Kalium

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
(Dialihkan dari Potasium)
Lompat ke: navigasi, cari
Kalium,  19K
Potassium-2.jpg
Mutiara kalium dalam minyak parafin.
Ukuran mutiara besar 0,5 cm.
Potassium Spectrum.jpg
Garis spektrum kalium
Sifat umum
Nama, simbol kalium, K
Pengucapan /pˈtæsiəm/ po-TAS-ee-əm
Penampilan abu-abu perak
Kalium di tabel periodik
Hydrogen (diatomic nonmetal)
Helium (noble gas)
Litium (alkali metal)
Berilium (alkaline earth metal)
Boron (metalloid)
Karbon (polyatomic nonmetal)
Nitrogen (diatomic nonmetal)
Oksigen (diatomic nonmetal)
Fluor (diatomic nonmetal)
Neon (noble gas)
Natrium (alkali metal)
Magnesium (alkaline earth metal)
Aluminium (post-transition metal)
Silikon (metalloid)
Fosfor (polyatomic nonmetal)
Belerang (polyatomic nonmetal)
Klor (diatomic nonmetal)
Argon (noble gas)
Kalium (alkali metal)
Kalsium (alkaline earth metal)
Skandium (transition metal)
Titanium (transition metal)
Vanadium (transition metal)
Kromium (transition metal)
Mangan (transition metal)
Besi (transition metal)
Kobalt (transition metal)
Nikel (transition metal)
Tembaga (transition metal)
Seng (transition metal)
Galium (post-transition metal)
Germanium (metalloid)
Arsenik (metalloid)
Selenium (polyatomic nonmetal)
Bromin (diatomic nonmetal)
Kripton (noble gas)
Rubidium (alkali metal)
Stronsium (alkaline earth metal)
Itrium (transition metal)
Zirkonium (transition metal)
Niobium (transition metal)
Molibdenum (transition metal)
Teknesium (transition metal)
Rutenium (transition metal)
Rodium (transition metal)
Paladium (transition metal)
Perak (transition metal)
Kadmium (transition metal)
Indium (post-transition metal)
Timah (post-transition metal)
Antimon (metalloid)
Telurium (metalloid)
Yodium (diatomic nonmetal)
Xenon (noble gas)
Sesium (alkali metal)
Barium (alkaline earth metal)
Lantanum (lanthanide)
Serium (lanthanide)
Praseodimium (lanthanide)
Neodimium (lanthanide)
Prometium (lanthanide)
Samarium (lanthanide)
Europium (lanthanide)
Gadolinium (lanthanide)
Terbium (lanthanide)
Disprosium (lanthanide)
Holmium (lanthanide)
Erbium (lanthanide)
Tulium (lanthanide)
Iterbium (lanthanide)
Lutesium (lanthanide)
Hafnium (transition metal)
Tantalum (transition metal)
Tungsten (transition metal)
Renium (transition metal)
Osmium (transition metal)
Iridium (transition metal)
Platinum (transition metal)
Emas (transition metal)
Raksa (transition metal)
Talium (post-transition metal)
Timbal (post-transition metal)
Bismut (post-transition metal)
Polonium (post-transition metal)
Astatin (metalloid)
Radon (noble gas)
Fransium (alkali metal)
Radium (alkaline earth metal)
Aktinium (actinide)
Torium (actinide)
Protaktinium (actinide)
Uranium (actinide)
Neptunium (actinide)
Plutonium (actinide)
Amerisium (actinide)
Kurium (actinide)
Berkelium (actinide)
Kalifornium (actinide)
Einsteinium (actinide)
Fermium (actinide)
Mendelevium (actinide)
Nobelium (actinide)
Lawrensium (actinide)
Ruterfordium (transition metal)
Dubnium (transition metal)
Seaborgium (transition metal)
Bohrium (transition metal)
Hasium (transition metal)
Meitnerium (unknown chemical properties)
Darmstadtium (unknown chemical properties)
Roentgenium (unknown chemical properties)
Kopernisium (transition metal)
Nihonium (unknown chemical properties)
Flerovium (post-transition metal)
Moskovium (unknown chemical properties)
Livermorium (unknown chemical properties)
Tenesin (unknown chemical properties)
Oganeson (unknown chemical properties)
Na

K

Rb
argonkaliumkalsium
Nomor atom (Z) 19
Golongan, blok golongan 1 (logam alkali), blok-s
Periode periode 4
Kategori unsur   logam alkali
Bobot atom standar (±) (Ar) 39,0983(1)
Konfigurasi elektron [Ar] 4s1
per kelopak
2, 8, 8, 1
Sifat fisika
Fase padat
Titik lebur 336,53 K ​(63,38 °C, ​146,08 °F)
Titik didih 1032 K ​(759 °C, ​1398 °F)
Kepadatan mendekati s.k. 0,862 g/cm3
saat cair, pada t.l. 0,828 g/cm3
Titik tripel 336,35 K, ​ kPa
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 ​oksida basa kuat
Elektronegativitas Skala Pauling: 0,82
Energi ionisasi
(artikel)
Jari-jari atom empiris: 227 pm
Jari-jari kovalen 203±12 pm
Jari-jari van der Waals 275 pm
Lain-lain
Struktur kristal kubus acuan badan (bcc)
Struktur kristal Body-centered cubic untuk kalium
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 n Ω·m (suhu 20 °C)
Arah magnet paramagnetik
Modulus Young 3,53 GPa
Modulus Shear 1,3 GPa
Modulus Bulk 3,1 GPa
Skala Mohs 0,4
Skala Brinell 0,363 MPa
Nomor CAS 7440-09-7
Isotop kalium terstabil
Iso­top Kelim­pahan Waktu paruh (t1/2) Moda peluruhan Pro­duk
39K 93.26% 39K stabil dengan 20 neutron
40K 0.012% 1.248(3)×109 y β 40Ca
ε 40Ar
β+ 40Ar
41K 6.73% 41K stabil dengan 22 neutron
| referensi | di Wikidata

Kalium 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[1][2]), 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,[3] 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 syaraf 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.[4]

Etimologi[sunting | sunting sumber]

Nama bahasa Inggris: potassium untuk unsur kalium berasal dari kata "potash",[5] 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 Arab: القَلْيَه al-qalyah "abu tanaman." Pada tahun 1797, kimiawan Jerman Martin Klaproth menemukan "potas" dalam mineral leusit (en) dan lepidolit (en), dan menyadari bahwa "potas" bukanlah produk pertumbuhan tanaman namun sebenarnya mengandung unsur baru, yang diusulkannya untuk dinamakan kali.[6] Pada tahun 1807, Humphry Davy menghasilkan unsur tersebut melalui elektrolisis: pada tahun 1809, Ludwig Wilhelm Gilbert mengajukan nama Kalium untuk "potassium" Davy.[7] Pada tahun 1814, kimiawan Swedia Berzelius menganjurkan nama kalium untuk potassium, dengan lambang kimia "K".[8]

Negara-negara berbahasa Inggris dan Perancis mengadopsi nama Davy dan Gay-Lussac/Thénard, Potassium; sementara negara-negara Jermanik mengadopsi nama Gilbert/Klaproth, Kalium.[9] The "Gold Book" of the International Union of Physical and Applied Chemistry telah menetapkan lambang kimia resminya adalah K.[10]

Sifat-sifat[sunting | sunting sumber]

Fisika[sunting | sunting sumber]

Uji nyala api kalium.

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.[11] Dalam uji nyala api, kalium dan senyawanya memancarkan warna ungu dengan panjang gelombang puncak emisi 766,5 nanometer.[12]

Kimia[sunting | sunting sumber]

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).[13][14] 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).[14] Oleh karenanya, kalium tidak mudah membentuk senyawa dengan keadaan oksidasi +2 atau lebih tinggi.[13]

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.[15]

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.[16] 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.[17] Oleh karena ia bisa mereduksi garam menjadi logamnya, kalium sering digunakan sebagai reduktor dalam pembuatan serbuk logam dari garamnya dengan metode Rieke.[18] Misalnya, pembuatan magnesium dari magnesium klorida dengan metode ini menggunakan kalium sebagai reduktor:

Senyawa[sunting | sunting sumber]

Struktur kalium superoksida (KO2) padat.

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.[13]

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).[16]

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[19] yang terbentuk dari tiga ion berbasis oksigen yang berbeda: oksida (O2−), peroksida (O2−2), dan superoksida (O2). Dua spesies terakhir, terutama superoksida, jarang terjadi dan terbentuk hanya sebagai reaksi dengan logam yang sangat elektropositif; spesies ini mengandung ikatan oksigen-oksigen.[17] 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.[20][21]

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.[22] Beberapa dari sedikit garam kalium yang sukar larut meliputi kalium tetrafenilborat, kalium heksakloroplatinat, dan kalium kobaltinitrit.[16]

Isotop[sunting | sunting sumber]

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%).[23] 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.[23][24] 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.[25]

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.[26] Aktivitas kalium alami adalah 31 Bq/g.[27]

Pembentukan dan distribusi kosmis[sunting | sunting sumber]

Kalium dalam feldspar

Kalium terbentuk dalam supernova melalui nukleosintesis dari atom yang lebih ringan. Kalium pada dasarnya dibuat pada supernova Tipe II melalui proses pembakaran oksigen eksplosif.[28] 40K 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.[29] 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[1] (0,039% b/v), kira-kira satu per dua puluh tujuh dari konsentrasi natrium.[30][31]

Potas[sunting | sunting sumber]

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,[3] dan Henri Louis Duhamel du Monceau mampu membuktikan perbedaan ini pada tahun 1736.[32] 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.[33][34] Dalam waktu yang lama, satu-satunya aplikasi kalium yang penting adalah produksi kaca, pemutih, sabun dan bubuk mesiu sebagai kalium nitrat.[35] 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.[4] Justus Liebig pada tahun 1840 menemukan bahwa kalium adalah unsur penting untuk tanaman dan bahwa sebagian besar jenis tanah yang kekurangan kalium[36] 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.[37][38][39] Deposit potas lainnya juga ditemukan, dan pada tahun 1960an Kanada menjadi produsen dominan.[40][41]

Logam[sunting | sunting sumber]

Potongan logam kalium

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.[42] 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.[33][34][43][44] Meskipun produksi logam kalium dan natrium seharusnya telah menunjukkan bahwa keduanya adalah unsur, perlu beberapa waktu sebelum pandangan ini diterima secara universal.[34]

Geologi[sunting | sunting sumber]

Unsur kalium tidak terdapat di alam karena reaktivitasnya yang tinggi. Ia bereaksi hebat dengan air (lihat bagian Pencegahan di bawah ini)[16] 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 (en) (KCl), karnalit (en) (KCl·MgCl2·6(H2O)), kainit (en) (MgSO4·KCl·3H2O) dan langbeinit (en) (MgSO4·K2SO4) adalah mineral yang ditemukan di deposit evaporit (en) 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.[31] 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.[45]

Peran biologis[sunting | sunting sumber]

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.[46] 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).[47] Ion kalium hadir dalam berbagai macam protein dan enzim.[48]

Fungsi biokimia[sunting | sunting sumber]

Tingkat kalium mempengaruhi beberapa proses fisiologis, termasuk[49][50][51]

  • 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.[52]
  • 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[sunting | sunting sumber]

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.

Kadar dalam plasma[sunting | sunting sumber]

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,[53] dan beberapa penyakit jantung, ginjal,[54] 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.[55]

Hipokalemia, kekurangan kalium dalam plasma, bisa berakibat fatal jika parah. Penyebab umum peningkatan gastrintestinal loss (muntah, diare), dan peningkatan renal loss (diuresis).[56] Gejala defisiensi meliputi kelemahan otot, ileus paralitik, kelainan EKG, penurunan respon refleks; dan pada kasus yang parah, kelumpuhan pernapasan, alkalosis, dan aritmia jantung.[57]

Mekanisme pengendalian[sunting | sunting sumber]

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 supraciasmatik (en) otak (jam pusat), yang menyebabkan ginjal (jam perifer) mensekresikan kalium dalam sirkadian berirama ini.
Aksi pompa natrium-kalium adalah contoh transport aktif (en) primer. Dua protein pembawa yang tertanam di membran sel di sebelah kiri menggunakan ATP untuk memindahkan natrium keluar dari sel melawan gradien konsentrasi; Kedua protein di sebelah kanan menggunakan transport aktif sekunder untuk memindahkan kalium ke dalam sel: proses ini menghasilkan rekonstitusi ATP.
  • 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.[58] 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 (en) 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.[59]

Penyaringan, reabsorpsi, dan ekskresi renal[sunting | sunting sumber]

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).[60] 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.[61] 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[62][63] dengan arah aliran kebalikan dari natrium sebagai respons terhadap kesetimbangan Donnan (en) nyata (namun tidak aktual),[64] 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.[65] 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.[66] Jika masih belum ada asupan, konsentrasinya terus menurun sampai terjadi defisiensi parah yang berujung pada kematian.[67]

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.[68] Pori-pori memerlukan kalsium untuk membuka[69] meskipun diperkirakan kalsium bekerja terbalik dengan menghalangi setidaknya satu pori-pori.[70] Gugus karbonil di dalam pori-pori asam amino meniru hidrasi air yang terjadi dalam larutan air[71] melalui sifat muatan elektrostatik pada empat gugus karbonil di dalam pori-pori.[72]

Dalam makanan[sunting | sunting sumber]

Deteksi oleh kuncup rasa[sunting | sunting sumber]

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.[73][74]

Sumber makanan[sunting | sunting sumber]

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.[75] 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.[76]

Asupan yang memadai[sunting | sunting sumber]

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.[77] Demikian juga, di Uni Eropa, khususnya di Jerman dan Italia, asupan kalium yang tidak mencukupi agak umum terjadi.[78] 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.[79]

Sebuah meta-analisis menyimpulkan bahwa peningkatan 1640 mg dalam asupan kalium harian dikaitkan dengan penurunan risiko stroke sebesar 21%.[80] Kalium klorida dan kalium bikarbonat berguna untuk mengendalikan hipertensi ringan.[81]

Kekurangan asupan[sunting | sunting sumber]

Diet rendah kalium dapat menyebabkan hipertensi[82] dan hipokalemia.

Suplementasi[sunting | sunting sumber]

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.[73] 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.

Produksi komersial[sunting | sunting sumber]

Pertambangan[sunting | sunting sumber]

Silvit (en) dari New Mexico

Garam kalium seperti karnalit (en), langbeinit (en), polihalit (en), dan silvit (en) membentuk endapan evaporit (en) yang luas di dasar danau purba dan dasar laut,[30] 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.[83][84][85] 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.[86] Air Laut Mati digunakan oleh Israel dan Yordania sebagai sumber kalium, sementara konsentrasi di lautan normal terlalu rendah untuk produksi komersial dengan harga berlaku.[84][85]

Monte Kali, timbunan limbah pertambangan dan benefisiasi di Hesse, Jerman, sebagian besar terdiri dari natrium klorida.

Ekstraksi kimia[sunting | sunting sumber]

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.[31]

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.[31][87]

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 atmosfir 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.[88][89]

Penggunaan komersial[sunting | sunting sumber]

Pupuk[sunting | sunting sumber]

Pupuk kalium sulfat/magnesium sulfat

Ion kalium merupakan komponen penting nutrisi tumbuhan dan ditemukan pada kebanyakan jenis tanah.[4] 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.[4] 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.[90] Pada tahun 2005, sekitar 93% produksi kalium dunia dikonsumsi oleh industri pupuk.[85]

Bahan tambahan pangan[sunting | sunting sumber]

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.[91][92]

Industri[sunting | sunting sumber]

Bahan kimia utama kalium adalah kalium hidroksida, kalium karbonat, kalium sulfat, dan kalium klorida. Jutaan ton senyawa ini diproduksi setiap tahunnya.[93]

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.[94][95]

Kalium nitrat (KNO3) atau saltpeter diperoleh dari sumber alami seperti guano dan evaporit (en) 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.[96] 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.[4]

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.[97] tetapi semua kegunaan ini lebih dikarenakan sifat kimia dari ion kromat, daripada ion kalium.[98]

Penggunaan ceruk[sunting | sunting sumber]

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.[99][100]

Contoh lain adalah kalium kobaltnitrit, K3[Co(NO2)6], yang digunakan sebagai pigmen lukis di bawah nama Aureolin atau Kobalt Kuning.[101]

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.[102]

Penggunaan laboratorium[sunting | sunting sumber]

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).[103] 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.[11]

Logam kalium digunakan dalam beberapa jenis magnetometer.[104]

Tindakan pencegahan[sunting | sunting sumber]

Reaksi logam kalium dengan air. Dihasilkan hidrogen, dan dengan uap kalium, terbakar dengan warna nyala merah muda atau lilak. Basa kuat kalium hidroksida terbentuk dalam larutan.

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

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.[105]

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.[106]

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 atmosfir 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.[107]

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.[108][109] Kalium klorida digunakan di Amerika Serikat untuk eksekusi suntik mati.[108]

Lihat juga[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ a b Webb, D. A. (April 1939). "The Sodium and Potassium Content of Sea Water" (PDF). The Journal of Experimental Biology (2): 183. 
  2. ^ Anthoni, J. (2006). "Detailed composition of seawater at 3.5% salinity". seafriends.org.nz. Diakses tanggal 2011-09-23. 
  3. ^ a b Marggraf, Andreas Siegmund (1761). Chymische Schriften. p. 167. 
  4. ^ a b c d e Greenwood, p. 73
  5. ^ 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 98: 32. doi:10.1098/rstl.1808.0001. 
  6. ^ Klaproth, M. (1797), "Nouvelles données relatives à l'histoire naturelle de l'alcali végétal (New data regarding the natural history of the vegetable alkali)", Mémoires de l'Académie royale des sciences et belles-lettres (Berlin): 9–13  From p. 13: "Cet alcali ne pouvant donc plus être envisagé comme un produit de la végétation dans les plantes, occupe une place propre dans la série des substances primitivement simples du règne minéral, & il devient nécessaire de lui assigner un nom, qui convienne mieux à sa nature.
    La dénomination de Potasche (potasse) que la nouvelle nomenclature françoise a consacrée comme nom de tout le genre, ne sauroit faire fortune auprès des chimistes allemands, qui sentent à quel point la dérivation étymologique en est vicieuse. Elle est prise en effet de ce qu'anciennement on se servoit pour la calcination des lessives concentrées des cendres, de pots de fer (pott en dialecte de la Basse-Saxe) auxquels on a substitué depuis des fours à calciner.
    Je propose donc ici, de substituer aux mots usités jusqu'ici d'alcali des plantes, alcali végétal, potasse, &c. celui de kali, & de revenir à l'ancienne dénomination de natron, au lieu de dire alcali minéral, soude &c."
    (This alkali [i.e., potash] — [which] therefore can no longer be viewed as a product of growth in plants — occupies a proper place in the originally simple series of the mineral realm, and it becomes necessary to assign it a name that is better suited to its nature.
    The name of "potash" (potasse), which the new French nomenclature has bestowed as the name of the entire species [i.e., substance], would not find acceptance among German chemists, who feel to some extent [that] the etymological derivation of it is faulty. Indeed it is taken from [the vessels] that one formerly used for the roasting of washing powder concentrated from cinders: iron pots (pott in the dialect of Lower Saxony), for which roasting ovens have been substituted since then.
    Thus I now propose to substitute for the until now common words of "plant alkali", "vegetable alkali", "potash", etc., that of kali ; and to return to the old name of natron instead of saying "mineral alkali", "soda", etc.)
  7. ^ Davy, Humphry (1809). "Ueber einige neue Erscheinungen chemischer Veränderungen, welche durch die Electricität bewirkt werden; insbesondere über die Zersetzung der feuerbeständigen Alkalien, die Darstellung der neuen Körper, welche ihre Basen ausmachen, und die Natur der Alkalien überhaupt" [On some new phenomena of chemical changes that are achieved by electricity; particularly the decomposition of flame-resistant alkalis [i.e., alkalies that cannot be reduced to their base metals by flames], the preparation of new substances that constitute their [metallic] bases, and the nature of alkalies generally]. Annalen der Physik 31 (2): 113–175. p. 157: In unserer deutschen Nomenclatur würde ich die Namen Kalium und Natronium vorschlagen, wenn man nicht lieber bei den von Herrn Erman gebrauchten und von mehreren angenommenen Benennungen Kali-Metalloid and Natron-Metalloid, bis zur völligen Aufklärung der chemischen Natur dieser räthzelhaften Körper bleiben will. Oder vielleicht findet man es noch zweckmässiger fürs Erste zwei Klassen zu machen, Metalle und Metalloide, und in die letztere Kalium und Natronium zu setzen. — Gilbert. (In our German nomenclature, I would suggest the names Kalium and Natronium, if one would not rather continue with the appellations Kali-metalloid and Natron-metalloid which are used by Mr. Erman [i.e., German physics professor Paul Erman (1764–1851)] and accepted by several [people], until the complete clarification of the chemical nature of these puzzling substances. Or perhaps one finds it yet more advisable for the present to create two classes, metals and metalloids, and to place Kalium and Natronium in the latter — Gilbert.) 
  8. ^ Berzelius, J. Jacob (1814), Försök, att, genom användandet af den electrokemiska theorien och de kemiska proportionerna, grundlägga ett rent vettenskapligt system för mineralogien [Attempt, by the use of electrochemical theory and chemical proportions, to found a pure scientific system for mineralogy], Stockholm, Sweden: A. Gadelius, p. 87 
  9. ^ "Kalium Potassium", Elementymology & Elements Multidict, diakses tanggal 2017-09-02 
  10. ^ IUPAC (1997), A.D. McNaught and A. Wilkinson, ed., Compendium of Chemical Terminology (2nd (the "Gold Book") ed.), Oxford: Blackwell Scientific Publications 
  11. ^ a b Greenwood, p. 76
  12. ^ Greenwood, p. 75
  13. ^ a b c Dye, J. L. (1979). "Compounds of Alkali Metal Anions". Angewandte Chemie International Edition 18 (8): 587–598. doi:10.1002/anie.197905871. 
  14. ^ a b James, A. M.; Lord, M. P. (1992). Macmillan's chemical and physical data. London: Macmillan. ISBN 0-333-51167-0. 
  15. ^ Burkhardt, p. 35
  16. ^ a b c d Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon; Wiberg, Nils (1985). "Potassium". Lehrbuch der Anorganischen Chemie (dalam German) (91–100 ed.). Walter de Gruyter. ISBN 3-11-007511-3. 
  17. ^ a b Burkhardt, p. 32
  18. ^ Rieke, R. D. (1989). "Preparation of Organometallic Compounds from Highly Reactive Metal Powders". Science 246 (4935): 1260–4. Bibcode:1989Sci...246.1260R. PMID 17832221. doi:10.1126/science.246.4935.1260. 
  19. ^ Lide, David R. (1998). Handbook of Chemistry and Physics (87th ed.). Boca Raton, Florida, United States: CRC Press. pp. 477; 520. ISBN 0-8493-0594-2. 
  20. ^ Lide, D. R., ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (ke-86 ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. p. 4–80. ISBN 0-8493-0486-5. 
  21. ^ Schultz, p. 94
  22. ^ Lincoln, S.F.; Richens, D.T.; Sykes, A.G., J.A. McCleverty and T.J. Meyer, ed., "Metal Aqua Ions", Comprehensive Coordination Chemistry II 1: 515–555, ISBN 978-0-08-043748-4 .
  23. ^ a b Georges, Audi; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A. H. (2003). "The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties". Nuclear Physics A (Atomic Mass Data Center) 729: 3–128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. 
  24. ^ Bowen, Robert; Attendorn, H. G. (1988). "Theory and Assumptions in Potassium–Argon Dating". Isotopes in the Earth Sciences. Springer. pp. 203–8. ISBN 978-0-412-53710-3. 
  25. ^ Anaç, D. & Martin-Prével, P. (1999). Improved crop quality by nutrient management. Springer. pp. 290–. ISBN 978-0-7923-5850-3. 
  26. ^ "Radiation and Radioactive Decay. Radioactive Human Body". Harvard Natural Sciences Lecture Demonstrations. Diakses tanggal July 2, 2016. 
  27. ^ Winteringham, F. P. W; Effects, F.A.O. Standing Committee on Radiation, Land And Water Development Division, Food and Agriculture Organization of the United Nations (1989). Radioactive fallout in soils, crops and food: a background review. Food & Agriculture Org. p. 32. ISBN 978-92-5-102877-3. 
  28. ^ Shimansky, V.; Bikmaev, I. F.; Galeev, A. I.; Shimanskaya, N. N. et al. (September 2003). "Observational constraints on potassium synthesis during the formation of stars of the Galactic disk". Astronomy Reports 47 (9): 750–762. Bibcode:2003ARep...47..750S. doi:10.1134/1.1611216. 
  29. ^ Greenwood, p. 69
  30. ^ a b Micale, Giorgio; Cipollina, Andrea; Rizzuti, Lucio (2009). Seawater Desalination: Conventional and Renewable Energy Processes. Springer. p. 3. ISBN 978-3-642-01149-8. 
  31. ^ a b c d Prud'homme, Michel; Krukowski, Stanley T. (2006). "Potash". Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses. Society for Mining, Metallurgy, and Exploration. pp. 723–740. ISBN 978-0-87335-233-8. 
  32. ^ du Monceau, H. L. D. (1702–1797). "Sur la Base de Sel Marine". Memoires de l'Academie royale des Sciences (dalam French): 65–68. 
  33. ^ 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. Bibcode:1932JChEd...9.1035W. doi:10.1021/ed009p1035. 
  34. ^ a b c Siegfried, R. (1963). "The Discovery of Potassium and Sodium, and the Problem of the Chemical Elements". Isis 54 (2): 247–258. JSTOR 228541. doi:10.1086/349704. 
  35. ^ 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. Bibcode:1926JChEd...3..749B. doi:10.1021/ed003p749. 
  36. ^ Liebig, Justus von (1840). Die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Agricultur und Physiologie (dalam German). 
  37. ^ Cordel, Oskar (1868). Die Stassfurter Kalisalze in der Landwirthschalt: Eine Besprechung ... (dalam German). L. Schnock. 
  38. ^ Birnbaum, Karl (1869). Die Kalidüngung in ihren Vortheilen und Gefahren (dalam German). 
  39. ^ United Nations Industrial Development Organization and Int'l Fertilizer Development Center (1998). Fertilizer Manual. pp. 46, 417. ISBN 978-0-7923-5032-3. 
  40. ^ Miller, H. (1980). "Potash from Wood Ashes: Frontier Technology in Canada and the United States". Technology and Culture 21 (2): 187–208. JSTOR 3103338. doi:10.2307/3103338. 
  41. ^ Rittenhouse, P. A. (1979). "Potash and politics". Economic Geology 74 (2): 353–7. doi:10.2113/gsecongeo.74.2.353. 
  42. ^ Enghag, P. (2004). "11. Sodium and Potassium". Encyclopedia of the elements. Wiley-VCH Weinheim. ISBN 3-527-30666-8. 
  43. ^ 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 98: 1–44. doi:10.1098/rstl.1808.0001. 
  44. ^ 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): 1100–2. doi:10.1134/S1061934807110160. 
  45. ^ Ross, William H. (1914). "The Origin of Nitrate Deposits". Popular Science. Bonnier Corporation. pp. 134–145. 
  46. ^ Abdel-Wahab, M.; Youssef, S.; Aly, A.; el-Fiki, S. et al. (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): 1285–9. PMID 1330980. doi:10.1016/0883-2889(92)90208-V. 
  47. ^ Chang, Raymond (2007). Chemistry. McGraw-Hill Higher Education. p. 52. ISBN 978-0-07-110595-8. 
  48. ^ Vašák, Milan; Schnabl, Joachim (2016). "Chapter 8. Sodium and Potassium Ions in Proteins and Enzyme Catalysis". Di Astrid, Sigel; Helmut, Sigel; Roland K.O., Sigel. The Alkali Metal Ions: Their Role in Life. Metal Ions in Life Sciences 16. Springer. pp. 259–290. doi:10.1007/978-4-319-21756-7_8. 
  49. ^ ID, Linus S, Wingo CS. (2014), Freehally J, Johnson RJ., Floege J., ed., "Disorders of potassium metabolism", Comprehensive clinical nephrology (5th ed.) (St. Louis: Saunders): 118–118 
  50. ^ Malnic G, Giebisch G, Muto S, Wang W, Bailey MA, Satlin LM (2013), Alpern RJ, Caplan MJ, Moe OW,, ed., "Regulation of K+ excretion", Seldin and Giebisch’s the kidney: physiology and pathophysiology (5th ed.) (London: Academic Press): 1659–1716 
  51. ^ Mount DB, Zandi-Nejad K (2012), Taal MW, Chertow GM, Marsden PA, Skorecki KL, Yu ASL, Brenner BM, ed., "Disorders of potassium balance", The kidney (9th ed.) (Philadelphia: Elsevier): 640–688 
  52. ^ Lockless, S. W.; Zhou, M.; MacKinnon, R. (2007). "Structural and thermodynamic properties of selective ion binding in a K+ channel". PLoS Biol 5 (5): e121. PMC 1858713. PMID 17472437. doi:10.1371/journal.pbio.0050121. 
  53. ^ Goyal, Abhinav; Spertus, John A.; Gosch, Kensey; Venkitachalam, Lakshmi; Jones, Philip G.; Van den Berghe, Greet; Kosiborod, Mikhail (2012). "Serum Potassium Levels and Mortality in Acute Myocardial Infarction". JAMA 307 (2): 157–164. doi:10.1001/jama.2011.1967. 
  54. ^ Smyth, A.; Dunkler, D.; Gao, P. et al. (2014). "The relationship between estimated sodium and potassium excretion and subsequent renal outcomes". Kidney Int 86: 1205–1212. doi:10.1038/ki.2014.214. 
  55. ^ Moore-Ede, M. C. (1986). "Physiology of the circadian timing system: predictive versus reactive homeostasis". Am J Physiol 250: R737–R752. 
  56. ^ Slonim, Anthony D.; Pollack, Murray M. (2006). "Potassium". Pediatric critical care medicine. Lippincott Williams & Wilkins. p. 812. ISBN 978-0-7817-9469-5. 
  57. ^ Visveswaran, Kasi (2009). "hypokalemia". Essentials of Nephrology (2nd ed.). BI Publications. p. 257. ISBN 978-81-7225-323-3. 
  58. ^ Campbell, Neil (1987). Biology. Menlo Park, California: Benjamin/Cummings Pub. Co. p. 795. ISBN 0-8053-1840-2. 
  59. ^ Hellgren, Mikko; Sandberg, Lars; Edholm, Olle (2006). "A comparison between two prokaryotic potassium channels (KirBac1.1 and KcsA) in a molecular dynamics (MD) simulation study". Biophysical Chemistry 120 (1): 1–9. PMID 16253415. doi:10.1016/j.bpc.2005.10.002. 
  60. ^ Potts, W. T. W.; Parry, G. (1964). Osmotic and ionic regulation in animals. Pergamon Press. 
  61. ^ Lans, H. S.; Stein, I. F.; Meyer, K. A. (1952). "The relation of serum potassium to erythrocyte potassium in normal subjects and patients with potassium deficiency". American Journal of the Medical Sciences 223 (1): 65–74. PMID 14902792. doi:10.1097/00000441-195201000-00011. 
  62. ^ Bennett, C. M.; Brenner, B. M.; Berliner, R. W. (1968). "Micropuncture study of nephron function in the rhesus monkey". Journal of Clinical Investigation 47 (1): 203–216. PMC 297160. PMID 16695942. doi:10.1172/JCI105710. 
  63. ^ Solomon, A. K. (1962). "Pumps in the living cell". Scientific American 207 (2): 100–8. PMID 13914986. doi:10.1038/scientificamerican0862-100. 
  64. ^ Kernan, Roderick P. (1980). Cell potassium (Transport in the life sciences). New York: Wiley. pp. 40, 48. ISBN 0-471-04806-2. 
  65. ^ Wright, F. S. (1977). "Sites and mechanisms of potassium transport along the renal tubule". Kidney International 11 (6): 415–432. PMID 875263. doi:10.1038/ki.1977.60. 
  66. ^ Squires, R. D.; Huth, E. J. (1959). "Experimental potassium depletion in normal human subjects. I. Relation of ionic intakes to the renal conservation of potassium". Journal of Clinical Investigation 38 (7): 1134–48. PMC 293261. PMID 13664789. doi:10.1172/JCI103890. 
  67. ^ Fiebach, Nicholas H.; Barker, Lee Randol; Burton, John Russell & Zieve, Philip D. (2007). Principles of ambulatory medicine. Lippincott Williams & Wilkins. pp. 748–750. ISBN 978-0-7817-6227-4. 
  68. ^ Gadsby, D. C. (2004). "Ion transport: spot the difference". Nature 427 (6977): 795–7. Bibcode:2004Natur.427..795G. PMID 14985745. doi:10.1038/427795a. ; for a diagram of the potassium pores are viewed, see Miller, C (2001). "See potassium run". Nature 414 (6859): 23–24. Bibcode:2001Natur.414...23M. PMID 11689922. doi:10.1038/35102126. 
  69. ^ Jiang, Y.; Lee, A.; Chen, J.; Cadene, M. et al. (2002). "Crystal structure and mechanism of a calcium-gated potassium channel" (PDF). Nature 417 (6888): 515–22. Bibcode:2002Natur.417..515J. PMID 12037559. doi:10.1038/417515a. 
  70. ^ Shi, N.; Ye, S.; Alam, A.; Chen, L. et al. (2006). "Atomic structure of a Na+- and K+-conducting channel". Nature 440 (7083): 570–4. Bibcode:2006Natur.440..570S. PMID 16467789. doi:10.1038/nature04508. ; includes a detailed picture of atoms in the pump.
  71. ^ Zhou, Y.; Morais-Cabral, J. H.; Kaufman, A.; MacKinnon, R. (2001). "Chemistry of ion coordination and hydration revealed by a K+ channel-Fab complex at 2.0 A resolution". Nature 414 (6859): 43–48. Bibcode:2001Natur.414...43Z. PMID 11689936. doi:10.1038/35102009. 
  72. ^ Noskov, S. Y.; Bernèche, S.; Roux, B. (2004). "Control of ion selectivity in potassium channels by electrostatic and dynamic properties of carbonyl ligands". Nature 431 (7010): 830–4. Bibcode:2004Natur.431..830N. PMID 15483608. doi:10.1038/nature02943. 
  73. ^ a b Institute of Medicine (U.S.). Committee on Optimization of Nutrient Composition of Military Rations for Short-Term, High-Stress Situations; Institute of Medicine (U.S.). Committee on Military Nutrition Research (2006). Nutrient composition of rations for short-term, high-intensity combat operations. National Academies Press. pp. 287–. ISBN 978-0-309-09641-6. 
  74. ^ Shallenberger, R. S. (1993). Taste chemistry. Springer. pp. 120–. ISBN 978-0-7514-0150-9. 
  75. ^ "Potassium Food Charts". Asia Pacific Journal of Clinical Nutrition. Diakses tanggal 2011-05-18. 
  76. ^ "Potassium Content of Selected Foods per Common Measure, sorted by nutrient content" (PDF). USDA National Nutrient Database for Standard Reference, Release 20. Diarsipkan dari versi asli (PDF) tanggal December 17, 2008. 
  77. ^ Panel on Dietary Reference Intakes for Electrolytes and Water, Standing Committee on the Scientific Evaluation of Dietary Reference Intakes, Food and Nutrition (2004). DRI, dietary reference intakes for water, potassium, sodium, chloride, and sulfate. Washington, D.C.: National Academies Press. ISBN 0-309-53049-0. 
  78. ^ Karger, S. (2004). "Energy and nutrient intake in the European Union". Annals of Nutrition and Metabolism 48 (2 (suppl)): 1–16. doi:10.1159/000083041. 
  79. ^ http://www.nhs.uk/Conditions/vitamins-minerals/Pages/Other-vitamins-minerals.aspx#potassium NHS Choices - Other vitamins and minerals - Potassium
  80. ^ D'Elia, L.; Barba, G.; Cappuccio, F.; Strazzullo (2011). "Potassium Intake, Stroke, and Cardiovascular Disease: A Meta-Analysis of Prospective Studies". J Am Coll Cardiol 57 (10): 1210–9. PMID 21371638. doi:10.1016/j.jacc.2010.09.070. 
  81. ^ He FJ, Marciniak M, Carney C, Markandu ND, Anand V, Fraser WD, Dalton RN, Kaski JC, MacGregor GA (2010). "Effects of potassium chloride and potassium bicarbonate on endothelial function, cardiovascular risk factors, and bone turnover in mild hypertensives". Hypertension 55 (3): 681–8. PMID 20083724. doi:10.1161/HYPERTENSIONAHA.109.147488. 
  82. ^ Whelton PK, He J, Cutler JA, Brancati FL, Appel LJ, Follmann D, Klag MJ (1997). "Effects of oral potassium on blood pressure. Meta-analysis of randomized controlled clinical trials". JAMA 277 (20): 1624–32. PMID 9168293. doi:10.1001/jama.1997.03540440058033. 
  83. ^ Garrett, Donald E. (1995-12-31). Potash: deposits, processing, properties and uses. Springer. ISBN 978-0-412-99071-7. 
  84. ^ a b Ober, Joyce A. "Mineral Commodity Summaries 2008:Potash" (PDF). United States Geological Survey. Diakses tanggal 2008-11-20. 
  85. ^ a b c Ober, Joyce A. "Mineral Yearbook 2006:Potash" (PDF). United States Geological Survey. Diakses tanggal 2008-11-20. 
  86. ^ Wishart, David J. (2004). Encyclopedia of the Great Plains. U of Nebraska Press. p. 433. ISBN 978-0-8032-4787-1. 
  87. ^ Chiu, Kuen-Wai (2000). Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc. ISBN 9780471238966. doi:10.1002/0471238961.1615200103080921.a01.pub2. 
  88. ^ Burkhardt, p. 34
  89. ^ Delahunt, J.; Lindeman, T. (2007). "Review of the safety of potassium and potassium oxides, including deactivation by introduction into water". Journal of Chemical Health and Safety 14 (2): 21–32. doi:10.1016/j.jchas.2006.09.010. 
  90. ^ Roy, Amit H. (2007). Kent and Riegel's handbook of industrial chemistry and biotechnology. Springer. pp. 1135–57. ISBN 978-0-387-27843-8. 
  91. ^ Figoni, Paula I (2010). "Bleaching and Maturing Agents". How Baking Works: Exploring the Fundamentals of Baking Science. John Wiley and Sons. p. 86. ISBN 978-0-470-39267-6. 
  92. ^ Chichester, C. O. (July 1986). "Uses and Exposure to Sulfites in Food". Advances in food research. Academic Press. pp. 4–6. ISBN 978-0-12-016430-1. 
  93. ^ Schultz
  94. ^ Toedt, John; Koza, Darrell & Cleef-Toedt, Kathleen Van (2005). "Personal Cleansing Products: Bar Soap". Chemical composition of everyday products. Greenwood Publishing Group. ISBN 978-0-313-32579-3. 
  95. ^ Schultz, p. 95
  96. ^ Schultz, p. 99
  97. ^ Siegel, Richard S. (1940). "Ignition of the safety match". Journal of Chemical Education 17 (11): 515. Bibcode:1940JChEd..17..515S. doi:10.1021/ed017p515. 
  98. ^ Anger, Gerd; Halstenberg, Jost; Hochgeschwender, Klaus; Scherhag, Christoph; Korallus, Ulrich; Knopf, Herbert; Schmidt, Peter; Ohlinger, Manfred (2005), "Chromium Compounds", Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 9, Weinheim: Wiley-VCH, p. 178, doi:10.1002/14356007.a07_067 
  99. ^ Greenwood, p. 74
  100. ^ Marx, Robert F. (1990). The history of underwater exploration. Courier Dover Publications. p. 93. ISBN 978-0-486-26487-5. 
  101. ^ Gettens, Rutherford John & Stout, George Leslie (1966). Painting materials: A short encyclopaedia. Courier Dover Publications. pp. 109–110. ISBN 978-0-486-21597-6. 
  102. ^ Modugno, G.; Benkő, C.; Hannaford, P.; Roati, G.; Inguscio, M. (1999-11-01). "Sub-Doppler laser cooling of fermionic ${}^{40}\mathrm{K}$ atoms". Physical Review A 60 (5): R3373–R3376. doi:10.1103/PhysRevA.60.R3373. 
  103. ^ Jackson, C. B.; Werner, R. C. (1957). "Ch. 18: The Manufacture of Potassium and NaK". Handling and uses of the alkali metals. Advances in Chemistry 19. pp. 169–173. ISBN 978-0-8412-0020-3. doi:10.1021/ba-1957-0019.ch018. 
  104. ^ Kearey, Philip; Brooks, M & Hill, Ian (2002). "Optical Pumped Magnetometer". An introduction to geophysical exploration. Wiley-Blackwell. p. 164. ISBN 978-0-632-04929-5. 
  105. ^ Solomon, Robert E. (2002). Fire and Life Safety Inspection Manual. Jones & Bartlett Learning. p. 459. ISBN 978-0-87765-472-8. 
  106. ^ "DOE Handbook-Alkali Metals Sodium, Potassium, NaK, and Lithium". Hss.doe.gov. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2010-09-28. Diakses tanggal 2010-10-16. 
  107. ^ Wray, Thomas K. "Danger: peroxidazable chemicals" (PDF). Environmental Health & Public Safety, North Carolina State University. 
  108. ^ a b Schonwald, Seth (2004). "Potassium Chloride and Potassium Permanganate". Medical toxicology. Lippincott Williams & Wilkins. pp. 903–5. ISBN 978-0-7817-2845-4. 
  109. ^ Markovchick, Vincent J. & Pons, Peter T. (2003). Emergency medicine secrets. Elsevier Health Sciences. p. 223. ISBN 978-1-56053-503-4. 

Daftar pustaka[sunting | sunting sumber]

Pranala luar[sunting | sunting sumber]