Kalium, Symbol K, chem. Element aus der I. Hauptgruppe des Periodensystems (Alkalimetalle), Leichtmetall; Z 19, Massenzahlen der natürlichen Isotope 39 (93,23 %), 40 (0,012 %), 41 (6,76 %), Atommasse 39,0983, Wertigkeit I, Härte nach Mohs 0,5, D. 0,86 g cm^-3, F. 63,65 °C, Kp. 774 °C, elektrische Leitfähigkeit 15,9 Sm/mm²(bei 0 °C), Standardelektrodenpotential (K/K⁺) -2,924 V.

Eigenschaften. K. ist ein sehr weiches, an frischer Schnittfläche silberglänzendes Metall. Es kristallisiert in kubisch-raumzentriertem Gitter. K. ist – wie auch alle seine Verbindungen – schwach radioaktiv. Dies ist auf die ständige Anwesenheit des Isotops ⁴₁⁰₉K zurückzuführen. In flüssigem Ammoniak löst sich K. mit dunkelblauer Farbe.

K. gehört aufgrund seines großen Atomradius und des damit verbundenen niedrigen Ionisationspotentials zu den reaktivsten Elementen. Es ist ausgesprochen elektropositiv und ein starkes Reduktionsmittel (Alkalimetalle) und bildet K⁺-Ionen aus. K. überzieht sich an feuchter Luft rasch mit einer Schicht aus Kaliumoxid K₂O bzw. -hydroxid KOH. Mit Wasser reagiert K. so heftig, daß sich der entwickelnde Wasserstoff sofort entzündet: 2 K + 2 H₂O → 2 KOH + H_2. Mit Alkohol bilden sich Wassestoff und Kaliumoxide.

Mit den Halogenen (mit Iod in der Hitze) erfolgt explosionsartige Umsetzung zu den Kaliumhalogeniden. Im Sauerstoffstrom verbrennt K. zu Kaliumhyperoxid KO₂.

Analytisches. Der qualitative Nachweis der K. erfolgt am einfachsten über die rotviolette Flamme oder spektroskopisch anhand der beiden Doppellinien bei 766,494 und 769,901 nm (rot) und bei 404,414 und 404,720 nm (violett). Quantitativ wird K. entweder über schwerlösliche Verbindungen, wie z. B. Kaliumhexachloroplatinat K₂[PtCl₆] und Kaliumperchlorat KClO₄ oder über instrumentelle Methoden wie die Atomabsorptionsspektroskopie oder über ionenselektive Elektroden nachgewiesen.

Vorkommen. Mit einem Anteil von 2,59 % am Aufbau der Erdkruste gehört K. zu den zehn häufigsten Elementen. Die wichtigsten kaliumhaltigen Minerale sind Orthoklas (Kalifeldspat) K[AlSi₃O₈], und Muskovit (Kaliglimmer) KAl₂(OH,F)₂[AlSi₃O₁₀]. Durch Verwitterung kaliumhaltiger Minerale gelangen K⁺-Ionen in das Wasser, werden jedoch im Boden sehr viel stärker adsorbiert als die vergleichbar gebildeten Na⁺-Ionen. Daraus resultiert, daß die K-Konzentration im Meerwasser nur etwa ¹/₃₀ der Na-Konzentration ausmacht, obgleich die Häufigkeit beider Elemente auf der Erde etwa gleich ist.

Im pflanzlichen Organismus spielen K⁺-Ionen, welche die Pflanze viel besser als andere Ionen über die Wurzel aufnehmen kann, eine wichtige Rolle. Sie sind unentbehrlich für die Photosynthese, Atmung und andere Stoffwechselvorgänge und halten den osmotischen Druck aufrecht. Pflanzliche Materialien liefern bei der Verbrennung beträchtliche Mengen an Kaliumcarbonat. Im tierischen und menschlichen Organismus wirken die K⁺-Ionen auf viele Prozesse, wie z. B. die Glycolyse, die Lipolyse und auf die Synthese von Proteinen und Acetylcholin aktivierend.

Da Na⁺-Ionen hierbei antagonistisch wirken, ist die Einhaltung eines bestimmten Na⁺/K⁺-Konzentrationsverhältnisses innerhalb der Zelle besonders wichtig. Dies gilt auch für die Aufrechterhaltung des richtigen osmotischen Druckes und die Regulierung des Wasserhaushaltes insgesamt. Deshalb werden K⁺-Ionen bevorzugt in die Zelle hinein-, Na⁺-Ionen aus der Zelle herausgeschleust (Natrium-Kalium-Pumpe).

Gewinnung. Zur technischen Herstellung des K. wird in einer der Gewinnung des Natriums vergleichbaren Weise wasserfreies Kaliumhydroxid der Schmelzelektrolyse unterworfen. Auch die Reduktion von Kaliumcarbonat mit Kohlenstoff gemäß K₂CO₃ + 2 C → 2 K + 3 CO oder die Umsetzung von Kaliumfluorid mit Calciumcarbid gemäß 2 KF + CaC₂ → 2 K + CaF₂ + 2 C ist möglich.

Verwendung. Bedingt durch die komplizierte Handhabung des K. ist seine technische Anwendung wenig verbreitet. Einsatzgebiete des K. liegen in der organischen Synthese sowie in der Herstellung von Alkalimetall-Photozellen. Flüssige K-Na-Legierungen spielen als Kühlmittel in Kernreaktoren eine Rolle.