Kalium

Grundlagen und Bedeutung

Kalium ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol K und der Ordnungszahl 19. Es steht im Periodensystem in der 1. IUPAC-Gruppe, der Gruppe der Alkalimetalle, sowie in der 4. Periode und im s-Block. Seine Elektronenkonfiguration lautet [Ar] 4s¹. Kalium ist ein silbrig-weißes, sehr weiches, duktiles und ätzendes Metall. Wegen seiner außerordentlich hohen Reaktionsfähigkeit kommt es in der Natur nicht elementar vor, sondern ausschließlich in chemisch gebundener Form. Reines Kalium wird meist unter Mineralöl oder einer anderen wasserfreien Schutzflüssigkeit aufbewahrt.

Kalium ist zugleich ein essenzielles Mengenelement. Es übernimmt wichtige Aufgaben in Pflanzen und im menschlichen Körper, vor allem bei der Erregungsleitung, der Muskel- und Herzfunktion, dem Wasserhaushalt und der Regulation des Blutdrucks. Reines Kalium wurde am 6. Oktober 1807 erstmals von Humphry Davy hergestellt; am 19. November 1807 berichtete er darüber vor der Royal Society in London. Davy gewann das Metall durch Elektrolyse angefeuchteter Ätzalkalien.

Vorkommen, Gewinnung und Reaktionen

Kalium besitzt nur ein Außenelektron und gibt dieses leicht ab. Deshalb liegt es in der Natur als Kation K⁺ vor; kovalente Kaliumverbindungen sind nicht bekannt. Im Meerwasser beträgt die durchschnittliche K⁺-Konzentration 399,1 mg/kg beziehungsweise 408,4 mg/l.

Wichtige kaliumhaltige Minerale sind Sylvin (KCl), Sylvinit (KCl · NaCl), Carnallit (KCl · MgCl₂ · 6 H₂O), Kainit (KCl · MgSO₄ · 3 H₂O), Schönit (K₂SO₄ · MgSO₄ · 6 H₂O), Polyhalit, Orthoklas beziehungsweise Kalifeldspat (K[AlSi₃O₈]) und Muskovit beziehungsweise Kaliglimmer (KAl₂(OH,F)₂[AlSi₃O₁₀]). Kaliumsalze entstehen besonders in Verdampfungsablagerungen ehemaliger Meeresböden. Große Lagerstätten gibt es unter anderem in Kanada, Russland, Belarus, Kasachstan, Deutschland, Israel, den Vereinigten Staaten und Jordanien. Die größten bekannten Vorkommen liegen etwa 1.000 m unter der Oberfläche von Saskatchewan in Kanada. Das Tote Meer wird von Israel und Jordanien als Kaliquelle genutzt; die Konzentration in normalen Ozeanen ist für eine wirtschaftliche Gewinnung zu niedrig. Früher gewann man Kaliumverbindungen aus Pflanzenasche, der sogenannten Pottasche.

Das meiste metallische Kalium wird nach dem MSA-Verfahren hergestellt. Dabei wird Kaliumchlorid bei 870 °C unter Schutzgas mit metallischem Natrium reduziert. Das entstehende gasförmige Kalium wird anschließend in einer Kühlfalle kondensiert:

Na + KCl ⇌ K↑ + NaCl

Im Labor kann Kalium unter anderem durch Reduktion von Kaliumchromat oder Kaliumdichromat mit Zirconium gewonnen werden:

2 K₂CrO₄ + Zr → 4 K + Zr(CrO₄)₂

Außerdem ist die thermische Zersetzung von Kaliumazid möglich:

2 KN₃ → 2 K + 3 N₂

Kalium reagiert heftiger als Natrium. Mit Wasser entstehen Kaliumhydroxid und Wasserstoff:

2 K + 2 H₂O → 2 KOH + H₂

Die stark exotherme Reaktion kann den Wasserstoff entzünden und zu Verpuffungen oder Explosionen führen. In trockenem Sauerstoff verbrennt Kalium mit intensiver violetter Flamme zu Kaliumhyperoxid KO₂ und Kaliumperoxid K₂O₂. Mit feuchter Luft bildet es unter Wasserstoffentwicklung Kaliumcarbonat. Mit Alkoholen entstehen Alkoholate und Wasserstoff; mit Brom und Iod reagiert Kalium explosionsartig zu den entsprechenden Halogeniden.

Physikalische Eigenschaften und Isotope

Kalium ist bei Standardbedingungen fest und kristallisiert kubisch raumzentriert. Die Dichte beträgt bei 20 °C 0,856 g/cm³, die Mohshärte 0,4. Der Schmelzpunkt liegt bei 336,84 K (63,69 °C), der Siedepunkt bei 1031,45 K (758,3 °C). Kalium ist paramagnetisch und besitzt eine elektrische Leitfähigkeit von 14,3 · 10⁶ S·m⁻¹. Sein Normalpotential beträgt −2,931 V für K⁺ + e⁻ → K; die Elektronegativität nach Pauling beträgt 0,82.

Mit Natrium bildet Kalium über einen weiten Konzentrationsbereich flüssige Na-K-Gemische. Das Phasendiagramm weist eine bei 7 °C inkongruent schmelzende Verbindung Na₂K und ein Eutektikum bei −12,6 °C mit einem Natriumgehalt von 23 %w auf.

Natürliches Kalium besteht hauptsächlich aus den stabilen Isotopen ³⁹K und ⁴¹K. Daneben enthält es das primordiale, also seit der Entstehung der Erde vorhandene, radioaktive Isotop ⁴⁰K. ³⁹K macht 93,26 % und ⁴¹K 6,73 % aus; ⁴⁰K kommt zu 0,0117 % vor.

⁴⁰K hat eine Halbwertszeit von 1,248 · 10⁹ Jahren; eine neuere Messung von 2022 gibt 1,2536(27) · 10⁹ Jahre an. Es zerfällt zu 89 % durch β⁻-Zerfall in stabiles ⁴⁰Ca und zu 11 % durch β⁺-Zerfall oder Elektroneneinfang in stabiles ⁴⁰Ar. Der Zerfall von ⁴⁰K ist eine wesentliche Quelle des Argons in der Erdatmosphäre und kann zur Kalium-Argon-Datierung genutzt werden. Außerdem trägt seine Zerfallswärme zur radioaktiv bedingten Erdwärme bei.

Natürliches Kalium besitzt eine spezifische Aktivität von 27–31 Bq/g. Da ein erwachsener Mensch etwa 110–140 g Kalium enthält, beträgt seine natürliche Radioaktivität durch Kalium ungefähr 4 kBq. In Deutschland entfallen etwa 0,17 mSv pro Jahr, also fast 10 % der durchschnittlichen natürlichen Strahlendosis von 2,1 mSv pro Jahr, auf körpereigenes Kalium.

Biologische Bedeutung und Ernährung

Pflanzen können Kaliumsilicate im Boden nur schlecht aufschließen. Deshalb werden wasserlösliche Kaliumsalze als Düngemittel eingesetzt. Die Landwirtschaft ersetzt damit das bei der Ernte verlorene Kalium. Am häufigsten wird Kaliumchlorid verwendet; Kaliumsulfat eignet sich für chloridempfindliche Pflanzen oder Kulturen mit höherem Schwefelbedarf. Weitere kaliumhaltige Dünger sind unter anderem Kornkali, Patentkali, Flory, Nitrophoska und Kaliumphosphat.

In Pflanzen wirkt Kalium unter anderem als Osmotikum im Xylem und unterstützt dadurch den Wurzeldruck. In Blattzellen erhöht es den Turgor, also den durch Zellinnendruck verursachten Spannungszustand. Das fördert Zellstreckung, Blattflächenwachstum und die Öffnung der Spaltöffnungen, wodurch die Kohlenstoffdioxidaufnahme und die Photosynthese begünstigt werden. Kalium beeinflusst außerdem die Bildung von C3-Zuckern sowie deren Weiterverarbeitung zu Stärke, Cellulose, Lignin und Proteinen. Kaliummangel zeigt sich vor allem an älteren Blättern durch Punkt-, Interkostal- und Blattrandchlorosen, Blattrandnekrosen, gestauchtes Wachstum und möglicherweise Welke. Ein starker Überschuss kann Wurzelverbrennungen sowie Calcium- und Magnesiummangel verursachen.

Im menschlichen Körper ist Kalium das wichtigste intrazelluläre Kation, also das wichtigste positiv geladene Ion im Zellinneren. Es ist beteiligt an der Bioelektrizität der Zellmembranen, der neuromuskulären Erregbarkeit, der Reizleitung des Herzens, dem Zellwachstum, der Hormonfreisetzung, der Kohlenhydratverwertung, der Eiweißsynthese, dem Säure-Basen-Gleichgewicht und der Aufrechterhaltung eines normalen Blutdrucks.

Die intrazelluläre Kaliumkonzentration beträgt ungefähr 150 mmol/l, die extrazelluläre etwa 4 mmol/l. Natrium liegt dagegen intrazellulär bei rund 10 mmol/l und extrazellulär bei 140 mmol/l. Diese Unterschiede hält die Na/K-ATPase, die Natrium-Kalium-Pumpe, aufrecht. Der Normbereich von Kalium im Serum beträgt 3,6–4,5 mmol/l, im Harn 26–123 mmol/l. Eine Hyperkaliämie liegt bei K⁺ deutlich über 4,5 mmol/l vor und kann zu Herzstillstand in Systole führen. Bei Hypokaliämie unter 3,5 mmol/l können Muskelkontraktion, Erregungsleitung und Herzrhythmus gestört werden; eine sehr geringe Kaliumkonzentration kann Herzstillstand in Diastole verursachen.

Mindestens 2 g Kalium täglich gelten zur Aufrechterhaltung lebenswichtiger Prozesse als empfehlenswert. Die Deutsche Gesellschaft für Ernährung erachtet ab 15 Jahren 4 g/Tag, bei Schwangeren 4,4 g/Tag als notwendig. Das Food and Nutrition Board empfiehlt für Erwachsene 4,7 g/Tag beziehungsweise 120 mmol/Tag. In Deutschland lag die Zufuhr laut Nationaler Verzehrsstudie II im Median bei 3,1 g/Tag für Frauen und 3,6 g/Tag für Männer. 75 % der Männer und 90 % der Frauen erreichten die Empfehlung von 4,7 g/Tag nicht.

Kalium wirkt als natürlicher Gegenspieler von Natrium. Die WHO empfiehlt ein molares Natrium-Kalium-Verhältnis von 1:1, entsprechend weniger als 2 g Natrium und mindestens 3,5 g Kalium pro Tag. Eine höhere Kaliumzufuhr kann den Blutdruck senken, das Schlaganfallrisiko vermindern und die renale Calciumretention fördern. Kaliumreiche Lebensmittel sind beispielsweise Sojabohnen, getrocknete Aprikosen, Weizenkleie, Pistazien, Tomatenmark, Linsen, Rosinen, Mandeln, Kartoffeln, Avocados, Spinat und Bohnen. Die Gehalte reichen in der genannten Tabelle von 402 mg/100 g bei gekochten Kidneybohnen bis 1800 mg/100 g bei getrockneten Sojabohnen. Durch Wässern in Wasser für etwa drei bis fünf Stunden lässt sich der Kaliumgehalt merklich senken. Für dialysepflichtige Menschen kann eine hohe Kaliumzufuhr wegen der Gefahr einer Hyperkaliämie lebensbedrohlich sein.

Nachweis und Analytik

Kalium kann spektroskopisch durch seine Flammenfärbung nachgewiesen werden. In Wasser gelöste K⁺-Ionen lassen sich außerdem potentiometrisch, also über eine elektrische Spannung, mit einer kaliumspezifischen ionenselektiven Elektrode bestimmen. Viele dieser Elektroden nutzen Valinomycin (C₅₄H₉₀N₆O₁₈), das zu etwa 0,7 % in eine Kunststoffmembran eingebettet ist und Kalium spezifisch komplexiert.

Qualitativ, also nach dem bloßen Vorhandensein, kann Kalium mit Perchlorsäure nachgewiesen werden. Dabei entsteht in der Kälte schwer lösliches, weißes Kaliumperchlorat KClO₄. Allerdings können auch Rubidium, Caesium und Ammonium ähnliche Niederschläge bilden.

Quantitativ lässt sich Kalium gravimetrisch bestimmen. Dazu wird es als Kaliumtetraphenylborat K[B(C₆H₅)₄] mit Kalignost gefällt und der Niederschlag ausgewogen. Weitere Fällungsreaktionen bilden Kaliumhexanitrocobaltat(III), Kaliumhydrogentartrat und Kaliumhexachloroplatinat(IV).

In der Routineanalytik wird Kalium häufig mit der Flammenphotometrie bestimmt; die genannte Bestimmungsgrenze beträgt 100 μg/l. Die Atomabsorptionsspektrometrie erreicht mit der Flammentechnik 1 μg/l und mit der Graphitrohrtechnik 0,004 μg/l. Wegen des enthaltenen ⁴⁰K ist auch Gammaspektroskopie möglich. Dafür sind wegen der geringen spezifischen Aktivität von etwa 31 Bq/g, der natürlichen Hintergrundstrahlung und des Kaliums im menschlichen Körper eine gute Abschirmung und ein empfindlicher Detektor erforderlich.

Verbindungen und Verwendung

In seinen Verbindungen liegt Kalium als einwertiges Kation mit der Oxidationszahl +1 vor. Kaliumoxid ist ein sehr reaktiver weißer Feststoff. Kaliumperoxid wirkt brandfördernd, ist selbst nicht brennbar und wird als Oxidationsmittel, Bleichmittel und zur Luftreinigung verwendet. Kaliumhyperoxid KO₂ ist gelb, bildet mit Wasser Kalilauge, Wasserstoffperoxid und Sauerstoff und wird in Kaliumluftfiltern, unter anderem auf U-Booten, zur Atemluftregeneration eingesetzt.

Zu den Halogeniden gehören Kaliumfluorid, Kaliumchlorid, Kaliumbromid und Kaliumiodid. Sie besitzen die kubische Natriumchlorid-Struktur. Kaliumchlorid ist leicht wasserlöslich, kommt als Sylvin vor und wird für Kalidünger sowie zur Herstellung vieler anderer Kaliumverbindungen verwendet. Kaliumfluorid dient unter anderem zum Glasätzen, Kaliumbromid in fotografischen Materialien und Kaliumiodid zur Herstellung der Lugolschen Lösung, von Silberiodid, Pharmazeutika und für analytische Nachweise.

Kaliumhydroxid ist eine hygroskopische, starke Base. In Wasser löst es sich unter großer Wärmeentwicklung zu Kalilauge. Es wird unter anderem zum Ätzen von Silicium, als Elektrolyt und als Säureregulator verwendet. Kaliumcarbonat dient zur Herstellung von Glas, Farben und fotografischen Entwicklern. Kaliumhydrogencarbonat wird als Trennmittel, Säureregulator und Backtriebmittel eingesetzt. Kaliumchlorat und Kaliumperchlorat sind stark oxidierend und werden unter anderem in Streichhölzern und der Pyrotechnik verwendet. Kaliumnitrat ist Hauptbestandteil von Schwarzpulver und dient auch zur Lebensmittelkonservierung. Kaliumsulfat wird hauptsächlich als Dünger verwendet; Kaliumphosphat wird in Waschmitteln, als Dünger und als Säureregulator eingesetzt.

Weitere wichtige Verbindungen sind das orangefarbene Kaliumdichromat als Oxidationsmittel und Reagenz, Kaliumpermanganat als starkes Oxidationsmittel, Kaliumhexacyanoferrat(II) als Trennmittel und Stabilisator, Kaliumcyanid als hochgiftiges Salz der Blausäure sowie Kaliumhydrogentartrat, der Weinstein. Kaliumsalze von Fettsäuren sind Kaliumseifen. Bei der Verseifung werden Fette mit Kalilauge in Glycerin und die Alkalisalze der Fettsäuren zerlegt.

Metallisches Kalium hat wegen des billigeren Natriums nur geringe technische Bedeutung. Es wurde als Bestandteil eutektischer Na-K-Legierungen in schnellen Kernreaktoren als Kühlflüssigkeit eingesetzt. Im Labor dient es gelegentlich zur Trocknung von Lösungsmitteln. Weitere Anwendungen sind die Dotierung von Wolframdrähten für Glühlampenwendeln, Na-K-Wärmelegierungen und Kaliumhyperoxid in Kaliumluftfiltern. Metallisches Kalium und seine Peroxidkrusten sind brand- und explosionsgefährlich; deshalb darf es nur unter geeigneten Schutzbedingungen gehandhabt und gelagert werden.