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Kalium

Aus Jewiki
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Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Kalium, K, 19
Serie Alkalimetalle
Gruppe, Periode, Block 1, 4, s
Aussehen silbrig weiß
CAS-Nummer 7440-09-7
Massenanteil an der Erdhülle 2,41 %[1]
Atomar [2]
Atommasse 39,0983(1)[3] u
Atomradius (berechnet) 220 (243) pm
Kovalenter Radius 203 pm
Van-der-Waals-Radius 275 pm
Elektronenkonfiguration [Ar] 4s1
Austrittsarbeit 2,30 eV[4]
1. Ionisierungsenergie 418,8 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand fest
Kristallstruktur kubisch raumzentriert
Dichte 0,856 g/cm3 (20 °C)[5]
Mohshärte 0,4
Magnetismus paramagnetisch ( = 5,7 · 10−6)[6]
Schmelzpunkt 336,53 K (63,38 °C)
Siedepunkt 1047 K[7] (774 °C)
Molares Volumen 45,94 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme 79,1 kJ/mol[7]
Schmelzwärme 2,334 kJ/mol
Schallgeschwindigkeit 2000 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität 757,8[1] J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit 14,3 · 106 A/(V · m)
Wärmeleitfähigkeit 100 W/(m · K)
Chemisch [2]
Oxidationszustände 1
Oxide (Basizität) K2O (stark basisch)
Normalpotential −2,931 V (K++ e− → K)[8]
Elektronegativität 0,82 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP
38K

{syn.}

7,636 min β+ 2,17 38Ar
39K

93,26 %

Stabil
40K

0,012 %

1,277 · 109 a β− 1,311 40Ca
ε 1,505 40Ar
β+ 1,505 40Ar
41K

6,73 %

Stabil
42K

{syn.}

12,36 h β− 3,525 42Ca
43K

{syn.}

22,3 h β− 1,815 43Ca
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
  Spin γ in
rad·T−1·s−1 		Er(1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
39K 3/2 1,25 · 107 0,000476 4,666
40K 4 −1,554286 · 107 5,23 · 10−3 5,802018
41K 3/2 0,686 · 107 5,68 · 10−5 2,56
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [9]
H- und P-Sätze H: 260​‐​314
EUH: 014
P: 223​‐​231+232​‐​280​‐​305+351+338​‐​370+378​‐​422Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze [10]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [11] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [9]
R- und S-Sätze R: 14/15​‐​34
S: (1/2)​‐​8​‐​45
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Kalium, (von Kali aus arabisch القلية, DMG al-qalya ‚Pflanzenasche‘) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol K und der Ordnungszahl 19. Im Periodensystem steht es in der ersten Hauptgruppe und zählt zu den Alkalimetallen.

Geschichte

Humphry Davy, erster Entdecker des Kaliums
Kalium unter Tetrahydrofuran

Am 19. November 1807 berichtete Humphry Davy vor der Royal Society in London, es sei ihm gelungen, durch Elektrolyse von schwach angefeuchteten Ätzalkalien zwei verschiedene Metalle zu gewinnen; das eine, am 6. Oktober 1807 erstmals gewonnene Metall nannte er Potassium (= englische und französische Bezeichnung für Kalium), weil man es aus Pottasche gewinnen kann, das andere, wenige Tage später erstmals gewonnene, Sodium (die noch heute geltende französische und englische Bezeichnung für Natrium), weil es in den verschiedenen Modifikationen von Natriumcarbonat (Soda) enthalten ist. Im deutschen Sprachraum wird das Sodium Davys seit 1811 nach einem Vorschlag von Berzelius als Natrium bezeichnet, während man für das Potassium Davys den von Klaproth 1796 eingeführten Ausdruck Kalium (von arab. القَليَه al-qalya = Asche, aus Pflanzenasche gewinnbar) übernahm.

Vorkommen

Kalium kommt in der Natur nur als Kation in Kaliumverbindungen vor. Das liegt daran, dass es nur ein Außenelektron besitzt und dieses sehr bereitwillig abgibt, um eine stabile und energiearme äußere Elektronenschale zu erlangen. Kovalente Kaliumverbindungen sind daher nicht bekannt. Im Meerwasser liegt die durchschnittliche Konzentration bei 399,1 mg K+/kg = 408,4 mg K+/l.

Natürlich vorkommende kaliumhaltige Minerale sind:

2010 wurde Kalium in der Atmosphäre von Exoplaneten XO-2b und HD 80606 b detektiert.[12][13]

Gewinnung und Darstellung

Die Gewinnung von metallischem Kalium kann nach mehreren Verfahren erfolgen. Genutzt wurden elektrolytische Verfahren wie das Degussa-Verfahren oder ein thermisches Verfahren der I.G. Farbenindustrie AG, Werk Griesheim. Das meiste Kalium wird jedoch nach der Messsystemanalyse der Mine Safety Appliances Co. hergestellt.

Grundlegende Reaktion des in den 1950er-Jahren eingeführten MSA-Verfahrens ist die Reduktion des Ausgangsstoffes Kaliumchlorid durch metallisches Natrium bei 870 °C und anschließender Abdestillation des Kaliums aus dem entstandenen Natrium-Kalium-Gemisch.

Durch Variation der Destillationsparameter sind auch handelsübliche NaK-Legierungen zugänglich.

Eigenschaften

Kalium
Kalium in einer Ampulle unter Paraffinöl

Phase diagram potassium sodium s l.svg

Analog zu den anderen Alkalimetallen reagiert Kalium mit vielen anderen Elementen und Verbindungen oft sehr heftig, insbesondere mit Nichtmetallen, und kommt in der natürlichen Umwelt nur in gebundener Form vor. Es ist reaktionsfreudiger als Natrium. Kalium reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Kaliumhydroxid und Freisetzung von Wasserstoff. Aufgrund der stark exothermen Reaktion entzündet sich der Wasserstoff bei Luftzutritt. Hierbei kann es zu Verpuffungen und Explosionen kommen. In trockenem Sauerstoff verbrennt das Metall mit intensiver violetter Flamme zu Kaliumhyperoxid KO2 und Kaliumperoxid K2O2. An feuchter Luft reagiert es sehr rasch mit Wasser und Kohlenstoffdioxid zu Kaliumcarbonat unter Wasserstoffbildung. In flüssigem Ammoniak ist Kalium, wie alle Alkalimetalle, unter Bildung einer blauvioletten Lösung gut löslich. Mit den Halogenen Brom und Iod in flüssiger oder fester Form setzt sich Kalium explosionsartig zu den entsprechenden Halogeniden um.

Zur Entsorgung von Kalium wird meist das vorsichtige Einbringen kleiner Stücke des Metalls in einen großen Überschuss an tert-Butylalkohol empfohlen, mit dem es unter Bildung des Alkoholats und Wasserstoff reagiert. Da diese Reaktion recht langsam verläuft, kann es passieren, dass unbemerkt kleine, mit einer Kruste von Kalium-tert-butanolat umhüllte Kaliumreste übrigbleiben. Daher muss sorgfältig auf die Vollständigkeit der Reaktion geachtet werden. Alternativ kann man für kleine Kaliummengen auch 1-Butanol verwenden, das mit dem Kalium zwar schneller, aber dennoch kontrollierbar reagiert. Keinesfalls sollten „niedrigere“ Alkohole (Propanole, Ethanol oder Methanol) verwendet werden, da diese zu heftig mit Kalium reagieren und zudem leichter entzündlich sind.

An der Luft überzieht sich die silberweiß glänzende Schnittfläche des frischen Metalls innerhalb von Sekunden mit einer bläulich schimmernden Schicht aus Oxid und Hydroxid und ein wenig Carbonat. An der Luft stehengelassen reagiert es wie alle Alkalimetalle langsam vollständig zum Carbonat. Metallisches Kalium wird deshalb unter organischen Flüssigkeiten, die kein Wasser enthalten, wie etwa Paraffinöl aufbewahrt. Im Gegensatz zu Natrium kann Kalium bei längerer Lagerung dennoch Krusten aus Oxiden, Peroxiden und Hydroxiden bilden, die das Metall in Form rötlich-gelber Schichten überziehen und die bei Berührung oder Druck explodieren können. Eine sichere Entsorgung ist dann nicht mehr möglich, hier bietet sich nur noch der Abbrand des kompletten Gebindes unter kontrollierten Bedingungen an.[14]

Mit Natrium werden in einem weiten Konzentrationsbereich bei Raumtemperatur flüssige Gemische gebildet, siehe: NaK (Legierung). Das Phasendiagramm zeigt eine bei 7 °C inkongruent schmelzende Verbindung Na2K und ein Eutektikum bei −12,6 °C mit einem Natriumgehalt von 23 %w.[15]

Verwendung

Kalium ist in einigen schnellen Kernreaktoren in Form einer eutektischen Na-K-Legierung als Kühlflüssigkeit eingesetzt worden. Ansonsten hat metallisches Kalium nur geringe technische Bedeutung, da es durch das billigere Natrium ersetzt werden kann.

Im Forschungslabor wird Kalium gelegentlich zur Trocknung von Lösungsmitteln eingesetzt, besonders wenn der Siedepunkt des Lösungsmittels über dem Schmelzpunkt des Kaliums, aber unter dem Schmelzpunkt von Natrium liegt. Dann liegt das Kalium im siedenden Lösungsmittel geschmolzen vor und seine Oberfläche verkrustet nicht. Man benötigt somit deutlich weniger Alkalimetall und es kann fast völlig beim Trocknungsprozess verbraucht werden, so dass nur sehr kleine Reste entsorgt werden müssen.

Kalium entwickelt beim langen Stehenlassen auch unter Schutzflüssigkeit (Petroleum) Krusten von Peroxoverbindungen (K2O2 und KO2), die sehr brisant reagieren. Bereits durch geringen Druck, insbesondere beim Herausheben von Kaliumstücken mit einer Zange oder beim Versuch des Schneidens mit dem Messer, können diese Peroxoverbindungen Explosionen auslösen. Als Gegenmaßnahmen empfehlen sich entweder das Einschmelzen in Glasampullen oder ein Lagern unter Schutzflüssigkeit und Inertgas. Weiterhin dürfen halogenierte Lösemittel aufgrund der Explosionsgefahr nicht mit Kalium getrocknet werden. Ebenfalls gefährlich sind Reaktionen des Kaliums im Zusammenspiel von Lösemitteln, die leicht Sauerstoff abgeben können.

Weitere Verwendungen:

Biologische Bedeutung

Bedeutung als Düngemittel

Wasserlösliche Kaliumsalze werden als Düngemittel verwendet, da Pflanzen die im Boden vorkommenden Kaliumsilicate schlecht aufschließen können.

Die Wirkung des essentiellen Makronährstoffes Kalium in den Pflanzen ist vielfältig. Im Xylem dient es als Osmotikum welches für den Aufbau des Wurzeldrucks entscheidend ist. Kalium in den Blattzellen erhöht den Turgor, was zu einer Zellstreckung und Blattflächenwachstum führt. Auch sorgt es über die Erhöhung des Turgors für eine Öffnung der Stomata, was die CO2-Aufnahme begünstigt und somit direkten Einfluss auf die Photosyntheseleistung hat. Ist Kalium in ausreichenden Mengen vorhanden, fördert es in einem ersten Schritt die Bildung von C3-Zuckern, die in weiteren von Kalium beeinflussten Stoffwechselprozessen zu Stärke, Zellulose, Lignin und Proteinen verarbeitet werden. Pflanzen, die unter Kaliummangel leiden, weisen vornehmlich an den älteren Blättern Symptome auf. Kalium wird aus ihnen retransloziert und über das Phloem in junge Blätter transportiert. Typische Symptome eines Kaliummangels sind Punkt-, Interkostal- und Blattrandchlorosen sowie Blattrandnekrosen. Auch kommt es zu einem gestauchten Habitus und gegebenenfalls zur Welketracht. Bei starker Sonneneinstrahlung kann es zur Photooxidation in den Blättern kommen.[16] Ein stärkerer Überschuss bewirkt Wurzelverbrennungen und Calcium- beziehungsweise Magnesium-Mangel.

Kalium ist der Gegenspieler von Calcium – beide Nährelemente müssen also in einem richtigen Verhältnis zueinander in der Pflanze und im Boden vorhanden sein.

Wichtige kaliumhaltige Düngemittel:

Bedeutung für den menschlichen Körper

Kalium ist ein für die Erhaltung des Lebens essenzieller Mineralstoff (Mengenelement). Als wichtigstes intrazelluläres (= innerhalb einer Zelle) Kation ist Kalium an den physiologischen Prozessen in jeder Zelle beteiligt:

Empfohlene und tatsächliche Kaliumzufuhr

Zur Aufrechterhaltung aller lebenswichtigen physiologischen Prozesse wird geraten, mindestens 2 g Kalium täglich zu sich zu nehmen. Das Food and Nutrition Board (FNB) der USA und Kanada erachtet allerdings unter präventiven Aspekten für alle Erwachsenen eine Einnahme von 4,7 g/Tag (120 mmol/Tag) als angemessen. Diese Kaliummenge (aus der Nahrung) ist aufgrund neuer Erkenntnisse erforderlich, um chronischen Erkrankungen wie erhöhtem Blutdruck, Kochsalzsensitivität, Nierensteinen, Verlust an Knochenmasse oder Schlaganfällen vorzubeugen bzw. sie zu vermindern oder zu verzögern.[34][35][36][37][38][39][40][41][42]

Laut der Nationalen Verzehrsstudie II (NVS II) liegt die Kaliumzufuhr in Deutschland im Median bei 3,1 g/Tag (Frauen) bzw. 3,6 g/Tag (Männer). Von 75 % der Männer und 90 % der Frauen wird die vom FNB empfohlene Zufuhr von 4,7 g Kalium pro Tag nicht erreicht.[43]

Bedeutung des Natrium-Kalium-Verhältnisses

Im Körper spielt Kalium eine herausragende Rolle bei der Regulation des Membranpotentials. Die intrazelluläre Kaliumkonzentration liegt bei ungefähr 150 mmol/l, extrazellulär finden sich 4 mmol/l. Die Konzentration an Natrium liegt intrazellulär bei rund 10 mmol/l, extrazellulär bei 140 mmol/l. Diese Konzentrationsunterschiede werden durch die Na/K-ATPase aufrechterhalten und sind für die Funktion der Zelle lebenswichtig. Ein dauerhaftes Verschieben dieser zellulären Konzentrationen kann bei erhöhter K+-Konzentration (Hyperkaliämie), das heißt K+ >>4,5 mmol/l, zu Herzstillstand in Systole führen. Bei Hypokaliämie, (K+ <3,5 mmol/l): Abnahme der Kontraktionsfähigkeit der Muskeln, erhöhte Erregung, Störung der Erregungsleitung, Extrasystolen des Herzens. K+ ist (neben Na+) entscheidend für den osmotischen Druck der Zellen, das heißt für den Wassergehalt der Zelle. Eine zu geringe K+-Konzentration im Blut führt zu Herzstillstand in Diastole. Der Normbereich im Serum liegt bei 3,6–4,5 mmol/l, im Harn bei 26–123 mmol/l. Das heißt, es wird ständig K+ verloren, das mit der Nahrung ersetzt werden muss.

Das ist insbesondere in der heutigen Zeit ein Problem, da die westliche Ernährungsweise von der Zufuhr tierischer Lebensmittel geprägt ist. Die Zufuhr kaliumreicher, pflanzlicher Lebensmittel ist im Vergleich zu früher hingegen deutlich vermindert. Vor der Entwicklung der Landwirtschaft lag die Kaliumzufuhr bei 10,5 g/Tag,[44] im Vergleich zu den durchschnittlich 3,4 g/Tag laut NVS II.[43] Demgegenüber steht die ins Gegenteil verschobene Natriumzufuhr: Diese lag früher bei lediglich 0,8 g/Tag[44] und ist durch unsere salzreiche Ernährung auf durchschnittlich 3,1 g/Tag (Frauen) bzw. 4,3 g/Tag (Männer) angestiegen.[45] Das hat Auswirkungen auf das natürliche Verhältnis von Kalium zu Natrium in unserem Körper.

Kalium ist der natürliche Gegenspieler von Natrium, und ein ausgewogenes Verhältnis der beiden Mineralien ist für die Regulation physiologischer Prozesse besonders wichtig. Eine exzessive Natriumzufuhr kann zur Kaliumverarmung führen. Umgekehrt hat Kalium einen natriuretischen Effekt. Insofern ist das Na:K-Verhältnis in der Nahrung entscheidender als die Konzentration der einzelnen Kationen für sich allein. Die WHO empfiehlt ein molares Verhältnis der beiden Mineralstoffe von 1:1.[46] Diesem Verhältnis werden die WHO-Empfehlungen von weniger als 2 g Natrium pro Tag[47] und mindestens 3,5 g Kalium pro Tag gerecht.[46]

Physiologische Bedeutung

Neben Natrium hat Kalium große Bedeutung für die Regulation des Blutdrucks.[48][49] Epidemiologische Studien belegen, dass eine erhöhte Kaliumaufnahme mit einer Blutdrucksenkung einhergeht und das Risiko für Schlaganfälle reduziert. Die blutdrucksenkende Wirkung von Kalium wurde auch in Supplementierungsversuchen nachgewiesen.[50][51][52][42][53][54][55][56][57]

Eine blutdrucksenkende Wirkung konnte auch allein durch die so genannte DASH (Dietary Approaches to Stop Hypertension) Diät (reich an Vollkorn-Getreideprodukten, Obst, Gemüse, Geflügel, Fisch und Nüssen) erreicht werden. Diese Diät enthält im Gegensatz zur üblichen Kost weniger Kochsalz und gesättigte Fette, relativ viel Kalium, aber auch mehr an anderen Nährstoffen wie Magnesium und Calcium, die auch für eine blutdrucksenkende Wirkung mit verantwortlich gemacht werden.[58][59][60] Aus diesem Grunde sollte eine obst- und gemüsereiche Kost (reich an Kalium) in Kombination mit einer moderaten Senkung der Natriumzufuhr empfohlen werden, da sich ein Verhältnis Natrium zu Kalium von 1 oder weniger günstig auf den Blutdruck auswirkt. Eine Angleichung der Kaliumzufuhr an eine hohe Natriumaufnahme ist nicht sinnvoll.[61] Auch die Europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit (EFSA) bestätigt die blutdruckerhöhende Wirkung von Natrium.[62]

Kalium hat außerdem einen positiven Einfluss auf den Knochenstoffwechsel, da eine höhere Kaliumzufuhr eine erhöhte Calciumausscheidung verhindert, die durch eine hohe Kochsalzzufuhr induziert wird. Kalium fördert somit die renale Calciumretention in der Niere und verhindert den Calciumabbau aus den Knochen.[63][64][65] In diesem Zusammenhang sind auch der Einfluss des Begleitanions, der Zusammensetzung der Nahrung und des Lebensalters auf den Säuren-Basen-Status zu beachten.[66][67][68][69][70][71][72] Für Kaliumcitrat ist in klinischen Studien nachgewiesen, dass es dem Calciumverlust über die Niere und dem Calciumabbau aus den Knochen entgegenwirkt.[73][74][75] So zeigte eine prospektive kontrollierte Interventionsstudie bei 161 postmenopausalen Frauen mit Osteopenie, dass die partielle Neutralisierung einer diätinduzierten Säurebelastung (mittels 30 mmol Kaliumcitrat pro Tag, entspricht 1,173 g Kalium) über einen Zeitraum von zwölf Monaten die Knochendichte signifikant erhöht und die Knochenstruktur deutlich verbessert. Kaliumcitrat wirkte dabei genauso effektiv wie Raloxifen, einem Östrogen-Rezeptor-Modulator, der bei der Behandlung und Prävention von Osteoporose bei postmenopausalen Frauen eingesetzt wird.[73]

Kalium gehört zu den wichtigsten Elektrolyten der Körperflüssigkeit und ist für die Steuerung der Muskeltätigkeit mitverantwortlich. Bei Leistungssportlern kann es durch übermäßiges Ausschwitzen von Kalium zu Krämpfen und Erschöpfungszuständen kommen.

Kaliumreiche Nahrungsmittel wirken harntreibend/entwässernd. Bei Dialyse-pflichtigen Patienten mit eingeschränkter Nierenfunktion ist es wichtig, dass diese stark kaliumhaltige Lebensmittel meiden, da es bei Hyperkaliämie zu lebensbedrohlichen Zuständen kommen kann.

Siehe auch: Kaliumgehalte in Lebensmitteln

Die in den Vereinigten Staaten zu Hinrichtungen verwendete Giftspritze enthält Kaliumchlorid, welches zu einer Lähmung der Herzmuskulatur und damit zum Tode führt.

Für weitere Informationen zu körperlichen Auswirkungen von Kalium

Siehe auch: Kaliummangel (Hypokaliämie)

Kaliumgehalte in Lebensmitteln

Kaliumreiche Lebensmittel sind unter anderem Pilze, Bananen, Datteln, Rosinen, Bohnen, Chili, Käse, Spinat und Kartoffeln, in denen es in Mengen von 0,2 bis 1,0 g Kalium/100 g Lebensmittel vorkommt.

Kaliumgehalte in kaliumreichen Lebensmitteln in mg pro 100 g; aus der USDA National Nutrient Database (2011)[76]

Lebensmittel 100 g Kalium
Aprikosen (getrocknet)[77] 000000000001370.00000000001.370 mg
Tomatenmark 000000000001014.00000000001.014 mg
Rote-Bete-Blätter (gekocht) 000000000000909.0000000000909 mg
Rosinen 000000000000749.0000000000749 mg
Orangensaft 000000000000674.0000000000674 mg
Datteln (Deglet Nour) 000000000000656.0000000000656 mg
Esskastanien (geröstet) 000000000000592.0000000000592 mg
Buchweizenmehl (Vollkorn) 000000000000577.0000000000577 mg
Pommes frites (Pflanzenöl) 000000000000550.0000000000550 mg
Kartoffeln (ungeschält, gebacken) 000000000000535.0000000000535 mg
Sojabohnen (gekocht) 000000000000515.0000000000515 mg
Grapefruitsaft (weiß) 000000000000484.0000000000484 mg
Spinat (gekocht) 000000000000466.0000000000466 mg
Kochbananen (gekocht) 000000000000464.0000000000464 mg
weiße Bohnen 000000000000454.0000000000454 mg
Tomatenpüree 000000000000439.0000000000439 mg
Kidneybohnen (gekocht) 000000000000402.0000000000402 mg

Da Kalium sehr gut wasserlöslich ist, lässt sich der Kaliumgehalt von Lebensmitteln durch das sog. Wässern (in Wasser einlegen für ca. drei bis fünf Stunden) merklich senken. Dies ist besonders wichtig für Personen mit Nieren- und Stoffwechselstörungen.[78]

Radioaktivität

Zerfallsdiagramm von 40K

Natürliches Kalium besteht zu 0,0117 Prozent aus dem radioaktiven Isotop 40K und hat daher eine spezifische Aktivität von 30.346 Becquerel pro Kilogramm. Mit 0,17 mSv pro Jahr wird fast 10 Prozent der natürlichen radioaktiven Belastung in Deutschland (durchschnittlich 2,1 mSv pro Jahr) durch körpereigenes Kalium verursacht.[79]

Der Zerfall von 40K zu 40Ar und 40Ca kann auch zur Altersbestimmung mittels Kalium-Argon-Datierung verwendet werden und ist eine wesentliche Quelle für Argon in der Erdatmosphäre.

Kaliumnachweis

Neben dem spektroskopischen Nachweis kann man in Wasser gelöste Kaliumionen potentiometrisch mit ionenselektiven Elektroden nachweisen. Die meisten Kaliumelektroden nutzen die spezifische Komplexierung von Kalium durch Valinomycin C54H90N6O18, welches in einer Konzentration von etwa 0,7 % in eine Kunststoffmembran eingebettet ist.

Ein qualitativer Kaliumnachweis ist mittels Perchlorsäure möglich. Es bildet sich das in der Kälte in Wasser schwer lösliche Kaliumperchlorat als weißer Niederschlag.

Quantitativ lässt sich Kalium mit Hilfe der Gravimetrie bestimmen. Hierbei wird Kalium als Tetraphenylborat durch Versetzen der Lösung mit Kalignost gefällt und der erhaltene Niederschlag ausgewogen.

Weitere Nachweise sind mittels Kaliumnatriumhexanitrocobaltat(III), Kaliumhydrogentartrat (KA=3,80 · 10−4) und Kaliumhexachloroplatinat(IV) möglich.

In der Routineanalytik (Klinische Chemie (Blut), Umweltchemie, Wasserchemie) wird Kalium bis in den Spurenbereich mit der Flammenphotometrie quantitativ bestimmt. Als Bestimmungsgrenze wird hier 100 µg/l genannt.[80] In der Atomabsorptionsspektrometrie ist mit der Flammentechnik noch 1 µg/l nachweisbar, mit der Graphitrohrtechnik 0,004 µg/l.[80]

Verbindungen

→ Kategorie:Kaliumverbindung

In seinen Verbindungen kommt Kalium nur als einwertiges Kation vor:

Oxide, Hydroxide, Carbonate

Halogenide

Salze von Sauerstoffsäuren

Weitere Verbindungen

Einzelnachweise

  1. ↑ 1,0 1,1 Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Kalium) entnommen.
  3. ↑ CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013
  4. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Festkörper. 2. Auflage. De Gruyter, Berlin 2005, ISBN 978-3-11-017485-4 (Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6), S. 361.
  5. ↑ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 97.
  6. ↑ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  7. ↑ 7,0 7,1 Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
  8. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Electrochemical Series, S. 8-22.
  9. ↑ 9,0 9,1 Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7440-09-7 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  10. ↑ Datenblatt Kalium bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 16. März 2011 (PDF).Vorlage:Sigma-Aldrich/Name nicht angegeben
  11. ↑ Seit dem 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  12. ↑ New Technique Finds Gaseous Metals in Exoplanet Atmospheres wired.com, 31. August 2010.
  13. ↑ Astronomers Find Potassium in Giant Planet's Atmosphere sciencedaily.com, 1. September 2010, (abgerufen am 20. September 2010).
  14. ↑ Freie Universität Berlin, Institut für Chemie und Biochemie Entsorgung von Kalium
  15. ↑ G.L.C.M. van Rossen, H. van Bleiswijk: Über das Zustandsdiagramm der Kalium-Natriumlegierungen, in: Z. anorg. allg. Chem., 1912, 74, S. 152–156.doi:10.1002/zaac.19120740115
  16. ↑ Konrad Mengel: Ernährung und Stoffwechsel der Pflanze. 7. Auflage. Fischer, Jena 1991, ISBN 3-334-00310-8, S. 335–346.
  17. ↑ Shieh et al.: Potassium channels: molecular defects, diseases, and therapeutic opportunities Pharmacol Rev. (2000) Dec;52(4): 557–594, PMID 11121510.
  18. ↑ Tamargo et al.: Pharmacology of cardiac potassium channels Cardiovasc Res. (2004) Apr 1;62(1): 9–33, PMID 15023549.
  19. ↑ Niemeyer et al.: Modulation of the two-pore domain acid-sensitive K+ channel TASK-2 (KCNK5) by changes in cell volume J Biol Chem. (2001) Nov 16;276(46): 43166–43174, PMID 11560934.
  20. ↑ Shen et al.:The KCl cotransporter isoform KCC3 can play an important role in cell growth regulation Proc Natl Acad Sci U S A. (2001) Dec 4;98(25): 14714–14719, PMID 11724933.
  21. ↑ Young et al.: Determinants of cardiac fibrosis in experimental hypermineralocorticoid states In: Am J Physiol-Endocrinol Metab. (1995) Oct;269(4 Pt 1): E657–E662, PMID 7485478.
  22. ↑ Young & Ma: Vascular protective effects of potassium In: Semin Nephrol. 1999; 19: 477–486, PMID 10511387.
  23. ↑ Krishna: Effect of potassium intake on blood pressure In: J Am Soc Nephrol. (1990) Jul;1(1): 43–52, PMID 2104250.
  24. ↑ Suter: Potassium and hypertension Nutr Rev. (1998) May;56(5 Pt 1): 151–153, PMID 9624886.
  25. ↑ Young et al.: Potassium's cardiovascular protective mechanisms In: Am J Physiol-Regul Integr Comp Physiol. (1995) Apr;268(4 Pt 2): R825–R837, PMID 7733391.
  26. ↑ Tannen: The influence of potassium on blood pressure In: Kidney Int Suppl. 1987;22: S242–248, PMID 3323616.
  27. ↑ Frassetto et al.: Diet, evolution and aging – the pathophysiologic effects of the post-agricultural inversion of the potassium-to-sodium and base-to-chloride ratios in the human diet Eur J Nutr. (2001) Oct;40(5): 200–213, PMID 11842945.
  28. ↑ Frassetto et al.: Estimation of net endogenous noncarbonic acid production in humans from diet potassium and protein contents Am J Clin Nutr. (1998) Sep;68(3): 576–583, PMID 9734733.
  29. ↑ Frassetto et al.: Potassium bicarbonate reduces urinary nitrogen excretion in postmenopausal women J Clin Endocrinol Metab. (1997) Jan;82(1): 254–259, PMID 8989270.
  30. ↑ Manz et al.: Factors affecting renal hydrogen ion excretion capacity in healthy children In: Pediatr Nephrol. (2001) May;16(5): 443–445, PMID 11405120.
  31. ↑ Remer et al.: Dietary potential renal acid load and renal net acid excretion in healthy, free-living children and adolescents Am J Clin Nutr. (2003) May;77(5): 1255–1260, PMID 12716680.
  32. ↑ Remer: Influence of diet on acid-base balance Semin Dial. (2000) Jul-Aug;13(4): 221–226, PMID 10923348.
  33. ↑ Tannen: Effect of potassium on renal acidification and acid-base homeostasis Semin Nephrol. (1987) Sep;7(3): 263–273, PMID 2825318.
  34. ↑ Europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit: EFSA Journal 2010; 8(2): 1469.
  35. ↑ Bundesinstitut für Risikobewertung: Verwendung von Mineralstoffen in Lebensmitteln: Toxikologische und physiologische Aspekte.
  36. ↑ Curhan et al.: Comparison of dietary calcium with supplemental calcium and other nutrients as factors affecting the risk for kidney stones in women Ann Intern Med. (1997) Apr 1;126(7): 497–504, PMID 9092314.
  37. ↑ Hirvonen et al.: Nutrient intake and use of beverages and the risk of kidney stones among male smokers Am J Epidemiol. (1999) Jul 15;150(2): 187–194, PMID 10412964.
  38. ↑ Keßler & Hesse: Cross-over study of the influence of bicarbonate-rich mineral water on urinary composition in comparison with sodium potassium citrate in healthy male subjects Br J Nutr. (2000) Dec;84(6): 865–871, PMID 11177203.
  39. ↑ Macdonald et al.: Nutritional associations with bone loss during the menopausal transition: evidence of a beneficial effect of calcium, alcohol, and fruit and vegetable nutrients and of a detrimental effect of fatty acids Am J Clin Nutr. (2004) Jan;79(1): 155–165, PMID 14684412.
  40. ↑ Morris et al.: Differing effects of supplemental KCl and KHCO3: pathophysiological and clinical implications Semin Nephrol. (1999) Sep;19(5): 487–493, PMID 10511388.
  41. ↑ Sellmeyer et al.: Potassium citrate prevents increased urine calcium excretion and bone resorption induced by a high sodium chloride diet J Clin Endocrinol Metab. (2002) May;87(5): 2008–2012, PMID 11994333.
  42. ↑ 42,0 42,1 Suter: The effects of potassium, magnesium, calcium, and fiber on risk of stroke Nutr Rev. (1999) Mar;57(3): 84–88, PMID 10101922.
  43. ↑ 43,0 43,1 Max Rubner-Institut, Bundesforschungsinstitut für Ernährung und Lebensmittel (2008) Nationale Verzehrsstudie II. Ergebnisbericht Teil 2. Die bundesweite Befragung zur Ernährung von Jugendlichen und Erwachsenen.. (PDF; 3,3 MB)
  44. ↑ 44,0 44,1 Eaton et al.: Paleolithic nutrition revisited: a twelve-year retrospective on its nature and implications Eur J Clin Nutr. (1997) 51(4): 207–216, PMID 9104571.
  45. ↑ Elliott P, Brown I (2006) Sodium intakes around the world. Background document prepared for the Forum and Technical meeting on Reducing Salt Intake in Populations (Paris 5-7th October 2006). (PDF; 2,2 MB)
  46. ↑ 46,0 46,1 World Health Organization (2012) Guideline: Potassium intake for adults and children.. Geneva. (PDF; 564 KB)
  47. ↑ World Health Organization Global Strategy on Diet, Physical Activity and Health. Population sodium reduction strategies. Abgerufen am 13. Dezember 2013.
  48. ↑ Suter et al.: Nutritional factors in the control of blood pressure and hypertension Nutr Clin Care. (2002) Jan-Feb;5(1): 9–19, PMID 12134718.
  49. ↑ Tobian: Dietary sodium chloride and potassium have effects on the pathophysiology of hypertension in humans and animals Am J Clin Nutr. (1997) Feb;65(2 Suppl): 606S–611S, PMID 9022555.
  50. ↑ Bazzano et al.: Dietary potassium intake and risk of stroke in US men and women: National Health and Nutrition Examination Survey I epidemiologic follow-up study Stroke. (2001) Jul;32(7): 1473–1480, PMID 11441188.
  51. ↑ Ascherio et al.: Intake of potassium, magnesium, calcium, and fiber and risk of stroke among US men Circulation. (1998) Sep 22;98(12): 1198–1204, PMID 9743511.
  52. ↑ Barri & Wingo: The effects of potassium depletion and supplementation on blood pressure: a clinical review Am J Med Sci. (1997) Jul;314(1): 37–40, PMID 9216439.
  53. ↑ Geleijnse et al.: Electrolytes are associated with blood pressure at old age: the Rotterdam Study J Hum Hypertens. (1997) Jul;11(7): 421–423, PMID 9283057.
  54. ↑ Khaw & Barrett-Connor: Dietary potassium and blood pressure in a population Am J Clin Nutr. (1984) Jun;39(6): 963–968, PMID 6720624.
  55. ↑ Khaw & Barrett-Connor: Dietary fiber and reduced ischemic heart disease mortality rates in men and women: a 12-year prospective study Am J Epidemiol. (1987) Dec;126(6): 1093–1102, PMID 2825519.
  56. ↑ Siani et al.: Controlled trial of long term oral potassium supplements in patients with mild hypertension Br Med J (Clin Res Ed). (1987) Jun 6;294(6585): 1453–1456, PMID 3300841.
  57. ↑ Svetkey et al.: Double-blind, placebo-controlled trial of potassium chloride in the treatment of mild hypertension Hypertension. (1987) May;9(5): 444–450, PMID 3570421.
  58. ↑ Sacks et al.: Effects on blood pressure of reduced dietary sodium and the Dietary Approaches to Stop Hypertension (DASH) diet. DASH-Sodium Collaborative Research Group N Engl J Med. (2001) Jan 4;344(1): 3–10, PMID 11136953.
  59. ↑ Vollmer et al.: New insights into the effects on blood pressure of diets low in salt and high in fruits and vegetables and low-fat dairy products Curr Control Trials Cardiovasc Med. (2001) 2(2): 71–74, PMID 11806776.
  60. ↑ Zemel: Dietary pattern and hypertension: the DASH study. Dietary Approaches to Stop Hypertension Nutr Rev. (1997) Aug;55(8): 303–305, PMID 9287480.
  61. ↑ Bundesinstitut für Risikobewertung: Verwendung von Mineralstoffen in Lebensmitteln
  62. ↑ Europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit: EFSA Journal 2010; 8(2): 1469.
  63. ↑ Harrington & Cashman: High salt intake appears to increase bone resorption in postmenopausal women but high potassium intake ameliorates this adverse effect Nutr Rev. (2003) May;61(5 Pt 1):179–83, PMID 12822707
  64. ↑ Lemann et al.: Potassium administration reduces and potassium deprivation increases urinary calcium excretion in healthy adults Kidney Int. (1991) May;39(5):973–83, PMID 1648646
  65. ↑ New et al.: Lower estimates of net endogenous non-carbonic acid production are positively associated with indexes of bone health in premenopausal and perimenopausal women Am J Clin Nutr. (2004) Jan;79(1):131–8, PMID 14684409
  66. ↑ Barzel: The skeleton as an ion exchange system: implications for the role of acid-base imbalance in the genesis of osteoporosis In: J Bone Miner Res. (1995) Oct;10(10):1431–6, PMID 8686497
  67. ↑ Frassetto et al.: Effect of age on blood acid-base composition in adult humans: role of age-related renal functional decline Am J Physiol. (1996) Dec;271(6 Pt 2):F1114–22, PMID 8997384
  68. ↑ Lemann: Relationship between urinary calcium and net acid excretion as determined by dietary protein and potassium: a review Nephron. (1999) 81 Suppl 1:18–25, PMID 9873210
  69. ↑ Massey: Dietary animal and plant protein and human bone health: a whole foods approach J Nutr. (2003) Mar;133(3):862S-865S, PMID 12612170
  70. ↑ Morris et al.: Differing effects of supplemental KCl and KHCO3: pathophysiological and clinical implications Semin Nephrol. (1999) Sep;19(5):487–93, PMID 10511388
  71. ↑ Remer und Manz: Don’t forget the acid base status when studying metabolic and clinical effects of dietary potassium depletion J Clin Endocrinol Metab. (2001) Dec;86(12):5996–7, PMID 11739479
  72. ↑ Remer: Influence of diet on acid-base balance Semin Dial. (2000) Jul-Aug;13(4):221–6, PMID 10923348
  73. ↑ 73,0 73,1 Jehle S et al.: Partial neutralization of the acidogenic western diet with potassium citrate increases bone mass in postmenopausal women with osteopenia. J Am Soc Nephrol (2006) 17: 3213–22. PMID 17035614
  74. ↑ Marangella M et al.: Effects of potassium citrate supplementation on bone metabolism. Calcif Tissue Int (2004) 74: 330–5. PMID 15255069
  75. ↑ Sellmeyer DE et al.: Potassium citrate prevents increased urine calcium excretion and bone resorption induced by a high sodium chloride diet. J Clin Endocrinol Metab (2002) 87: 2008–12. PMID 11994333
  76. ↑ USDA National Nutrient Database for Standard Reference, Release 24 Content of Selected Foods per Common Measure, Potassium, K (mg) sorted by nutrient content (PDF; 150 kB)
  77. ↑ Aprikose getrocknet. Website des Deutschen Ernährungsberatungs- und Informationsnetzes. Abgerufen am 21. Oktober 2012.
  78. ↑ Kaliumarme Ernährung – Praxistipps
  79. ↑ Bundesamt für Strahlenschutz: Natürliche Radionuklide in Nahrungsmitteln, abgerufen am 19. August 2014
  80. ↑ 80,0 80,1 Karl Cammann (Hrsg.): Instrumentelle analytische Chemie. Spektrum, Heidelberg 2001, ISBN 3-8274-0057-0, S. 4–60.

Weblinks

Wiktionary: Kalium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
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Alkalimetalle Erdalkalimetalle Lanthanoide Actinoide Übergangsmetalle Metalle Halbmetalle Nichtmetalle Halogene Edelgase unbekannt
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