|
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 |
|
|
|
|
