigenschaften |
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Reines
Kalium ist ein sehr weiches, silbergrau glänzendes Leichtmetall. Es
ist weicher als Natrium. An der Luft läuft
es sehr rasch an und bildet zunächst eine Schicht aus Kaliumoxid,
die allmählich zu Kaliumhydroxid und dann zu Kaliumcarbonat übergeht.
Aufgrund dieser Eigenschaft wird Kalium unter Paraffinöl als Schutzflüssigkeit
aufbewahrt. Altes Kalium bildet an der Oberfläche Peroxidkrusten.
Diese können bei Berührung – beispielsweise mit einem Messer – heftig explodieren.
Kalium ist ein sehr unedles
Metall. An der Luft oder mit Sauerstoff verbrennt es mit violetter
Flammenfarbe zu gelbem Kaliumperoxid K2O2 oder zu orangefarbenem Kaliumhyperoxid KO2:
K + O2 
KO2 ΔHR = −285 kJ/mol 2 K + O2
K2O2 ΔHR = −496 kJ/mol Kaliumsalze können mit der Flammprobe identifiziert werden, sie erzeugen ein Violett. Spuren der Natriumsalze erzeugen ein Gelb, das andere Farben überdeckt. Aus diesem Grund wird bei der Flammprobe auf Kalium ein Cobaltglas verwendet, um das Gelb herauszufiltern.
Wirft man ein kleines
Stückchen Kalium auf eine Wasseroberfläche, schmilzt es zu einem
Kügelchen und reagiert in einer heftigen Reaktion zu Kaliumhydroxid und Wasserstoff. Dabei entzündet
sich der entstehende Wasserstoff und verbrennt. Die rotviolette Flammenfarbe
wird durch die vorhandenen Kaliumionen verursacht. Gegen Ende der Reaktion
explodiert das Kalium oft. Eine Reaktion findet auch auf Eis statt. Das gebildete Kaliumhydroxid
(KOH) reagiert mit den überschüssigen Wasser sofort weiter zu Kalilauge.
2 K + 2 H2O
2 KOH + H2
Besonders gefährlich
ist es, wenn das Kalium erwärmt wird. Aufgrund des niedrigen Schmelzpunktes
kann es schon am Sonnenlicht schmelzen. Geschmolzenes Kalium ist sehr reaktionsfähig,
Spritzer im Auge und auf der Haut verursachen schwere Verätzungen
oder führen zu schweren Verbrennungen. Mit den Halogenen bildet
Kalium schon bei Zimmertemperatur explosionsartig die entsprechenden Salze:
2 K + Cl2
2 KCl ΔHR = −872 kJ/mol Mit Säuren entstehen
unter heftiger Reaktion Wasserstoff und das
Kaliumsalz der Säuren, so entsteht mit Salzsäure das Salz Kaliumchlorid
und gasförmiger Wasserstoff:
2 K + 2 HCl
2 KCl + H2 Kalium lässt sich
auch sehr leicht mit Natrium legieren. Mischt
man 78% Kalium und 22% Natrium erhält man eine Legierung mit einer
sehr niedrigen Schmelztemperatur von −11,4° Celsius. Diese Legierungen
reagieren mit flüssigen halogenorganischen Verbindungen sehr explosiv;
die ersten Versuche dazu führte der deutsche Chemiker Hermann
Staudinger durch.
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| Physiologie |
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Pflanzen
benötigen anorganische Kaliumverbindungen zur Synthese von organischen
Stoffen. Die Kalium-Ionen regulieren zusammen mit den Natrium-Ionen
den Wasserhaushalt in den Zellen und sie sind für das Säure-Base-Gleichgewicht
von Bedeutung. Sie werden zur Weiterleitung von Nervenreizen, bei der Muskelkontraktion
und für den Aufbau des elektrischen Potenzials an Zellmembranen benötigt.
Bei Kaliummangel treten Muskelschwäche, chronische Verstopfung, Lähmungserscheinungen
bis hin zu Herzrhythmusstörungen auf. Interessanterweise kommen ähnliche Symptome auch bei einer Überdosierung vor.
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| Vorkommen |
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Häufigkeit sehr häufig
Kalium kommt aufgrund seiner großen Reaktionsfähigkeit in der Natur nicht elementar vor. Kaliumminerale sind dagegen häufig anzutreffen. Zu ihnen zählen der Sylvin, der Leucit, der Polyhalit, die Minerale der Kalifeldspatgruppe oder der zu den Glimmern zählende Muskovit.
Bei der Verwitterung der Feldspäte entstehen die Salze des Kaliums, die daher auch im Meerwasser gelöst sind. Als Kalisalz bezeichnet man ein Gemisch aus mehreren Mineralen wie Carnalllit, Sylvin, Halit oder Kieserit. Die größten Kalisalz-Vorkommen finden sich im Ural, in Kanada, in den USA und im Elsass. Kalisalz-Lagerstätten in Deutschland kommen im Raum Braunschweig-Hannover, im Werra-Fuldagebiet und in Südbaden vor.
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| Geschichte |
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Sir Humphry
Davy entdeckte um 1807 im London das Element Kalium zusammen mit dem Element Natrium. Bei der Schmelzflusselektrolyse von Kaliumhydroxid konnte er erstmals elementares Kalium gewinnen. Er vergab den Namen „Potassium“, da
das verwendete Kaliumhydroxid aus Pottasche darstellbar war. Aufgrund eines Vorschlags von Wilhelm Gilbert (1769–1824)
erhielt das Element den deutschen Namen Kalium, der sich vom arabischen
Wort al qaliy für Pflanzenasche ableitete.
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| Herstellung |
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Früher
stellte man das Kalium durch eine Schmelzflusselektrolyse von wasserfreiem
Kaliumhydroxid her. Das wichtigste Verfahren heute ist die Reduktion von
geschmolzenem Kaliumchlorid mit Natriumdampf
bei 900 °C:
KCl + Na
K + NaCl Das dabei entstehende gasförmige Stoffgemisch wird in einer nachfolgenden fraktionierten Destillation getrennt. Man erhält flüssiges Kalium und eine Natriumchloridschmelze, die sich unten ansammelt. In einem anderen Verfahren wird Kaliumfluorid mit Calciumcarbid bei etwa 1000 °C umgesetzt: 2 KF + CaC2
CaF2 + 2 K + 2 C |
| Verwendung |
Kalium wird zusammen mit Natrium in bestimmten Kernreaktoren, den schnellen Brütern, als Kühlflüssigkeit eingesetzt. Ansonsten hat das
Metall Kalium im Vergleich zum Lithium und Natrium nur einen geringen technischen Nutzen,
da es sehr reaktionsfreudig ist. Anorganische Kaliumverbindungen wie
Kaliumcarbonat oder Kaliumnitrat werden dagegen sehr häufig benötigt. In der organischen Chemie dient Kalium zur Herstellung von organischen Kaliumverbindungen. |
| Experimente – Medien |
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| Demonstrationen
mit Alkalimetallen Digitale Folien zu den Alkalimetallen |
| Ausgewählte Kaliumverbindungen |
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| Ausgewählte Kaliumminerale |
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Gefahr
