19K Kalium
Mutiara kalium (dalam minyak parafin, masing-masing mutiara ini berukuran ~5 mm)
Garis spektrum kalium
Sifat umum
Pengucapan	/kalium/[1]
Penampilan	abu-abu keperakan
Kalium dalam tabel periodik
19K Hidrogen Helium Lithium Berilium Boron Karbon Nitrogen Oksigen Fluor Neon Natrium Magnesium Aluminium Silikon Fosfor Sulfur Clor Argon Potasium Kalsium Skandium Titanium Vanadium Chromium Mangan Besi Cobalt Nikel Tembaga Seng Gallium Germanium Arsen Selen Bromin Kripton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson Na ↑ K ↓ Rb argon ← kalium → kalsium Lihat bagan navigasi yang diperbesar
Nomor atom (Z)	19
Golongan	golongan 1 (logam alkali)
Periode	periode 4
Blok	blok-s
Kategori unsur	logam alkali
Berat atom standar (Ar)	39,0983±0,0001 39,098±0,001 (diringkas)
Konfigurasi elektron	[Ar] 4s1
Elektron per kelopak	2, 8, 8, 1
Sifat fisik
Fase pada STS (0 °C dan 101,325 kPa)	padat
Titik lebur	336,7 K ​(63,5 °C, ​146,3 °F)
Titik didih	1032 K ​(759 °C, ​1398 °F)
Kepadatan mendekati s.k.	0,89 g/cm3
saat cair, pada t.l.	0,828 g/cm3
Titik tripel	336,35 K, ​ kPa
Titik kritis	2223 K, 16 MPa[2]
Kalor peleburan	2,33 kJ/mol
Kalor penguapan	76,9 kJ/mol
Kapasitas kalor molar	29,6 J/(mol·K)
Sifat atom
Bilangan oksidasi	−1, +1 (oksida basa kuat)
Elektronegativitas	Skala Pauling: 0,82
Energi ionisasi	ke-1: 418,8 kJ/mol ke-2: 3052 kJ/mol ke-3: 4420 kJ/mol (artikel)
Jari-jari atom	empiris: 227 pm
Jari-jari kovalen	203±12 pm
Jari-jari van der Waals	275 pm
Lain-lain
Kelimpahan alami	primordial
Struktur kristal	​kubus berpusat badan (bcc)
Kecepatan suara batang ringan	2000 m/s (suhu 20 °C)
Ekspansi kalor	83,3 µm/(m·K) (suhu 25 °C)
Konduktivitas termal	102,5 W/(m·K)
Resistivitas listrik	72 nΩ·m (suhu 20 °C)
Arah magnet	paramagnetik[3]
Suseptibilitas magnetik molar	+20,8×10−6 cm3/mol (298 K)[4]
Modulus Young	3,53 GPa
Modulus Shear	1,3 GPa
Modulus curah	3,1 GPa
Skala Mohs	0,4
Skala Brinell	0,363 MPa
Nomor CAS	7440-09-7
Sejarah
Penemuan dan isolasi pertama	H. Davy (1807)
Isotop kalium yang utama
Iso­top Kelim­pahan Waktu paruh (t1/2) Mode peluruhan Pro­duk 39K 93.258% stabil 40K 0,012% 1,248×109 thn β− 40Ca ε 40Ar β+ 40Ar 41K 6,730% stabil
lihat bicara sunting | referensi | di Wikidata

Kalium yang juga disebut potasium, adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang K dan nomor atom 19. Dari bahasa Neo-Latin kalium. Ia pertama kali diisolasi dari potas [en], abu tanaman, asal nama bahasa Inggrisnya. Dalam tabel periodik, kalium adalah salah satu logam alkali. Semua logam alkali memiliki satu elektron valensi di kelopak elektron terluarnya, yang mudah dilepaskan untuk membentuk ion bermuatan positif – sebuah kation, yang jika bergabung dengan anion membentuk garam. Kalium di alam hanya terdapat pada garam ionik. Unsur kalium adalah logam alkali, lunak, berwarna putih keperakan yang teroksidasi dengan cepat di udara dan bereaksi hebat dengan air, menghasilkan panas yang cukup untuk menyalakan hidrogen yang dipancarkan dalam reaksi dan terbakar dengan api berwarna ungu. Ia ditemukan terlarut dalam air laut (yaitu 0,04% kalium berdasarkan berat^[5][6]), dan merupakan bagian dari banyak mineral.

Kalium secara kimiawi sangat mirip dengan natrium, unsur sebelumnya pada golongan 1 tabel periodik. Mereka memiliki energi ionisasi pertama yang sama, yang memungkinkan setiap atom melepaskan satu-satunya elektron terluarnya. Bahwa mereka adalah unsur yang berbeda yang bergabung dengan anion yang sama untuk membuat garam serupa dicurigai pada tahun 1702,^[7] dan dibuktikan pada tahun 1807 menggunakan elektrolisis. Kalium alami terdiri dari tiga isotop, yang salah satunya, ⁴⁰K bersifat radioaktif. Jejak ⁴⁰K ditemukan di semua kalium, dan ini adalah radioisotop yang paling umum dalam tubuh manusia.

Ion kalium diperlukan untuk fungsi semua sel hidup. Transfer ion kalium melalui membran sel saraf diperlukan untuk transmisi saraf normal; kekurangan dan kelebihan kalium masing-masing dapat mengakibatkan banyak kelainan, termasuk irama jantung yang abnormal dan berbagai kelainan elektrokardiografi (EKG). Buah dan sayuran segar adalah makanan sumber kalium yang baik. Tubuh merespons masuknya kalium makanan, yang meningkatkan kadar kalium serum, dengan menggeser kalium dari luar ke dalam sel dan meningkatkan ekskresi kalium oleh ginjal.

Sebagian besar aplikasi industri kalium mengeksploitasi kelarutan senyawa kalium yang tinggi dalam air, seperti sabun kalium. Produksi tanaman berat cepat menghabiskan kalium tanah, dan ini dapat diatasi dengan pupuk yang mengandung kalium, ini merupakan 95% dari produksi kalium global.^[8]

Nama bahasa Inggris: potassium untuk unsur kalium berasal dari kata "potash",^[9] yang mengacu pada metode awal untuk mengekstraksi berbagai garam kalium: abu kayu bakar atau daun pohon dimasukkan ke dalam pot, ditambahkan air, dipanaskan, dan larutannya diuapkan. Ketika Humphry Davy pertama kali mengisolasi unsur murninya dengan menggunakan elektrolisis pada tahun 1807, dia menamainya potassium (bahasa Indonesia: kalium) yang dia dapatkan dari kata potash.

Lambang "K" berasal dari kali, yang berakar dari kata alkali, yang berasal dari bahasa Arab: القَلْيَه al-qalyah "abu tanaman." Pada tahun 1797, kimiawan Jerman Martin Klaproth menemukan "potas" dalam mineral leusit [en] dan lepidolit, dan menyadari bahwa "potas" bukanlah produk pertumbuhan tanaman namun sebenarnya mengandung unsur baru, yang diusulkannya untuk dinamakan kali.^[10] Pada tahun 1807, Humphry Davy menghasilkan unsur tersebut melalui elektrolisis: pada tahun 1809, Ludwig Wilhelm Gilbert mengajukan nama Kalium untuk "potassium" Davy.^[11] Pada tahun 1814, kimiawan Swedia Berzelius menganjurkan nama kalium untuk potassium, dengan lambang kimia "K".^[12]

Negara-negara berbahasa Inggris dan Prancis mengadopsi nama Davy dan Gay-Lussac/Thénard, Potassium; sementara negara-negara Jermanik mengadopsi nama Gilbert/Klaproth, Kalium.^[13] The "Gold Book" of the International Union of Physical and Applied Chemistry telah menetapkan lambang kimia resminya adalah K.^[14]

Kalium adalah logam berdensitas paling rendah kedua setelah litium. Ia adalah padatan lunak dengan titik leleh rendah, dan mudah dipotong dengan pisau. Kalium yang baru dipotong berwarna keperakan, tapi mulai muncul noda abu-abu segera saat terpapar udara.^[15] Dalam uji nyala api, kalium dan senyawanya memancarkan warna ungu dengan panjang gelombang puncak emisi 766,5 nanometer.^[16]

Atom kalium netral memiliki 19 elektron, satu lebih banyak daripada konfigurasi gas mulia argon yang sangat stabil. Oleh karena itu dan energi ionisasi pertamanya yang serendah 418,8 kJ/mol, atom kalium lebih cenderung kehilangan elektron terakhir sehingga bermuatan positif daripada mendapatkan satu elektron untuk memperoleh muatan negatif (walaupun ion alkalida bermuatan negatif K⁻ bukan tidak mungkin).^[17][18] Proses ini membutuhkan sangat sedikit energi agar kalium mudah teroksidasi oleh oksigen atmosfer. Sebaliknya, energi ionisasi kedua sangat tinggi (3052 kJ/mol), karena pelepasan dua elektron melanggar konfigurasi elektron gas mulia yang stabil (konfigurasi argon inert).^[18] Oleh karenanya, kalium tidak mudah membentuk senyawa dengan keadaan oksidasi +2 atau lebih tinggi.^[17]

Kalium adalah logam yang sangat aktif yang bereaksi hebat dengan oksigen di air dan di udara. Kalium bereaksi dengan oksigen membentuk kalium peroksida, dan dengan air membentuk kalium hidroksida. Reaksi kalium dengan air berbahaya karena sifat eksotermalnya yang hebat dan produksi gas hidrogennya. Hidrogen bereaksi lagi dengan oksigen di atmosfer, menghasilkan air, yang bereaksi dengan sisa kalium. Reaksi ini hanya membutuhkan sekelumit air; oleh karena itu, kalium dan natrium-kalium — NaK — cair adalah desikan kuat yang bisa digunakan untuk mengeringkan pelarut sebelum distilasi.^[19]

Oleh karena sensitivitas kalium terhadap air dan udara, reaksi dengan unsur lain hanya mungkin terjadi dalam atmosfer inert seperti gas argon yang menggunakan teknik bebas udara [en]. Kalium tidak bereaksi dengan sebagian besar hidrokarbon seperti minyak mineral atau kerosen.^[20] Ia mudah larut dalam amonia cair, sampai 480 g per 1000 g amonia pada 0 °C. Bergantung pada konsentrasinya, larutan amonia berwarna biru sampai kuning, dan konduktivitas listriknya serupa dengan logam cair. Dalam larutan murni, kalium perlahan bereaksi dengan amonia membentuk KNH₂, namun reaksi ini dipercepat dengan sejumlah kecil garam logam transisi.^[21] Oleh karena ia bisa mereduksi garam menjadi logamnya, kalium sering digunakan sebagai reduktor dalam pembuatan serbuk logam dari garamnya dengan metode Rieke.^[22] Misalnya, pembuatan magnesium dari magnesium klorida dengan metode ini menggunakan kalium sebagai reduktor:

${\displaystyle {\ce {MgCl2 + 2K -> Mg + 2KCl}}}$

Satu-satunya tingkat oksidasi kalium yang umum adalah +1. Logam kalium adalah reduktor kuat yang mudah teroksidasi menjadi kation monopositif, K⁺. Sekali teroksidasi, ia sangat stabil dan sulit untuk direduksi kembali menjadi logamnya.^[17]

Kalium hidroksida mudah bereaksi dengan karbon dioksida menghasilkan kalium karbonat, dan digunakan untuk menghilangkan gas renik dari udara. Secara umum, senyawa kalium memiliki kelarutan yang sangat tinggi dalam air, karena energi hidrasi ion K⁺ yang tinggi. Ion kalium tidak berwarna dalam air dan sangat sulit diendapkan; metode presipitasi yang mungkin termasuk reaksi dengan natrium tetrafenilborat [en], asam heksakloroplatinat [en], dan natrium kobaltinitrit [en].^[20]

Kalium teroksidasi lebih cepat daripada logam kebanyakan dan membentuk oksida dengan ikatan oksigen-oksigen, seperti halnya semua logam alkali kecuali litium. Tiga spesies terbentuk selama reaksi: kalium oksida, kalium peroksida, dan kalium superoksida^[23] yang terbentuk dari tiga ion berbasis oksigen yang berbeda: oksida (O²⁻), peroksida (O2−2), dan superoksida (O−2). Dua spesies terakhir, terutama superoksida, jarang terjadi dan terbentuk hanya sebagai reaksi dengan logam yang sangat elektropositif; spesies ini mengandung ikatan oksigen-oksigen.^[21] Semua senyawa biner kalium-oksigen diketahui bereaksi hebat dengan air, membentuk kalium hidroksida. Senyawa ini adalah basa yang sangat kuat, dan 1,21 kg padatannya bisa larut dalam hanya satu liter air.^[24][25]

Senyawa kalium biasanya sangat ionik sehingga sebagian besar larut dalam air. Spesies utama dalam larutan akuatik adalah kompleks akuatik [K(H₂O)_n]⁺ dengan n = 6 dan 7.^[26] Beberapa dari sedikit garam kalium yang sukar larut meliputi kalium tetrafenilborat, kalium heksakloroplatinat, dan kalium kobaltinitrit.^[20]

Terdapat 24 isotop kalium yang diketahui, yang tiga di antaranya terjadi secara alami: ³⁹K (93,3%), ⁴⁰K (0,0117%), dan ⁴¹K (6,7%). ⁴⁰K yang terjadi secara alami memiliki waktu paruh 1,250×10⁹ tahun. Ia meluruh menjadi ⁴⁰Ar yang stabil melalui penangkapan elektron atau emisi positron (11,2%) atau menjadi ⁴⁰Ca yang stabil melalui peluruhan beta (88,8%).^[27] Peluruhan ⁴⁰K menjadi ⁴⁰Ar adalah dasar metode umum untuk penanggalan batuan. Metode penanggalan K-Ar konvensional bergantung pada asumsi bahwa batuan tidak mengandung argon pada saat pembentukannya dan bahwa semua argon radiogenik selanjutnya (⁴⁰Ar) dipertahankan secara kuantitatif. Mineral diberi tanggal dengan pengukuran konsentrasi kalium dan jumlah ⁴⁰Ar radiogenik yang telah terakumulasi. Mineral yang paling cocok untuk diberi penanggalan termasuk biotit, muskovit, hornblende metamorf, dan feldspar vulkanik; sampel batuan utuh dari aliran vulkanik dan instrusif dangkal juga bisa diberi tanggal jika tidak dialterasi.^[27][28] Selain untuk penanggalan, isotop kalium telah digunakan sebagai pelacak dalam studi pelapukan dan studi siklus nutrisi [en] karena kalium adalah makronutrien yang dibutuhkan untuk kehidupan.^[29]

⁴⁰K terdapat dalam kalium alami (dan sehingga terdapat dalam beberapa substitusi garam komersial) dalam jumlah yang cukup, maka kantong besar pengganti tersebut dapat digunakan sebagai sumber radioaktif untuk demonstrasi di kelas. ⁴⁰K adalah radioisotop dengan kelimpahan terbesar di dalam tubuh. Pada hewan dan manusia sehat, ⁴⁰K merupakan sumber radioaktivitas terbesar, lebih besar daripada ¹⁴C sekalipun. Dalam tubuh manusia massa 70 kg, sekitar 4.400 inti ⁴⁰K meluruh setiap detiknya.^[30] Aktivitas kalium alami adalah 31 Bq/g.^[31]

Kalium terbentuk dalam supernova melalui nukleosintesis dari atom yang lebih ringan. Kalium pada dasarnya dibuat pada supernova Tipe II melalui proses pembakaran oksigen eksplosif.^{[32] 40}K juga terbentuk pada nukleosintesis proses s dan proses pembakaran neon [en].

Kalium membentuk sekitar 2,6% dari berat kerak bumi dan merupakan unsur ketujuh yang paling melimpah di kerak bumi.^[33] Ia adalah unsur yang paling melimpah ke-17 di bumi, dan unsur paling banyak ke-20 di tata surya. Konsentrasi kalium dalam air laut adalah 0,39 g/L^[5] (0,039% b/v), kira-kira satu per dua puluh tujuh dari konsentrasi natrium.^[34][35]

Kandungan utama potas adalah campuran garam kalium karena tanaman memiliki sedikit atau tidak ada kandungan natrium, dan kandungan mineral tumbuhan lainnya terdiri dari garam kalsium dengan kelarutan dalam air yang relatif rendah. Meskipun kalium telah digunakan sejak zaman kuno, namun sejarahnya sebagian besar tidak dipahami sebagai zat yang secara mendasar berbeda dari garam mineral natrium. Georg Ernst Stahl memperoleh bukti eksperimental yang membawanya menyarankan perbedaan mendasar garam natrium dan kalium pada tahun 1702,^[7] dan Henri Louis Duhamel du Monceau mampu membuktikan perbedaan ini pada tahun 1736.^[36] Komposisi kimia yang tepat dari senyawa kalium dan natrium, serta statusnya sebagai unsur kimia kalium dan natrium, belum diketahui, sehingga Antoine Lavoisier tidak memasukkan alkali dalam daftar unsur kimia pada tahun 1789.^[37][38] Dalam waktu yang lama, satu-satunya aplikasi kalium yang penting adalah produksi kaca, pemutih, sabun dan bubuk mesiu sebagai kalium nitrat.^[39] Sabun kalium dari lemak hewani dan minyak nabati sangat berharga karena cenderung lebih larut dalam air dan teksturnya lebih lembut, dan oleh karena itu dikenal dengan sabun lembut.^[8] Justus Liebig pada tahun 1840 menemukan bahwa kalium adalah unsur penting untuk tanaman dan bahwa sebagian besar jenis tanah yang kekurangan kalium^[40] menyebabkan permintaan garam kalium meningkat tajam. Abu kayu dari pohon cemara awalnya digunakan sebagai sumber garam kalium untuk pupuk, namun, dengan ditemukannya deposit mineral yang mengandung kalium klorida di dekat Staßfurt [en], Jerman pada tahun 1868, dimulailah produksi pupuk kalium berskala industri.^[41][42][43] Deposit potas lainnya juga ditemukan, dan pada tahun 1960an Kanada menjadi produsen dominan.^[44][45]

Logam kalium pertama kali diisolasi pada tahun 1807 di Inggris oleh Sir Humphry Davy, yang mengisolasinya dari kaustik potas (KOH, kalium hidroksida) dengan elektrolisis leburan KOH dengan tumpukan volta, teknologi yang baru ditemukan. Kalium adalah logam pertama yang diisolasi dengan elektrolisis.^[46] Kemudian pada tahun yang sama, Davy melaporkan ekstraksi logam natrium dari mineral derivatif (soda api, NaOH, atau lindi) dan bukan dari garam tanaman, dengan teknik serupa, menunjukkan bahwa unsur-unsurnya, dan juga garamnya, berbeda.^{[37][38][47][48]} Meskipun produksi logam kalium dan natrium seharusnya telah menunjukkan bahwa keduanya adalah unsur, perlu beberapa waktu sebelum pandangan ini diterima secara universal.^[38]

Unsur kalium tidak terdapat di alam karena reaktivitasnya yang tinggi. Ia bereaksi hebat dengan air (lihat bagian Pencegahan di bawah ini)^[20] dan juga bereaksi dengan oksigen. Ortoklas (feldspar kalium) adalah mineral pembentuk batuan biasa. Granit misalnya mengandung kalium 5%, yang jauh di atas rata-rata di dalam kerak bumi. Silvit (KCl), karnalit (KCl·MgCl₂·6(H₂O)), kainit [en] (MgSO₄·KCl·3H₂O) dan langbeinit [en] (MgSO₄·K₂SO₄) adalah mineral yang ditemukan di deposit evaporit besar di seluruh dunia. Deposit tersebut sering menunjukkan lapisan yang dimulai dengan yang paling tidak larut di bagian bawah dan paling larut di bagian atas.^[35] Deposit niter (kalium nitrat) dibentuk oleh dekomposisi bahan organik yang bersentuhan dengan atmosfer, terutama di gua; karena kelarutan niter yang baik dalam air, pembentukan deposit yang lebih besar memerlukan kondisi lingkungan khusus.^[49]

Kalium adalah unsur kedelapan atau kesembilan yang paling umum dalam tubuh manusia berdasarkan massa (0,2%), sehingga 60 kg orang dewasa mengandung total sekitar 120 g kalium.^[50] Tubuh memiliki kalium kira-kira sebanyak belerang dan klorin, dan hanya kalsium dan fosfor yang lebih banyak (kecuali unsur CHON [en] yang ada di mana-mana).^[51] Ion kalium hadir dalam berbagai macam protein dan enzim.^[52]

Tingkat kalium mempengaruhi beberapa proses fisiologis, termasuk^[53][54][55]

• mengistirahatkan potensi membran sel dan propagasi potensial aksi pada jaringan neuronal, otot, dan jantung. Karena sifat elektrostatik dan kimia, ion K⁺ lebih besar daripada ion Na⁺, maka saluran dan pompa ion di membran sel yang dapat membedakan antara kedua ion secara aktif memompa atau secara pasif melewatkan salah satu dari kedua ion tersebut sambil memblokir yang lain.^[56]
• sekresi dan aksi hormon
• nada vaskular
• kendali tekanan darah sistemik
• motilitas gastrointestinal
• homeostasis asam-basa
• metabolisme glukosa dan insulin
• aksi mineralokortikoid
• kemampuan ginjal berkonsentrasi
• keseimbangan cairan dan elektrolit

Homeostasis kalium menunjukkan pemeliharaan kandungan total kalium tubuh, kadar kalium plasma, dan rasio konsentrasi kalium ekstraseluler terhadap intraseluler dalam batas sempit, dalam menghadapi fluktuasi asupan (makanan), ekskresi ginjal, dan pergeseran antara kompartemen intraselular dan ekstraselular.

Kalium plasma biasanya dipertahankan pada 3,5 sampai 5,0 milimol (mmol) [atau miliequivalents (mEq)] per liter melalui berbagai mekanisme. Keadaan di luar kisaran ini dikaitkan dengan banyak penyebab kenaikan tingkat kematian,^[57] dan beberapa penyakit jantung, ginjal,^[58] serta penyakit paru-paru berkembang lebih cepat jika kadar kalium serum tidak dipertahankan dalam kisaran normal.

Makanan rata-rata memberi tubuh 40-50 mmol kalium, lebih banyak daripada yang ada di semua plasma (20-25 mmol). Namun, lonjakan ini hanya menyebabkan kalium plasma meningkat 10% paling banyak akibat pembersihan yang cepat dan efisien melalui mekanisme renal dan ekstra renal.^[59]

Hipokalemia, kekurangan kalium dalam plasma, bisa berakibat fatal jika parah. Penyebab umum peningkatan gastrintestinal loss (muntah, diare), dan peningkatan renal loss (diuresis).^[60] Gejala defisiensi meliputi kelemahan otot, ileus paralitik, kelainan EKG, penurunan respon refleks; dan pada kasus yang parah, kelumpuhan pernapasan, alkalosis, dan aritmia jantung.^[61]

Kandungan kalium dalam plasma dikendalikan secara ketat oleh empat mekanisme dasar, yang memiliki berbagai nama dan klasifikasi. Keempatnya adalah 1) sistem umpan balik negatif reaktif, 2) sistem umpan maju reaktif, 3) sistem prediktif atau sirkadian, dan 4) sistem transport internal atau membran sel. Secara kolektif, tiga yang pertama kadang-kadang disebut "sistem homeostasis kalium eksternal"; dan dua yang pertama disebut "sistem homeostasis kalium reaktif".

• Sistem umpan balik negatif reaktif mengacu pada sistem yang menginduksi sekresi kalium melalui ginjal sebagai respons terhadap peningkatan kalium plasma (konsumsi kalium, pergeseran ke luar sel, atau infus intravena).
• Sistem umpan maju reaktif mengacu pada sistem yang tidak diketahui secara lengkap yang menginduksi sekresi kalium ginjal sebagai respons terhadap konsumsi kalium sebelum terjadi kenaikan kalium plasma. Ini mungkin diinisiasi oleh reseptor kalium pada sel usus yang mendeteksi kalium yang dicerna dan memicu sinyal aferen vagal ke kelenjar pituitari.
• Sistem prediktif atau sirkadian meningkatkan sekresi kalium melalui ginjal selama waktu makan (misalnya siang hari untuk manusia, malam hari untuk hewan pengerat) terlepas dari keberadaan, jumlah, atau ketiadaan konsumsi kalium. Ini dimediasi oleh osilator sirkadian [en] dalam inti suprakiasmatik [en] otak (jam pusat), yang menyebabkan ginjal (jam perifer) mensekresikan kalium dalam sirkadian berirama ini.

• Sistem transport ion memindahkan kalium melintasi membran sel dengan menggunakan dua mekanisme. Mekanisme yang satu aktif dan memompa natrium keluar dari, dan kalium masuk ke dalam, sel. Mekanisme lainnya pasif dan memungkinkan kalium merembes keluar dari sel. Kation kalium dan natrium mempengaruhi distribusi cairan antara kompartemen intraselular dan ekstraselular melalui gaya osmotik. Pergerakan kalium dan natrium melalui membran sel dimediasi oleh pompa Na+/K+-ATPase.^[62] Pompa ion ini menggunakan ATP untuk memompa tiga ion natrium keluar dari sel dan dua ion kalium ke dalam sel, menciptakan gradien elektrokimia dan gaya gerak listrik melintasi membran sel. Saluran kalium yang sangat selektif (yang berupa tetramer) sangat penting untuk hiperpolarisasi di dalam neuron setelah aksi potensial dipicu. Saluran ion kalium yang paling baru ditemukan adalah KirBac3.1, yang membuat total lima saluran ion kalium (KcsA, KirBac1.1, KirBac3.1, KvAP, dan MthK) dengan struktur yang ditentukan. Kelima berasal dari spesies prokariotik.^[63]

Penanganan kalium oleh ginjal berhubungan erat dengan penanganan natrium. Kalium adalah kation utama (ion positif) di dalam sel hewan [150 mmol/L, (4,8 g)], sedangkan natrium adalah kation utama cairan ekstraselular [150 mmol/L, (3,345 g)]. Di dalam ginjal, sekitar 180 liter plasma per hari disaring melalui glomerulus dan masuk ke tubulus ginjal [en].^[64] Penyaringan ini melibatkan sekitar 600 g natrium dan 33 g kalium. Oleh karena hanya 1–10 g natrium dan 1–4 g kalium yang cenderung diganti melalui makanan, penyaringan ginjal harus secara efisien menyerap kembali yang tersisa dari plasma.

Natrium direabsorpsi untuk mempertahankan volume ekstraselular, tekanan osmotik, dan konsentrasi natrium serum dalam batas sempit; kalium direabsorpsi untuk mempertahankan konsentrasi kalium serum dalam batas yang sempit.^[65] Pompa natrium [en] di dalam tubulus ginjal beroperasi untuk menyerap kembali natrium. Kalium harus dipertahankan juga, tapi, karena jumlah kalium di dalam plasma darah sangat kecil dan kumpulan kalium dalam sel kira-kira tiga puluh kali lebih besar, situasinya tidak begitu kritis untuk kalium. Oleh karena kalium dipindahkan secara pasif^[66][67] dengan arah aliran kebalikan dari natrium sebagai respons terhadap kesetimbangan Donnan [en] nyata (namun tidak aktual),^[68] kalium urin tidak dapat di bawah konsentrasi kalium dalam serum kecuali kadang-kadang melalui sekresi air secara aktif pada akhir pengolahan. Kalium diekskresikan dua kali dan diserap kembali tiga kali sebelum urin mencapai tubulus pengumpul.^[69] Pada titik tersebut, urin biasanya memiliki konsentrasi kalium yang sama dengan plasma. Pada akhir pengolahan, kalium disekresikan satu kali lagi jika kadar dalam serum terlalu tinggi.

Tanpa adanya asupan, kalium diekskresikan sekitar 200 mg per hari sampai, dalam waktu sekitar seminggu, kalium dalam serum menurun ke tingkat defisiensi ringan 3,0–3,5 mmol/L.^[70] Jika masih belum ada asupan, konsentrasinya terus menurun sampai terjadi defisiensi parah yang berujung pada kematian.^[71]

Kalium bergerak secara pasif melalui pori-pori membran sel. Ketika ion bergerak melalui pompa, ada sebuah gerbang pada pompa di kedua sisi selaput sel dan hanya satu gerbang yang dapat dibuka sekaligus. Akibatnya, sekitar 100 ion per detik dipaksa melaluinya. Pori-pori hanya memiliki satu gerbang, dan hanya ada satu jenis ion yang dapat mengalir melaluinya, pada 10 juta sampai 100 juta ion per detik.^[72] Pori-pori memerlukan kalsium untuk membuka^[73] meskipun diperkirakan kalsium bekerja terbalik dengan menghalangi setidaknya satu pori-pori.^[74] Gugus karbonil di dalam pori-pori asam amino meniru hidrasi air yang terjadi dalam larutan air^[75] melalui sifat muatan elektrostatik pada empat gugus karbonil di dalam pori-pori.^[76]

Kalium dapat dideteksi berdasarkan rasanya karena memicu tiga dari lima jenis sensasi rasa, sesuai konsentrasinya. Larutan encer ion kalium terasa manis, memungkinkan konsentrasi sedang dalam susu dan jus, sementara konsentrasi yang lebih tinggi menjadi semakin pahit/basa, dan akhirnya juga berasa asin. Gabungan rasa pahit dan asin larutan tinggi kalium membuat suplementasi kalium dosis tinggi melalui minuman cair merupakan tantangan dalam penyajian rasa.^[77][78]

Asupan kalium yang mencukupi bisa diperoleh dengan mengonsumsi berbagai macam makanan. Kalium hadir di semua buah, sayuran, daging dan ikan. Makanan dengan konsentrasi kalium tinggi meliputi ubi jalar, peterseli, aprikot kering, susu, cokelat, semua kacang (terutama kacang almond dan pistacio), kentang, rebung, pisang, alpukat, air kelapa, kedelai, dan bekatul.^[79] Aprikot kering memiliki konsentrasi kalium paling tinggi dari makanan apapun. Banyak makanan olahan tidak mengandung kalium.

USDA mencantumkan pasta tomat, jus jeruk, sayuran bit [en], buncis putih (white bean), kentang, pisang dan banyak sumber makanan kalium lainnya, diurutkan menurut urutan sesuai kandungan kalium mulai dari yang tertinggi hingga terendah.^[80]

Pedoman 2004 dari National Academy of Medicine menentukan asupan yang memadai sebesar 4.700 mg kalium (100 mEq). Kebanyakan orang Amerika hanya mengkonsumsi setengah dari jumlah tersebut per harinya.^[81] Demikian juga, di Uni Eropa, khususnya di Jerman dan Italia, asupan kalium yang tidak mencukupi agak umum terjadi.^[82] Namun, British National Health Service merekomendasikan asupan yang lebih rendah, dengan mengatakan bahwa orang dewasa membutuhkan 3.500 mg per hari dan lebih dari jumlah tersebut dapat menyebabkan masalah kesehatan seperti sakit perut dan diare.^[83]

Sebuah meta-analisis menyimpulkan bahwa peningkatan 1640 mg dalam asupan kalium harian dikaitkan dengan penurunan risiko stroke sebesar 21%.^[84] Kalium klorida dan kalium bikarbonat berguna untuk mengendalikan hipertensi ringan.^[85]

Diet rendah kalium dapat menyebabkan hipertensi^[86] dan hipokalemia.

Suplemen kalium paling banyak digunakan bersamaan dengan diuretik yang menghalangi reabsorpsi natrium dan air hulu dari tubulus distal [en] (tiazida [en] dan diuretik lengkung [en]), karena ini mendorong peningkatan sekresi kalium tubulus distal, yang berakibat pada peningkatan ekskresi kalium. Tersedia berbagai resep dan suplemen bebas (over the counter, OTC). Kalium klorida dapat dilarutkan dalam air, namun rasa asin/pahit membuat suplemen cair tidak enak.^[77] Dosis tipikal berkisar antara 10 mmol (400 mg), sampai 20 mmol (800 mg). Kalium juga tersedia dalam bentuk tablet atau kapsul, yang diformulasikan untuk memungkinkan kalium meleleh perlahan keluar dari matriks, karena konsentrasi ion kalium yang sangat tinggi yang terdapat di sekitar tablet padat dapat melukai mukosa lambung atau usus. Berdasarkan alasan ini, pil kalium non-resep dibatasi oleh undang-undang di AS hingga maksimum 99 mg kalium.

Oleh karena ginjal adalah tempat ekskresi kalium, individu dengan gangguan fungsi ginjal berisiko terkena hiperkalemia jika kalium dan suplemen diet tidak dibatasi. Semakin parah kerusakannya, semakin ketat pembatasan yang diperlukan untuk menghindari hiperkalemia.

Garam kalium seperti karnalit, langbeinit [en], polihalit [en], dan silvit membentuk endapan evaporit yang luas di dasar danau purba dan dasar laut,^[34] membuat ekstraksi garam kalium di lingkungan ini layak secara komersial. Sumber utama kalium – potas – ditambang di Kanada, Rusia, Belarus, Jerman, Israel, Amerika Serikat, Yordania, dan tempat-tempat lain di seluruh dunia.^[87][88][89] Deposit yang ditambang pertama kalu berada di dekat Staßfurt, Jerman, namun simpanannya membentang dari Inggris Raya, melalui Jerman hingga Polandia. Mereka berada di Zechstein dan tertimbun sejak zaman Permian Tengah hingga Permian Akhir. Deposit terbesar yang pernah ditemukan terletak 1.000 m (3.300 ft) di bawah permukaan provinsi Saskatchewan Kanada. Deposit tersebut terletak di Elk Point Group yang dihasilkan pada zaman Devon Tengah. Saskatchewan, lokasi beberapa tambang besar telah beroperasi sejak tahun 1960an, mempelopori teknik pembekuan pasir basah (formasi Blairmore) untuk mendorong poros tambang melaluinya. Perusahaan pertambangan potas utama di Saskatchewan adalah Potash Corporation of Saskatchewan.^[90] Air Laut Mati digunakan oleh Israel dan Yordania sebagai sumber kalium, sementara konsentrasi di lautan normal terlalu rendah untuk produksi komersial dengan harga berlaku.^[88][89]

Beberapa metode digunakan untuk memisahkan garam kalium dari senyawa natrium dan magnesium. Metode yang paling banyak digunakan adalah presipitasi fraksional dengan menggunakan perbedaan kelarutan garam-garamnya pada suhu yang berbeda. Pemisahan elektrostatik campuran garam tanah juga digunakan di beberapa tambang. Sampah natrium dan magnesium yang dihasilkan disimpan di bawah tanah atau ditumpuk di tumpukan terak [en]. Sebagian besar mineral kalium yang ditambang setelah diproses berakhir sebagai kalium klorida. Industri mineral mengacu pada kalium klorida baik sebagai potas maupun muriate of potash, disingkat MOP.^[35]

Logam kalium murni dapat diisolasi dengan elektrolisis hidroksidanya dalam proses yang telah sedikit berubah sejak pertama kali digunakan oleh Humphry Davy pada tahun 1807. Meskipun proses elektrolisis dikembangkan dan digunakan dalam skala industri pada tahun 1920an, metode termal dengan mereaksikan natrium dengan kalium klorida dalam reaksi kesetimbangan kimia menjadi metode dominan pada tahun 1950an.

Produksi paduan natrium kalium dilakukan dengan mengubah waktu reaksi dan jumlah natrium yang digunakan dalam reaksi. Proses Griesheimer yang menggunakan reaksi kalium fluorida dengan kalsium karbida juga digunakan untuk menghasilkan kalium.^[35][91]

${\displaystyle {\ce {Na{}+KCl->NaCl{}+K\qquad {(Metode\ termal)}}}}$

${\displaystyle {\ce {2KF{}+CaC2->2K{}+CaF2{}+2C\qquad {(Proses\ Griesheimer)}}}}$

Harga logam kalium berderajat kemurnian pereaksi bernilai sekitar $10,00/pound ($22/kg) pada tahun 2010 saat dibeli dengan satuan ton. Logam dengan kemurnian lebih rendah jauh lebih murah. Pasar bergejolak karena penyimpanan logam ini dalam jangka panjang sulit dilakukan. Ia harus disimpan dalam atmosfer gas lembam kering atau minyak mineral anhidrat untuk mencegah pembentukan lapisan permukaan kalium superoksida, bahan peledak peka tekanan yang meledak saat tergores. Ledakan yang dihasilkan sering kali mulai memadamkan api yang sulit dipadamkan. Ledakan yang dihasilkan sering kali menyulut api yang sulit dipadamkan.^[92][93]

Ion kalium merupakan komponen penting nutrisi tumbuhan dan ditemukan pada kebanyakan jenis tanah.^[8] Mereka digunakan sebagai pupuk untuk pertanian, hortikultura, dan budidaya hidroponik dalam bentuk klorida (KCl), sulfat (K₂SO₄), atau nitrat (KNO₃). Pupuk pertanian mengkonsumsi 95% produksi kalium global, dan sekitar 90% kalium ini dipasok sebagai KCl.^[8] Kandungan kalium dalam sebagian besar tanaman berkisar antara 0,5% sampai 2% dari berat panen, yang dinyatakan secara konvensional sebagai jumlah K₂O. Pertanian modern dengan rendemen tinggi bergantung pada pupuk untuk menggantikan kalium yang hilang saat panen. Sebagian besar pupuk pertanian mengandung kalium klorida, sedangkan kalium sulfat digunakan untuk tanaman peka klorida atau tanaman yang membutuhkan kandungan sulfur lebih tinggi. Sulfat sebagian besar dihasilkan oleh dekomposisi mineral kainit [en] (MgSO₄·KCl·3H₂O) dan langbeinit [en] (MgSO₄·K₂SO₄). Sangat sedikit pupuk yang mengandung kalium nitrat.^[94] Pada tahun 2005, sekitar 93% produksi kalium dunia dikonsumsi oleh industri pupuk.^[89]

Kalium natrium tartrat (KNaC₄H₄O₆, garam Rochelle) adalah penyusun utama baking powder; zat ini juga digunakan pada pemerakan [en] cermin. Kalium bromat (KBrO₃) adalah oksidator kuat (E924), digunakan untuk meningkatkan kekuatan adonan dan meningkatkan tinggi adonan saat mengembang. Kalium bisulfit (KHSO₃) digunakan sebagai pengawet makanan, misalnya dalam pembuatan wine dan bir (tapi tidak untuk daging). Senyawa ini juga digunakan untuk memutihkan tekstil dan jerami, dan dalam penyamakan kulit.^[95][96]

Bahan kimia utama kalium adalah kalium hidroksida, kalium karbonat, kalium sulfat, dan kalium klorida. Jutaan ton senyawa ini diproduksi setiap tahunnya.^[97]

Kalium hidroksida (KOH) adalah basa kuat, yang digunakan dalam industri untuk menetralisir asam kuat dan lemah, untuk mengendalikan pH dan untuk pembuatan garam kalium. Basa ini juga digunakan untuk menyabunkan lemak dan minyak, dalam pembersih industri, dan dalam reaksi hidrolisis, misalnya untuk ester.^[98][99]

Kalium nitrat (KNO) atau saltpeter diperoleh dari sumber alami seperti guano dan evaporit atau diproduksi melalui proses Haber; senyawa ini adalah oksidator dalam bubuk mesiu dan merupakan pupuk pertanian penting. Kalium sianida (KCN) digunakan dalam industri untuk melarutkan tembaga dan logam berharga, terutama perak dan emas, melalui pembentukan kompleks. Aplikasinya meliputi penambangan emas, penyepuhan elektrik [en], dan electroforming [en] logam-logam ini. Kalium nitrat juga digunakan dalam sintesis organik untuk membuat nitril. Kalium karbonat (K₂CO₃ atau potas) digunakan dalam pabrikasi kaca, sabun, tabung televisi berwarna, lampu fluoresensi, pewarna tekstil dan pigmen.^[100] Kalium permanganat (KMnO₄) adalah oksidator, zat pemutih dan pemurni, serta digunakan untuk produksi sakarin. Kalium klorat (KClO₃) ditambahkan pada korek api dan bahan peledak. Kalium bromida (KBr) pernah digunakan sebagai sedatif dan dalam fotografi.^[8]

Kalium kromat (K₂CrO₄) digunakan dalam tinta, pewarna (warna merah kekuningan cerah); dalam bahan peledak dan kembang api; dalam penyamakan kulit, kertas lalat [en] dan korek api.^[101] tetapi semua kegunaan ini lebih dikarenakan sifat kimia dari ion kromat, daripada ion kalium.^[102]

Terdapat ratusan penggunaan beragan senyawa kalium. Salah satu contohnya adalah kalium superoksida, KO₂, suatu padatan jingga yang bertindak selaku sumber oksigen portable dan penyerap karbon dioksida. Ia banyak digunakan dalam sistem pernapasan di tambang, kapal selam, dan wahana antariksa karena membutuhkan volume yang lebih sedikit daripada gas oksigen.^[103][104]

${\displaystyle {\ce {4KO2 + 2CO2 -> 2K2CO3 + 3O2}}}$

Contoh lain adalah kalium kobaltnitrit, K₃[Co(NO₂)₆], yang digunakan sebagai pigmen lukis di bawah nama Aureolin atau Kobalt Kuning.^[105]

Isotop kalium stabil dapat didinginkan dengan laser dan digunakan untuk menelusuri masalah fundamental dan teknologi dalam fisika kuantum. Dua isotop bosonik memiliki resonansi Feshbach yang mudah digunakan untuk memungkinkan studi yang memerlukan interaksi yang mudah berubah, sementara ⁴⁰K adalah satu dari dua fermion stabil di antara logam alkali.^[106]

Suatu paduan natrium dan kalium, NaK, adalah cairan yang digunakan sebagai media transfer bahang dan desikan untuk membuat pelarut kering dan bebas udara. Paduan ini dapat pula digunakan dalam distilasi reaktif [en].^[107] Logam paduan terner yang tersusun dari 12% Na, 47% K dan 41% Cs memiliki titik lebur terendah di antara semua senyawa logam yaitu −78 °C.^[15]

Logam kalium digunakan dalam beberapa jenis magnetometer.^[108]

Logam kalium bereaksi hebat dengan air menghasilkan kalium hidroksida (KOH) dan gas hidrogen.

${\displaystyle {\ce {2K_{(s)}{}+ 2H2O_{(l)}-> 2KOH_{(aq)}{}+ H2_{(g)}}}}$

Reaksi ini bersifat eksotermik dan melepaskan panas yang cukup untuk membakar hidrogen yang dihasilkan dengan adanya oksigen, kemungkinan menyebabkan percikan dengan kalium hidroksida, yang merupakan basa kuat yang dapat menghancurkan jaringan hidup dan menyebabkan luka bakar pada kulit. Butiran halus kalium dapat menyala di udara pada suhu ruang. Logam curah dapat terbakar di udara jika dipanaskan. Oleh karena massa jenisnya hanya 0,89 g/cm³, kalium yang terapung terbakar di air yang terpapar oksigen atmosfer. Banyak zat pemadam api umum, termasuk air, yang tidak efektif atau memperparah kebakaran kalium. Nitrogen, argon, natrium klorida (garam dapur), natrium karbonat (soda abu), dan silikon dioksida (pasir) adalah pemadam api yang efektif jika kering. Beberapa bubuk pemadam kering kelas D yang dirancang untuk kebakaran logam juga efektif. Zat-zat ini mencabut oksigen dari api dan mendinginkan logam kalium.^[109]

Kalium bereaksi hebat dengan halogen dan meledak dengan adanya bromin. Ia juga bereaksi eksplosif dengan asam sulfat. Selama pembakaran, kalium membentuk peroksida dan superoksida. Peroksida-peroksida ini dapat bereaksi hebat dengan senyawa organik seperti minyak. Baik peroksida dan superoksida dapat bereaksi eksplosif dengan logam kalium.^[110]

Kalium biasanya disimpan di dalam minyak tanah atau minyak mineral anhidrat, karena ia bereaksi dengan uap air di udara. Tidak seperti litium dan natrium, bagaimanapun, kalium tidak seharusnya disimpan dalam minyak lebih dari 6 bulan, kecuali dalam kondisi atmosfer lembam (bebas oksigen), atau hampa udara. Setelah disimpan lama di udara, peroksida yang peka goncangan dapat terbentuk pada permukaan logam dan di bawah bibir wadah, dan dapat meledak saat dibuka.^[111]

Oleh karena sifat logam kalium yang reaktif, ia harus ditangani dengan kehatihatian tinggi, dengan pelindung kulit dan mata yang memadai serta penghalang tahan ledakan antara pengguna dan logam. Senyawa kalium yang tertelan dalam jumlah besar dapat menyebabkan hiperkalemia yang sangat berpengaruh terhadap sistem kardiovaskuler.^[112][113] Kalium klorida digunakan di Amerika Serikat untuk eksekusi suntik mati.^[112]

• Burkhardt, Elizabeth R. (2006). "Potassium and Potassium Alloys". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. A22. hlm. 31–38. doi:10.1002/14356007.a22_031.pub2. ISBN 3-527-30673-0. 
• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (edisi ke-2nd). Butterworth-Heinemann. ISBN 0-08-037941-9. 
• Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon; Wiberg, Nils (2007). "Potassium". Lehrbuch der Anorganischen Chemie (dalam bahasa German) (edisi ke-91–100). Walter de Gruyter. ISBN 3110177706. Pemeliharaan CS1: Bahasa yang tidak diketahui (link)
• Schultz, H.; et al. (2006). "Potassium compounds". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. A22. hlm. 39–103. doi:10.1002/14356007.a22_031.pub2. ISBN 3-527-30673-0. 
• National Nutrient Database Diarsipkan 2014-08-10 di Wayback Machine. at USDA Website

• Potassium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Potassium (K) di Encyclopædia Britannica