Kālijs ķīmisko elementu periodiskajā tabulā tiek apzīmēts ar simbolu K un atrodas 4. perioda 1. grupā (sārmu metāli). Kālija relatīvā atommasa ir 39,098, un tā atoms sastāv no 19 protoniem un 19 elektroniem (elektronu konfigurācija [Ar]4s¹). Kālijs ir mīksts metāls sudrabaini baltā krāsā. Tas ir pietiekami viegls, lai peldētu virs ūdens. Pirmajā griezumā kālijs ir sudrabains, bet gaisā tas ātri oksidējas, tāpēc to parasti glabā zem eļļas vai taukiem. Kālijs strauji reaģē ar ūdeni, izdalot ūdeņradi, kas deg ar ceriņu krāsas liesmu. Kālijs ir neaizvietojams gan augu, gan dzīvnieku dzīvē. Kālijs bija pirmais metāls, kas tika izolēts ar elektrolīzes metodi. 

Sauszemes augos esošie kālija savienojumi bija zināmi jau gadsimtiem ilgi. Kālija karbonātu jeb potašu (potash) ieguva, dedzinot koksni un skalojot pelnus. To izmantoja šaujampulverī, krāsošanā un ziepju ražošanā. Vācu ķīmiķis Andreass Margrafs (Andreas Sigismund Marggraf) jau 18. gs. noteica atšķirību starp sodu un potašu. Taču kāliju kā jaunu elementu atklāja un izolēja 1807. gadā angļu ķīmiķis Hamfrijs Deivijs (Humphry Davy) Londonā. H. Deivijs pakļāva mitru potašu elektriskās strāvas iedarbībai un novēroja jauna metāla – kālija – metālisku lodīšu veidošanos. Kad lodītes tika iemestas ūdenī, tās slīdēja pa virsmu, degot ar lavandas krāsas liesmu. Kālija nosaukums atvasināts no angļu potash, bet ķīmiskais simbols K cēlies no kalium, kas tulkojumā no viduslaiku latīņu valodas nozīmē ‘potašs’. Potašs cēlies no arābu qali, kas nozīmē ‘sārms’.

Kālijs ir 8. izplatītākais elements Zemes garozā. Cilvēka ķermenis (70 kg) satur ap 140 g kālija (0,2 %). Lielākā daļa kālija atrodas magmatiskos iežos, slāneklī (shale) un minerālu nogulumos, piemēram, muskovītā (muscovite) un ortoklaza laukšpatā (orthoclase feldspar), kas ir ūdens nešķīstoši, kas savukārt apgrūtina kālija iegūšanu. Rezultātā lielāko daļu komerciālo kālija savienojumu iegūst, izmantojot elektrolīzi no šķīstošiem kālija savienojumiem, piemēram, no karnalīta (KMgCl₃∙6H₂O), silvīta (kālija hlorīds, KCl), polihalīta (K₂Ca₂Mg[SO₄]₄∙2H₂O) un langbeinīta (K₂Mg₂[SO₄]₃), kas sastopami seno ezeru un jūru gultnēs. Kālijs (K⁺ formā) ir nepieciešams augiem un dzīvniekiem. Augiem tas nepieciešams fotosintēzei, osmozes un augšanas regulēšanai, kā arī fermentu aktivizācijai. Katra dzīvnieka organismā ir noteikts kālija līmenis, kā arī relatīvi fiksēta kālija un nātrija attiecība. Kālijs ir primārais neorganiskais katjons dzīvās šūnās, savukārt nātrijs ir izplatītākais katjons ārpusšūnu šķidrumos. Augstākajiem dzīvniekiem selektīvi Na⁺ un K⁺ joni kompleksi iedarbojas uz šūnu membrānām, nodrošinot aktīvo transportu caur tām. Šis aktīvais transports pārraida elektroķīmiskos impulsus nervu un muskuļu šķiedrās un līdzsvaro barības vielu uzņemšanas aktivitāti un atkritumu izvadīšanu no šūnām. 

Kālijam ir zināmi trīs dabā sastopami izotopi: kālijs-39 (93,26 %), kālijs-41 (6,73 %) un radioizotops kālijs-40 (~0,01 %). Ir zināmi arī vairāk nekā 20 mākslīgi radioizotopi, lielākai daļai no tiem pussabrukšanas periodi ir īsāki par dažām sekundēm. Parasti radioaktīvais izotops ir tāds, kura kodoli ir nestabili un var izdalīt enerģiju, spontāni izstarojot starojumu alfa, beta un gamma staru veidā. Kālijs ir plaši izplatīts dabā, piemēram, augos, dzīvniekos un minerālos, kas nozīmē, ka radioaktīvais kālijs-40 pastāv lielākajā daļā mums apkārtējo lietu, pat cilvēka ķermenī. Tomēr tā daudzums nav pietiekams, lai radītu kaitīgu ietekmi.

Kālijs ir mīksts metāls sudrabaini baltā krāsā. Tam ir augsta viršanas temperatūra (759 ºC) un zema kušanas temparatūra (63,5 ºC). Kālijs ir labs elektrības un siltuma vadītājs. Kālija blīvums ir 0,89 g/cm³ (dati no “CRC Ķīmijas un fizikas rokasgrāmatas, 86. izdevuma” (CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th Edition) Deivida Lida (David R. Lide) redakcijā). Kālija atoma kovalentais rādiuss ir 196 pm, savukārt tā elektronegativitātes vērtība ir 0,82.

Savienojumos kālijam visbiežāk ir oksidēšanās pakāpe +1, taču retos gadījumos var būt arī -1. Kālijs strauji oksidējas, tas reāģē ar gaisu un ūdeni. Tā kā šajā reakcijā veidojas ūdeņraža gāze, kas var spontāni aizdegties, kālijs vienmēr tiek uzglabāts zem nepolāriem šķīdinātājiem vai eļļas. Kālijs un tā sāļi liesmām piešķir ceriņu krāsu. Kālijs viegli reaģē ar visām skābēm un ar visiem nemetāliem, piemēram, sēru, hloru, fluoru, fosforu, slāpekli u. c. Kālija hlorīda elektrolīzes rezultātā tiek iegūts kālija hidroksīds, kas viegli uzsūc mitrumu un tiek izmantots šķidro ziepju un mazgāšanas līdzekļu pagatavošanai, kā arī daudzu kālija sāļu pagatavošanai. Joda un kālija hidroksīda reakcijas rezultātā veidojas kālija jodīds (KI), ko pievieno galda sālim un dzīvnieku barībai, lai aizsargātu pret joda deficītu organismā.

Lielākais pieprasījums pēc kālija savienojumiem ir mēslošanas līdzekļos (95 %). Liela nozīme ir kālija sāļiem, tostarp nitrātam, karbonātam, hlorīdam, bromīdam, cianīdam un sulfātam. Kālija karbonāts (K₂CO₃), ko sauc arī par potašu vai pērļu pelniem, ir svarīga izejviela stikla un mīksto ziepju pagatavošanai. Kālija hidroksīdu (KOH) izmanto mazgāšanas līdzekļu un šķidro ziepju pagatavošanai. Kālija hlorīdu (KCl) izmanto farmācijā un fizioloģiskā šķīduma pilienos. Kālija nitrāts (KNO₃) dabā sastopams kā salpetris, un to izmanto sērkociņu, sprāgstvielu un uguņošanas ierīču ražošanā, kā arī gaļas kodināšanā. Dzīvām būtnēm kālija joni ir svarīgi nervu impulsu pārraidei. Kālija sāļus izmanto arī fotografēšanā un ādas miecēšanā.