Kalium

Met 'n digtheid laer as water is kalium die tweede ligste metaal na litium. Dit is 'n sagte vastestof wat maklik met 'n mes gesny kan word en het 'n silwerwit kleur op vars blootgestelde oppervlaktes. Dit oksideer vinnig in lug en moet in minerale olie soos keroseen bewaar word. Dit hang saam met die feit dat die elektronkonfigurasie van 'n kaliumatoom [Ar]4s¹ is. Die een 4s¹-valenselektron kan maklik afgestaan word en die element is daardeur 'n sterk reduseermiddel.[2] Soortgelyk aan ander alkalimetale het kalium 'n lae digtheid en 'n lae smeltpunt en reageer die metaal heftig met water met die vrystelling van waterstof [3] en die vorming van 'n sterk basis.

${\displaystyle 2K(s)+2H_{2}O(l)\rightarrow 2K^{+}+H_{2}(g)\uparrow +2OH^{-}}$

Wanneer dit in die lug in kontak met water kom, kan dit spontaan ontbrand. Dit reageer ook heftig met die meeste sure met die vrystelling van waterstof.

Kalium los in vloeibare ammoniak op en vorm 'n donkerblou oplossing, maar die metaal kan deur verdamping van die vloeistof herwin word. Dit is 'n gevolg van die solvasasie van kalium se een valenselektron deur ammoniakmolekules:

${\displaystyle K(s)+nNH_{3}(l)\rightarrow K^{+}(am)+e^{-}(am)}$

Die gesolvateerde elektron (e^-(NH₃)_n) kan verder reageer en waterstof vrystel, maar hierdie reaksie is 'n ewewig:

${\displaystyle 2e^{-}(am)+2NH_{3}\leftrightarrows 2NH_{2}^{-}+H_{2}(g)}$

Die ewewigskonstante vir hierdie reaksie is K=10⁶ teen 25 °C. Selfs indien die druk van die waterstofgas op net 0,1 Atm gehandhaaf word, kan die vrye elektrone se spin in die oplossing met elektronspinresonansie waargeneem word.[4]

Maar in water kan die blou kleur ook effens waargeneem word maar die gesolvateerde elektron is nie stabiel nie en vorm vinnig waterstof.[5]

Kalium reageer heftig met teflon, selfs in 'n inerte atmosfeer. Moenie toerusting wat teflon-bedekte roerstawe, pakkings of kleppe bevat, gebruik nie.[2]

Kalium vorm legerings of soms intermetaalverbindings met heelparty metale, soos Na, Zn, Cd, Hg, In, Tl, Sn, Pb en Bi. Die legerings is gewoonlik minder rekbaar as die metaal self. Met rubidium en sesium word 'n volledige reeks van mengkristalle gevorm.[2] 'n Goeie voorbeeld van intermetaalverbindings is die K-Sn-stelsel wat vyf stoigiometriese verbindings bevat: K₂Sn, KSn, K₂Sn₃,KSn₂ en K₄Sn₂₃. Hulle het almal hoër smeltpunte as kalium en tin self. K₂Sn₃ is die hoogste (860 °C) en die enigste fase wat kongruent smelt. Die ander vier ontbind peritekties.[6]

Kalium vorm interkalate met grafiet. In C₈K word alle vlakke tusen die grafeenlae met kalium gevul. In interkalate soos C₂₄K en C₃₆K vind interkalasie in elke tweede of derde vlak plaas. Kaliumgrafiet is 'n sterk reduseermiddel wat gebruik word om ongewenste organiese onsuiwerhede te verwyder soos gehalogeneerde koolwaterstowwe.[2]

Kalium vorm kaliumsuperoksied KO₂ as die vloeibare metaal in lug geatomiseer word. Hierdie geel poeier kan suurstof afgee en kaliumoksied vorm:

${\displaystyle 4KO_{2}\rightarrow 2K_{2}O+3O_{2}}$

Die oksied kan koolstofdioksied opneem en hierdie eienskappe word in asemhalingsapparate en in die ruimtevaart gebruik.[7] 'n Kors van geel superoksied kan stadig vorm as kalium lank in olie bewaar word. Dit kan gevare oplewer omdat dit met die olie waarin dit bewaar word kan reageer en 'n ontploffing veroorsaak as iemand dit probeer afsny. Teen 200-300 °C word die peroksied K₂O₂ gevorm.[2]

Kaliumhidried KH kan van kalium en waterstof vervaardig word in 'n oliedispersie teen 200 °C. Die verbinding word in die organiese sintese gebruik, bv. in ketoonenolisasiereaksies.[2]

Kalium reageer met alkohole soos metanol en vorm etoksiede en waterstof:[2]

${\displaystyle 2K(s)+2CH_{3}OH\rightarrow 2CH_{3}OK+H_{2}\uparrow }$

Etoksiede soos hierdie kaliummetoksied word ook as organiese reagense aangewend.

Kalium vorm die eenwaardige ioon K⁺ in talle verbindings en vorm soute met amper alle anione. Kaliumsoute straal 'n violet kleur uit wanneer dit aan 'n vlam blootgestel word.[8] Die meeste soute van kalium is oplosbaar in water.[9] 'n Uitsondering is dikaliumnatriumkobaltinitriet K₂NaCo(NO₂)₆.2H₂O. Dit vorm 'n goue geel neerslag as 'n oplossing van natriumkobaltinitriet en 'n oplosing van kaliumione saamgevoeg word.[10]

Die hoofartikel vir hierdie afdeling is: Kalium-40.

Die verval van K-40 na Ar-40 word algemeen gebruik in die datering van rotse. Die konvensionele K-Ar dateringmetode is afhanklik van die aanname dat die rotse geen argon bevat het tydens die vorming daarvan nie en dat alle radiogeniese argon (d.w.s. Ar-40) in die rots behoue gebly het. M.a.w. die rots is 'n geslote stelsel. Minerale word gedateer deur die vasstelling van die kaliumkonsentrasie en die hoeveelheid radiogeniese Ar-40 wat geakkummuleer het. Die minerale wat hulle die beste leen tot datering op hierdie manier is biotiet, muskoviet en plutoniese/hoëgraadse horingblende, vulkaniese veldspaat. Hele rotsmonsters vanaf vulkaniese vloeie en vlak insnydings kan ook gedateer word as hulle nie verweer is nie.

K-40 kom in natuurlike kalium (en daarom ook in kommersiële plaasvervangers vir tafelsout) in groot genoeg hoeveelhede voor dat groot sakke van hierdie plaasvervangers gebruik kan word as radio-aktiewe bronne vir klaskamerdemonstrasies.[19]

Behalwe vir datering is kalium-isotope ook baie gebruik as spoorders, bv. in verweringstudies. Hulle word ook gebruik in die studies van die voedingkringloop omdat kalium 'n makrovoedingstof is wat 'n vereiste vir lewe is.

Die hoofartikel vir hierdie afdeling is: Kalium-41.

Die verhouding tussen die beide stabiele isotope is belangrik in die geochemie en die studie van meteoriete. Vooruitgang in die massaspektrometie (veral MC-ICP-MS) het dit sedert 2012 moontlik gemaak. Die verhouding ³⁹K/⁴¹K van die standaardmonster NiST SRM 985 is 13,8566±0,0063. Afwykings van hierdie waarde word gewoonlik uitgedruk as δ⁴¹K, gedefinieer as:[17]

${\displaystyle \delta ^{41}K=\left[{{\frac {(^{41}K/^{39}K_{monster})}{(^{41}K/^{39}K_{standaard})}}-1}\right]*1000}$