K, atomnr. 19, molvekt 39,0983 g, elektronkonfigurasjon (Ar)+4s1, smeltepunkt 63,65 °C, kokepunkt 756,5 °C, tetthet 0,856 g/cm² (ved 20 °C). Det har en middels varmeledningsevne på 1,025 W/cm/K ved romtemperatur, litt dårligere enn sink og litt bedre enn nikkel. Den lineære varmeutvidelseskoeffisienten ved romtemperatur er 8,3x10^-5 pr. grad, den høyeste av alle vanlige materialer. Det er en god elektrisk leder, med en resistivitet på 6,15 mikrohm-cm ved 0 °C, litt dårligere enn molybden og litt bedre enn nikkel. Det har en meget lav magnetiserbarhet, på +20,8 cgs-enheter. De sterkeste atomspektroskopiske linjene ligger i infrarødt på 7665 og 7699 Å, men kalium er mest kjent for de sterke fiolette linjene på grensen av det synlige spekteret ved 4044 og 4047 Å.

Kalium hører til gruppe 1 (også kjent som alkalimetallene) i det periodiske systemet. Det har (1981) 19 kjente isotoper og isomerer. Tre av disse forekommer i naturen, noe som er rekord for et grunnstoff med odde atomnummer. To av dem, isotopene 39 og 41 er også stabile, mens den tredje, kalium 40, er radioaktiv og går med en halverimgstid på 1,28 milliarder år over dels (89 %) med vanlig betautsendelse til kalsium 40 og dels (11 %) med positronutsendelse eller spontan elektroninnfangning til argon 40. Kalium 40 har enkelte ganske underlige kjernekjemiske egenskaper og spalter f.eks. lett av ladde partikler som alfa og protoner når den opptar termiske nøytroner. Det er også ganske underlig for en nuklide med odde antall både av nøytroner og protoner å ha så lang halveringstid (overgås bare av vanadium 50) og for en nuklide med så lang halveringstid å utstråle positroner. Av de andre isotopene har 42 en halveringstid på 12,36 og 43 på 22,2 timer. De andre har korte halveringstider.

HISTORIE

"The sober eve with purple bright
Sheds o'er the hills her tranquil light
In many a lingering ray;
The radiance trembles on the deep,
Where rises rough thy rugged steep,
Old Michael, from the sea.
Around thy base, in azure pride,
Flows the silver-crested tide,
In gently winding waves;
The Zephyr creeps thy cliffs around,-
Thy cliffs, with whispering ivy crown'd,-
And murmurs in thy caves."

-Sir Humphry Davy, "Ode to St. Michael's Mount in Cornwall".

Stille vasket bølgene over stranden foran den bratte øya med klipper kronet av eføy og huler hvor sønnavind mumler. Kveldslyset glimtet i vannsprut og fossende skum som rant fram og tilbake over den flate fjæresanden. Og under de svarte klippene, mellom de glatte sandkornene klorte en liten vekst seg fast. Tykkstilket, med klaser av spisse, kjøttfulle blad og små, rødlige blomster i bladhjørnene. Havets fulle makt rokket den ikke, salsola kali, sodaurten.

Et annet sted sto to menn i hvite klær og betraktet raden av kvinner som satt og vasket tøy på den andre siden av elven. Den ene var kraftig bygd, høy - en kjempe. Den andre lavere, men ikke mindre smidig. Den stigende solen badet landskapet i lys og nesten glitret i det kritthvite tekstilet de to mennene hadde kledd seg i og i tøyet til kvinnene på den andre siden, som var i ferd med å bli like hvitt.

Fra en tårnbygning som dirret i varmedisen et godt stykke lengre nedover elven hørtes en vindblåst, jamrende, jagende sang. Den lavere mannen vendte seg mot den høye. "Skal vi ikke delta i bønnen, herre?" Den andre svarte ikke med en gang. Han sto tankefull og lekte med en liten glassflaske han hadde i hånden. Den inneholdt noen hvite krystaller som de nettopp hadde vært og samlet etter det siste regnet.

Han så ned på flasken, så på den fjerne bygningen. Deretter snudde han seg mot vennen. "Nei, det er ikke min sak," svarte han. Han pekte på raden av kvinner som fortsatt satt og arbeidet like uanfektet borte på den andre bredden. "Likeså lite som den er deres." Så snudde den høye mannen seg og gikk. Den lave fulgte etter. De stanset ikke før de kom til et lavt, men romslig hus. Inne i huset var det mye fint og vel tilblåst glassutstyr. Den høye mannen satte seg til med arbeidet sitt.

Den tunge lærstøvelen sank dypt i den våte skogbunnnen. Støvelen satt på foten til Jacques Girard, som levde av å selge andre dyrs pelser. Det var sent på høsten, og vinteren nærmet seg. Girard var på sporet etter en stor bjørn, som han hadde skadeskutt fire dager tidligere. Han var ute etter å skaffe seg en ny bjørnepels, til erstatning for den gamle, utslitte. Den skulle komme godt med i det harde vinterværet. Jacques Girard gikk forsiktig, og prøvde å ikke lage for mye støy. Han visste at han måtte være nære, etter de siste ferske sporene å dømme. Her hadde den klatret. Sporene var tydelige i den myke mosen på steinknausene. Her hadde den gnidd seg mot en ru furustamme. Her hadde den omgjort en stor maurtue til ruiner. Men hva var dette? Girard bøyde seg ned. Blodspor? Blødde den enda? Han smilte. Da ville det bli lett. En lyd fikk ham til å se opp - og rett inn i en gapende kjeft full av hvasse tenner. Det stormende brølet frøs blodet til is i årene hans et øyeblikk. Så rev han børsa ned av skulderen, prøvde fortvilet å sikte, og brente av. Rundt ham sto kruttrøyken som en sky.

Visst er kalium noe som menneskene har brukt siden tidenes morgen. Det finnes i store mengder i planteføde, og utnyttes av kroppen. Av restene etter brente planter kan det fås pottaske, som siden oldtiden har vært brukt til vaskemiddel og glassfabrikasjon. Alun var også kjent i oldtiden og ble brukt i medisinen og som beisemiddel i fargerier, senere også i lærgarving. Likeledes er salpeter kjent fra urgammel tid og brukt til konserveringsmiddel, men da kineserne oppfant kruttet fikk det en helt ny rolle. Vinstein har vært kjent helt siden vinleggingens første tid, og fikk tidlig anvendelse i medisin og næringsmidler.

De arabiske alkymistene (hvorav noen av de fremste var jøder) samlet som sine forfedre salpeter som utkrystalliserte seg på kaliumrik jord etter regntiden. Som dem brant de også pottaske av planter. Men de var de første som fremstilte lut av soda eller pottaske og kalk. De skilte ikke mellom luten som var laget av soda og den som var laget av pottaske, og kalte begge al-qili. Vi kaller dem alkalier. Og heller ikke sodaen og pottasken selv visste de var forskjellige stoffer, de fremstilte dem selv faktisk begge av planteaske. I den arabiske verden vokste det mye av sodaurten, salsula kali, som tar opp natrium fra havet og avgir soda ved forbrenning i stedet for pottaske slik de fleste planter gjør. Al-qili var opprinnelig navnet på asken etter denne planten.

Heller ikke europeerne som arvet alkymien av araberne etter storhetstiden hadde noe skille mellom pottaske og soda. Men de navnga dem etter opprinnelsen, og alkaliene som de kunne fremstille av dem kalte de vegetabilsk (eller kunstig) alkali for pottaskens vedkommende og mineralsk (eller naturlig) for sodaens. Disse betegnelsene var også alternative navn for pottasken og sodaen selv. I 1683 la Johann Bohn i Leipzig merke til at det salpeteret som han fremstilte av koksalt (natriumklorid) og salpetersyre (i datiden kjent som aqua fortis eller spiritus salpetrae) hadde en annen, kubisk krystallform enn det vanlige, såkalte prismatiske salpeteret som ble fremstilt av treaske.

Georg Ernst Stahl la i 1702 merke til visse forskjeller mellom de forbindelsene som kunne fremstilles av det naturlige og av det kunstige alkaliet. I 1736 klarte den franske kjemikeren og agronomen Henri-Louis du Hamel du Monceau med utgangspunkt i boraks og soda å lage glaubersalt med svovelsyre, kubisk salpeter med salpetersyre og noe som påfallende liknet vanlig bordsalt med saltsyre. Han konkluderte at basis for alle disse saltene var den samme, og forskjellig fra basis i f.eks. pottaske og prismatisk salpeter. Han (eller Stahl) kan sies å være den første som identifiserte kalium, som basis (eller base) i forbindelser, men han skjønte ikke at han hadde med et grunnstoff å gjøre.

A. S. Marggraf og A.-G. Monnet fant at de kunne fremstille alun med pottaske, og da den tyske kjemipioneren Martin Heinrich Klaproth fant både mineralsk alun og mineralsk salpeter under en reise i Italia trakk han følgende konklusjon: "Ideen om at naturen eier midler til å produsere vegetabilsk alkali også hinsides planterikets grenser, ja også uten noen nærværende innflytelse av vegetasjon, får på grunn av dette bemerkelsesverdige fenomenet en meget høy grad av sannsynlighet."

Da 1700-tallet nærmet seg slutten hadde mange fått mistanke om at alkaliene inneholdt metaller, fordi mange liknende substanser gjorde det. Men Lavoisier inkluderte dem ikke på listen sin over grunnstoffer i avhandlingen som revolusjonerte kjemien i revolusjonsåret 1789. Han erklærte at: "Jeg har ikke inkludert i denne tabellen de fikserte alkaliene, slik som pottaske og soda, fordi disse substansene åpenbart er sammensatte." Det hadde han jo rett i, skjønt på listen hans finnes det substanser som kvarts, kalk og magnesia, foruten også lys og varme.

I 1797 fant Klaproth "vegetabilsk" alkali i silikatmineralet leucitt og i 1798 fant Robert Kennedy det i pimpstein. Samme år rapporterte den danske legen og veterinæren Peter Christen Abildgaard det samme alkaliet i hesteblod og andre substanser fra dyreriket. Men mens årene gikk og gigantene smalt sammen på de salpeterrykende slagmarkene i Europa klarte ingen å redusere ut noe metall fra oksydene av noen av alkaliene.

Imidlertid, i denne tiden da så mange nye nasjoner fødtes, avga den døende nasjonen Kernow (Cornwall på engelsk) en sønn som skulle bli et av det nye århundrets store stjerner, en mediapersonlighet hvis det ordet kan brukes om den tiden, et universalgeni og en av de store vitenskapsmenn gjennom tidene.

Humphry Davy var født i Ludgvan nær Penzance 17/12 1778. Han viste tidlig gode evner som dikter og tegner og oversetter av greske, latinske og franske klassikere. Han leste tidens diktere og filosofer, og pleiet etterhvert forbindelser med flere av dem. Han gikk lange turer hvor han prøvde å komme i kontakt med det opprinnelige i naturen, samlet prøver fra plante-, dyre- og mineralriket og moret familien hjemme med forskjellige tricks, bl.a. hjemmelaget fyrverkeri.

Hadde ikke faren dødd i 1795 og nødsaget ham til å gå i apotekerlære i Penzance var det ikke godt å si hva han hadde drevet det til. Men fra da var veien lagt. Og unge Humphry hadde ikke vært seg selv hvis han hadde sittet og vansmektet i lærlingestillingen særlig lenge. En bekjent, Davies Giddy hadde et stort bibliotek og lot han komme og gå som han ville, og han skaffet seg på denne måten en utdannelse i kjemi og naturhistorie. Forsøkene gjorde han på apoteket i ledige stunder.

I 1798 var han kommet så langt at Giddy anbefalte ham til en stilling ved Pneumatic Institution nær Bristol, hvor han ikke var sen om å gjøre furore. Med de grundige undersøkelsene av en rekke gassers fysiologiske virkning og i særdeleshet de til lystgass bak seg, var han i 1801 klar for en assistentstilling på det nyopprettede Royal Institution i London. Og tro om ikke vi finner assistenten igjen året etter som professor ved den samme institusjonen, bare 24 år gammel!

Forelesningene ved Royal Institution gjorde han til de rene show, lik de triksene han likte å underholde familien med som guttunge, og nøye innøvd, som sirkusnumre. De ble populære sosiale møtesteder, og tiltrakk seg notabilitetene og intelligensiaen i samfunnet.

Men han rakk å gjøre en mengde epokegjørende vitenskapelige arbeider også, og det han med størst begjær kastet seg over var en av de største vitenskapelige sensasjonene i den nye tid. I 1797 hadde Alessandro Volta utgitt et arbeid om noe som han kalte galvanisme. Ifølge myten skal allerede Thales fra Miletos rundt år 600 f.v.t. ha oppdaget at rav, som på gresk heter elektron, når det ble gnidd fikk evnen til å tiltrekke seg lettere gjenstander, som en magnet. Dette fenomenet kalles derfor altså elektrisitet, og utover på 1700-tallet fant man stadig effektivere måter å fremkalle denne elektrisiteten på etter samme prinsipp som Thales brukte: å samle opp ladning på isolatorer ved å rive løs eller tilføre elektroner. Man klarte å lage imponerende gnister og andre elektriske utladningsfenomener, og viste at tordenværet og st. Elmsilden var av elektrisk natur.

Elektrisitetslæren var vitenskapen om hvordan forskjellige isolatorer kunne lades og utlades. Så skjedde en av de underlige tilfeldighetene som så ofte sender historien ut på helt nye veier.

Året var 1780. Stedet var universitetet i Bologna, som dengang lå under Vatikanstaten. Mannen var Luigi Galvani, professor i anatomi ved universitetet. Han drev med nerveundersøkelser og hadde fått en medhjelper til å kutte av et froskelår og blotte hovednerven. Så kom medhjelperen til å berøre nerven med kniven - og hokuspokus! Det rykket i froskelåret, som om det ennå var levende. "Aha!" tenkte Galvani, og han tenkte enda mere "aha!!" da de senere etter mange forsøk observerte det samme fenomenet uten berøring, når en elektriseringsmaskin var i virksomhet i nærheten - for han hadde lenge hatt mistanke om at det i dyrelegemet frembraktes elektrisitet, en teori som kom i farlig nærhet av den tusenårige gåte om hva livet er.

Galvani fortsatte å gjøre eksperimenter med dette fenomenet, og siden han mente at froskelåret kunne fungere som et utmerket elektroskop, tenkte han seg at det gikk an å undersøke luftens elektrisitet med det. Og under et uvær i 1786 finner vi ham i en selsom scene. Under den urolige, mørke himmelen hadde han funnet seg et jernstakitt hvor han hadde festet en hel rad med froskelår med kobberkroker som han hadde tredd innpå hovednerven. Til tross for det dårlige været hadde flere skuelystne samlet seg rundt denne tilsynelatende gale mannen.

Galvani ventet seg å få se hele raden av lår sparke fra på geledd når det skjedde utladninger i skyhelvetet der oppe, men til hans store skuffelse skjedde det ikke. Derimot merket han til sin forundring at hver gang låret kom nær jernstakittet trakk musklene seg sammen. Han gjentok forsøket under forkjellige betingelser, men alltid med samme resultet. Hver gang en metalltråd forbandt nerven med musklene oppsto en rykning. Gledesstrålende trakk han slutningen at livets gåte var funnet, at alle bevegelser skyldtes at musklene og nervene var ladet med motsatt elektrisitet, og at muskelsammentrekningene kom av utladningene. Nyheten om den dyriske elektrisiteten fór som en vind verden over, og inspirerte en rekke vitenskapsmenn, filosofer og diktere. De fleste vet jo litt om hva som ble resultatet da den engelske dikteren Percy Bysshe Shelley lå værfast oppe i Alpene under et forferdelig uvær med sin kone Mary og noen andre diktervenner og de utfordret hverandre til å skrive skrekkhistorier...

Egentlig hadde jo Galvani på et vis rett, men på en annen måte enn han tenkte seg. Og på universitetet i Pavia, ikke langt unna, men i en annen stat, hertugdømmet Milano - under det østerrikske keiserdømmet, arbeidet Volta, som var professor i fysikk ved universitetet i byen. Han påviste at elektrisitetskilden ikke lå i dyrelegemet, men i berøringen mellom metallene, dels innbyrdes, dels med væskene i dyrekroppen. Froskelåret fungerte som en ledning som de to metallenes elektrisitet forplantet seg gjennom. Etter Voltas anskuelse, som han utla i sitt verk fra 1797, var ikke den "dyriske elektrisiteten" noen ny kraft, men en annen måte å atskille de to elektrisitetsartene (+ og -) som finnes sammenblandet i alle stoffer på. I kledelig ydmykhet kalte han den ved professor galvanis navn. Volta beskriver i verket for første gang en elektrisk strøm, som altså var varig og ikke bare besto i en utladning. Etter en rekke eksperimenter hadde han kommet fram til noe som fikk navnet voltasøyle. Han hadde laget den ved å lodde sammen en sink- og en kobberplate og stanse ut runde stykker som han anbrakte oppå hverandre, alltid med det samme metallet øverst og med en syrefuktet klut mellom stykkene. Ved hjelp av den således multipliserte potensialforskjellen frembrakte han kraftig strøm som kunne brukes til en rekke iøynefallende demonstrasjoner.

Snart sto voltasøyler og dunstet syredamper på laboratoriebenker i alle verdens hjørner. Og når det var snakk om iøynefallende demonstrasjoner så kjenner vi en som regnet seg som spesialist på det området. Den første forelesningen han holdt for Royal Institution var om galvanisme. Davy var hverken fysiker eller anatom, men i første rekke kjemiker, og når han registrerte kjemiske forandringer i voltasøyler og andre elementtyper ble han overbevist om at den elektriske strømmen hadde et kjemisk opphav. F.eks. fant han på sinkelektrodene et stoff som kunne identifiseres som sinksulfat og som han ad normal kjemisk vei kunne få sink ut av igjen. Konklusjonen var ikke langt unna at prosessen kunne gå den andre veien også, og at det ville være mulig å spalte stoffer som ikke hadde vært spaltet tidligere. Joda, vann og syrer og saltløsninger lot seg spalte til sine bestanddeler som bare det. Men noen stoffer bød på vanskeligheter. Uansett hvor sterk strøm han sendte fra voltasøylen gjennom løsningene av de kaustiske alkaliene klarte han ikke å spalte annet enn vannet de var oppløst i.

Den 6. oktober 1807 bestemte han seg for å forandre taktikk. Han hadde kommet til den slutning at det var nærværet av vann som hindret spaltingen av alkaliene, så istedet for å løse dem ville han smelte dem. Til det første eksperimentet brukte han pottaske. Siden fullstendig tørr pottaske ikke leder strøm lot han den trekke til seg litt fuktighet fra lufta først. Han plasserte den på en isolert platinaskive som han forbandt med den negative polen på søylen og lot en platinatråd fra den positive polen komme i kontakt med overflaten av saltet. Snart kunne han registrere en livlig aktivitet. Pottasken begynte å smelte ved begge kontaktpunktene. Det begynte å skumme i overflaten. Og nede ved platinaskiven dukket det opp små perler med en skinnende metallisk glans, temmelig lik kvikksølv i utseende. Noen av dem brant med et smell og en lysende flamme så snart de var kommet til syne, mens andre overlevde og bare ble mattet og til slutt helt dekket av en hvit film på overflaten. Dette var altså det merkelige brennbare prinsipp som var basis for pottaske. Davy kalte det for potassium, og hans bror, dr. John Davy, som var til stede under det første forsøket, forteller at broren var svært opphisset og nesten fra seg av glede.

Også andre ble imponert. Keiser Napoleon, som på den tida drev og førte krig over hele Europa, var kjemiinteressert, og sørget personlig for at Davy fikk det franske akademiets pris på 3000 fr., til tross for at England, nasjonen som korneren Davy offisielt var borger av, var en av de som han lå i krig med.

Senere fremstilte Davy også natrium, magnesium, kalsium, strontium og barium etter de samme prinsippene og beviste at klor og jod var grunnstoffer. Det var i noen tid tvil om ikke alkalimetallene inneholdt hydrogen, slik som ammonium, som oppførte seg kjemisk tilsvarende, men det viste seg at det ikke var mulig å utvikle hydrogen fra dem.

Den tyske kjemikeren Martin Heinrich Klaproth likte ikke Davys navn sodium og potassium, som stammet fra de engelske trivialnavnene soda og potash, men fant på latinske eller latinliknende betegnelser på dem, fordi han mente at de burde være internasjonale og språknøytrale. Hans påfunn natrium og kalium slo igjennom i de fleste germanske språk og noen østeuropeiske, mens de fleste andre bruker varianter av Davys betegnelser.

Klaproth tok navnet kalium fra alkali, som på tysk bruktes både om det vi kaller alkali og om pottaske. De hadde det fra det franske alcali, som bare ble brukt om pottaske. Til fransk kom ordet fra middelalderlatin alcali, som stammer fra arabisk al-qaly 'soda'.

Al-qaly kommer av al-qilí, som betegner asken av sodaurt eller liknende planter. Dette kommer igjen av verbformen qála 'han stekte eller ristet', av en liknende ursemittisk grunnform som har paralleller i hebraisk qalá(h) 'han ristet, svidde', arameisk q(é)lá 'brente' og akkadisk qalu 'å brenne'. Det arabiske al-qilí er opptatt i det engelske språket som kali, en betegnelse på planten salicornia herbacea, som likner vår salturt. På grunn av natriuminnholdet har den vært brukt til glassfabrikasjon, slik at en vanligere engelsk betegnelse idag er glasswort.

GEOLOGI
Naturlig kalium er en blanding av tre isotoper, K 39 med 93,2581 %, K 40 med 0,0117 % og K 41 med 6,7302 %. Den skjeve fordelingen skyldes at K 39 har et "magisk" antall på 20 nøytroner, og slike kjerner drar fordeler under grunnstoffdanningen i universet. Den radioaktive K 40 er ved siden av vanadium 50 den eneste nukliden med odde antall av både protoner og nøytroner som er stabil nok til å ha overlevd de 4-5 milliardene år siden Jordens tilblivelse. Men den har gjennomlevd en 3-4 halveringstider, og det var anslagsvis 10-15 ganger så mye av den i begynnelsen som det er idag.

Som natrium viser kalium en klar overhyppighet i jordskorpen i forhold til de grunnstoffene det er naturlig å sammenligne det med. Dels skyldes dette det magiske nøytronantallet og dels at de enverdige alkaliionene er voluminøse og danner forholdsvis luftige og lette silikater, som flyter opp mot jordoverflaten. Lengre nede mot jordmantelen er kaliuminneholdet mer normalt.

Den radioaktive isotopen K 40 omdannes delvis til argon 40, og er årsaken til at det er så mye argon i atmosfæren.

Kalium er en av jordskorpens hovedbestanddeler, og ligger med 2,09 % på 8.-plass blant de hyppigste grunnstoffene i den faste, øvre skorpen. Av sjøvann utgjør kalium 0,0380 vektprosent, og ligger der på 8.-plass. Av universet som helhet utgjør det totalt 0,00035 % av massen eller 0,021 % av alt som ikke er hydrogen eller helium, og ligger med dette på en 20.-plass. Kalium regnes (1977) som en hovedkomponent av hele 206 forskjellige mineraler. Flesteparten, 118 stykker, er silikater. Av de øvrige er det 35 sulfater, 14 fosfater, 13 klorider, 5 karbonater og fluorider, 4 vanadater, 3 uranater og borater, 2 arsenater, manganater, sulfider, nitrater og kromater og 1 cyanid, oksalat, titanat og tantalat/niobat. Bortsett fra hydrogen (144) og oksygen (196) forekommer kalium hyppigst sammen med silisium med 118 mineraler, deretter følger natrium tett etter med 93, aluminium med 90, kalsium med 66, jern med 61, svovel med 46, magnesium med 41, fluor med 29, mangan med 26, klor med 20, titan med 19, fosfor og barium med 14, litium og karbon med 13, uran med 12, niob med 9, zirkonium med 8, nitrogen og kobber med 7, vanadium med 5, bor, krom og strontium med 4, sink og bly med 3, beryllium, arsen, cesium, cerium og tantal med 2 og scandium, nikkel, yttrium, tinn, lantan, thallium og thorium med 1 hver. Kalium tilhører helt klart litofilene, grunnstoffer som liker seg best sammen med oksygen og trives mindre sammen med svovel eller de rene metallene i jerngruppen.

Kalium spiller en betydelig rolle i mange geokjemiske prosesser og forekommer hyppig både i bergartsdannende mineraler og i saltavleiringer.

Kalium som kommer opp fra jordas indre i et magma finner oftest veien til krystaller av et feltspat-eller glimmermineral, eller hvis magmaen er kvartsfattig til leucitt, KAlSi₂O₆. Kommer de helt opp til overflaten utsettes de for vær og vind og forvitrer med tid og stunder. Men kaliummineralene er betydelig mer motstandsdyktige mot både kjemisk og mekanisk forvitring enn natriummineralene. Både natrium, kalsium og magnesium vaskes ut av eruptive mineraler før kalium. Når kalium også vaskes ut blir resultatet alkalifrie leirmineraler som kaolin, Al₂Si₂O₅(OH)₄. Noe av det utvaskede kaliumet føres ut til havet og kan avsettes igjen i saltleier, hvor de gjerne vil bli liggende over natriummineralene p.g.a. løselighetsforskjeller. Men mesteparten av det kaliumet som vaskes ut kommer ikke så langt, og blir liggende i jordsmonnet, hvor det opptas av planter. Og ofte vil hele småstykker av kaliummineraler som glimmer og feltspat føres med forvitringsvannet, avleires som sedimenter og etterhvert fortettes til sedimentære bergarter som skifer, gråvakke, arkose eller feltspatsandsteiner. Kommer sedimenter eller eruptiver på dypet og utsettes for trykk og varme der eller om de kommer i veien for magma som vil ut, kan de metamorfoseres. Det reaktive kaliumet spiller en virksom rolle i slike prosesser, og det skjer ofte en nydannelse av kaliummineraler som muskovitt og høytemperaturvarianter av feltspat. Typiske kaliumholdige metamorfe bergarter er glimmerskifer, gneis, amfibolitt og hornfels.

Kalium i jordsmonnet deltar også i geokjemiske prosesser. Salpeter er sjelden i saltleier, men dannes i naturen ved forgjæring av nitrogenholdige organiske stoffer i kaliumrik jord. Store forekomster av slik salpeter finnes særlig i subtrobiske strøk, som Bengal i India og i Kina. I Ungarn, Spania og Russland har det også vært gjort drift på slike forekomster.

De vanligste bergartsdannende kaliummineralene er:

Mikroklin, (K,Na)AlSi₃O₈, er en triklin alkalifeltspat som er den vanligste alkalifeltspaten i bergarter dannet ved lavere temperatur og finnes i pegmatittganger, gneiser, gneisgranitter, glimmerskifere og andre metamorfe bergarter. Mikroklin og ortoklas med samme sammensetning er de to vanligste av alle kaliummineraler, ja mikroklin er kanskje det vanligste mineralet i jordskorpen overhodet, og utgjør størstedelen av massen i mange granitter. Den er hvit til kremgul, rosa, grå, brun eller grønn i fargen. Hardhet 6, tetthet 2,56 g/cm³, hvit strek, glassglans. Både mikroklin og ortoklar inneholder litt natrium, og hvis natriuminnholdet går over en viss grense skilles de to feltspattypene ved avkjølingen av magmaet ut i en lamellær, såkalt pertittstruktur, med avvekslende hvite og røde krystaller, ofte synlige med det blotte øyet. Det er ofte to sett tvillingkrystaller som står loddrett på hverandre og bare kan ses i mikroskop. Den grønne varianten av mikroklin kalles amasonitt, amazonitt, og brukes til smykker.

Ortoklas og sanidin er monokline varianter av alkalifeltspat som er stabile ved høy temperatur, men holder seg i bergarter som er mer eller mindre raskt avkjølt. De er forskjellige i fargen, sanidin er fargeløs, ortoklas hvit eller blekrød, ellers er egenskapene nokså like. Sanidin opptrer i kaliumrike vulkanske bergarter som rhyolitt og trachytt. Ortoklas er typisk for eruptiver som er avkjølt forholdsvis raskt, og forekommer også i metamorfe bergarter som er omdannet ved høy temperatur.
Hardhet 6, tetthet 2,56 g/cm³, hvit strek, glassglans, matt i bruddet. To gode spalteflater som står vinkelrett på hverandre (ortoklas betyr rettspaltende). Flere former for tvillingdannelse er kjent. Den røde fargen til ortoklasen gir den karakteristiske fargen til den såkalte drammensgranitten som er vanlig i Oslo-området og brukes mye til konstruksjonsmateriale.

Leucitt, KAlSi₂O₆, er en feltspatoid som likner mikroklin, grålig hvitt eller nesten vannklart med sterk glans og hardhet 5-6. Krystalliserer tetragonalt ved vanlig temperatur, men kubisk over 650 °C, og finnes ofte som velutviklede kubiske krystaller i kaliumrike lavabergarter, f.eks. i lavaen fra Vesuv, som ofte spytter løse krystaller av leucitt sammen med asken når den har utbrudd. Krystallformen ikositetraeder med 24 like krystallflater er så vanlig at den også kalles leucitoeder.

Nefelin, (Na,K)AlSiO₄, også kalt elæolitt, eleolitt, er en heksagonal, grå, brun eller brunrød feltspatoid som er utbredt i eruptiver, både dag- og dypbergarter. I Norge i nefelinsyenitt i Oslofeltet og på Stjernøy og Seiland i vest-Finnmark, på pegmatittganger ved Langesundsfjorden og i bergarten lardalitt nord for Larvik. Krystallene er gjerne enkle sekskantede prismer, men opptrer vanligvis som uregelmessige korn og masser. Hardhet 5-6, tetthet 2,55-2,65 g/cm³, hvit strek og mett fettglans på frisk flate, men ofte omgitt av en tynn omdanningssone hvor mineralet er matt, i motsetning til røykkvarts som den kan likne på.

Skapolitt, (Na,Ca,K)₄Al₃(Al,Si)₃Si₆O₂₄(Cl,SO₄,CO₃), tilsvarer plagioklasserien av feltspat, men inneholder klor, karbonat og/eller sulfat. Forekommer i kontaktmetamorfe kalksteiner og kan noen steder erstatte plagioklas i skifer og gneis. Krystalliserer tetragonalt, ofte i stavform (latin scapula=stav), fargen og hardheten er som for feltspat. Utbredt i kontaktsonene i Oslofeltet og i kalkstein på Sørlandet.

Cancrinitt, kankrinitt, (Na,Ca,K,Mg)₁₂(Si,Al)_16-18O_32-36(Cl,SO₄,CO₃)₄.0-1H₂O, hvit, heksagonal feltspatoid som i Norge er funnet ved Langesundsfjorden, ved Ulefoss og på øya Seiland i Finnmark.

Apofyllitt, KCa₄Si₈O₂₀(F,OH).8H₂O, er et tetragonalt zeolittmineral som krystalliserer ofte i vakre hvite krystaller med perleglans på sprekker og hulrom i lavaer og andre bergarter. Funnet i Norge i kontaktsonene i Oslofeltet, i Kongsberg sølvgruver, Sulitjelma og andre steder.

Harmotom, (Ba,K)_1-2(Al,Si)₈O₁₆.6H₂O, et monoklint zeolittmineral.

Phillipsitt, (K₂,Na₂,Ca)(Al₂Si₄)O₁₂.4-5H₂O, monoklin zeolitt som bl.a. dannes på havbunnen.

Biotitt, K(Mg,Fe)₃(Al,Fe)Si₃O₁₀(OH,F)₂, er et av de vanligste bergartsdannende mineralene, og det klart mest utbredte av glimmergruppen. I granitter kan biotitten utgjøre en stor del av massen og gi bergarten et karakteristisk mørkflekkete utseende. Det er den som tar seg av Fe/Mg- og vanninnholdet i magmaet. I eruptive bergarter stiger jerninnholdet med økende kvartsinnhold. Mest vanlig i sure og middels basiske eruptiver og jernrike metamorfe bergarter som glimmerskifer, gneis, hornfels. Meget viktig kalium- og magnesiumkilde for plantene. Monokline krystaller som opptrer i sekskantede flak eller skjellmasser, bøyelige og elastiske flak. Fargen er lys gulbrun til brun, mørkegrønn og svart med økende jerninnhold. Hardhet 2,5, tetthet 2,8-3,4 g/cm³ med økende jerninnhold, hvit til grå strek.

Flogopitt, KMg₃(Al,Fe)Si₃O₁₀(OH,F)₂, er en ren magnesiumvariant av biotitt som finnes i ultrabasiske bergarter og er lys, ofte brunlig i fargen. Flogopitt fra apatittforekomstene ved Ødegården i Bamble inneholder ca. 0,4 % vanadium.

Muskovitt, KAl₂AlSi₃O₁₀(OH)₂, er vanlig i granittpegmatitter, men opptrer ikke som primært mineral i noen eruptiver som er dannet over 6-700 °C. Derimot er det utbredt i metamorfe leirskifre som fyllitt, glimmerskifer og gneis. Den finskjellede muskovitten i disse mineralene kalles også sericitt. Forvitrer ikke lett og har derfor lett for å hope seg opp i finkornede sedimenter, men kan også dannes sammen med illitt i leirsedimenter ved forvitring. Hardhet 2,5 på flatene, 4 på tvers av dem, tetthet 2,8-2,9 g/cm³, oftest glassklar, men kan ha grønne, grå eller brune toner, hvit strek, glass- eller perlemorsglans. Kan ha noe natrium i alkaliposisjonene mellom skiktene, og i det indre av skiktet kan aluminium være erstattet av noe Mg, Fe eller Cr, mens aluminiumatomene i de ytre delene av skiktet ikke røres.

Fuchsitt, K(Al,Cr)₂AlSi₃O₁₀(OH)₂, er en sjelden kromholdig muskovitt som er funnet i Ballangen og Kautokeino.

Glaukonitt, (K,Na)(Al,Fe^III,Mg)₂(Al,Si)₄O₁₀(OH)₂, er et grønt glimmermineral som dannes i sedimenter på havbunnen, delvis i egne lag, delvis i sand (grønnsand) eller i glaukonittkalk.

Lepidolitt, K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂, er et hvitt litiumholdig glimmermineral som forekommer i store leier i Zimbabwe, Namibia og Canada.

Zinnwalditt, KLiFeAl(AlSi₃)O₁₀(F,OH)₂, et en annet ikke uvanlig litiumholdig glimmermineral.

Hydroglimmer, (K,Na,H₃O)Al₂AlSi₃O₁₀[(OH)₂,H₂O], er et monoklint forvitringsprodukt av jernfattige glimmerarter som f.eks. muskovitt.

Illitt, (K,H₃O)(Al,Mg,Fe)₂(Al,Si)₄O₁₀[(OH)₂,H₂O], monoklint forvitringsprodukt av jernholdige glimmerarter som biotitt, vanlig i norske leirer.

Barkevikitt, (Na,K)Ca₂(Fe,Mg,Ti)₅(Al,Si)₈O₂₂(OH)₂, monoklin alkaliamfibol, ikke en av de vanligste. Oppdaget ved Barkevika ved Langesund i 1887. Den er vanligvis svart til litt blålig i fargen. Kan opptre i basalt i stedet for eller sammen med hornblende hvis magmaen er kaliumrik.

Astrofyllitt, (K,Na)₃(Fe,Mn)₇Ti₂Si₈O₂₄(O,OH)₇, opptrer i gyllenbrune blader som kan likne glimmer. Inneholder gjerne også litt zirkonium. Oppdaget i Langesund i 1854. Varianter som inneholder noe niob i Ti-posisjonene kalles kupletskitt.

Carnotitt, K₂(UO₂)₂(VO₄)₂.3H₂O, er et sterkt gult, ofte pulveraktig monoklint mineral som brytes for uraninnholdet.

Vannløselige salter har liten bestandighet i naturen, men en del av dem opptrer som mineraler når visse betingelser er til stede. Kjent fra oldtiden er salpeter, KNO₃, et glassklart, rombisk mineral som finnes sporadisk som forvitringsmineral og som bestanddel av noen organiske avsetninger.

Sylvin, KCl, krystalliserer som den velkjente natriumvarianten kubisk, helst i terninger, og finnes i saltleier, bl.a. ved Stassfurt i Tyskland.

Kainitt, MgSO₄.KCl.3H₂O, fargeløst og gjennomskinnelig monoklint mineral med en salt og bitter smak. Utbredt på kalisaltleier krystallisert fra havet.

Carnallitt, KMgCl₃.6H₂O, et rombisk mineral som er et av de mest utbredte mineralene i saltleier.

Alunitt eller alunstein, KAl₃(SO₄)₂(OH)₆, er et hvitt, enkelte steder grålig eller rødlig, svakt gjennomskinnelig mineral som dannes ved innvirkning av svovelsyreholdige vulkanske damper på feltspat og feltspatliknende mineraler, f.eks. på Island, i Italia og andre vulkanske områder.

Kaliumalun, KAl(SO₄)₂.12H₂O, forekommer også i vulkanske avsetninger.

Jarositt, KFe₃(SO₄)₂(OH)₆, er et trigonalt mineral i alunittgruppen.

Langbeinitt, K₂Mg₂(SO₄)₃, kubisk mineral som er vanlig i saltleier.

Polyhalitt, K₂Ca₂Mg(SO₄)₄.2H₂O, triklint mineral som forekommer i saltleier.

Det heksagonale glaseritt eller afthitalitt, (K,Na)₃Na(SO₄)₂ opptrer også i saltleier.

Alle land har mengdevis med kaliummineraler, men grunnstoffet utvinnes bare av saltleier, saltsjøer eller fra planterester. Dødehavet i Israel og noen saltleier i Saskatchewan i Canada og i Beresjniki og Novosolikamsk ved Ural i Russland har de største kalisaltreservene. Også USA, Zaire, Etiopia, Brasil og Bolivia har store forekomster. Andre viktige forekomster i Europa ligger i Polen, Frankrike og Tyskland. Verdensproduksjonen år 2000 lå på 22 millioner tonn kalium og de største produsentene var Canada, Hviterussland, Russland, Tyskland, Israel, USA, Jordan, Storbritannia, Spania, Frankrike og Brasil.

KJEMI
Kalium er et sølvhvitt, mykt metall, som er omtrent som gaudaost å skjære i. Det er en anelse hardere enn natrium, men bløtere enn talk og grafitt. Til tross for at atomene har nesten dobbelt så stor masse og at krystallstrukturen er den samme kubisk romsentrerte, er faktisk kalium lettere enn natrium. Det samme forholdet går igjen i de fleste av de to metallenes forbindelser. Når kalium koker, omdannes det til damp som har en grønn farge.

Kalium er et reaktivt metall, og lagres uten kontakt med luft, som oftest i parafin. En ren overflate har en klar, sølvaktig glans, men mattes på få sekunder når den utsettes for luft, litt avhengig av luftfuktigheten. Det reagerer spontant ved kontakt med mange grunnstoffer og forbindelser, men løses uten reaksjon i flytende ammoniakk og danner interessante løsninger som er dypblå til bronserøde, avhengig av metallkonsentrasjonen.

Disse ammoniakkløsningene har unike elektiske egenskaper og en mettet løsning leder strøm bedre enn noen annen elektrolytt, unntatt den tilsvarende natriumløsningen. Ledningsevnen minker brått når konsentrasjonen synker, antakelig fordi ammoniakken solvatiserer ledningselektronet til kalium og bevegeligheten hindres ved at det dannes elektrisk sammenholdte aggregater mellom kationet og det solvatiserte elektronet. Ved enda lavere konsentrasjon er solvatiseringen av elektronet og kaliumionet fullstendig, og elektronene og kaliumionene kan bevege seg fritt, slik som hydratiserte ioner i en vannløsning. Følgelig øker ledningsevnen igjen. Det er de solvatiserte elektronene som er ansvarlig for den blå fargen. I de mettede, bronsefargede løsningene eksisterer negative kaliumioner, fordi det frigjøres energi når enkelte kaliumatomer avgir elektroner og det resulterende positive ionet bindes tettere til det polare løsningsmidlet. Det kreves en god del energi for at et kaliumatom skal oppta et elektron, men siden både energi og elektroner er tilgjengelig klarer tilstanden med positive og negative kaliumioner å konkurrere med tilstanden med nøytrale atomer.

Visse etere og såkalte kryptatligander kan stabilisere både de solvatiserte elektronene og de negative alkaliionene slik at såkalte alkalider og elektrider kan krystalliseres ut av løsningen. Alkalidene, deriblant kalidene, er bronseaktig gule krystallinske stoffer. Det er ustabile, reaktive stoffer, og elektridene er enda ustabilere. Foreløpig er det ikke laget noe kaliumelektrid, men det finnes et med cesium, som fås som paramagnetiske, svarte krystaller.

Som for de andre alkalimetallene er alle kaliumforbindelser enverdige. Kaliumionet har en edelgasstruktur, og er fargeløst, slik også saltene er, når de ikke farges av anionet.

Legeringer av alkalimetaller har alle eutektiske punkt under frysepunktet for vann. En legering av 12 % natrium, 47 % kalium og 41 % cesium har et smeltepunkt på -78 °C, det laveste som er kjent for noen metallisk substans. Kalium er blandbart med rubidium og cesium i alle forhold og opptil 45 vekts-% kalium kan løses i natrium ved romtemperatur. I slike faste løsninger opptrer Na₂K, som er den eneste kjente intermetalliske forbindelsen mellom alkalimetaller.

Forøvrig danner kalium få intermetalliske forbindelser. Men de unntakene som finnes er interessante. Tendensen er at de tyngste metallene i hver gruppe lettest danner kaliumforbindelser. De er alle sprø, metallglinsende, reaktive substanser, men ikke så reaktive som kalium selv.

Det er kjent en forbindelse med rhenium, KRe.

Det er kjent fire forbindelser med gull, KAu₅, KAu₂, KAu, K₂Au.

Det er kjent en kaliumforbindelse med sink, KZn₁₃, og kadmium, KCd₁₃, og seks med kvikksølv. Kalium løses i kvikksølv i høy grad, og et slikt amalgam er en hensiktsmessig oppbevaringsmåte for kalium.

Boridene, KB₆ og K₃B, fremstilles ved elektrolyse av smeltede kaliumborater og fluorider og har egenskaper som likner silicidene. Det er kjent to forbindelser med gallium, K₅Ga₈ og KGa₄, og indium, K₅In₈ og KIn₄, og seks med thallium, K₂Tl, KTl, K₄Tl₅, K₅Tl₈, KTl₂ og KTl₄, som er intermetalliske, har legeringskarakter og fås ved sammensmelting av bestanddelene. Følgende er beskrevet: K₅Ga₈, KGa₄, K₅In₈, KIn₄, K₂Tl, KTl, K₄Tl₅, K₅Tl₈, KTl₂ og KTl₄.

Acetylen reagerer med finfordelt kalium ved romtemperatur til et hydrogenacetylid, KHC₂. Ved oppvarming til 145 °C fås det rene acetylidet, eller karbidet, K₂C₂. Denne reagerer mest som en organometallisk forbindelse. Den hydrolyserer lett i vann og avgir acetylen og er ustabil i luft fordi den trekker til seg fuktigheten i lufta.

Når passelig mye kaliummetall oppvarmes med grafitt til 300 °C dannes en bronserød forbindelse KC₈, som består av kaliumatomer innleiret mellom grafittskiktene. Hvis den oppvarmes videre til 360 °C under vakuum destillerer noe kalium av og man får det stålblå KC₂₄. De mørkeblå til svarte KC₃₆, KC₄₈ og KC₆₀ fås ved videre oppvarming og til slutt den rene grafitten. Disse forbindelsene er svært reaktive. De selvantennes i luft og kan reagere eksplosivt med vann under dannelse av hydrogen, kaliumhydroksyd og grafitt. De har visse svake, temperaturavhengige paramagnetiske egenskaper og er bedre elektriske ledere enn grafitt.

Kaliumcyanid, KCN ble fremstilt første gang av Scheele i 1782. Det er et godt reduksjonsmiddel som lett oksyderes i luft ved oppvarming, til nitrat eller cyanat, KOCN. Tilsettes smeltet cyanid svovel dannes tiocyanat, eller rhodanid, KSCN. Det såkalte isotiocyanatet KNCS er egentlig den samme forbindelsen. Det er bare syrene som er forskjellige. Alle disse forbindelsene samt kaliumcyanamid, K₂NCN, er fargeløse, krystallinske forbindelser som løses lett i vann. Det er en viss tendens til hydrolyse i løsningene.

Særlig cyanidet, men også de andre, er gode kompleksdannere, og danner en rekke komplekser med andre cyanider hvorav flere har industriell betydning. Lett vannløselig er f.eks. det gule cyanomolybdatet(IV) K₄Mo(CN)₈.2H₂O, det mørkerøde cyanoferratet(III), K₃Fe(CN)₆, det blekgule cyanorhodatet(III), K₃Rh(CN)₆, det fargeløse cyanokupratet(I), K₃Cu(CN)₄, cyanoargentatet(I), KAg(CN)₂ og det fargeløse cyanokadmatet, K₂Cd(CN)₄. Løselig er også f.eks. det rødgule cyanonikkelatet, K₂Ni(CN)₄.H₂O og det fargeløse cyanomerkuratet(II) K₂Hg(CN)₄.

Ved oppvarming av et stort overskudd av kalium med silisium eller germanium i inert atmosfære ved 6-700 °C i flere dager fås KSi og KGe. Dette er også reaktive substanser. Silicidet reagerer eksplosivt med vann og fortynnede syrer. Germanidet dekomponerer også raskt i vann, men antennes sjelden. Det dekomponerer i luft til kaliumhydroksyd og et brunt polymert germanium-monohydrid. Ved oppvarming i vakuum fås kalium og KSi₈ ved 360 °C av silicidet og av germanidet fås kalium og KGe₄ ved 400-420 °C. Det er også kjent stannider, K₂Sn, KSn₂ og KSn₄ og tilsvarende plumbider, K₂Pb, KPb₂ og KPb₄. Disse har typisk intermetalliske egenskaper, men de er også reaktive og hydrolyserer raskt i vann.

Med nitrogen som har vært utsatt for en stille elektrisk utladning (og dermed delvis er atomisert) danner kalium små mengder binære forbindelser som ved lave temperaturer vanligvis er det fargeløse azidet, KN₃, og ved høyere gjerne det grønnsvarte nitridet, K₃N. Nitridet dekomponerer lett ved oppvarming og hydrolyserer i vann til hydroksyd og ammoniakk. Azidet er stabilt i vann og løses som et salt, men dekomponerer lett til nitrid eller til metallet og nitrogen når det oppvarmes i luft. Det er ikke eksplosivt slik som tungmetallazidene, unntatt ved svært rask oppheting. Kalium er løselig i flytende ammoniakk og reagerer bare sakte, unntatt hvis salter av overgangsmetaller er til stede, men ved høy temperatur dannes amidet, KNH₂, et hvitt, krystallinsk stoff som smelter uten å dekomponere. Det er løselig i flytende ammoniakk og er der en sterk base.

Et fosfin, KPH₂ og et arsin, KAsH₂, kan lages ved å boble PH₃, respektive AsH₃, gjennom løsninger av etylkalium eller andre alkylkalier i eter. De er mindre stabile enn amidet. Ved å smelte kalium med de ekvivalente mengdene av fosfor, arsen, antimon og vismut under argonatmosfære fås de sprø, metallglinsende forbindelsene K₂P₅, som er rødbrunt, samt det grønnlige K₃As og de gulgrønne K₃Sb, som er en halvleder, og K₃Bi. De har intermetallisk utseende og egenskaper, men ioniske strukturer har blitt påvist, og forbindelsene hydrolyserer lett i vann. Mer typisk intermetalliske er K₅Sb₄, KSb og KSb₂ og KBi₂.

Når kalium brenner i luft dannes det såkalte superoksydet, KO₂. Tendensen til at oksygen danner kovalente bindinger med seg selv er typisk for alkalimetalloksydene, særlig de tyngre. Superoksydet er gult og har paramagnetiske egenskaper. Det kan omdannes til det hvite peroksydet K₂O₂ ved oppvarming til 400 °C i vakuum. Det normale, fargeløse oksydet K₂O er faktisk vanskelig å lage, men kan fås ved å redusere kaliumnitrat med kaliumazid. Det er et godt reduksjonsmiddel, og tar opp oksygen fra luft. Et enda høyere oksyd, osonidet, KO₃, kan fås ved å lede oson over fast, vannfritt kaliumhydroksyd. Det eksisterer også et rødt, såkalt seskvioksyd som har blitt utlagt som K₂O₃, men det er egentlig et peroksyd-disuperoksyd med formelen K₂O₂.2KO₂ eller K₄O₂(O₂)₂. Alle oksydene har en tendens til å hydrolysere til hydroksyd og oksygen ved kontakt med vann, men det kan dannes et dihydrat av peroksydet ved å tilsette den ekvivalente mengden av vann til finfordelt peroksyd i flytende ammoniakk. En del ganske ustabile addisjonsforbindelser ganske tilsvarende hydrogenfluorider kan dannes med kaliumperoksyd og hydrogenperoksyd, f.eks. KHO₂.H₂O₂ og K₂H₂(O₂)₂.H₂O₂.

Når kalium slippes i vann, reagerer det med vannet etter likningen 2 K + 2 H₂O = 2 K⁺ + 2 OH^- + H₂. Metallet smelter av reaksjonsvarmen og siden det er lettere enn vannet flyter det oppå og skjener fram og tilbake over overflaten mens det frigjorte hydrogenet brenner med en flott fiolett flamme. Fargen på flammen skyldes kaliumatomer som holder seg nøytrale i den reduserende hydrogenatmosfæren. Hydroksydet som dannes er en av de aller sterkeste baser og reagerer f.eks. med glass og med sink- og blyoksyd til silikater, sinkater og plumbater.

Kalium danner en rekke salter med oksokationer av overgangsmetallene. Lett vannløselig er f.eks. det gule kromatet, K₂CrO₄ og det fargeløse silikowolframatet, K₄SiW₁₂O₄₀.18H₂O. Løselig er også f.eks. det purpurfargede permanganatet, KMnO₄, det hvite perrhenatet, KReO₄ og det gule hydroksoplatinatet(IV), K₂Pt(OH)₆. Tungt løselig er f.eks. det fargeløse metavanadatet, KVO₃, det brunrøde peroksykromatet, K₂CrO₈, det hvite trimolybdatet, K₂Mo₃O₁₀.3H₂O, det gule nitrittokoboltatet(III), K₃Co(NO₂)₆ og det fiolette osmatet(VI), K₂OsO₄.2H₂O. Helt uløselig er det oransjegule uranatet, K₂UO₄ og det monohydratiserte gule nitrittokoboltatet(III), K₃Co(NO₂)6.H₂O.

Kalium reagerer med svovel under oppvarming til det gulbrune monosulfidet, K₂S. Ved tilførsel av de ekvivalente mengdene av svovel og oppvarming uten lufttilgang fås polysulfidene: det rødgule K₂S₂, det brungule K₂S₃, det rødbrune K₂S₄ og det oransje K₂S₅, som er det mest stabile. I motsetning til de høyere oksydene som er dannet med ioniserte oksygen(- eller oson-)molekyler er disse kjedeforbindelser med enkeltbindinger mellom svovelatomene. De spaltes lett av fuktighet og karbondioksyd i luft. Kaliumhydrogensulfid, KSH, kan dannes ved å boble H₂S gjennom kalilut og er en hygroskopisk, illeluktende forbindelse. Alle kaliumsulfider hydrolyseres i vann i høy grad og er derfor sterkt basiske, men mange hydrater er kjent og kan utkrystalliseres fra alkohol-vannløsninger.

Kalium danner også en rekke salter med tiokationer av overgangsmetallene, f.eks. det blågrå tioplatinatet K₂Pt₄S₆, som er uløselig i vann.

Kalium reagerer også med selen og tellur under dannelsen av det hvite selenidet, K₂Se, og det fargeløse telluridet, K₂Te. Også diselenider og ditellurider og mer langkjedete varianter tilsvarende polysulfidene kan dannes. Både selenidene og telluridene er løselige i vann og kan krystalliseres fra løsning, men de har en tendens til å hydrolysere og danne de sterkt reduserende H₂Se og H₂Te. Derfor kan de også selv brukes som reduksjonsmidler. Halvlederegenskaper kan registreres, særlig hos telluridene. Selenidet har en tendens til å bli rødfarget hvis det står i luft.

Kalium tar fyr ved romtemperatur i en atmosfære av fluor eller klor og reagerer også med brom- eller joddamp ved oppvarming. Halogenidene, KF, KCl, KBr og KI, er alle fargeløse, kubisk krystallerende stoffer med en høy grad av vannløselighet, kloridet tyngst, jodidet lettest, fluoridet et sted mellom bromidet og jodidet. Løseligheten er også god i en rekke andre polare løsningsmidler, f.eks. etylendiamin, flytende svoveldioksyd og ammoniakk, og en god del organiske løsningsmidler, som aceton og metanol, som regel med jodidet som det lettest løselige.

En rekke solvater, tilsvarende hydratene fra vannløsningene kan krystalliseres ut av løsning, f.eks. fluorosulfinatet, KSO₂F eller KF.SO₂, som sakte felles fra en løsning av kaliumfluorid i flytende svoveldioksyd. Et interessant fenomen er polyhalogenidene. Jod er løselig i en vannløsning av kaliumjodid fordi det danner seg hydratiserte polyjodider, KI₃, KI₅, KI₇ o.s.v. disse dannes ved at jodidionet tiltrekker seg jodmolekyler og danner tri-, penta- o.s.v.-jodidioner med struktur som likner polysulfidenes. Også andre polyhalogenider som KICl₄ kan dannes på liknende måte. Som de andre alkalimetallenes halogenider danner også kaliumhalogenidene lett dobbeltsalter med andre alkalihalogenider eller jordalkalihalogenider, f.eks. som i mineralet carnallitt, KMgCl₃.6H₂O.

Alle kaliumhalogenidene samt halogenidene av litium, natrium og rubidium og fluoridet av cesium krystalliserer i den samme flatesentrerte kubiske strukturen, og er lett blandbare som faste løsninger i hverandre. De kan også danne komplekser med mange andre halogenider, f.eks. heksafluoroaluminat, K₃AlF₆, heksafluorosilikat, K₂SiF₆, heksakloroplatinat, K₂PtCl₆, -stannat, K₂SnCl₆ o.s.v. Ved å nøytralisere en kalilutløsning med flussyre fås kaliumhydrogenfluorid, KHF₂, som også må betraktes som en kompleksforbindelse. Med enda mer HF fås varianter som KH₂F₃ og oppover. Andre fluoridkomplekser er heksafluorojodat, KIF₆, heksafluorofosfat(V), KPF₆, heksafluorogermanat, K₂GeF₆, fluoborat, KBF₄ og heptafluoroniobat, K₂NbF₇. Smeltede kalium- og andre alkalihalogenider er selv gode og interessante løsningsmidler bl.a. for studier av ioneoppførsel ved høyere temperaturer.

Kaliumhalogenider kan danner en rekke komplekser med halogenider av overgangsmetallene. Lett vannløselig er f.eks. det brune bromoplatinatet(II), K₂PtBr₄, det fiolette bromoauratet(III), KAuBr₄.2H₂O og det gule jodomerkuratet(II), K₂HgI₄. Løselig er også f.eks. det fargeløse fluorothoriatet, K₂ThF₆.4H₂O, det fargeløse fluorozirkonatet, K₂ZrF₆, det fargeløse pentafluorooksoniobatet, K₂NbOF₅.H₂O, det rosa pentakloroakvoruthenatet(III), K₂[Ru(H₂O)Cl₅ og det gule kloroauratet(III), KAuCl₄.2H₂O. Tungt løselig er f.eks. det fargeløse fluorotitanatet, K₂TiF₆.H₂O, det fargeløse fluorotantalatet, K₂TaF₇, det røde kloropalladinatet(IV), K₂PdCl₆ og det rødbrune vannfrie bromoauratet(III), KAuBr₄. Helt uløselig er det det grønne jodoiridatet(III), KIrI₄.

Forskjellige borater, f.eks. metaborat, KBO₂, ortoborat, K₃BO₃, tetraborat, K₂B₄O₇ og pentaborat KB₅O₈ kan dannes ved å smelte sammen pottaske og borsyre eller boroksyd i forskjellige mengdeforhold. De er alle fargeløse krystallinske substanser med relativt høyt smeltepunkt og iallfall for de mer borfattiges vedkommende lettløselige i vann. Bortsett fra metaboratet krystalliserer de alle hydratiserte fra vannløsning. De borrikere boratene danner ofte glass når de avkjøles fra smelte. Kaliumperborat, KBO₃, løses lettere i vann enn det tilsvarende natriumsaltet og er stabilere enn perkarbonatet.

Ved reaksjon med borhydrider kan det dannes hypoborater som K₂O₂B₂H₄. Ikke bare oksoborater men også flere fluoro- og hydridoborater som KBF₄ og KBH₄ er velkjente og mye brukte reagenser.

Når kaliummetall står i luft omdannes det sakte til kaliumkarbonat eller pottaske, K₂CO₃, og bikarbonat, KHCO₃. Bikarbonatet dekomponerer til karbonat og vann og karbondioksyd ved 100-200 °C. Begge er lett løselig i vann, men karbonatet atskillig lettere enn bikarbonatet. Det er kjent en rekke blandingskarbonater og bikarbonat-karbonater som kan krystalliseres ut av løsningsblandinger. Det finnes også peroksykarbonater, K₂CO₄, KHCO₄ og K₂C₂O₆ som er gode oksydasjonsmidler og tåler opptil 2-300 °C før de dekomponerer.

Tiokarbonatet K₂CS₃ kan dannes av kaliumsulfid og karbondisulfid og er en knallgul substans som gir en rødlig løsning i vann. Hvis K₂S₂ er utgangspunktet i stedet for K₂S fås pertiokarbonat, K₂CS₄. Det er ikke så oksyderende som peroksykarbonatet, men reagerer med svoveldioksyd til tiosulfat.

Kalium og kaliumhydroksyd reagerer med alle organiske syrer under dannelse av salter. Generelt har mange av kaliumsaltene lavere smeltepunkt og vannløselighet enn de tilsvarende natriumsaltene.

Alkalisaltene av fettsyrer kalles såper og løsningene av dem i vann oppfører seg annerledes enn normale elektrolytter når konsentrasjonen kommer over en viss grenseverdi, da det dannes miceller, kolloide partikler hvor de polare syregruppene på syrerestene vender ut mot vannet og de upolare hydrokarbonkjedene vender innover og danner et miljø hvor stoffer som ikke er løselige i vann kan løses.

Kaliumsaltene av fettsyrer danner spesielt lett sure salter, som krystalliserer med et molekyl av saltet og et molekyl syre, f.eks. det sure palmitatet, C₁₅H₃₁COOK.C₁₅H₃₁COOH. I slike forbindelser ligger de polare delene av molekylet orientert mot hverandre i krystallene.

Kalium danner også saltaktige alkoholater, som metoksykalium, CH₃OK. Reaksjonen mellom metallet og alkoholen går spontant ved romtemperatur for de letteste alkoholene, men tyngre for de lengre.

Kalium angriper glass eller kvarts ved oppvarming under dannelse av silikater. Forskjellige silikater kan dannes ved å smelte sammen kaliumhydroksyd eller karbonat og kvarts i forskjellige mengdeforhold. Resultatet er glassaktige produkter som må stå i lengre tid ved høy temperatur for at det skal dannes krystaller. Vannløsningene er sterkt

alkaliske og har karakter av kolloidale suspensjoner. De blir vanligvis tåkete p.g.a. hydrolyse, da det dannes finfordelte SiO₂-partikler i kolloid. Silikationene i løsning er alltid SiO₄^4- eller forskjellige polymerer av denne. Fra vannløsningene kan det inndampes en rekke forskjellige hydrater som alle er markert lettere løselig enn de vannfrie silikatene. I motsetning til de rene silikatene er de komplekse aluminosilikatene meget tungt løselige i vann, og forekommer i naturen som mineraler, slik som noen av de som er nevnt under geologi, og som er noen av hovedbestanddelene i jordskorpen.

Fluorosilikatet, K₂SiF₆, er et fargeløst krystallinsk stoff som er tungt løselig i vann. Germanatene, f.eks. K₂GeO₃, K₂Ge₂O₅, K₂Ge₄O₉ og K₂Ge₈O₁₇, fås ved å løse germaniumdioksyd i kalilut. De er hvite og vannløselige. Det dannes ikke vannfrie stannater og plumbater, men fargeløse hydroksykomplekser, K2Sn(OH)₆ og K₂Pb(OH)₆. Tiostannatet, K₂SnS₃.3H₂O, er mørkebrunt og vannløselig. En mengde halogenidkomplekser dannes også med tinn og bly. Noen med germanium også.

Salpeter eller kaliumnitrat, KNO₃, kan dannes ved å løse kalium eller kaliumhydroksyd i salpetersyre og kaliumnitritt, KNO₂, ved å oppvarme kaliumhydroksyd i nitrogenmonoksyd. Ved å smelte nitratet med kaliummonoksyd fås et ortonitrat, K₃NO₄. Et ortonitritt, K₃NO₃, kan fås på samme måte med nitritt. Andre nitroksysalter er hyponitrat, K₂N₂O₃, nitroksylat, K₂NO₂, hyponitritt, K₂N₂O₂ og en forbindelse KNO, som kan kalles kaliumnitrosyl. De fleste er hvite, krystallinske stoffer. Nitroksylatet er et gult, reaktivt stoff som dekomponerer spontant i luft. Nitrittet er betydelig stabilere enn det tilsvarende natriumsaltet, men disproporsjonerer ved oppvarming til nitrat, oksyd og nitrogen.

Ortofosfatene, KH₂PO₄, K₂HPO₄ og K₃PO₄ kan fås ved å varme kaliumkarbonat med fosforsyre. De er alle fargeløse og lett løselige i vann, og bortsett fra det første lettere enn de tilsvarende natriumsaltene. Det midterste er lett løselig i alkohol, noe som ikke er tilfelle verken med de to andre eller med natriumfosfatene. KH₂PO₄ danner ferroelektriske krystaller med et curiepunkt på -151 °C, hvor den dielektriske konstanten stiger til helt vanvittige verdier. Krystallene har også piezoelektriske egenskaper. Når mono- eller dihydrogenfosfatene (KH₂PO₄/K₂HPO₄) oppvarmes fås kondenserte fosfater som pyrofosfat, K₄P2O₇, tripolyfosfat, K₅P₃O₁₀ og metafosfat, (KPO₃)_x, hvor x kan være 3-4 eller større. Alle er fargeløse og vannløselige.

Særlig pyrofosfatet er lettløselig. Lavere fosforoksysalter er fosfittene, KH₂PO₃ og K₂HPO₃, hvite, vannløselige, sterke reduksjonsmidler som dekomponerer ved ca. 250 °C til fosfat og fosfin og betraktes som giftige, i motsetning til fosfatene. Hypofosfatene, KH₃P₂O₆, K₂H₂P₂O₆, K₃HP₂O₆ og K₄P₂O₆ er alle fargeløse og lettløselige i motsetning til de tungtløselige natriumsaltene. Hypofosfitt, KH₂PO₂ er hvitt, meget lettløselig i vann og et meget sterkt reduksjonsmiddel, som bl.a. reduserer hydroksydioner. Bråkjøling av smeltede kaliumfosfater resulterer i fosfatglass hvis ikke sammensetningen er nær metafosfat, ettersom dette krystalliserer raskt også ved bråkjøling. Flere substituerte fosfater som tiofosfatene, K₃PO₃S, K₃PO₂S₂, K₃POS₃ og K₃PS₄ og fluorofosfater, f.eks. K₂PO₃F og KPF₆ kan dannes ved å reagere fosforsulfider med KOH eller KSH eller ved reaksjon med fosfat og fluor eller flussyre. Tiofosfatene er ustabile i vann og hydrolyserer til fosfat og hydrogensulfid. Det er også mulig å lage mange komplekser og dobbeltsalter med fosfater og hypofosfater.

Arsenatene, KH₂AsO₄, K₂HAsO₄, K₃AsO₄ og arsenittene, KAsO₂, KH(AsO₂)₂ og K₃AsO₃ er alle fargeløse eller hvite og løselige i vann. Et antimonat, 2KSb(OH)₆.H₂O er også hvitt og løselig i vann, om enn ikke særlig lett. Tioarsenatet, K₃AsS₄, og -arsenittet, K₃AsS₃, er hvite og vannløselige. Tioantimonatet, 4K₃SbS₄.9H₂O, er gult og meget lett vannløselig (400g/100ml vann ved 100 °C).

Kaliumsulfat, K₂SO₄ og bisulfat, KHSO₄, kan fås ved hel eller delvis nøytralisasjon av KOH med svovelsyre. Begge er fargeløse og vannløselige, bisulfatet omtrent tre ganger så mye som sulfatet. Bisulfatet er sterkt surt i vannløsning. Begge har en sterk tendens til å danne dobbeltsulfater og komplekser med andre sulfater. Særlig viktige er alunene, med det vanlige alunet, KAl(SO₄)₂.12H₂O som typisk eksempel. Aluminium kan her erstattes av andre treverdige metaller som krom, jern, scandium, gallium etc. Disse har lave smeltepunkter og krystalliserer i store, regulære kubiske krystaller som for alle alunene er isomorfe slik at alle aluner er blandbare med hverandre. Kaliumalunene er tyngre løselige enn natriumalunene, men lettere enn de til rubidium og cesium, motsatt hva som vanligvis er tilfelle. Schönittene er en annen klasse dobbeltsulfater med prototype K₂Mg(SO₄)₂.6H₂O. De krystalliserer alle i isomorfe monokline krystaller med samme fullstendige blandbarhet. Magnesium kan erstattes med en rekke toverdige kationer som Ni, Fe, Cu, Mn, Zn, Cd etc., foruten at også kalium kan erstattes. Også de enkle sulfatene krystalliserer gjerne hydratisert fra vannløsning. Dessuten kan de krystalliseres solvatisert fra andre løsningsmidler også, f.eks. svovelsyre. Slike svovelsyresolvater, som f.eks. 3K₂SO₄.H₂SO₄, 4K₂SO₄.3H₂SO₄, K₂SO₄.3H₂SO₄ etc. kan gjerne klassifiseres som dobbeltsulfater, og har egenskaper til felles med dem.

Sulfittene, K₂SO₃ og KHSO₃, har mye til felles med karbonatene og danner mange forbindelser og hydrater som er isomorfe med deres. Et pyrosulfitt, K₂S₂O₅.H₂O, forekommer alltid hydratisert, og er egentlig bisulfitt. Sulfittene er hvite til gullige, og lett løselige i vann. De er gode reduksjonsmidler. Andre sulfoksysalter er di-, tri-, tetra- penta- og heksationatene, K₂S₂O₆, K₂S₃O₆, K₂S₄O₆, K₂S₅O₆ og K₂S₆O₆. De er alle sterke reduksjonsmidler. Endelig finnes det et pyrosulfat eller disulfat, K₂S₂O₇, et peroksydisulfat, K₂S₂O₈, et sterkt oksydasjonsmiddel som dekomponerer i fuktig luft, men tåler tørr, og et tiosulfat, K₂S₂O₃, hvor ett oksygenatom i sulfatet er byttet ut med svovel. Alle disse forbindelsene er hvite eller fargeløse og løses mer eller mindre lett i vann.

Selenater og tellurater dannes ved nøytralisering av de respektive syrene og resulterer i KHSeO₄, K₂SeO₄, KHTeO₄, K₂TeO₄ (metatellurat) og også K₂H₄TeO₆ (ortotellurat). Selenatene er stabile, hvite og løses lett i vann. Av telluratene dekomponerer metatelluratene i vann, mens ortotelluratet er tungt løselig. Særlig telluratene har oksyderende egenskaper. Selenitter og telluritter, KHSeO₃, K₂SeO₃, KHTeO₃ og K₂TeO₃, dannes ved å føre dioksydene ned i kalilutløsninger. Løsningene har en tendens til å hydrolysere under dannelse av dioksydene. Biselenittet og -tellurittet er tungt løselige i vann mens de andre løses lett. Et blekgult klorotellurat(IV), K₂TeCl₆, kan dannes, men dekomponerer i vann.

Når halogener bringes i kontakt med en nedkjølt KOH-løsning dannes hypohalogenitter, KClO, KBrO og KIO. De er ustabile stoffer. Hypoklorittet eksisterer bare i vannløsning. Hypobromittet kan krystalliseres ut som trihydrat, men disproporsjonerer til bromid og bromat ved temperaturer over -20 °C. Hypojodittet disproporsjonerer enda lettere, og hydrolyserer dessuten lett tilbake til jod og hydroksyd.

Kaliumkloritt, KClO₂, kan dannes ved å sende klordioksyd gjennom en KOH-løsning. Det er et sterkt oksydasjonsmiddel.

Når halogen tilføres en varm KOH-løsning dannes en blanding av halogenatene, KClO₃, KBrO₃ og KIO₃, og halogenidene ved den raske disproporsjoneringen av hypohalogenittene, som først dannes. Halogenatene er sterke oksydasjonsmidler som kan oksydere ammoniakk til nitrat, men er stabile nok til å smelte i luft uten å dekomponere. Oppvarming av alle halogenatene kan føre til eksplosiv avgang av oksygen.

Kaliumperklorat, KClO₄, kan dannes ved disproporsjonering av klorat eller ved anodisk oksydasjon av en kald kloridløsning med høy spenning og strømstyrke. Kaliumperjodat, KIO4, dannes når klor bobles gjennom en kokende løsning av jod og kaliumhydroksyd. Perbromatet, KBrO4, er mye vanskeligere å lage, og det kreves anodisk oksydasjon eller behandling med slike storslegger som xenondifluorid eller fluor i alkalisk løsning. Perhalogenatene er alle kraftige oksydasjonsmidler som ved oppvarming dekomponerer før det skjer noen smelting. Perkloratet er ikke like ømfintlig for gnidning og støt som kloratet.

Alle disse halogenforbindelsene er fargeløse og løselige i vann, men halogenatene og særlig perhalogenatene er tungt løselige i kaldt vann, bedre i varmt.

Ved oppvarming løses hydrogen i kalium omtrent som i et overgangsmetall, til et metningspunkt er nådd, og en ionisk, krystallinsk substans, hydridet KH, felles. Det er løselig i ikke-oksyderende saltsmelter som kaliumklorid eller hydroksyd. Reaksjonene er ganske like kaliummetallets egne. Det reagerer med molekyler på mange måter som en intermetallisk eller organometallisk forbindelse ved at hydrogenet forbinder seg med et beleilig hydrogen på molekylet og unnslipper som gass mens metallet forbindes med molekylresten. Det reduserer også mange halogenider til metall eller tilsvarende hydrider. Det danner oksyd og sulfid med oksygen og svovel. Med karbondioksyd dannes formiat (HCOOK) ved moderat temperatur og karbonat pluss hydrogen ved høyere. Boro- og aluminohydrider, KBH₄ og KAlH₄ kan dannes på samme måte som med natrium og litium, men har ikke samme betydning. Alle tre er hvite substanser som krystalliserer flatesentrert kubisk og dekomponerer rundt 200 °C, før de smelter.

Kalium har en rikdom av organometalliske forbindelser, hvor metall-karbonbindingen har en sterkt (sies å være av 52%) ionisk karakter. De er svært reaktive og oksyderer eller hydrolyserer raskt. De antennes spontant i luft eller vann for det meste og kan sies å være mer reaktive enn både metallet og hydridet i luft og vann. De kan inndeles i to typer: de fargeløse, enkle alkyl- eller arylmetallene, f.eks. butylkalium, C4H9K eller fenylkalium, C₆H₅K, som er sterkt polare og uløselige i organiske løsningsmidler, og de fargede organokaliumforbindelsene hvor metallet er bundet direkte til aromatiske ringer eller et system av multiple bindinger. Forholdsvis stabile forbindelser kan dannes der et hydrogen er bundet litt svakt (d.v.s. er litt surt) slik som i acetylen eller cyklopentadien. Kalium kan ogs† spalte en eter, f.eks. (CH₃)₂O, i CH₃OK og CH₃K, eller adderes til en dobbeltbinding, f.eks. i (C₆H₅)₂C:C(C₆H₅)₂, slik at resultatet blir (C₆H₅)₂CKCK(C₆H₅)₂. Visse "aktive" etere, som dimetyleter, kan få kalium til å danne sterkt fargede forbindelser med polyaromatiske hydrokarboner som naftalen, fenantren, antracen etc., hvor en C-H-posisjon opptar et elektron fra metallet og danner en ioneaktig binding mens en nabo-C-H får et elektronunderskudd. Disse forbindelsene er paramagnetiske og har metallisk ledningsevne. Ved å tilsette karbondioksyd kan man få satt inn karboksylgrupper i angrepspunktene, slik at det dannes normale kaliumsalter av organiske syrer. Det finnes mange blandede organometalliske forbindelser også, f.eks. får en løsning av etylkalium i etylsink metallisk ledningsevne p.g.a. dannelsen av kalium-sinketyl, KZn(C₂H₅)₃.

Analyse:

Som de andre alkalimetallene har kalium gode spektrallinjer for atomspektroskopi. Flammeprøver gir en karakteristisk rødfiolett farge. Den drukner lett i det gule natriumlyset hvis prøven inneholder også ganske små mengder natrium, men blått koboltglass filtrerer bort det gule lyset effektivt. De to sterke linjene i det nære infrarøde ved 7665 og 7699 Å er best egnet for spektroskopi. Kalium egner seg også til nøytronaktiveringsanalyse. Når K 41 opptar et nøytron går den over til K 42, som med en halveringstid på 12.36 timer er lett å håndtere og har en klar og karakteristisk gammalinje på 1525 keV.

Gravimetri og fellingstitrering er vanskelig for kalium på grunn av den høye vannløseligheten av forbindelsene. Men det finnes noen tungtløselige forbindelser, som heksakloroplatinat, K₂PtCl₆ og kaliumtetrafenylbor, KB(C₆H₅)₄. Men det førstnevnte feller også Na, Rb og Cs, mens det siste feller Rb og Cs. Separasjon av de enkelte alkalimetallene fra en blanding er ikke lett, men felling med heksanitrokoboltat kan benyttes, da de tyngre alkalimetallene danner betydelig tyngre løselige forbindelser med dette enn de lettere. Det samme gjelder perklorat. Ionebytting er også en mulighet for separasjon.

Fremstilling:

Kalium fremstilles ikke industrielt ved elektrolyse av saltsmelte slik som natrium, fordi metallet er så løselig i saltet at det ikke flyter opp og lett kan skilles fra. Dessuten er kaliumdamp eksplosjonsfarlig p.g.a. elektrolytisk dannelse av superoksyd. I stedet reduseres smeltet kaliumklorid med natrium ved høy temperatur. I et lukket kar av rustfritt stål varmes saltet til ønsket temperatur, ca. 850 °C. Natrium tilføres fra bunnen og selv om kalium er mer elektropositivt enn natrium, går reaksjonen fordi kalium damper vekk fra toppen og fortettes i en kjøleanordning. Luft og fuktighet må selvsagt utelukkes fra arrangementet.

Slik apparatur er rimeligvis vanskelig å anskaffe for amatører, men en kaliumforbindelse kan de fleste lett skaffe seg. En vinterdag tømmer du askeskuffen i kaminen din i en kjele (best resultat fås hvis det er bjerkeved du har fyrt med), tilsetter rent (fortrinnsvis destillert) vann og koker i ca. et kvarter (ikke bruk aluminiumskjele, siden den reagerer med det alkaliske innholdet, fortrinnsvis en kjele med teflonbelegg eller av keramisk materiale). Så filtrerer du bort askerestene og koker videre til vannet er borte og du har et hvitt, krystallinsk stoff som er relativt rent kaliumkarbonat. Vil du ha klorid eller hydroksyd og prøve elektrolyse, f.eks. etter Davys metode som er beskrevet lengre oppe (du behøver ikke bruke platina), tilsetter du kalsiumklorid (veisalt) eller -hydroksyd (lesket kalk) til løsningen og filtrerer bort bunnfallet som danner seg før du koker inn.

Demonstrasjonsforsøk:

Her er det jo Davys klassiske forsøk som er det mest aktuelle. Demp lyset og skjær av et lite (ertestort) stykke kalium. Det kan gjerne tas opp av parafinen før du skjærer. Bruk helst hansker. Kalium kan håndteres med fingrene hvis de er helt tørre, men det skal ikke mye fuktighet til før det kan oppstå skader. Det lille stykket flyter og freser på vannet, hydrogenet tar fyr og du ser en vakker, rødfiolett flamme. Reaksjonen kan bli voldsom, særlig hvis det er litt størrelse på kaliumstykket, og alle som ser på bør ha beskyttelsesbriller. For å vise hydrogenutviklingen kan kaliumbiten lukkes inne i et metallnett (f.eks. tesil) og senkes ned i vannet. Vis med lakmus- eller pH-papir at vannet har blitt basisk etter reaksjonen. Ekstra effektfullt er det å vise kalium og natrium samtidig og se forskjellen.

Hvis et lite stykke kalium legges på veken til en spritbrenner og det dryppes en vanndråpe på fra en glasstav, vil veken ta fyr av reaksjonsvarmen. Dette vil vanligvis ikke gå med natrium.

Det kan også være interessant å vise elektrolyseforsøk tilsvarende de som Davy gjorde. Det må brukes en ganske sterk likestrøm for at karbonatet skal smelte av strømgjennomgangen.

Det er ikke umulig for amatører å studere de interessante ammoniakkløsningene av alkalimetallene, hvis adekvat kuldeapparatur er tilgjengelig. Kokepunktet til ammoniakk er -33 °C. I en desiliter ammoniakk løses bare ca. 320 mg kalium, d.v.s. litt over en kvart kubikkcentimeter. Se hvordan metallet løser seg til først en dypblå, så en bronserød løsning og demonstrer de elektriske egenskapene, som beskrevet over.

Det kan også være nyttig å vise fram forskjellige kaliumforbindelser som er i vanlig husholdningsbruk og fortelle eller demonstrere hva som kan gjøres med dem. For eksempler, se under "utnyttelse." Vis også flammeprøve på kalium med kalisalter og forskjellige mineraler. Bruk gjerne prøver som inneholder natrium og skjerm den gule Na-flammen med koboltglass.

Noen viktige forbindelser:

Kaliumhydroksyd, også kalt kaustisk kali eller etskali. Hvite, sterkt hygroskopiske krystaller. Tetthet 2,044 g/cm². Sm.p. 360,4 °C. Kok.p. 1322 °C. Dampen består for det meste av dobbeltmolekyler, (KOH)₂. 107 gram kan løses i 100 ml vann ved 0 °C og 178 ved 100 °C. Det løses lett også i alkohol og glyserol, men ikke i eter og ammoniakk. Det utvikler sterk varme når det løses i vann. Vannløsningen kalles kalilut og i høy konsentrasjon virker den sterkt etsende på organiske stoffer som tekstiler, hud m.m. Også glass og porselen angripes ved henstand.

Kaliumkarbonat eller pottaske. Hvite, sterkt hygroskopiske, monokline krystaller som løper sammen i fuktig luft. Tetthet 2,428 g/cm². Sm.p. 891 °C. Dekomponerer ved videre oppvarming. Lett løselig i vann, 112 g/100 ml vann ved 20 °C, 156 ved 100. Uløselig i alkohol og aceton. Krystalliserer hydratisert fra vann, gjerne med to molekyler krystallvann, som avgis ved 130 °C.

Kaliumnitrat, kalisalpeter eller bare salpeter. Fargeløse rombiske krystaller, trigonale over 129 °C. Tetthet 2,109 g/cm². Sm.p. 334 °C. Dekomponerer over 400 °C. Løses meget lett i varmt vann, ikke så lett i kaldt: 13,3 g/100 ml vann ved 0 °C, 247 g ved 100. Løselig i flytende ammoniakk og glyserol. Uløselig i eter og fortynnet alkohol. Danner ikke hydrater. Dekomponerer til nitritt og oksygen ved gammabestråling.

Kaliumaluminiumsulfat dodekahydrat, kaliumaluminiumalun eller bare alun. Store, fargeløse, regelmessige, kubiske krystaller. Tetthet 1,757 g/cm². Sm.p. 92,5 °C, men avspalter 9 vann ved 64,5 °C, resten ved 200 °C. Løselig i vann, 11,4 g/100 ml vann ved 0 °C. Meget lettløselig i varmt vann. Løselig i fortynnede syrer. Uløselig i alkohol og aceton.

Kaliumklorat. Fargeløse monokline krystaller. Tetthet 2,32 g/cm². Sm.p. 356 °C. Dekomponerer ved 400 °C. Løselig i vann, men lett bare i kokende, 7,1 g/100 ml vann ved 20 °C, 57 g ved 100. 14,1 g løses i 100 ml 50 % alkohol ved 100 °C. Løselig i alkalier. Tungt løselig i glyserol og flytende ammoniakk. Uløselig i aceton. Et sterkt oksydasjonsmiddel som reagerer eksplosivt hvis det gnis eller varmes med moderate reduksjonsmidler som svovel, fosfor, trekull eller visse organiske stoffer. Ved moderat oppvarming disproporsjonerer det til klorid og perklorat. Ved høyere dekomponerer det til klorid og oksygen.

Kaliumcyanid, fargeløse, kubiske hvite krystaller. Tetthet 1,52 g/cm². Sm.p. 634,5 °C. Lett løselig i vann, tungt i alkalier og alkohol. Løselig også i glyserol og flytende ammoniakk. Oksyderes i luft over 370 °C til nitrat. Meget hygroskopisk og flyter sammen til grøt hvis det utsettes for fuktig luft. Hydrolyseres også av vann til hydroksyd og blåsyre som damper bort, KCN som lagres i fuktig luft lenge omdannes derfor til hydroksyd og etterhvert karbonat. En meget sterk nervegift. Dødelig dose for en voksen person regnes for å være 150 mg.

Kaliumheksacyanoferrat(II) trihydrat eller gult blodlutsalt. Vakre, lysegule, monokline krystaller. Tetthet 1,85 g/cm². Avgir vannet ved 70 °C, dekomponerer ved videre oppvarming. Løses lett i vann, 27,8 g/100 ml vann ved 12 °C, 90,6 ved 96,3 °C. Løses også i aceton. Uløselig i alkohol, eter og ammoniakk. Meget lettløselig i varmt vann. Løselig i fortynnede syrer. Uløselig i alkohol og aceton. Ble tidligere fremstilt ved å gløde størknet blod og vaske (lute) ut saltet av restene. Det røde blodlutsaltet (heksacyanoferrat(III)), fremstilles ved å lede klor gjennom en løsning av det gule, det er mørkerødt, har samme krystallform og forøvrig tilsvarende egenskaper, bortsett fra de redoksmessige.

Kaliumklorid. Naturlig sylvin. Fargeløse, kubiske krystaller. Tetthet 1,984 g/cm². Sm.p. 772 °C. Kok.p. 1407 °C. Lettløselig i vann, 34,7 g/100 ml vann ved 20 °C, 56,7 ved 100. Løselig i eter, glyserol, alkalier. Tungt løselig i alkohol. Løselig i flytende ammoniakk.

Kalium-alumino-trisilikat. Naturlig kalifeltspat. Hvite, trikline, ugjennomsiktige krystaller med en karakteristisk glans i de parallelle bruddflatene. Tetthet 2,56 g/cm². Sm.p. ca. 1140 °C. Uløselig i vann i laboratorietidsskala. Ved vanlig overflatetemperatur er den trikline varianten mikroklin den mest stabile. Ved ca. 800 °C overtar den monokline, hvite til blekrøde ortoklas, og ved rundt 1000 °C den glassklare, også monokline sanidin. Høytemperaturvariantene kan også observeres ved vanlige temperaturer hvis de bråkjøles. Dette er den mest utbredte av alle kjemiske forbindelser i vårt umiddelbare miljø, d.v.s. de delene av universet som menneskene (bortsett fra astronauter) kan komme i fysisk kontakt med.

Kaliumhydrogentartrat også kalt vinstein eller cremor tartari. Fargeløse, monokline krystaller. Tetthet 1,954 g/cm². Tungt løselig i kaldt vann, 0,42 g/100 ml ved 15 °C, 7,0 ved 100 °C. Uløselig i alkohol. Løselig i mineralsyrer. Avsetter seg i gjæringskar under vinlegging, da det blir tyngre løselig ettersom det utvikles alkohol. Vinsyre og vinstein var blant de første stoffene hvor det ble oppdaget stereoisomeri, d.v.s. at molekylet har to (eller flere) varianter hvor atom-bestanddelene og bindingene mellom dem er de samme, men geometrien er forskjellig. Mange slike isomerer, f.eks. vinsteinens, dreier polarisert lys slik at isomerene kalles høyre- eller venstredreiende. Tallene over gjelder for en racemisk blanding, d.v.s. en blanding hvor dreiningen av isomerene opphever hverandre. For den høyredreiende er de litt annerledes, f.eks. er tettheten 1,984 g/cm² og løseligheten ved 15 °C 0,37 g/100 ml vann.

BIOLOGI
Kalium er uunnværlig for nesten alle planter og dyr. For plantene er kaliumopptak like viktig som natriumopptak er det for dyrene. Da de første plantene krabbet opp på landjorda ga de avkall på den utømmelige natriumkilden som saltvannet var og sto overfor den utfordringen å skulle klare seg i et miljø som var så å si rent for natriumioner. Heldigvis for dem vaskes ikke kalium ut av jordsmonnet med regnet slik som natrium, men holdes til tilbake i atskillig høyere grad, slik at et rikelig forråd vanligvis er tilgjengelig. Dermed ble kalium hovedladningsbærer for planteriket. Kalium er særlig viktig for fotosyntese- og åndingsprosessene og for nitrogenomsetningen. Det aktiviserer også en rekke enzymer. Allerede i 1840 oppdaget von Liebig at grunnstoffet var uunnværlig for planteveksten. Mangel gir symptomer som krølling av blader, gule eller brune flekker og drastisk hemmet rotvekst.

For oss dyr er kalium like uunnværlig, vesentlig fordi det er hovedkationet i den intracellulære væsken, d.v.s. den som befinner seg inne i cellene. Det er forskjellen i forholdet mellom kalium- og natriumkonsentrasjonene på hver side av cellemembranene som styrer de forskjellige elektrofysiologiske funksjonene som overføring av nerveimpulser, membranpotensialer, ionetransport gjennom membraner, regulering av det osmotiske trykket m.m. Nervene og hjertemuskulaturen har spesielt stort behov for kalium. Fordi både planter og de vesnene som lever på dem er rike på kalium er få dyr plaget av kaliummangel. Men fordi det ikke er totalkonsentrasjonene, men forholdet K/Na som er viktig, innebærer det store natriumopptaket som visse tobeinte dyr praktiserer i forbindelse med salting av maten en kilde til problemer.

Omtrent 8 % av det kaliumet man spiser opptas fra maten.

Strålene fra kalium 40 kan føre til mutasjoner i arvematerialet, og siden nesten alle organismer bruker store mengder kalium kan vi regne med at kalium er hovedmotoren ved livets utviklingshistorie på Jorda.

UTNYTTELSE
Siden det ikke kan fremstilles enkelt elektrolyttisk som natrium, er kalium dyrere, og brukes bare istedet for natrium der det har unike fordeler. Som metall brukes kalium derfor relativt lite. Lenge var den viktigste bruken faktisk som råmateriale for superoksyd til pustemasker, men etter at man lærte å produsere superoksyd av natrium også minket denne utnyttelsen. Den eneste andre betydelige utnyttelsen av kaliummetall er som kjølemedium i atomreaktorer, i legeringer med natrium som i området 40-90 % K har smeltepunkt under romtemperatur. Ved eutektikum, 23 % Na og 77 % K, smelter den ved -12,3 °C. Alkalimetallenes lange væskeintervall ved normalt trykk (7-800 grader mellom smelte- og kokepunktet) er også en fordel her. En ulempe er de korroderende egenskapene til metallene. På grunn av at det ene valenselektronet kan avspaltes av så energisvak stråling som vanlig synlig lys, har kalium også vært brukt i fotoceller.

Den radioaktive isotopen K 40 brukes til datering av bergarter (kalium-argondatering) ved å måle hvor mye argon som er produsert i steinen siden den ble krystallisert.

En lang rekke kaliumforbindelser har vært kjent og skattet siden den tidligste oldtid. Idag går 80 % av alle produserte kaliumforbindelser til plantegjødsel. Sammen med fosfor og nitrogen er kalium en av de tre hovedingrediensene i næringstilskudd for planter, og forbruket ved intensivt jordbruk er 5-6 kg kalium pr. dekar dyrket jord. Men mange av de samme forbindelsene som pløyes ned i åkre verden over brukes også industrielt.

Salpeter ble brukt i Kina rundt 900, og kanskje så tidlig som på 200-tallet. Til Europa kom det ikke før rundt 1300. Først ble det brukt som konserveringsmiddel, men skikkelig utbredelse fikk det først da kruttet ble oppfunnet. Oppskriften var en hemmelighet som bare langsomt spredte seg over verden. I varme strøk kunne man finne det i jorda på steder hvor organisk materie lå og gjæret. Her i Europa var klimaet kaldere og behovet større på grunn av alle krigene, så her brukte man å skrape det av veggene på jordkjellere som ble brukt til å lagre frukt, grønnsaker og andre matvarer, eller i staller, dueslag og andre dyrebol med jordgulv og/eller jordvegger. På grunn av behovene til militærvesenet var det faktisk forbud i noen land mot å legge fliser, murstein eller planker i kjellerne eller andre ting som hindret veksten av salpeteret.

Godt, gammelt svartkrutt består av 11,1 % svovel, 13,9 % trekull og altså 3/4 salpeter (kaliumnitrat). Ved detonasjonen frigjøres oksygenet fra salpeteren og forbrenner karbonet og svovelet til gasser, karbon- og svoveldioksyd samt nitrogenoksyder som veldig fort ekspanderer til sitt naturlige volum, ca. 1000 ganger det opprinnelige. Røykskyen som står omkring består for en stor del av kaliumsulfid, som skytteren etter å ha skutt noen ganger også har jobben med å rense ut av børseløpet. Svartkrutt ble sent på 1800-tallet avløst av røyksvakt krutt og senere enda mer moderne eksplosiver til militære og sprengningstekniske formål, men brukes fremdeles i fyrverkeri og i visse leker for barn. "Kruttlapper" inneholder imidlertid ikke krutt, men bl.a. fosfor (s.d.)

På 1700-tallet med bl.a. Poltava, Culloden og kolonikriger og arvefølgekriger og revolusjoner i fleng ble de naturlige salpeterforekomstene utilstrekkelige og man begynte å lage salpeter kunstig i såkalte salpeterplantasjer hvor store hauger av aske, avfall, jord og husdyrmøkk ble overhelt med gjødselvann for å etterligne den naturlige prosessen for salpeterdannelse. Under innflytelse av nitratbakterier ble det etterhvert dannet store mengder av hvit kalksalpeter (kalsiumnitrat) som ble løst i vann og tilsatt pottaske. Dermed feltes kalkstein (kalsiumkarbonat) ut mens det ble igjen salpeter i løsningen: Ca(NO₃)₂ + K₂CO₃ = CaCO₃ + KNO₃. Etter oppdagelsen av de store mengder natriumnitrat (chilesalpeter) i Chile ble dette den viktigste salpeterkilden ved at man tilførte en natriumnitratløsning kaliumklorid og skilte ut det tyngre natriumkloridet ved fraksjonert krystallisasjon:
NaNO₃ + KCl = NaCl + KNO₃. Slik konvertert salpeter ble gjerne kalt konversjonssalpeter.

Salpeter brukes idag mye til gjødsel. Visse vekster, spesielt tobakk, trenger store mengder kalium, men tåler ikke alt kloret som følger med kloridet, det billigste kaliummidlet. Salpeter og f.eks. sulfat brukes i stedet, og salpeteret har jo også den fordelen at det fungerer som nitrogenkilde. Andre bruk av salpeter er som tilsetning til kjøtt for å gjøre fargen friskere, til tobakk for å lette forbrenningen, i kuldeblandinger, i faste rakettdrivstoffer ("kruttraketter"), ved fargestoffsynteser, ved fremstilling av glass, keramikk og emalje m.m.

Kaliumkarbonat eller pottaske brukes til fremstilling av glass (se under silicium), emaljer, keramikk og såper, som tørkemiddel, hevemiddel i visse bakverk m.m.

Grønnsåpe er i det vesentligste kaliumsalter av fettsyrene som er dimerisert med usubstituert syre og kommer i handelen som en mer eller mindre tyktflytende masse.

Kaliumhydroksyd brukes til såpefabrikasjon, som tørkemiddel, som karbondioksydfjerner, til alkalismelter ved fargestoffremstilling, til svovelfjerning fra olje, som elektrolytt ved elektrolyse av vann og i alkaliske akkumulatorer til fremstilling av kaliumfosfater til vaskemidler og andre kaliumforbindelser.

Kaliumcyanid, eller cyankalium som det heter i gamle detektivbøker, brukes av de som har funnet seg et skadedyr de vil bekjempe og forøvrig i fotografien og til galvanisk metallbelegning.

Gult og rødt blodlutsalt eller h.h.v. Kaliumheksacyanoferrat(II) og kaliumheksacyanoferrat(III) (også kalt h.h.v. kaliumferro- og ferricyanid og h.h.v. ferro- og ferricyankalium). Det gule brukes til fremstilling av berlinerblått, til fotokopiering m.m. Det røde brukes som mildt oksydasjonsmiddel og ved fotofremkalling.

Vinstein eller kaliumhydrogentartrat er et biprodukt av vingjæring og brukes i bakepulver, som beis i fargerier, ved galvanisering m.m.

Brekkvinstein, kaliumantimonyltartrat, KOOC-CHOH-CHOH-COOSbO.3H₂O, ble før brukt som brekkmiddel for å fjerne giftstoffer fra mavesekken. Brukes nå som beis i fargerier og i medisinen til intravenøse innsprøytninger mot visse tropesykdommer.

Kaliumnatriumtartrat eller seignettesalt, KOOC-CHOH-CHOH-COONa.4H₂O, brukes til å fremstille Fehlings væske, i medisinen og i næringsmiddelindustrien.

Handelsvaren "syresalt" er kaliumhydrogenoksalat som er dimerisert med oksalsyre og har to molekyler krystallvann: HOOCCOOK.(COOH)₂.2H₂O. Brukes til å fjerne blekk- og rustflekker, som beis i tøytrykkerier, som fremkallerløsning m.m. Kaliumhydrogenoksalat finnes i naturen i planter av syrefamilien, bl.a. rabarbra.

Kaliumklorat, også kalt ugressalt, brukes i store mengder i fyrstikker, i fyrverkeri, i knallhetter samt i s.k. kloratsprengstoffer sammen med brennbare organiske stoffer. Til tross for at det er giftig og brukes i ugressmidler har det også blitt brukt i munnvann og gurglevann, p.g.a. de oksyderende egenskapene.

Kaliumperklorat, KClO₄, brukes som kloratet i sprengstoffer, som blir mindre ømfintlige for støt og gnidning enn kloratsprengstoffene.

Kaliumklorid utvinnes i store mengder fra mange steinsaltleier og er den vanligste kaliumforbindelsen å bruke i gjødsel. Feilfrie krystaller blir også brukt til optiske formål, f.eks. som prisme- og kyvettemateriale i infrarødspektroskopi og som monokromator for røntgenstråling.

Kaliumfluorid, KF, brukes i emaljeindustrien til fremstilling av glasurer, som tilsetning til sement, som oksydløsende komponent i sveisepulvere for aluminium, i gjæringsindustrien, som trekonserveringsmiddel, til glassetsing, til å fjerne rust- og blekkflekker, til fremstilling av fluor, som katalysator ved polymerisasjons- og kondensasjonsreaksjoner, til innføring av fluor i organiske forbindelser m.m.

Kaliumbromid, KBr, brukes i fotografien til fremstilling av sølvbromid til bruk i den lysfølsomme emulsjonen på filmen, som tilsetning til fremkallerløsning og i medisinen som nerveberoligende middel.

Kaliumjodid, KI, brukes i fotografien til fremstilling av sølvjodid til den lysfølsomme emulsjonen på filmen, til fremstilling av andre jodforbindelser, i medisinen og i ernæringen, hvor det settes til salt for å forebygge jodmangel hos mennesker og dyr. Feilfrie krystaller brukes som detektorer i infrarødspektroskopi.

Kaliumsuperoksyd, KO₂, brukes fortsatt i oksygenmasker som et kompakt, bærbart nødreservoar av oksygen. Når man puster inn i superoksydet frigjøres oksygen etter reaksjonene: 4KO₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂ og 4KO₂ + 2H₂O + 4CO₂ = 4KHCO₃ + 3O₂.

Flere aluner, særlig kaliumaluminiumalun og -kromalun, KCr(SO₄)₂.12H₂O, har vært brukt til garving, til liming av papir, som vannrensemidler, som tilsetning til trykkfarge, som beisemidler ved farging av ull- og bomullstoffer og i medisinen som adstringerende middel, bl.a. ved blødninger og betennelser.

Heparsulfuris er et ekkelt luktende, leverfarget stoff som fremstilles ved å smelte sammen en del svovel og to deler pottaske ved 250 °C uten at luft kommer til. Det er en blanding av kaliumpolysulfid, -sulfat og -tiosulfat og brukes til kunstig svovelbad, som middel mot eksem, gikt, revmatisme og hårsykdommer, til mørkbeising av edelmetaller, farging av pelsverk og i frukthager som middel mot sopp og insekter.

Kaliumborater brukes som bestanddeler av flussmidler for sveising eller istedet for natriumborater i vaskemidler, og som rusthindrende middel i frostvæsker når bedre vannløselighet er nødvendig.

Kaliumbikarbonat, KHCO₃, brukes i farmasøytisk industri, i brannslokningspulver, bakepulver, vaskemidler m.m.

Kalivannglass består for en stor del av kaliumortosilikat, K₄SiO₄, som i vannløsning er delvis hydrolysert og inneholder kolloidale kvartspartikler. Løsningen brukes som bindemiddel i vannglassmalinger som bl.a. kan brukes som brannsikker maling.

Også naturlige forekommende kaliumsilikater som feltspat og glimmer har utstrakt bruk til forskjellige formål.

Kaliumfosfater, særlig pyrofosfatet, K₂P₂O₇, brukes i såper og vaskepulvere. Ortofosfatet, K₃PO₄, brukes til å fjerne hydrogensulfid fra gasser. Kaliumdihydrogenfosfat, KH₂PO₄, kan dyrkes i lange krystaller og har piezoelektriske egenskaper som kan utnyttes i ubåtsonarer m.m. Et kalium-natrium-aluminiumfosfat brukes i selvhevende kakeblandinger for å regulere heveprosessen.

Kaliumarsenat, K₃AsO₄, brukes i såk. Fowlers løsning som styrkemedisin til hester.

Kaliumsulfat, K₂SO₄, og bisulfatet, KHSO₄, brukes som klorfri kaliumgjødsel. Sulfatet også i gummiproduksjon, i fremstilling av mineralvann, fargestoffer og sprengstoff og i avføringsmidler.

Peroksodisulfatet, K₂S₂O₈, er et kraftig oksydasjonsmiddel som brukes til blekemiddel, i fotografien, ved overflatebehandling av metaller og som antiseptikum ved sårbehandling.

Kaliumhypokloritt, KOCl, vannløsningen også kalt eau de Javel, har hatt stor anvendelse som bleke- og desinfeksjonsmiddel, men er nå for det meste fortrengt.

Kaliumkromat, K₂CrO₄ og kaliumdikromat, K₂Cr₂O₇, anvendes som oksydasjonsmidler i den analytiske kjemien og til en rekke tekniske formål. Danner utgangspunkt for fremstillingen av en rekke kromfarger.

Kaliumpermanganat, KMnO₄. Et sterkt oksydasjonsmiddel som brukes i analyse, som desinfeksjonsmiddel, for å fjerne lukt ved sårbehandling, som middel mot slangebitt og bistikk, som motgift mot blåsyre, cyanid, opium, morfin og fosfor, til brunfarging av hud og hår, til bleking av papir og cellulose m.m.

Både disse og mange andre kaliumforbindelser brukes som reagenser ved kjemiske synteser, og i mange andre kjemiske prosesser.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.10)
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 57th ed. 1976-77.
Thomas P. Whaley "The Chemistry of Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium" Pergamon Press 1975.
F. Albert Cotton & Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" Wiley, New York 1988.
Michael Fleischer "Glossary of Mineral Species" Mineralogical Record Inc., Bowie, Maryland, 1977.
Johan Petter Nystuen "Mineralogi og Petrografi" Landbruksh›yskolen/Universitetsforlaget, Ås/Oslo 1972.
Mary Elvira Weeks "Discovery of the Elements" Journal of Chemical Education, Easton, Pennsylvania 1960.
Henri de Parville "Hvorfor? - Fordi." Brødr. Salmonsen, Kjøbenhavn 1890, L. Stanges oversettelse.

:-) LEF