Kalij

Kalij,  ₁₉K

Kalij u periodnom sistemu
↓                                                                     ↓                                                             →                                                             →
Hemijski element, Simbol, Atomski broj	Kalij, K, 19
Serija	Alkalni metali
Grupa, Perioda, Blok	1, 4, s
Izgled	srebreno bijeli metal
Zastupljenost	2,4[1] %
Atomske osobine
Atomska masa	39,0983 u
Atomski radijus (izračunat)	220 (243) pm
Kovalentni radijus	203 pm
Van der Waalsov radijus	275 pm
Elektronska konfiguracija	[Ar] 4s1
Broj elektrona u energetskom nivou	2, 8, 8, 1
Izlazni rad	2,3 eV
1. energija ionizacije	418,8 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje	čvrsto
Mohsova skala tvrdoće	0,4
Kristalna struktura	kubična prostorno centrirana
Gustoća	856[2] kg/m3 pri 293,15 K
Magnetizam	paramagnetičan${\displaystyle \chi _{m}}$ = 5,7 · 10−6)[3]
Tačka topljenja	336,53 K (63,38 °C)
Tačka ključanja	1047[4] K (774 °C)
Molarni volumen	45,94 · 10−6 m3/mol
Toplota isparavanja	79,1[4] kJ/mol
Toplota topljenja	2,334 kJ/mol
Pritisak pare	1,06 · 10−4 Pa
Brzina zvuka	2000 m/s pri 293,15 K
Specifična toplota	757,8[1] J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost	13,9 · 106 S/m
Toplotna provodljivost	102,4 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacioni broj	1
Oksid	K2O
Elektrodni potencijal	−2,92 V (K++ e− → K)
Elektronegativnost	0,82 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR 38K sin 7,636 min ε 5,913 38Ar 39K 93,26 % Stabilan 40K 0,012 % 1,277 · 109 god β- 1,311 40Ca ε 1,505 40Ar β+ 1,505 40Ar 41K 6,73 % Stabilan 42K sin 12,36 h β- 3,525 42Ca 43K sin 22,3 h β- 1,815 43Ca
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja F Lahko zapaljivo C Nagrizajuće
Obavještenja o riziku i sigurnosti	R: 14/15-34 S: (1/2-)8-45
Ako je moguće i u upotrebi, koriste se osnovne SI jedinice. Ako nije drugačije označeno, svi podaci dobijeni su mjerenjima u normalnim uvjetima.

Kalij (latinski: kalium) jest hemijski element sa simbolom K i atomskim brojem 19. Elementarni kalij je mehki srebreno-sjajni alkalni metal koji burno oksidira u prisustvu zraka i veoma je reaktivan sa vodom, dajući dovoljno toplote da zapali vodik koji se oslobađa u toj reakciji.

Pošto su kalij i natrij hemijski dosta slični, prošlo je dosta vremena prije nego što su njihove soli pravilno identificirane. Da se radi o različitim elemenata u tim solima je naslućeno još od 1702. godine,^[5] a to je dokazano tek 1807. godine kada su kalij i natrij pojedinačno izolirani iz različitih soli putem elektrolize. Kalij se u prirodi pojavljuje samo u ionskim solima. Kao takav, pronađen je rastvoren u morskoj vodi (gdje je po težini zastupljen oko 0,04%^[6][7]) te kao dio mnogih minerala.

Brojne industrijske hemijske aplikacije kalija se zasnivaju na relativno velikoj rastvorljivosti kalijevih spojeva u vodi, poput kalijevih sapuna. Kalij kao metal se koristi samo rijetkim situacijama, a u mnogim hemijskim reakcijama je zamijenjen metalnim kalcijem.

Ioni kalija su neophodni za život svih živih ćelija. Difuzija iona kalija je ključni mehanizam u prijenosu impulsa kroz nervne ćelije, a nedostatak kalija u organizmima, naročito kod životinja i ljudi rezultira brojim srčanim problemima. Kalij u značajnim koncentracijama se može naći unutar biljnih ćelija, pogotovo u voću. Visoka koncentracija kalija u biljkama, pogotovo kada se u njima nalazi relativno malo natrija, rezultiralo je time da je kalij prvo izoliran iz pepela nekih biljaka, što je kasnije dalo i ime elementu u engleskom jeziku potassium (od potash - pepeo nastao sagorijevanjem drveta). Iz istog razloga, proizvodnja poljoprivrednih proizvoda intenzivno crpi kalij iz zemljišta, pa se za umjetna gnjojiva utroši oko 95% svjetske hemijske proizvodnje kalija i kalijevih spojeva.^[2]

Stabilni izotopi su ³⁹K i ⁴¹K. Važan nestabilni izotop je ⁴⁰K, iz kojeg zavisno od načina promjene nastaje ⁴⁰Ar ili ⁴⁰Ca.

Elementarni kalij i njegove soli (kao izdvojeni spojevi od ostalih soli) nisu bili poznati u doba Rimskog carstva, a latinsko ime elementa ne potiče iz klasičnog latinskog nego iz neo-latinskog. Latinsko ime kalium je izvedeno iz riječi alkalni, što je dalje došlo iz arapskog al-qalyah (arapski: القَلْيَه), pepeo biljke. Sličan pojam u engleskom jeziku, alkali ima isti korjen (kalij u modernom arapskom jeziku se naziva butasyum (arapski: بوتاسيوم)).

Ime za element na engleskom jeziku potassium je izvedeno iz riječi potaša,^[8] aludirajući na metod na koji se potaša pravi - otapanjem pepela nastalog sagorijevanjem drva ili lišća te isparavanjem nastalog rastvora. Potaša je uglavnom mješavina kalijevih soli jer biljke imaju vrlo malo ili nikako natrija, dok se veći dio ostalog mineralnog sadržaja biljaka odnosi na kalcijeve soli relativno nerastvorljive u vodi. Iako se potaša koristila od antičkog vremena, veći dio historije nije bilo poznato da se radi o materiji različitoj od natrijevih mineralnih soli. Georg Ernst Stahl je tokom eksperimenta 1702. godine pokazao da moguće postojanje bitnih razlika između kalijevih i natrijevih soli,^[5] dok je Henri Louis Duhamel du Monceau te pretpostavljene razlike i dokazao 1736. godine.^[9] Tačni hemijski sastavi kalijevih i natrijevih spojeva i status hemijskih elemenata kalija i natrija nisu bili poznati sve dok Antoine Lavoisier nije uključio alkali u svoj spisak hemijskih elemenata iz 1789. godine.^[10][11]

Humphry Davy je prvi izolirao metalni kalij 1807. godine u Engleskoj, tako što ga je izdvojio iz kalij-hidroksida (KOH, kaustične potaše) putem elektrolize istopljenih soli pomoću, tada novootkrivenog Voltinog stupa. Kalij je prvi metal koji je izoliran putem elektrolize.^[12] Kasnije, iste godine, Davy je objavio da je izdvojio drugi metal, natrij, iz mineralnog derivata (kaustične sode, NaOH) umjesto soli biljaka putem slične tehnike, dokazujući da se radi o drugačijem elementu i solima.^{[8][10][11][13]} Iako je proizvodnja metalnog kalija i natrija dokazala da su oba elementi, prošlo je dosta vremena prije nego što je to općenito prihvaćeno u nauci.^[11]

Dugo vremena jedina značajnija primjena potaše je bila u proizvodnji stakla, sredstva za izbjeljivanje i sapuna.^[14] Kalijevi sapuni iz životinjskih masti i biljnih ulja su posebno bili na cijeni pošto su se mogli više rastvarati u vodi i imali su nježniju teksturu, te su bili poznati kao mehki sapuni.^[2] Otkriće Justus Liebiga 1840. godine pokazalo je da je kalij neophodan element za biljke i da su brojne vrste zemljišta siromašne njim.^[15] To je dovelo do ogromnog rasta potražnje za kalijevim solima. Prvobitno kao izvor kalijevih soli korištenih kao umjetno gnojivo uzimao se pepeo drveta nekih vrsta bora, međutim nakon što su 1868. godine otkriveni veliki depoziti minerala koji sadrži kalij-hlorid u blizini njemačkog grada Staßfurta, počela je proizvodnja kalijevih umjetnih gnojiva u industrijskim količinama.^[16][17][18] Kasnije su otkriveni i drugi depoziti potaše, a tokom 1960tih godina Kanada je postala najdominantniji proizvođač.^[19][20]

Atomi kalija imaju 19 elektrona, što je za samo jedan više od izuzetno stabilne konfiguracije argona. Zbog toga, vrlo je lahko da atom kalija izgubi jedan elektron viška nego da dobije jedan; u svakom slučaju, poznati su alkalni ioni, K^–.^[21] Zbog niske prve ionizacijske energije (418,8 kJ/mol), atom kalija vrlo lahko gubi jedan elektron i oksidira u monopozitivni kation K⁺.^[22] Ovaj proces zahtijeva tako malo energije da se kalij može oksidirati u atmosferskom kisiku. Nasuprot tome, druga ionizacijska energija je izuzetno visoka (3052 kJ/mol), zato što otpuštanjem dva elektrona razbija elektronsku konfiguraciju plemenitog plina.^[22] Zbog toga kalij ne formira jedinjenja sa oksidacijskim brojem +2 ili višim.^[21]

Kalij je, poslije litija metal sa najmanjom gustoćom. To je mehki metal sa niskom tačkom topljenja i može se lahko rezati nožem. Svježe odrezani kalij ima srebrenasti izgled, međutim veoma brzo počinje da blijedi i postaje siv nedugo nakon što je izložen na zraku.^[2][23] Pri testu bojenja plamena, kalij i njegovi spojevi emitiraju ljubičastu boju sa najvišim vrhom emisionog spektra na 766,5 nm.^[2][23]

Kalij je ekstremno aktivan metal, koji burno reagira sa kisikom i vlagom iz zraka. U dodiru sa kisikom pretvara se u kalij-peroksid a sa vodom u kalij-hidroksid. Reakcija kalija sa vodom je opasna zbog svog burnog egzotermičkog karaktera i otpuštanja plina vodika. Vodik dalje reagira sa vodom čak ako je prisutna i u tragovima; zbog toga kalij i njegova tečna legura sa natrijem su jaki isušivači (desikanti) koji se mogu koristiti za sušenje rastvora prije destilacije^[23][24]

Zbog osjetljivosti kalija na vodu i zrak, reakcije kalija su moguće samo u inertnoj atmosferi, poput plina argona koristeći tehnike bez prisustva zraka. Kalij ne reagira sa većinom ugljikovodika, poput mineralnih ulja ili kerozina.^[23] Dobro se rastvara u tečnom amonijaku u količini od 480 g na 1000 g amonijaka pri temperaturi od 0 °C. U zavisnosti od koncentracije, otopine kalija u amonijaku su od plave do žute nijanse, a njihova električna provodljivost je slična kao i kod tečnih metala. U čistom rastvoru, kalij sporo reagira sa amonijakom formirajući KNH₂, međutim ova reakcija se može ubrzati dodavanjem manjih količina soli tranzicijskih metala.^[25] On se može reducirati soli do metala; kalij se često koristi kao sredstvo za redukciju i dobijanje fino odvojenih metala iz njihovih soli putem Riekeve metode.^[26] Naprimjer, dobijanje magnezija putem Riekeve metode zahtjeva korištenje kalija kao redukcionog sredstva:

MgCl₂ + 2 K → Mg + 2 KCl

Postoje 24 poznata izotopa kalija, od kojih se tri pojavljuju u prirodi: ³⁹K (udio 93,3%), ⁴⁰K (udio 0,0117%) i ⁴¹K (udio 6,7%). Kalij ⁴⁰K koji se pojavljuje u prirodi ima vrijeme poluraspada od 1,25×10⁹ godina. On se raspada bilo na stabilni ⁴⁰Ar putem emisije pozitrona ili elektronskog zahvata (11,2%) ili na stabilni ⁴⁰Ca putem beta raspada (88,8%).^[27]

Raspad ⁴⁰K do ⁴⁰Ar omogućava upotrebu poznate metode za određivanje starosti kamenja i stijena. Konvencionalna metoda određivanja starosti pomoću K-Ar polazi od pretpostavke da stijene nisu sadržavale argon u vrijeme svog stvaranja tako da je sav naknadni radiogenski argon (tj. ⁴⁰Ar) količinski ostao. Starost minerala se određuje mjerenjem koncentracije kalija i količine radiogenskog argona ⁴⁰Ar koji je uskladišten. Najpogodniji minerali za određivanje starosti uključuju biotit, muskovit, metamorfska hornblenda i vulkanski feldspat; cijeli uzorak stijene počev od vulkanske lave i plitkih magmatskih stijena također može biti starosno analiziran ako nije naknadno izmijenjen.^[27][28] Pored određivanja starosti, izotopi kalija se koriste i kao radioaktivni traseri u studijama eluvijalnog procesa i ciklusa hranjivih materija jer je kalij makronutrijent neophodan za život.^[29]

⁴⁰K se pojavljuje u prirodnoj smjesi kalija (i nekim komercijalnim zamjenama za so) u dovoljnim količinama da se ti supstituti mogu koristiti kao radioaktivni izvor za školske potrebe. U zdravim životinjama i ljudima, izotop ⁴⁰K predstavlja jedan od najvećih izvora radioaktivnosti, veći čak i od izotopa ¹⁴C. U ljudskom tijelu od otprilike 70 kg mase, desi se oko 4.400 raspada jezgara atoma ⁴⁰K u sekundi.^[30] Aktivnost prirodnog kalija je 31 Bq/g.^[31]

Kalij se formira u svemiru putem nukleosinteze iz lakših atoma. Stabilni oblik kalija se stvara u supernovi putem eksplozivnog procesa sagorijevanja kisika.^[32]

Elementarni kalij se ne pojavljuje u prirodi zato što burno reagira u kontaktu sa vodom.^[23] U raznim spojevima, kalij čini oko 2,6% težine Zemljine kore i sedmi je najrasprostranjeniji element, podjednako zastupljen kao i natrij kojeg ima oko 1,8% Zemljine kore.^[2] U morskoj vodi, kalij sa 0,39 g/l^[6] je daleko manje zastupljen od natrija (10,8 g/l).^[33][34]

Ortoklas (kalij feldspat) je obični mineral koji gradi stijene. Granit naprimjer sadrži oko 5% kalija, što je daleko više od prosjeka u Zemljinoj kori. Silvit (KCl), karnalit (KCl·MgCl₂·6(H₂O)), kainit (MgSO₄·KCl·3H₂O) i langbeinit (MgSO₄·K₂SO₄)) su minerali koji se nalaze u velikim evaporatnim depozitima širom svijeta. Depoziti često imaju slojeve počev sa najmanje rastvorljivim na dnu i najviše rastvorljivom na vrhu.^[34] Depoziti nitrata (kalij-nitrat) se formiraju dekompozicijom organskog materijala u kontaktu sa zrakom, uglavnom u pećinama; zbog dobre rastvorljivosti nitrata u vodi formiranje većih depozita zahtijeva posebne uslove okoline.^[35]

Ioni kalija su neophodni sastojci za rast biljaka i mogu se naći u mnogim vrstama zemljišta.^[2] Oni se koriste kao gnojiva u poljoprivredi, hortikulturi i hidroponskim kulturama u obliku kalij-hlorida (KCl), kalij-sulfata (K₂SO₄) ili kalij-nitrata (KNO₃). Za proizvodnju poljoprivrednih gnojiva troši se oko 95% ukupne hemijske industrijske proizvodnje kalija a 90% ponude čini kalij u obliku KCl.^[2] Sadržaj kalija u većini biljaka se kreće od 0,5% do 2% od ukupne težine plodova, obično se izražava kao količina K₂O. Moderna poljopriveda koja daje visoke prinose mnogo zavisi od gnojiva koja nadoknađivaju gubitak kalija tokom rasta kultura. U 2005. godini oko 93% svjetske proizvodnje kalijevih spojeva je utrošeno u industriji gnojiva.^[36]

Kationi kalija su nutritijenti neophodni za ljudski život i zdravlje. Kalij-hlorid se koristi kao zamjena za običnu kuhinjsku so kod osoba koje moraju smanjiti unos natrija kao jedan od načina kontrole hipertenzije. U SAD, Agencija za kontrolu hrane i lijekova smatra paradajz, sok od narandže, bijeli grah, krompir i banane najveće izvore kalija u ishrani.^[37]

Kalij-natrij-tartrat (KNaC₄H₄O₆, Rochelleova so) je glavni sastojak praška za pecivo; također se koristi i za posrebravanje ogledala. Kalij-bromat (KBrO₃) je jako oksidaciono sredstvo (E924) i koristi se kao učvršćivač. Kalij-bisulfit KHSO₃ se koristi za čuvanje i konzerviranje hrane naprimjer u vinu i pivu (ali ne i mesu). Pored toga, koristi se za izbjeljivanje tekstila i štavljenja kože.^[38][39]

Jedina valencija kalija je +1. Metalni kalij je veoma snažno redukciono sredstvo koje se lahko oksidira na monopozitivni kation K⁺. Jednom oksidiran, on je izuzetno stabilan i teško se ponovo reducira do metala.^[21] Kalij-hidroksid lahko reagira s ugljik-dioksidom dajući kalij-karbonat koji je koristan za uklanjanje tragova gasova iz zraka. Općenito, spojevi kalija imaju odličnu rastvorljivost u vodi, koja se objašnjava visokom energijom hidratacije K⁺ iona. Ioni kalija su bezbojni u vodi i izuzetno teško se talože; moguće metode taloženja uključuju reakcije sa natrij-tetrafenilboratom, heksahloroplatinskom kiselinom i natrij-kobaltnitritom.^[23] Važno jedinjenje za hemiju je također i kalij-permanganat.

Kalij oksidira dosta brže od većine metala i formira okside putem O-O veza, kao i svi alkalni metali osim litija. Tri vrste oksida se formiraju tokom reakcije: kalij-oksid, kalij-peroksid i kalij-superoksid,^[40] koji sadrže tri različita iona zasnovana na kisiku: kisik (O^2-), peroksid (O₂^2-) i superoksid (O₂^-). Posljednje dvije vrste, naročito superoksid su veoma rijetke i grade se samo u reakcijama sa veoma elektropozitivnim metalima; te vrste sadrže kisik-kisik veze.^[24] Svi binarni kalij-kisik spojevi burno reagiraju sa vodom dajući kalij-hidroksid. Ovaj spoj je jaka alkalna baza, u vodi se može rastvoriti u količini od 1,21 kg po litru vode.^[41][42]

Kalijevi spojevi su obično izrazito ionski i zbog toga je većina njih rastvorljiva u vodi. Osnovne vrste u vodi su akvakompleksi [K(H₂O)_n]⁺ gdje je n = 6 i 7.^[43] Nekoliko soli je slabo rastvorljivo u vodi uključujući kalij-tetrafenilborat, kalij-heksahloroplatinat i kalij-kobaltnitrit.^[23][44]

Kalij je osmi ili deveti najčešći element po masi (0,2%) u ljudskom tijelu, tako da odrasla osoba teška oko 60 kg ima u sebi oko 120 g kalija.^[45] Ljudsko tijelo ima toliko kalij kao i naprimjer sumpora i hlora, a od osnovnih minerala samo kalcija i fosfora ima više.^[46]

Kationi kalija su važni za neurološke funkcije u organizmu (mozak i nerve) i utiče na osmotski balans između ćelija i međućelijske tekućine, a regulira njihovu distribuciju u svim životinjama (ali ne i biljkama) putem takozvane pumpe Na+/K+-ATPaze.^[47] Ova ionska pumpa koristi ATP za pumpanje tri natrijeva iona iz ćelije i dva kalijeva iona u ćeliju gradeći time elektrohemijski gradijent preko ćelijske membrane. Pored toga, visoko selektivni kanali kalijevih iona (koji su tetrameri) su od najvećeg značaja za hiperpolarizaciju, naprimjer kod neurona nakon što je potencijalna akcija otpočela. Kalij se može osjetiti putem čula ukusa pošto on izaziva tri od pet vrsta uzbuđenja čula ukusa sve u zavisnosti od koncentracije.

• Burkhardt, Elizabeth R.; et al. (2006). "Potassium and Potassium Alloys". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. A22. str. 31–38. ISBN 3527306730. Eksplicitna upotreba et al. u: |author= (pomoć)
• Greenwood Norman N; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.CS1 održavanje: više imena: authors list (link) CS1 održavanje: ref=harv (link)
• Arnold F. Holleman; Wiberg Egon; Wiberg Nils (1985). "Potassium". Lehrbuch der Anorganischen Chemie (jezik: njemački) (91–100 izd.). Walter de Gruyter. ISBN 3-11-007511-3.CS1 održavanje: više imena: authors list (link) CS1 održavanje: ref=harv (link)
• Schultz, H.; et al. (2006). "Potassium compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. A22. str. 39–103. doi:10.1002/14356007.a22_031.pub2. ISBN 3527306730. Eksplicitna upotreba et al. u: |author= (pomoć)

• Kalij ubačen u vodu, Youtube video