Kalij

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Kalij
[Ar] 4s1 19K
   
Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Kalij, K, 19
Serija Alkalni metali
Grupa, Perioda, Blok 1, 4, s
Izgled srebreno bijeli metal
Zastupljenost 2,4[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 39,0983 u
Atomski radijus (izračunat) 220 (243) pm
Kovalentni radijus 203 pm
Van der Waalsov radijus 275 pm
Elektronska konfiguracija [Ar] 4s1
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 8, 8, 1
Izlazni rad 2,3 eV
1. energija ionizacije 418,8 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje čvrsto
Mohsova skala tvrdoće 0,4
Kristalna struktura kubična prostorno centrirana
Gustoća 856 kg/m3
Magnetizam paramagnetičan\chi_{m} = 5,7 · 10−6)[2]
Tačka topljenja 336,53 K (63,38 °C)
Tačka ključanja 1032 K (759 °C)
Molarni volumen 45,94 · 10−6 m3/mol
Toplota isparavanja 79,87 kJ/mol
Toplota topljenja 2,334 kJ/mol
Pritisak pare 1,06 · 10−4 Pa
Brzina zvuka 2000 m/s kod 293,15 K
Specifična toplota 757 J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost 13,9 · 106 S/m
Toplotna provodljivost 102,4 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacijsko stanje 1
Oksidi K2O
Elektrodni potencijal −2,92 V (K++ e → K)
Elektronegativnost 0,82 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
38K

sin

7,636 min ε 5,913 38Ar
39K

93,26 %

Stabilan
40K

0,012 %

1,277 · 109 god β- 1,311 40Ca
ε 1,505 40Ar
β+ 1,505 40Ar
41K

6,73 %

Stabilan
42K

sin

12,36 h β- 3,525 42Ca
43K

sin

22,3 h β- 1,815 43Ca
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja

Lahko zapaljivo

F
Lahko zapaljivo

Nagrizajuće

C
Nagrizajuće
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: 14/15-34
S: (1/2-)8-45
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Kalij (lat. - kalium) je hemijski element sa simbolom K i atomskim brojem 19. Elementarni kalij je mehki srebreno-sjajni alkalni metal koji burno oksidira u zraku i veoma je reaktivan sa vodom, dajući dovoljno toplote da zapali vodonik koji se oslobađa u toj reakciji.

Pošto su kalij i natrij hemijski dosta slični, prošlo je dosta vremena prije nego što su njihove soli pravilno identificirane. Da se radi o različitim elemenata u tim solima je naslućeno još od 1702. godine[3], a to je dokazano tek 1807. godine kada su kalij i natrij pojedinačno izolirani iz različitih soli putem elektrolize. Kalij se u prirodi pojavljuje samo u ionskim solima. Kao takav, pronađen je rastvoren u morskoj vodi (gdje je po težini zastupljen oko 0,04%[4][5]) te kao dio mnogih minerala.

Brojne industrijske hemijske aplikacije kalija se zasnivaju na relativno velikoj rastvorljivosti kalijevih spojeva u vodi, poput kalijevih sapuna. Kalij kao metal se koristi samo rijetkim situacijama, a u mnogim hemijskim reakcijama je zamijenjen metalnim kalcijem.

Ioni kalija su neophodni za život svih živih ćelija. Difuzija iona kalija je ključni mehanizam u prijenosu impulsa kroz nervne ćelije, a nedostatak kalija u organizmima, naročito kod životinja i ljudi rezultira brojim srčanim problemima. Kalij u značajnim koncentracijama se može naći unutar biljnih ćelija, pogotovo u voću. Visoka koncentracija kalija u biljkama, pogotovo kada se u njima nalazi relativno malo natrija, rezultiralo je time da je kalij prvo izoliran iz pepela nekih biljaka, što je kasnije dalo i ime elementu u engleskom jeziku potassium (od potash - pepeo nastao sagorijevanjem drveta). Iz istog razloga, proizvodnja poljoprivrednih proizvoda intenzivno crpi kalij iz zemljišta, pa se za umjetna gnjojiva utroši oko 95% svjetske hemijske proizvodnje kalija i kalijevih spojeva.[6]

Stabilni izotopi su 39K i 41K. Važan nestabilni izotop je 40K, iz kojeg zavisno od načina promjene nastaje 40Ar ili 40Ca.

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Kuglice kalija u parafinskom ulju. Promjer kuglice je oko 0,5 cm

Atomi kalija imaju 19 elektrona, što je za samo jedan veće od izuzetno stabilne konfiguracije argona. Zbog toga, vrlo je lahko da atom kalija izgubi jedan elektron viška nego da dobije jedan; u svakom slučaju, poznati su alkalni ioni, K[7]. Zbog niske prve ionizacijske energije (418,8 kJ/mol), atom kalija vrlo lahko gubi jedan elektron i oksidira u monopozitivni kation K+.[8] Ovaj proces zahtijeva tako malo energije da se kalij može oksidirati u atmosferskom kisiku. Nasuprot tome, druga ionizacijska energija je izuzetno visoka (3052 kJ/mol), zato što otpuštanjem dva elektrona razbija elektronsku konfiguraciju plemenitog plina.[8] Zbog toga kalij ne formira jedinjenja sa oksidacijskim brojem +2 ili višim.[7]

Kalij je, poslije litija metal sa najmanjom gustoćom. To je mehki metal sa niskom tačkom topljenja i može se lahko rezati nožem. Svježe odrezani kalij ima srebrenasti izgled, međutim veoma brzo počinje da blijedi i postaje siv nedugo nakon što je izložen na zraku.[6][9] Pri testu bojenja plamena, kalij i njegovi spojevi emitiraju ljubičastu boju sa najvišim vrhom emisionog spektra na 766,5 nm.[6][9]

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Kalij je ekstremno aktivan metal, koji burno reagira sa kisikom i vlagom iz zraka. U dodiru sa kisikom pretvara se u kalij peroksid a sa vodom u kalij hidroksid. Reakcija kalija sa vodom je opasna zbog svog burnog egzotermičkog karaktera i otpuštanja plina vodika. Vodik dalje reagira sa vodom čak ako je prisutna i u tragovima; zbog toga kalij i njegova tečna legura sa natrijem su jaki isušivači (desikanti) koji se mogu koristiti za sušenje rastvora prije destilacije[9][10]

Zbog osjetljivosti kalija na vodu i zrak, reakcije kalija su moguće samo u inertnoj atmosferi, poput plina argona koristeći tehnike bez prisustva zraka. Kalij ne reagira sa većinom ugljikovodika, poput mineralnih ulja ili kerozina.[9] Dobro se rastvara u tečnom amonijaku u količini od 480 g na 1000 g amonijaka pri temperaturi od 0 °C. U zavisnosti od koncentracije. otopine kalija u amonijaku su od plave do žute nijanse, a njihova električna provodljivost je slična kao i kod tečnih metala. U čistom rastvoru, kalij sporo reagira sa amonijakom formirajući KNH2, međutim ova reakcija se može ubrzati dodavanjem manjih količina soli tranzicijskih metala.[10] On se može reducirati soli do metala; kalij se često koristi kao sredstvo za redukciju i dobijanje fino odvojenih metala iz njihovih soli putem Riekeve metode.[11] Naprimjer, dobijanje magnezija putem Riekeve metode zahtjeva korištenje kalija kao redukcionog sredstva:

MgCl2 + 2 K → Mg + 2 KCl

Spojevi[uredi | uredi izvor]

Jedina valencija kalija je +1. Metalni kalij je veoma snažno redukciono sredstvo koje se lahko oksidira na monopozitivni kation K+. Jednom oksidiran, on je izuzetno stabilan i teško se ponovo reducira do metala.[7] Kalij hidroksid lahko reagira sa ugljik dioksidom dajući kalij karbonat koji je koristan za uklanjanje tragova gasova iz zraka. Općenito, spojevi kalija imaju odličnu rastvorljivost u vodi, koja se objašnjava visokom energijom hidratacije K+ iona. Ioni kalija su bezbojni u vodi i izuzetno teško se talože; moguće metode taloženja uključuju reakcije sa natrij tetrafenilboratom, heksahloroplatinskom kiselinom i natrij kobaltnitritom.[9] Važno jedinjenje za hemiju je također i kalij permanganat.

Kalij oksidira dosta brže od većine metala i formira okside putem O-O veza, kao i svi alkalni metali osim litija. Tri vrste oksida se formiraju tokom reakcije: kalij oksid, kalij peroksid i kalij superoksid,[12] koji sadrže tri različita iona zasnovana na kisiku: kisik (O2-), peroksid (O22-) i superoksid (O2-). Posljednje dvije vrste, naročito superoksid su veoma rijetke i grade se samo u reakcijama sa veoma elektropozitivnim metalima; te vrste sadrže kisik-kisik veze.[10] Svi binarni kalij-kisik spojevi burno reagiraju sa vodom dajući kalij hidroksid. Ovaj spoj je jaka alkalna baza, u vodi se može rastvoriti u količini od 1,21 kg po litru vode.[13][14]

Struktura čvrstog kalij superoksida (KO2).

U vodenim rastvorima[uredi | uredi izvor]

Kalijevi spojevi su obično izrazito ionski i zbog toga je većina njih rastvorljiva u vodi. Osnovne vrste u vodi su akvakompleksi [K(H2O)n]+ gdje je n = 6 i 7.[15] Nekoliko soli je slabo rastvorljivo u vodi uključujući kalij tetrafenilborat, kalij heksahloroplatinat i kalij kobaltnitrit.[9][16]

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Glavna stranica: Izotopi kalija

Postoje 24 poznata izotopa kalija, od kojih se tri pojavljuju u prirodi: 39K (udio 93,3%), 40K (udio 0,0117%) i 41K (udio 6,7%). Kalij 40K koji se pojavljuje u prirodi ima vrijeme poluraspada od 1,25×109 godina. On se raspada bilo na stabilni 40Ar putem emisije pozitrona ili hvatanja elektrona (11,2%) ili na stabilni 40Ca putem beta raspada (88,8%).[17]

Raspad 40K do 40Ar omogućava upotrebu poznate metode za određivanje starosti kamenja i stijena. Konvencionalna metoda određivanja starosti pomoću K-Ar polazi od pretpostavke da stijene nisu sadržavale argon u vrijeme svog stvaranja tako da je sav naknadni radiogenski argon (tj. 40Ar) količinski ostao. Starost minerala se određuje mjerenjem koncentracije kalija i količine radiogenskog argona 40Ar koji je uskladišten. Najpogodniji minerali za određivanje starosti uključuju biotit, muskovit, metamorfska hornblenda i vulkanski feldspat; cijeli uzorak stijene počev od vulkanske lave i plitkih magmatskih stijena također može biti starosno analiziran ako nije naknadno izmijenjen.[17][18] Pored određivanja starosti, izotopi kalija se koriste i kao radioaktivni trejseri u studijama eluvijalnog procesa i ciklusa hranjivih materija jer je kalij makronutrijent neophodan za život.[19]

40K se pojavljuje u prirodnoj smjesi kalija (i nekim komercijalnim zamjenama za so) u dovoljnim količinama da se ti supstituti mogu koristiti kao radioaktivni izvor za školske potrebe. U zdravim životinjama i ljudima, izotop 40K predstavlja jedan od najvećih izvora radioaktivnosti, veći čak i od izotopa 14C. U ljudskom tijelu od otprilike 70 kg mase, desi se oko 4.400 raspada jezgara atoma 40K u sekundi.[20] Aktivnost prirodnog kalija je 31 Bq/g.[21]

Zastupljenost[uredi | uredi izvor]

Kalij u feldspatu
Soli kalija boje plamen ružičasto

Kalij se formira u svemiru putem nukleosinteze iz lakših atoma. Stabilni oblik kalija se stvara u supernovi putem eksplozivnog procesa sagorijevanja kisika.[22]

Elementarni kalij se ne pojavljuje u prirodi zato što burno reagira u kontaktu sa vodom..[9] U raznim spojevima, kalij čini oko 2,6% težine Zemljine kore i sedmi je najrasprostranjeniji element, podjednako zastupljen kao i natrij kojeg ima oko 1,8% Zemljine kore.[6] U morskoj vodi, kalij sa 0,39 g/l[4] je daleko manje zastupljen od natrija (10,8 g/l).[23][24]

Ortoklas (kalij feldspat) je obični mineral koji gradi stijene. Granit naprimjer sadrži oko 5% kalija, što je daleko više od prosjeka u Zemljinoj kori. Silvit (KCl), karnalit (KCl·MgCl2·6(H2O)), kainit (MgSO4·KCl·3H2O) i langbeinit (MgSO4·K2SO4)) su minerali koji se nalaze u velikim evaporatnim depozitima širom svijeta. Depoziti često imaju slojeve počev sa najmanje rastvorljivim na dnu i najviše rastvorljivom na vrhu.[24] Depoziti nitrata (kalij nitrat) se formiraju dekompozicijom organskog materijala u kontaktu sa zrakom, uglavnom u pećinama; zbog dobre rastvorljivosti nitrata u vodi formiranje većih depozita zahtijeva posebne uslove okoline.[25]

Historija[uredi | uredi izvor]

Elementarni kalij i njegove soli (kao izdvojeni spojevi od ostalih soli) nisu bili poznati u doba Rimskog carstva, a latinsko ime elementa ne potiče iz klasičnog latinskog nego iz neo-latinskog. Latinsko ime kalium je izvedeno iz riječi alkalni, što je dalje došlo iz arapskog al-qalyah (arapski: القَلْيَه), pepeo biljke. Sličan pojam u engleskom jeziku, alkali ima isti korjen (kalij u modernom arapskom jeziku se naziva butasyum (arapski: بوتاسيوم)).

Ime za element na engleskom jeziku potassium je izvedeno iz riječi potaša,[26] aludirajući na metod na koji se potaša pravi - otapanjem pepela nastalog sagorijevanjem drva ili lišća te isparavanjem nastalog rastvora. Potaša je uglavnom mješavina kalijevih soli jer biljke imaju vrlo malo ili nikako natrija, dok se veći dio ostalog mineralnog sadržaja biljaka odnosi na kalcijeve soli relativno nerastvorljive u vodi. Iako se potaša koristila od antičkog vremena, veći dio historije nije bilo poznato da se radi o materiji različitoj od natrijevih mineralnih soli. Georg Ernst Stahl je tokom eksperimenta 1702. godine pokazao da moguće postojanje bitnih razlika između kalijevih i natrijevih soli,[3] dok je Henri Louis Duhamel du Monceau te pretpostavljene razlike i dokazao 1736. godine.[27] Tačni hemijski sastavi kalijevih i natrijevih spojeva i status hemijskih elemenata kalija i natrija nisu bili poznati sve dok Antoine Lavoisier nije uključio alkali u svoj spisak hemijskih elemenata iz 1789. godine.[28][29]

Humphry Davy je prvi izolirao metalni kalij 1807. godine u Engleskoj, tako što ga je izdvojio iz kalij hidroksida (KOH, kaustične potaše) putem elektrolize istopljenih soli pomoću, tada novootkrivenog Voltinog stupa. Kalij je prvi metal koji je izoliran putem elektrolize.[30] Kasnije, iste godine, Davy je objavio da je izdvojio drugi metal, natrij, iz mineralnog derivata (kaustične sode, NaOH) umjesto soli biljaka putem slične tehnike, dokazujući da se radi o drugačijem elementu i solima.[28][29][31][32] Iako je proizvodnja metalnog kalija i natrija dokazala da su oba elementi, prošlo je dosta vremena prije nego što je to općenito prihvaćeno u nauci.[29]

Dugo vremena jedina značajnija primjena potaše je bila u proizvodnji stakla, sredstva za izbjeljivanje i sapuna.[33] Kalijevi sapuni iz životinjskih masti i biljnih ulja su posebno bili na cijeni pošto su se mogli više rastvarati u vodi i imali su nježniju teksturu, te su bili poznati kao mehki sapuni.[6] Otkriće Justus Liebiga 1840. godine pokazalo je da je kalij neophodan element za biljke i da su brojne vrste zemljišta siromašne njim.[34] To je dovelo do ogromnog rasta potražnje za kalijevim solima. Prvobitno kao izvor kalijevih soli korištenih kao umjetno gnojivo uzimao se pepeo drveta nekih vrsta bora, međutim nakon što su 1868. godine otkriveni veliki depoziti minerala koji sadrži kalij hlorid u blizini njemačkog grada Staßfurta, počela je proizvodnja kalijevih umjetnih gnojiva u industrijskim količinama.[35][36][37] Kasnije su otkriveni i drugi depoziti potaše, a tokom 1960tih godina Kanada je postala najdominantniji proizvođač.[38][39]

Biološki značaj[uredi | uredi izvor]

Glavna stranica: Kalij u biologiji
Djelovanje kalij-natrij pumpe je primjer primarnog aktivnog trasporta. Dva nosača proteina lijevo koriste ATP za prijenos natrija izvan ćelije protiv koncentracije gradijenta. Proteini desno koriste sekundarni aktivni transport za prijenos kalija u ćeliju.

Kalij je osmi ili deveti najčešći element po masi (0,2%) u ljudskom tijelu, tako da odrasla osoba teška oko 60 kg ima u sebi oko 120 g kalija.[40] Ljudsko tijelo ima toliko kalij kao i naprimjer sumpora i hlora, a od osnovnih minerala samo kalcija i fosfora ima više.[41]

Kationi kalija su važni za neurološke funkcije u organizmu (mozak i nerve) i utiče na osmotski balans između ćelija i međućelijske tekućine, a regulira njihovu distribuciju u svim životinjama (ali ne i biljkama) putem takozvane pumpe Na+/K+-ATPaze.[42] Ova ionska pumpa koristi ATP za pumpanje tri natrijeva iona iz ćelije i dva kalijeva iona u ćeliju gradeći time elektrohemijski gradijent preko ćelijske membrane. Pored toga, visoko selektivni kanali kalijevih iona (koji su tetrameri) su od najvećeg značaja za hiperpolarizaciju, naprimjer kod neurona nakon što je potencijalna akcija otpočela. Kalij se može osjetiti putem čula ukusa pošto on izaziva tri od pet vrsta uzbuđenja čula ukusa sve u zavisnosti od koncentracije.

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Gnojivo[uredi | uredi izvor]

Kalij sulfat i magnezij sulfat u gnojivu

Ioni kalija su neophodni sastojci za rast biljaka i mogu se naći u mnogim vrstama zemljišta.[6] Oni se koriste kao gnojiva u poljoprivredi, hortikulturi i hidroponskim kulturama u obliku kalij hlorida (KCl), kalij sulfata (K2SO4) ili kalij nitrata (KNO3). Za proizvodnju poljoprivrednih gnojiva troši se oko 95% ukupne hemijske industrijske proizvodnje kalija a 90% ponude čini kalij u obliku KCl.[6] Sadržaj kalija u većini biljaka se kreće od 0,5% do 2% od ukupne težine plodova, obično se izražava kao količina K2O. Moderna poljopriveda koja daje visoke prinose mnogo zavisi od gnojiva koja nadoknađivaju gubitak kalija tokom rasta kultura. U 2005. godini oko 93% svjetske proizvodnje kalijevih spojeva je utrošeno u industriji gnojiva.[43]

Hrana[uredi | uredi izvor]

Kationi kalija su nutritijenti neophodni za ljudski život i zdravlje. Kalij hlorid se koristi kao zamjena za običnu kuhinjsku so kod osoba koje moraju smanjiti unos natrija kao jedan od načina kontrole hipertenzije. U SAD-u Agencija za kontrolu hrane i lijekova smatra paradajz, sok od narandže, bijeli grah, krompir i banane najveće izvore kalija u ishrani.[44]

Kalij natrij tartrat (KNaC4H4O6, Rochelleova so) je glavni sastojak praška za pecivo; također se koristi i za posrebravanje ogledala. Kalij bromat (KBrO3) je jako oksidaciono sredstvo (E924) i koristi se kao učvršćivač. Kalij bisulfit KHSO3 se koristi za čuvanje i konzerviranje hrane naprimjer u vinu i pivu (ali ne i mesu). Pored toga, koristi se za izbjeljivanje tekstila i štavljenja kože.[45][46]

Literatura[uredi | uredi izvor]

  • Burkhardt, Elizabeth R. et al. (2006). “Potassium and Potassium Alloys”, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 31–38 ISBN 3527306730.
  • Greenwood, Norman N (1997). Chemistry of the Elements, 2, Butterworth-Heinemann ISBN 0080379419.
  • Holleman, Arnold F. (1985). “Potassium”, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91–100 (na njemačkom), Walter de Gruyter ISBN 3-11-007511-3.
  • Schultz, H. et al. (2006). “Potassium compounds”, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 39–103 ISBN 3527306730.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ Weast, Robert C. (ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. str E-129 do E-145. ISBN 0-8493-0470-9.
  3. ^ a b (1761) Chymische Schriften.
  4. ^ a b Webb, D. A. (april 1939). "The Sodium and Potassium Content of Sea Water". The Journal of Experimental Biology.
  5. ^ Detailed composition of seawater at 3.5% salinity.
  6. ^ a b c d e f g Greenwood, Norman N; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-08-037941-9
  7. ^ a b c Dye, J. L. (1979). "Compounds of Alkali Metal Anions". Angewandte Chemie International Edition 18 (8): 587–598.
  8. ^ a b James, A. M. (1992). Macmillan's chemical and physical data, London: Macmillan ISBN 0-333-51167-0.
  9. ^ a b c d e f g Holleman, Arnold F. (1985). “Potassium”, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91–100 (na njemačkom), Walter de Gruyter ISBN 3-11-007511-3.
  10. ^ a b c Burkhardt, str. 32-35
  11. ^ Rieke, R. D. (1989). "Preparation of Organometallic Compounds from Highly Reactive Metal Powders". Science 246 (4935): 1260–1264.
  12. ^ Lide, David R. (1998). Handbook of Chemistry and Physics, 87, 477; 520, CRC Press ISBN 0-8493-0594-2.
  13. ^ Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86. izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. str. 4-80. ISBN 0-8493-0486-5
  14. ^ Schultz, str. 94
  15. ^ S. F. Lincoln, D. T. Richens, A. G. Sykes "Metal Aqua Ions" Comprehensive Coordination Chemistry II Volume 1, str. 515-555.
  16. ^ Hyde, Earl K. (1960). The radiochemistry of thorium, Subcommittee on Radiochemistry, National Academy of Sciences—National Research Council.
  17. ^ a b Georges, Audi (2003). "The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties". Nuclear Physics A 729: 3–128.
  18. ^ Bowen, Robert (1988). “Theory and Assumptions in Potassium–Argon Dating”, Isotopes in the Earth Sciences, 203–208, Springer ISBN 9780412537103.
  19. ^ D. Anac (1. august 1999). Improved crop quality by nutrient management, 290–, Springer ISBN 9780792358503. Pristupljeno URLu 20. juni 2011.
  20. ^ Radiation and Radioactive Decay. Radioactive Human Body.
  21. ^ Winteringham, F. P. W (1989). Radioactive fallout in soils, crops and food: a background review, Food & Agriculture Org. ISBN 9789251028773.
  22. ^ Shimansky, V. (September 2003). "Observational constraints on potassium synthesis during the formation of stars of the Galactic disk". Astronomy Reports. Pristupljeno URL adresi dana 2011-08-07.
  23. ^ Micale, Giorgio (2009). Seawater Desalination: Conventional and Renewable Energy Processes, Springer ISBN 9783642011498.
  24. ^ a b Prud'homme, Michel (2006). “Potash”, Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses, 723–740, Society for Mining, Metallurgy, and Exploration ISBN 9780873352338.
  25. ^ Ross, William H. (1914). “The Origin of Nitrate Deposits”, Popular Science, 134–145, Bonnier Corporation.
  26. ^ Davy, Humphry (1808). "On some new phenomena of chemical changes produced by electricity, in particular the decomposition of the fixed alkalies, and the exhibition of the new substances that constitute their bases; and on the general nature of alkaline bodies". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 98.
  27. ^ du Monceau, H. L. D.. "Sur la Base de Sel Marine". Memoires de l'Academie royale des Sciences: 65–68.
  28. ^ a b Weeks, Mary Elvira (1932). "The discovery of the elements. IX. Three alkali metals: Potassium, sodium, and lithium". Journal of Chemical Education 9 (6): 1035.
  29. ^ a b c Siegfried, R. (1963). "The Discovery of Potassium and Sodium, and the Problem of the Chemical Elements". Isis 54 (2): 247–258.
  30. ^ Enghag, P. (2004). “11. Sodium and Potassium”, Encyclopedia of the elements, Wiley-VCH Weinheim ISBN 3527306668.
  31. ^ Davy, Humphry (1808). "On some new phenomena of chemical changes produced by electricity, in particular the decomposition of the fixed alkalies, and the exhibition of the new substances that constitute their bases; and on the general nature of alkaline bodies". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 98: 1–44.
  32. ^ Shaposhnik, V. A. (2007). "History of the discovery of potassium and sodium (on the 200th anniversary of the discovery of potassium and sodium)". Journal of Analytical Chemistry 62 (11): 1100–1102.
  33. ^ Browne, C. A. (1926). "Historical notes upon the domestic potash industry in early colonial and later times". Journal of Chemical Education 3 (7): 749–756.
  34. ^ Liebig, Justus von (1840). Die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Agricultur und Physiologie (na njemačkom).
  35. ^ Cordel, Oskar (1868). Die Stassfurter Kalisalze in der Landwirthschalt: Eine Besprechung ... (na njemačkom), L. Schnock. Pristupljeno URLu 29. maj 2011.
  36. ^ Birnbaum, Karl (1869). Die Kalidüngung in ihren Vortheilen und Gefahren (na njemačkom).
  37. ^ Organization, United Nations Industrial Development (1998-03-31). Fertilizer Manual ISBN 9780792350323.
  38. ^ Miller, H. (1980). "Potash from Wood Ashes: Frontier Technology in Canada and the United States". Technology and Culture 21 (2): 187–208.
  39. ^ Rittenhouse, P. A. (1979). "Potash and politics". Economic Geology 74 (2): 353–357.
  40. ^ Abdelwahab, M. (1992). "A simple calibration of a whole-body counter for the measurement of total body potassium in humans". International Journal of Radiation Applications and Instrumentation. Part A. Applied Radiation and Isotopes 43 (10): 1285–1289.
  41. ^ Chang, Raymond (1. juli 2007). Chemistry, McGraw-Hill Higher Education ISBN 9780071105958. Pristupljeno URLu 29. maj 2011.
  42. ^ Campbell, Neil (1987). Biology, Menlo Park, California: Benjamin/Cummings Pub. Co. ISBN 0-8053-1840-2.
  43. ^ Mineral Yearbook 2006:Potash.
  44. ^ "Potassium Content of Selected Foods per Common Measure, sorted by nutrient content", USDA National Nutrient Database for Standard Reference, Release 20. 
  45. ^ (2010) “Bleaching and Maturing Agents”, How Baking Works: Exploring the Fundamentals of Baking Science, John Wiley and Sons ISBN 9780470392676.
  46. ^ (1986-07) “Uses and Exposure to Sulfites in Food”, Advances in food research, 4–6, Academic Press ISBN 9780120164301.
Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: