| In zeewater bevindt zich een concentratie van circa 400 ppm kalium. Het heeft de neiging om te bezinken en belandt zo voor een groot deel in het sediment. Rivieren bevatten over het algemeen alleen rond de 2-3 ppm kalium. Dit ligt er ook aan dat er in oceanische basalten concentraties van circa 2000 ppm te vinden zijn. Calciumhoudend graniet bevat zelfs 2,5% kalium. In opgeloste toestand is dit element bijna uitsluitend als K+(aq) aanwezig.
40K is een van nature ver verspreid radioactief isotoop. In zeewater ligt de natuurlijke concentratie bij circa 4,5.10-5 g/L.
Kalium reageert heel snel en heftig met water waarbij een kleurloze basische kaliumhydroxideoplossing en waterstofgas ontstaan. De bijbehorende reactievergelijking luidt:
 2K(s) + 2H2O -> 2KOH(aq) + H2(g)
Deze reactie is exotherm en het kalium wordt zelfs zo heet dat het begint te branden met een paarse vlam en ook de vrijkomende waterstof met zuurstof reageert en ontvlamt. Kalium reageert met water langzamer dan rubidium dat in het periodiek systeem onder kalium staat, maar sneller dan natrium dat in het periodiek systeem een plaats verder boven inneemt.
Figuur: www.aljevragen.nl Kalium is niet in water oplosbaar, maar reageert ermee zoals boven uitgelegd. Kaliumverbindingen kunnen echter wel oplosbaar zijn in water. Voorbeelden hiervoor zijn kaliumdichromaat met een oplosbaarheid van 115 g/L, kaliumpermanganaat met 76 g/l, kaliumiodaat met 92 g/L en kaliumiodid, waarvan zelfs 1480 g in een liter water opgelost kunnen worden.
Oplosbaarheid en waardoor deze beïnvloed kan worden Kalium komt in verschillende mineralen voor, waaruit het door verweringsprocessen opgelost kan worden. Voorbeelden hiervoor zijn de veldspaten orthoklaas en microklien die voor de productie van kaliumverbindingen echter niet heel belangrijk zijn, en de chloormineralen carnaliet en vooral sylviet die voor productiedoeleinden het gunstigst is. Ook kleimineralen bevatten kalium. Het komt dus o.a. op natuurlijke manier in de zee terecht, waar het vooral naar het sediment bezinkt.
Elementair kalium wordt van kaliumchloride gemaakt en heeft echter door zijn groot reactievermogen niet veel gebruiksdoeleinden. Het wordt in legeringen en voor organische synthesen gebruikt.
Een aantal kaliumverbindingen, vooral kaliumnitraat, zijn populaire meststoffen. 95% van het commercieel toegepaste kalium wordt hiervoor gebruikt. Ook van kalizouten, mengsels met magnesium- en calciumverbindingen, wordt graag gebruik gemaakt. Bij hun regeneratie ontstaat afvalwater dat schadelijk is, als het op oppervlaktewater wordt geloosd, en moeilijk te zuiveren is.
Bij de productie van glas wordt kalium toegepast om het sterker en krasvast te maken. Dit glas wordt vooral graag voor televisies gebruikt. Andere kaliumverbindingen worden bij de productie van vloeibare zeep en schoonmaakmiddelen ingezet, toegevoegd aan medicamenten of infusies, in de fotografie of bij het looien van leer toegepast. In bijna alle gevallen is het bijbehorende anion en niet het kaliumion de reden voor de werkwijze. Dit geldt ook bij het gebruik van kaliumchloraat voor lucifers en in vuurwerk en kaliumnitraat in kruit. Kaliumaluin is de basis voor papierlijm en dient als vulstof voor synthetisch rubber.
Belangrijk is ook dat kaliumverbindingen de mede meest basisch reagerende chemicaliën zijn, wat bijvoorbeeld voor zijn hydroxide of nitraat geldt. Kaliumhydroxide vormt met water kaliloog en wordt in wasmiddel, ontharders, groene zeep, ontzwavelingsinstallaties voor aardolie en absorptiemiddelen voor koolstofdioxide toegepast.
Andere voorbeelden voor het gebruik van kaliumverbindingen zijn kaliumiodaat dat vroeger voor de meting van het oxidatievermogen van afvalwatermonsters gebruikt werd, kaliumdichromaat dat voor de meting van het oxidatievermogen van organisch stof in bodemkundige en afvalwaterbiologische processen dient, of kaliumdicyanoauraat(I), een extreem giftige, in water oplosbare goudverbinding die voor het technische vergulden gebruikt wordt. Ook kunnen kaliumverbindingen via de urine in het afvalwater terechtkomen.
Een buitengewone gebruiksmogelijkheid is het verhogen van de hoeveelheid regen in droge regio’s door kaliumchloride. Het wordt met vliegtuigen net onder de wolken gebracht, stijgt op en bereikt dat de hoeveelheid vocht die de wolken als regen vrijgeven, verdubbelt.
Omdat de kaliumconcentraties in de afstroom van stortplaatsen voor huishoudelijk afval vaak bijzonder hoog zijn, kan dit stof als indicator dienen dat eventueel ook andere schadelijke stoffen in het grondwater aanwezig zijn.
Kalium is voor bijna alle organismen, behalve een paar bacteriën essentieel, omdat het een belangrijke rol speelt bijvoorbeeld bij de zenuwenfuncties.
Vooral in planten heeft het een sleutelpositie. De groei van wilde planten wordt vaak door de beschikbaarheid van kalium beperkt. Afkomstig van afgestorven planten en dierlijke excrementen wordt het in de grond aan kleimineralen gebonden voordat het in oplossing kan gaan. Daarom wordt het door nieuwe planten makkelijk weer opgenomen. Door ploegen van de grond kan dit natuurlijk proces verstoord worden. Daarom worden in de landbouw vaak kalium bevattende meststoffen toegevoegd. Het kaliumgehalte van planten ligt gemiddeld bij circa 2% (drogestofgehalte), waarbij de waardes van 0,1-6,8 verspreid liggen. Ter vergelijking zijn de concentraties in muggenlarven circa 0,5-0,6% en in kevers 0,6-0,9% (drogestofgehalte).
Kalizouten kunnen plantencellen doden, omdat zij sterk osmotisch actief zijn.
Kalium geldt als zwak waterbedreigend, maar wel als een stof met een groot verspreidingspotentiaal, omdat het een hoge mobiliteit en een laag transformatiepotentiaal heeft. De giftigheid van kaliumverbindingen is eigenlijk altijd op een andere component van de verbinding terug te voeren, bijvoorbeeld bij kaliumcyanide op het cyanide.
De LD50-waarde die de dosis van een stof aangeeft, waarbij de helft van een populatie sterft, ligt voor kaliumcyanide bij de rat bij 5 mg/kg. Bij kaliumbromaat is dit 321 mg/kg en bij kaliumfluoride 245 mg/kg. Wat betreft waterorganismen is kaliumdrchromaat met een LC50-waarde van 132 mg/L voor vissen en 1,16 mg/L voor watervlooien een voorbeeld. Dit is de concentratie waarbij wederom 50% van een populatie sterft.
Een van de drie natuurlijk voorkomende kaliumisotopen, 40K, is radioactief. Het wordt vermoed dat het genmodificaties in planten en dieren veroorzaakt. Wegens zijn natuurlijke afkomst valt het echter onder geen radiotoxiciteitsklas. Verder zijn er twaalf instabiele isotopen van dit element.
Kalium is een voor de mens essentieel element, waarvan hij dagelijks ongeveer 1-6 g opneemt bij een behoefde van circa 2-3,5 g. De totale hoeveelheid aan kalium in het menselijke lichaam ligt bij circa 110-140 g en hangt af van de spiermassa. Deze bevat op de rode bloedcellen na en naast hersenweefsel het meeste kalium.
Terwijl zich zijn tegenspeler natrium in de intracellulaire vloeistof bevindt, komt kalium in de cellen voor. Daar helpt het om het osmotische evenwicht te bewaren. De kaliumverhouding tussen cel en plasma ligt bij 27:1 en wordt met behulp van natrium-kaliumpompen gereguleerd.
Functies van kalium zijn bijvoorbeeld zijn rol bij de prikkelbaarheid van het zenuwstelsel, de spiercontracties, de regulering van de bloeddruk en de oplossing van proteïnen. Het beschermt hart en vaten en kan zelfs hartritmestoornissen voorkomen. De verhouding van natrium en kalium lag vroeger bij 1:16 en ligt nu bij circa 3:1, wat vooral door een verhoogde inname van natrium komt (zie Natrium en water).
Kaliumtekorten zijn zeldzaam, maar kunnen tot depressies, spierzwakte, stoornissen van het hart en verwardheid leiden. Kaliumverlies kan een gevolg van chronische diaree of een nierziekte zijn, omdat de nieren de kaliumbalans in het lichaam reguleren. Bij insufficiëntie van de nieren moet de inname van kalium echter beperkt worden.
Huidcontact met kaliummetaal resulteert in het invreten van kaliloog. Dit is zelfs gevaarlijker dan het invreten van zuur, omdat het bij kaliloog verder door blijft gaan. Ook voor de ogen zijn loogdruppels en kaliumdeeltjes heel gevaarlijk.
Ook de inname van een aantal kaliumverbindingen kan heel gevaarlijk zijn. Bij een hoge dosis kaliumchloride werkt de overdracht van zenuwimpulsen niet meer, wat alle lichaamsfuncties verstoort en vooral gevaarlijk voor het functioneren van het hart is. 2 g Kaliumaluin veroorzaken maagklachten en misselijkheid, grotere hoeveelheden kunnen zich invreten en dodelijk zijn. Kaliumcarbonaat is vanaf een dosis van circa 15 g voor een volwassene mens dodelijk. Bij kaliumantimonyltartraat geldt dit vanaf 1 g en de dodelijke dosis kaliumcyanide ligt zelfs bij maar 50 mg. Kaliumdichromaat is vanaf ongeveer 6-8 g dodelijk en 30 g kaliumnitraat leiden tot sterke vergiftigingen die ook dodelijk kunnen zijn. Wegens zijn sterk invretende werking kan ook kaliumhydroxide bijvoorbeeld in vorm van 10-12 ml van een loog met 15% dodelijk zijn. Bij kaliumpermanganaat dat voor het bleken en desinfecteren wordt gebruikt, ligt de dodelijke dosis bij 5-8 g.
Kalium kan bijvoorbeeld met behulp van omgekeerde osmose verwijderd worden.
Ook kalium zelf wordt in de waterbehandeling gebruikt. Zo is bijvoorbeeld kaliumpermanganaat nuttig voor de oxidatie van stoffen in het water, o.a. bij de verwijdering van ijzer of mangaan of de desinfectie, die echter vaak niet aangeraden wordt. Het kaliumpermanganaatverbruik maakt het mogelijk om conclusies over het oxidatievermogen van organisch stof in water te geven. Over het algemeen is het hoger dan het BZV. Daarentegen wordt het kaliumdichromaatverbruik bij de bepaling van het CZV toegepast.
Literatuurverwijzingen
Terug naar het periodiek systeem der elementen
Terug naar de overzicht van elementen en water | | | | |
Proceswater
Ion exchange
Languages 
Deutsch
English
Español
Français
Italiano
Nederlands
Polski
Português
العربية