Kalium

Argon ← Kalium → Kalsium
Na
↑
K
↓
Rb  
 
 

Yleistä
NimiKalium
TunnusK
Järjestysluku19
Luokkametalli
Lohkos
Ryhmä1, alkalimetalli
Jakso4
Tiheys0,890 · 103 kg/m3
Kovuus0,4 (Mohsin asteikko)
Värihopeisen valkoinen
Löytövuosi, löytäjä1807, Sir Humphry Davy
Atomiominaisuudet
Atomipaino (Ar)39,0983
Atomisäde, mitattu (laskennallinen)220 (243) pm
Kovalenttisäde196 pm
Van der Waalsin säde275 pm
Orbitaalirakenne[Ar] 4s1
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 8, 1
Hapetusluvut+I
Kiderakennetilakeskinen kuutiollinen (BCC)
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuotokiinteä
Sulamispiste336,53 K (63,38 °C)
Kiehumispiste1 032 K (759 °C)
Moolitilavuus45,94 · 10−3 m3/mol
Höyrystymislämpö76,90 kJ/mol
Sulamislämpö2,321 kJ/mol
Äänen nopeus2000 m/s 293,15 K:ssa
Muuta
Elektronegatiivisuus0,82 (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti0,757 kJ/(kg K)
Sähkönjohtavuus(20 °C) 13,9 · 106 S/m
Lämmönjohtavuus(300 K) 102,5 W/(m·K)
CAS-numero7440-09-7
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa

Kalium on alkuaine sekä ihmiselle välttämätön kivennäisaine, jonka kemiallinen merkki on K (lat. kalium), järjestysluku 19 ja CAS-numero 7440-09-7. Kalium on pehmeä hopeanvalkoinen alkalimetalli. Kalium tarkoittaa keskiajan latinassa potaskaa, mutta lähtökohtana on arabian sana "qali" joka tarkoittaa varsinaisesti tuhkaa, mutta kemiallisena terminä emästä, 'alkalia'. (Etuliite al- on arabiassa määräinen artikkeli.)

Muutamissa kielissä, muun muassa englannissa kaliumista käytetään nimitystä potassium. Nimi johtuu sanasta potaska (engl. potash), joka sekin viittaa tuhkaan. Alkuaineen kemiallisena merkkinä käytetään kuitenkin kaikkialla K:ta.

Maatalous- ja lannoitealalla kaliumista ja sen yhdisteistä käytetään yleisesti myös lyhempää nimeä kali. Myös kemiassa nimitystä käytetään joskus, esim. kalialuna.

Ominaisuudet

Kaliumia
Kun kaliummetallin palanen pudotetaan veteen, reaktiossa vapautuu niin paljon lämpöä, että syntyvä vetykaasu syttyy palamaan. Samalla syntyvä vahvasti emäksinen kaliumhydroksidi liukenee veteen.

Kalium on toiseksi kevyin metalli litiumin jälkeen. Luonnossa sitä ei kuitenkaan ole vapaana alkuaineena vaan ainoastaan yhdisteinä. Niistä se voidaan eristää ainoastaan elektrolysoimalla jotakin sen sulatettua yhdistettä, yleensä kaliumkloridia tai kaliumhydroksidia. Tällöin on käytettävä vedetöntä, kuumassa sulatettua yhdistettä. Jos elektrolyysiin sen sijaan käytetään niiden vesiliuosta, ei saada vapaata kaliumia vaan tapahtuu reaktio, jossa vesi hajoaa.

Kalium vapaana alkuaineena

Vapaana alkuaineena kalium on erittäin reaktioherkkää. Ilman hapen kanssa se reagoi nopeasti niin, että sen pinnalle muodostuu välittömästi oksidikerros. Tämän vuoksi sitä on säilytettävä petrolissa tai muutoin ilmalta suojattuna.

Muiden alkalimetallien tavoin kalium reagoi kiivaasti myös veden kanssa muodostaen kaliumhydroksidia ja vetyä: K + H2O → KOH + H2. Tällöin syntyy niin paljon lämpöä, että vapautuva vety voi ilmaan päästyään syttyä palamaan tai jopa räjähtää. Samoin kuin natrium, kalium reagoi kiivaasti myös fluorin ja kloorin kanssa, sekä kuumennettaessa rikin, vedyn ja muiden epämetallien kanssa. Kalium muodostaa yhdisteitä, seoksia ja kiinteitä liuoksia.

Kalium on niin pehmeää, että sitä voi leikata veitsellä. Sen sulamispiste on 63,5 °C ja kiehumispiste 760 °C. Muiden alkalimetallien tavoin se johtaa hyvin lämpöä ja sähköä..

Yhdisteinä

Yhdisteissä kalium esiintyy lähes aina yhdenarvoisina kationeina, K+. Useimmat kaliumyhdisteet liukenevat hyvin veteen.

Radioaktiivisuus

Kaliumilla on kolme luonnossakin esiintyviä isotooppia: 39K, 40K ja 41K. Niistä 40K on radioaktiivinen ja yksi luonnon yleisimmistä radioaktiivisista aineista. Sitä on kaikissa luonnon kaliumpitoisissa aineissa noin 0,0118 % niissä olevan kaliumin määrästä, ja näin ollen sitä on kaikissa elävissä olennoissakin. Muun muassa elintarvikkeena käytettävän ns. mineraalisuolan sisältämän kaliumkloridin radioaktiivisuus on noin 16 000 Bq/kg. Kalium-40:n puoliintumisaika on 1,25 miljardia vuotta, ja se voi hajota kahdella tavalla. Noin 11,2 % siitä hajoaa elektronikaappauksella tai positroniemissiolla (β+-hajoamisella) argoniksi 40Ar, loput 88,8 % taas beetasäteilyä lähettäen kalsiumiksi 40Ca. Nämä molemmat hajoamistuotteet ovat stabiileja. Näiden isotooppien pitoisuusmittauksia voidaan hyödyntää kivien ja kallioiden iänmäärityksessä.

Historia

Kalium osoittautui alkuaineeksi vasta vuonna 1807, jolloin Sir Humphry Davy onnistui elektrolyyttisesti eristämään sen.

Esiintyminen

Kaliumia on maankuoressa 2,59 prosenttia. Luonnossa sitä kuten muitakaan alkalimetalleja ei ole vapaana alkuaineena, vaan se esiintyy aina kationeina ionisidoksellisissa yhdisteissä, suoloissa. Kaliumsuoloja on merivedessä ja monissa mineraaleissa, kuten maasälvässä, kiilteessä, gneississä ja graniitissa. Tärkeimmät kaliumsuolat ovat sylviitti, sylviniitti, karnaliitti ja kainiitti. Ennen mineraalien löytämistä tuhka oli ainoa kaliumyhdisteiden lähde.

Käyttö

Kalium on erityisen tärkeä kivennäisaine, jota elollinen luonto sekä kasvit ja eläimet tarvitsevat. Niinpä kasviaineita poltettaessa syntyvä tuhka sisältää kaliumkarbonaattia, mutta jonkin verran myös natriumkarbonaattia. Nämä yhdisteet määräävät tuhkan emäksisen luonteen, minkä takia tuhkaa on käytetty puhdistusaineena ja saippuaan raaka-aineena jo kauan.

Keinolannoitteissa kaliumia käytetään tavallisimmin kaliumnitraattina eli salpietarina (KNO3) tai kaliumsulfaattina (K2SO4. Kasvit ottavat kaliumin maasta juurillaan K+-ioneina. Kalium säätelee solun osmoottista potentiaalia ja on useiden entsyymien aktivaattori. Kaliumin puute näkyy lehden kärjen ja reunojen solukon kuolemisena.

Kuumennettaessa tai valotettaessa alkalimetalleilla on taipumus irrottaa elektroneja ja tähän perustuu kaliumin käyttö valoherkissä kennoissa.

Paitsi lannoitteena, käytetään salpietaria myös mustan ruudin valmistukseen. Nykyisin mustaa ruutia käytetään lähinnä ilotulitteissa. Ampuma-aseissa sen ovat korvanneet erilaiset savuttomat ruudit.

Potaskaa eli kaliumkarbonaattia on käytetty lannoitteena ja saippuan ja lasin valmistuksessa. Nykyisin kaliummalmi menee lähes kokonaan lannoitteisiin.

Rooli ihmisen fysiologiassa

Kalium esiintyy ihmiselimistössä ionisoituneessa muodossa (K+). Selvästi suurin osa elimistön kaliumista (98 %) sijaitsee solunsisäisessä nesteessä ja loput (2 %) solunulkoisessa nesteessä. Solunsisäinen kalium osallistuu solun koon ja pH:n säätelyyn, eräiden entsyymien toimintaan sekä DNA:n ja proteiinien muodostamiseen. Kaliumin konsentraatioero solukalvon sisä- ja ulkopuolella puolestaan ylläpitää sähköistä kalvojännitettä, mikä on edellytys lihasten ja sydämen normaalille toiminnalle.

Elimistö säätelee kaliumpitoisuutta kahdella tasolla: ulkoinen tasapaino (elimistön ja ympäristön välillä) ja sisäinen tasapaino (jakauma solunsisäisen ja -ulkoisen nesteen välillä). Kaliumia tulee elimistöön ruoansulatuskanavasta (ohut- ja paksusuoli) imeytymällä. Se puolestaan poistuu elimistöstä pääasiassa (90–95 %) munuaisten ja vähäisemmissä määrin (5–10 %) paksusuolen erittämänä. Jotta elimistön yhteenlaskettu kaliumin määrä pysyy vakaana, imeytymisen ja erityksen on oltava yhtä suuria. Koska ruoasta saadun kaliumin määrä vaihtelee, munuaisten on kyettävä säätelemään kaliumin eritystä.

Elimistö säätelee tarkasti solunulkoisen nesteen kaliumpitoisuutta, koska sen häiriöillä voi olla vakavia seurauksia. Esimerkiksi kudosvaurion tai aterian yhteydessä solunulkoiseen nesteeseen vapautuu runsaasti kaliumia, mutta elimistö puskuroi muutosta siirtämällä kaliumia solujen sisälle. Tätä säätelevät hormonit, kuten insuliini, adrenaliini ja aldosteroni, jotka kaikki aktivoivat solukalvoilla sijaitsevia natrium-kaliumpumppuja.

Tarve

Ihmisen on nautittava kaliumia kuten lähes kaikkien muidenkin eliöiden. Kaliumin runsas nauttiminen vahvistaa lisäksi luustoa. Meta-analyysi vuodelta 2011 yhdisti 1 640 mg:n lisäyksen kaliumin päiväsaannissa 21 % pienempään riskiin sairastua aivoverenkiertohäiriöön. Joillakin kaliumin on todettu vähentävän spastisuutta ja lihasten jäykkyyttälähde?.

Esimerkiksi sydämen rytmihäiriöille altistavan hypokalemian eli veren liian matalan kaliumpitoisuuden välttämiseksi veriplasman kaliumpitoisuuden pitäisi olla vähintään 3,3 mmol/l. Hypokalemia johtuu puutteista ravitsemuksessa yleensä vain silloin, kun potilas on vakavasti aliravittu. Hypokalemia altistaa myös lihasheikkoudelle. Kaliumin puute voi aiheuttaa lisäksi sydämen laajentumista ja väsymistä, jolloin sydämen supistuskyky heikkenee.

Liika kalium on haitallista, mutta sitä ei voi saada liikaa ravinnosta. Kalium on suurina määrinä myrkyllistä, esimerkiksi kaliumkloridi on suunnilleen yhtä myrkyllistä kuin natriumkloridi eli pöytäsuola. Suoraan suoneen injektoituna kaliumsuolat aiheuttavat sydänlihaksen pysähtymisen (kloridin LD50 on 100 mg/kg) (ks. Myrkkyruiske). Veren liiallista kaliumpitoisuutta kutsutaan hyperkalemiaksi.

Saanti

Valtion ravitsemusneuvottelukunnan suositusten mukaan kaliumia tulisi saada 350 mg/vrk ravinnosta energiana saatua megajoulea kohti eli naisilla noin 3 100 mg/vrk ja miehillä 3 500 mg/vrk. Ravintoainevalmisteista tai täydennetyistä elintarvikkeista saatavaksi suurimmaksi hyväksyttäväksi päiväsaanniksi on määritelty aikuiselle 3 700 mg/vrk.

Hikoilu lisää kaliumin tarvetta, koska kaliumia poistuu hien mukana. Noin 13 tuntia vuorokaudessa raskasta fyysistä toimintaa harjoittava mies saattaaa menettää 370 milliekvivalenttia kaliumia vuorokaudessa ja helteellä jopa 572 meq.

Suomalaisnaiset saavat kaliumia keskimäärin 3 400 mg/vrk ja miehet 4 200 mg/vrk eli suosituksiin verrattuna keskimääräinen suomalainen saa sitä riittävästi. Toisaalta yhdysvaltalainen Institute of Medicine suosittelee päiväsaanniksi 4 700 mg/vrk. Britannian julkinen terveydenhuolto suosittaa päiväsaanniksi 3 500 mg.

Kaliumia esiintyy runsaasti esimerkiksi perunassa, monissa pavuissa, seidissä, ruisleivässä, lohessa, lihassa ja kahvissa. Liian vähäinen natriumin saanti lisää kaliumin erittymistä virtsaan.

Kaliumin yhdisteitä

Lähteet

  1. ↑ Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio. Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
  2. 1 2 3 4 5 6 7 Antti Kivinen, Osmo Mäkitie: ”Alkalimetallit”, Kemia, s. 302–304. Otava, 1983. ISBN 951-1-04393-5
  3. 1 2 3 Walter F. Boron, Emile L. Boulpaep: ”Potassium balance and the overall renal handling of potassium”, Medical physiology: a cellular and molecular approach, s. 814-817. Philadelphia, Pa: Elsevier, Saunders, 2005. ISBN 978-1-4160-2328-9 Teoksen verkkoversio Viitattu 4.7.2026. (englanniksi)
  4. ↑ The effects of high potassium consumption on bone mineral density in a prospective cohort study of elderly postmenopausal women. https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/18575949
  5. ↑ Potassium salts aid bone health, limit osteoporosis risk, new research finds. January 14, 2015. https://www.sciencedaily.com/releases/2015/01/150114115340.htm
  6. ↑ D'Elia, L.; Barba, G.; Cappuccio, F.: Potassium Intake, Stroke, and Cardiovascular Disease: A Meta-Analysis of Prospective Studies. J Am Coll Cardiol, 2011, 57. vsk, nro 10, s. 1210–9. PubMed:21371638 doi:10.1016/j.jacc.2010.09.070
  7. 1 2 Kustannus Oy Duodecim: Hypokalemia (alhainen veren kalium) Duodecim - Terveyskirjasto. Viitattu 15.11.2020.
  8. ↑ SYNLAB - Diabeetikon vuositarkastus 66 € SYNLAB. Arkistoitu 6.11.2020. Viitattu 30.10.2020.
  9. ↑ Mistä kaliumia saa ja mitkä ovat sen tehtävät? (päivitetty 2020) Puhti. 28.6.2018. Viitattu 30.10.2020.
  10. ↑ Valtion ravitsemusneuvottelukunta: Terveyttä ruoasta! Suomalaiset ravitsemussuositukset 2014 2014. Valtion ravitsemusneuvottelukunta. Arkistoitu 28.5.2014. Viitattu 16.5.2014.
  11. ↑ Liiku ja työskentele varovasti helteillä – vesi ei riitä juomaksi mtvuutiset.fi. Viitattu 16.7.2025.
  12. ↑ Potassium Deficiency as the Result of Training in Hot Weather
  13. ↑ Panel on Dietary Reference Intakes for Electrolytes and Water, Standing Committee on the Scientific Evaluation of Dietary Reference Intakes, Food and Nutrition: DRI, dietary reference intakes for water, potassium, sodium, chloride, and sulfate. Washington, D.C.: National Academies Press, 2004. ISBN 0-309-53049-0 Teoksen verkkoversio.
  14. ↑ Grim, C. E.; Luft, F. C.; Miller, J. Z.; Meneely, G. R.; Battarbee, H. D.; Hames, C. G.; Dahl, L. K.: Racial differences in blood pressure in Evans County, Georgia: relationship to sodium and potassium intake and plasma renin activity. Journal of Chronicle Diseases, 1980, 33. vsk, nro 2, s. 87–94. PubMed:6986391 doi:10.1016/0021-9681(80)90032-6
  15. ↑ http://www.nhs.uk/Conditions/vitamins-minerals/Pages/Other-vitamins-minerals.aspx#potassium (Arkistoitu – Internet Archive) NHS Choices – Other vitamins and minerals – Potassium
  16. ↑ Elintarvikkeet (haku) - Fineli fineli.fi. Viitattu 15.11.2020.
  17. ↑ How Much Protein Do You Need In Nutritional Ketosis? Virta Health. 4.2.2020. Viitattu 2.1.2021. (englanniksi)

Aiheesta muualla