Kalium

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Kalium
K-TableImage.png
Tecken
K
Atomnr.
19
Grupp
1
Period
4
Block
s
Allmänt
Ämnesklass alkalimetaller
Densitet 856 kg/m3 (273 K)
Hårdhet 0,4
Utseende silvrigt vit
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa 39,0983 u
Atomradie (beräknad) 220 (243) pm
Kovalent radie 196 pm
van der Waalsradie 275 pm
Elektronkonfiguration [ Ar ]4s1
Elektronkonfiguration
e per skal 2,8,8,1
Oxidationstillstånd (O) 1, (stark bas)
Kristallstruktur Kubisk rymdcentrerad
Kristallstruktur
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillstånd fast
Magnetiska egenskaper icke magnetisk
Smältpunkt 336,53 K (63,65 °C[1])
Kokpunkt 1032 K (774 °C[1])
Molvolym 45,94 ·10-6 m3/mol
Ångbildningsvärme 79,87 kJ/mol
Smältvärme 2,334 kJ/mol
Ångtryck 1,06·10-4 Pa
Ljudhastighet 2000 m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet 0,82 (Paulingskalan)
Värmekapacitet 757 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga 13,9·106 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga 102,4 W/(m·K)
1a jonisationspotential 418,8 kJ/mol
2a jonisationspotential 3052 kJ/mol
3e jonisationspotential 4420 kJ/mol
4e jonisationspotential 4420? kJ/mol
5e jonisationspotential 7975 kJ/mol
6e jonisationspotential 9590 kJ/mol
7e jonisationspotential 11343 kJ/mol
8e jonisationspotential 14944 kJ/mol
9e jonisationspotential 16963,7 kJ/mol
10e jonisationspotential 48610 kJ/mol
Stabilaste isotoper
Isotop F % Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
38K syntetisk 7,636 min β+ 0,4 meV 38Ar
39K 93,26 % 39K, stabil isotop med 20 neutroner
40K 0,012 % 1,277·109 år β-
ε
1,311 MeV
1,505 MeV
40Ca
40Ar
41K 6,73 % 41K, stabil isotop med 22 neutroner
SI-enheter & STP används om ej annat angivits.

Kalium är ett grundämne och spårämne. Kalium tillhör gruppen alkalimetaller och är vanligt förekommande i naturen.

Kalium oxideras hastigt i luften, och är mycket reaktiv med vatten. I naturen förekommer ofta kalium bundet till salt i till exempel havet, men det förekommer också i olika mineralföreningar. På grund av dess höga vattenlöslighet används det ofta i industrin.

Det är ett viktigt spårämne för djur och växter, där det verkar på cellnivå och i fråga om nervsignalöverföring. I människor reglerar kalium vatten-syrabalansen och vätskebalans. I muskelvävnadernas cellvätska är kalium den viktigaste katjonen.[2] Brist på kalium kallas hypokalemi och patologiskt höga värden kallas hyperkalemi.

Egenskaper[redigera | redigera wikitext]

Metalliskt kalium reagerar våldsamt med vatten under reaktionen:

2K + 2H2O → 2KOH + H2 (KOH = kaliumhydroxid)

där vätet (H2) sedan reagerar med luftens syre och bildar vatten. Detta är en exoterm reaktion.

Fysiologiskt kalium[redigera | redigera wikitext]

Människans behov av kalium tillgodoses genom intag av kaliumklorid eller andra kaliumsalter. Normalt får vi i oss lagom mycket kalium via maten, men vissa livsmedel (som öl) kan bidra till en överkonsumtion av kaliumklorid, vilket ger en obalans mellan kalium- och natriumhalten i kroppen.[3] En sådan obalans kan mötas med intag av natriumklorid.[3]

Rekommenderat dagligt intag är för barn 0,8-2 g. För vuxna personer är dagsrekommendationen 2,5[1] g, alternativt för kvinnor 3,1 g och män 3,1-3,5 g. Se vidare RDI-tabell. Kalium finns rikligt i banan och avokado.

Namnet[redigera | redigera wikitext]

Ett äldre tekniskt namn på kalium är potassium (av pottaska), som fortfarande används på bland annat engelska. Kalium kommer från arabiskans لْيَه al-qalyah, 'aska från plantor', genom ombildning från alkali.

Historia[redigera | redigera wikitext]

Det var först under 1700-talet som man lärde sig att skilja mellan natrium- och kaliumföreningar. Kaliumhydroxiden och karbonatet kallades då vanligen vegetabiliskt alkali (erhållet från växtaska), medan motsvarande natriumföreningar kallades mineraliskt alkali. [4]

Den förste som lyckades bevisa att kaliumsalt var ett annat salt än natriumsalt var Georg Ernst Stahl år 1704. 1789 upptogs det av Antoine Lavoisier i dennes lista över kemikalier. Kaliummetall isolerades första gången den 6 oktober 1807, av Humphry Davy genom elektrolys av kaliumhydroxid på ett platinableck med en hög strömstyrka. [4]

Referenser[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ [a b c] "kalium". NE.se. Läst 18 juni 2013
  2. ^ http://mesh.kib.ki.se/swemesh/show.swemeshtree.cfm?Mesh_No=D01.268.549.550&tool=karolinska
  3. ^ [a b] Ulf Ellervik (2011) Ond kemi : berättelser om människor, mord och molekyler. Fri tanke förlag. ISBN 978-91-86061-30-2.
  4. ^ [a b] Anders Lennartsson, Periodiska systemet, Studentlitteratur, 2011

Se även[redigera | redigera wikitext]