19, Kalium (K)

arab. al qali = Waschlauge

Das Element Kalium:

         
  Ne Na Mg  
  Ar K Ca  
  Kr Rb Sr  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Kalium (Nukleosynthese): Kalium kommt primordial gebildet in drei verschiedenen Isotopen vor. Es ist nach Chlor das zweite Element, welches bei ungerader Protonenzahl zwei stabile Nuklide hat, die sich ebenfalls um zwei Masseneinheiten (u) voneinander unterscheiden. Das dritte Isotop, Kalium-40 zerfällt mit einer Halbwertzeit von rd. 1 Milliarde Jahre zu Calcium-40 oder Argon-40.

Die beiden Isotope K-39 und K-41 werden hauptsächlich während des Siliciumbrennens durch (p,&gamma:)-Prozesse aus Argon gebildet; daneben entsteht es auch durch Photodesintegration aus Ca-40 oder Ca-42 heraus, das K-40 überwiegend auf diesem Weg aus Ca-41.

Das Kalium-40 ist so häufig, dass ein Teil der terrestrischen Strahlung von ihm gebildet wird, und fast alles heute auf der Erde vorkommende Argon (siehe dort) aus dem Kalium-40 heraus durch Zerfall entstanden ist. 1 kg Kalium mit natürlicher Zusammensetzung hat eine Aktivität von 31000 Becquerel. Es zerfällt zu Calcium-40 (rd. 90%) und Argon-40 (rd. 10%):

Die Synthese der Kalium-Isotope:
39K-Synthese:

38Ar + p → 39K + 6,38 MeV
oder
36Ar + α + 1,29 MeV → 39K + p
40Ca + 8,33 MeV → 39K + p

41K-Synthese:

39K + p → 40Ca + 8,33 MeV
40Ca + p → 41Sc + 1,09 MeV
41Sc → 41Ca + β+ + 5,47 MeV
41Ca + β-41K + 0,42 MeV
oder
42Ca + 10,28 MeV → 41K + p
(Photodesintegration)

Synthese von 40K:

41Ca + 8,89 MeV → 40K + p
(Photodesintegration)
Zerfall von Kalium-40:

Zu 11%: 40K + e-40Ar + 1,51 MeV
Zu 89%: 40K → 40Ca + β- + 1,31 MeV
Vorkommen von Kalium: Insgesamt betrachtet ist Kalium im Universum ein relativ häufiges Element (Rang 19), wenn man bedenkt, dass es eine ungerade Protonenzahl besitzt. Die Materie des Universums besteht nach heutigem Wissenstand etwa zu 3 mg/kg aus Kalium. Auf der Erde ist es aufgrund seiner hohen Affinität zu Sauerstoff und anderen elektronegativen Elementen, bzw. seiner hohen Bestrebung (schwerflüchtige) Salze zu bilden, stark angereichert. Es zählt daher zu den häufigsten Elementen; die Erdhülle besteht zu 2,41% aus dem Element (Rang 7). Ganz ähnlich stellt sich die Situation auch auf den anderen terrestrischen Planeten des Sonnensystems dar (Merkur, Venus, Mars).

Irdisch kommt Kalium in mineralischer Form weit verbreiteter Form vor. Die wichtigsten Kaliummineralien sind Sylvin (KCl), Carnallit (KCl•MgCl2), die Kalifeldspäte (z.B. Orthoklas, KAlSi3O8) oder Kainit (KCl•MgSO4).

Galerie: Natürliche Vorkommen von Kalium

Kaliumchlorid (Sylvinit, KCl)[1]

Kaliummagnesiumchlord (Carnallit, KMgCl3)[2]

Kalifeldspat (Orthoklas, K[AlSi3O8])[3]

Mobilität: Kalium ist bei Weitem weniger mobil als sein leichteres Homologes, das Natrium: Beide beteiligen sich mit rd. 2% am Aufbau der Erdkruste; Natrium-Ionen liegen im Meerwasser mit einer Konzentration von rd. 10.000 mg/L vor, Kalium dagegen nur mit rd. 400 mg/L.
Kalium-Gewinnung: Kalium wird im Wesentlichen auf zwei verschiedene Arten gewonnen:

Schmelzfluss-Elektrolyse von Kaliumchlorid oder Kaliumhydroxid in analoger Weise wie beim Natrium (Castner-Zelle, Downs-Zelle, siehe dort).

Reduktion von Kaliumchlorid mit Natrium (MSA-Verfahren, benannt nach Mine Safety Appliances). Dabei macht man sich die größere Flüchtigkeit des Kaliums gegenüber dem Natrium zunutze: Ein Gemisch von Kaliumchlorid und Natrium wird unter Schutzgasatmosphäre (Argon) bei 870°C umgesetzt. Dabei entsteht gasförmiges Kalium (Sdp. 759°C), welches in einer Kühlfalle durch Kondensation niedergeschlagen werden kann. Dieses Verfahren wird heute ganz überwiegend zur Kaliumgewinnung genutzt.

Bilder zur Kalium-Gewinnung

Schema Castner-Zelle (Degussa-Verfahren).[4]

Elementares Kalium[4]

Schema MSA-Verfahren.[4]
Chemie von Kalium: Kalium hat - wie alle Alkalimetalle - ein einzelnes, freies Elektron auf seiner äußersten Schale. Daher reagiert es, abgesehen von einigen wenigen Ausnahmen in organischen Komplexen, ausschließlich in der Oxidationsstufe +1. Das Bestreben zur Elektronenabgabe ist bei elementarem Kalium um einiges höher als beim leichteren Homologen Natrium. Daher unterscheidet es sich im Verhalten deutlich von ihm:

Mit Wasser erfolgt die Reaktion so stark exotherm, dass das Metall nicht nur schmilzt, sondern sich der bei der Reaktion freiwerdende Wasserstoff sofort entzündet. Kalium emittiert beim Verbrennen ein rotviolettes Licht. Auch die Reaktionsgeschwindigkeit bei gleichen Bedingungen im Vergleich zum Natrium ist wesentlich höher. Das entstehende Kaliumhydroxid ist eine starke, in Wasser praktisch vollständig dissoziierte Base.

Mit den Halogenen Fluor, Chlor, Brom und Iod erfolgt die Umsetzung zu den entsprechenden Kaliumhalogeniden (KF, KCl, KBr, KI) unter heftiger Detonation.

Mit reinem Sauerstoff, auch mit absolut trockenem erfolgt Reaktion unter Feuererscheinung beim Schmelzpunkt. Es entsteht dabei das Kaliumhyperoxid, KO2. Mit Schwefel und Selen setzt sich Kalium ebenfalls unter Feuererscheinung beim Zusammenschmelzen zu salzartigen Sulfiden bzw. Seleniden um.
K + O2 → KO2 + 285 kJ/mol

Noch gehemmter als beim Natrium ist die Reaktion mit elementarem Stickstoff. Auch beim Kalium ist das Nitrid nur über den Umweg der thermischen Zersetzung des Azids bekannt. Es ist noch instabiler als Natriumnitrid, und zerfüllt bereits bei Temperaturen oberhalb -10°C wieder in die Elemente.[5]

Wie beim Natrium und den schwereren Homologen Rubidium und Cäsium können auch von Kalium tiefblaue, elektrisch sehr gut leitende Lösungen in flüssigem Ammoniak erhalten werden. Diese ist jedoch wesentlich empfindlicher gegen Zersetzung als entsprechende Lösungen von Lithium oder Natrium.

Die Löslichkeit der Kaliumsalze unterscheidet sich wesentlich von jenen des Natriums (und des Lithiums): Große, niedrig geladene Anionen (vorzugsweise Komplexanionen, die die Höchstzahl an Sauerstoff-, Fluor- oder Chloratomen als Liganden haben) bilden mit Kalium-Ionen schwerlösliche Salze. Dies ist beim Natrium nicht der Fall. Dagegen sind z.B. das Fluorid und das Hydrogencarbonat des Kaliums in Wasser leicht löslich, während die entsprechenden Lithium- und Natriumsalze nur schwer oder mäßig in Wasser löslich sind.

Löslichkeiten einiger Natrium- und Kaliumsalze im Vergleich
  IO4- ClO4- HCO3- F-
Natrium (Na+) 100 g/L 2000 g/L 100 g/L 40 g/L
Kalium (K+) 4 g/L 15 g/L 350 g/L 1000 g/L



Kalium unter Petroleum.[4]

Kalium an der Luft.[4]

Reaktion Kalium und Wasser.[4]


Physikalische Besonderheiten von Kalium bzw. von seinen Verbindungen:
  • Flammenfärbung: Kaliumsalze emittieren in einer Flamme Licht der Wellenlängen 769,9 nm und 766,5 nm (rotviolett). Diese Emmission kann jedoch bereits von Spuren von Natrium durch dessen grellgelbes Licht überlagert werden. Daher muss man zum qualitativen Nachweis von Kalium mittels Flammenfärbung die Flamme immer durch ein (tiefblaues) Kobaltglas betrachten, welches das Natriumlicht absorbieren zu vermag.

  • Die spezifische Dichte des Kaliums ist mit 0,86 g/cm3 die zweitniedrigste aller Metalle. Nur Lithium hat mit 0,57 g/cm3 eine noch geringere Dichte. Obwohl Natrium eine geringere Atommasse als Kalium besitzt, ist es dennoch schwerer als dieses: Natrium kristallisiert (wie auch Lithium) in einem (dichteren) hexagonalen Kristallsystem, während Kalium und seine höheren Homologen in einem weniger dichten kubischen Kristallsystem kristallisieren. Dank seiner immensen Reaktivität kann diese Besonderheit technisch jedoch nicht genutzt werden.

  • Die Härte des Kaliums unterbietet noch die von Natrium und Lithium. Das Metall ist wachsweich, es kann mit den Fingern (Schutzhandschuhe!!!) zu einer Kugel geformt werden, und mit dem Messer geschnitten werden. Es hat eine Mohs-Härte von 0,4.

Flammenfärbung eines
Kaliumsalzes.[4]
Verwendung von Kalium und seinen Verbindungen : Elementares Kalium hat über die Verwendung im Labor keine technisch bedeutsame Verwendungsmöglichkeiten. Dort wird es als Trocknungsmittel für geeignete organische Lösungsmittel eingesetzt. Diese dürfen jedoch unter keinen Umständen halogenhaltig sein, keine Hydroxl- oder Ethergruppen enthalten, da es sonst zu explosionsartigen Reaktionen kommen kann.

Demgegenüber haben jedoch Kalium-Verbindungen einige wichtige Verwendungsmöglichkeiten:

  • Düngemittel enthalten stets Kalisalze, da Kalium wichtiger Pflanzennährstoff ist. Es wird meist zusammen mit Stickstoff-, Magnesium-, Calcium- und Phosphorverbindungen zusammen gemischt. Beispiele für Kalidünger sind beispielsweise Patentkali (Kaliumsulfat + Magnesiumsulfat), Kalinitrat (Kaliumnitrat), Nitrophoska oder Kaliumsulfat.

  • Kalilauge (Kaliumhydroxid, KOH) wird weit verbreitet in der Oberflächentechnik als Beizmittel für Aluminium eingesetzt. Es hat den Vorteil, dass es eine größere Löslichkeit als Natriumhydroxid hat, weswegen man konzentriertere Lösungen herstellen kann.

  • Kaliumnitrat (KNO3) wird in Mischung mit Kohlenstoff und Schwefel zur Herstellung von Schwarzpulver verwendet. Zur Farbgebung werden dann noch andere Salze zugesetzt, z.B. Natrium für gelbe Effekte, Barium für grüne, Indium für blaue und Lithium für purpurfarbene Lichteffekte. Kaliumnitrat kommt an einigen Stellen natürlich vor. Es kann mittels unterschiedlicher Verfahren dargestellt werden, komfortabel ist etwa die Neutralisation von Kalilauge mit Salpetersäure (oder über den Umweg von Ammoniumnitrat, wobei Ammoniak frei wird, welches dann wieder mit Salpetersäure zu Ammoniumnitrat umgesetzt werden kann).

  • Kaliumchlorid (KCl) hat einige Verwendungsmöglichkeiten: Es kann bei Überdosierung zu Herzstillstand führen, weswegen man es zum Einschläfern von Tieren benutzen kann. In den USA wird es als Zusatz zu dem Gift bei Hinrichtungen mit der Giftspritze verwendet. Aus Kaliumchlorid werden faktisch alle anderen Kaliumverbindungen gewonnen, da es beim Steinsalzabbau als so genanntes Abraumsalz in großen Mengen anfällt.

  • Kaliumbromid (KBr) dient bei IR-Spektrometrie als Rohstoff für Presslinge, da es sich unter Druck wie eine Flüssigkeit verhält ("Kalter Fluss").

  • Kaliumiodid (KI) kann bei Reaktorunfällen propylaktisch angewendet werden, um eine Aufnahme von Radioiod (I-131) zu verhindern. Sie können allerdings nicht die schädliche Wirkung der Radioaktivität in irgend einer Weise neutralisieren, wie oftg fälschlicherweise angenommen wird. Daneben spielt es in der Analytik (Titrimetrie, Iodometrie) eine Rolle. In der organischen Chemie dient es als Übergangssubstituent, welcher ebensoleicht an einen Aliphaten addiert wie auch entfernt werden kann.

  • Kaliumiodat (KIO3) wird zur Iodierung von Speisesalz in Iodmangelgebieten (z.B. Alpengebiet, Süddeutschland) verwendet. KI eignet sich aufgrund seiner Oxidationsempfindlichkeit und der damit verbundenen Ausscheidung von (gesundheitsschädlichem) elementarem Iod hierzu nicht.
Beispiele für die Verwendung von Kalium-Verbindungen:

Feuerwerksmischungen.[4]

Iodiertes Speisesalz.[4]

Iodtabletten[6]


Sonstiges:
Video[4]: Reaktion von Kalium mit Wasser
Kalium regiert mit Wasser zu Kaliumhydroxid und Wasserstoff. Dabei schmilzt das Metall augenblicklich und der freiwerdende Wasserstoff entzündet sich.
2K + 2H2O → 2 KOH + H2 + 275,2 kJ

Quellen: [1] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Peko. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.

[3] Bildquelle: Bild einer US-Behörde, welches in Ausübung des Dienstes angefertig wurde. Solche Bilder sind gemeinfrei, wenn es nicht ausdrücklich anders angegeben ist.

[4] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[5] Holleman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, Seite 1287: Sonstige Alkalimetallverbindungen, Nitride.

[6] Bildquelle: www.ntv.de. Urheber: dpa. Das Bild erreicht nicht die für ein Urheberrecht nötige Schöpfungshöhe.