Potassium

-	iso	AN	période	MD	Ed M eV	PD	- align=center	³⁹K	93,26 %	K est stable avec 20 neutrons				- align=center	⁴⁰K	0,01167 %	1,277×10⁹ a	0,1048 ε 0,8952 β^-	1,505 1,311	⁴⁰Ar ⁴⁰Ca	- align=center	⁴¹K	6,73 %	K est stable avec 22 neutrons

- Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. Le potassium est un élément chimique, de symbole K (du latin kalium) et de numéro atomique 19.

C'est un métal alcalin mou, d'aspect blanc métallique (légèrement bleuté) que l'on trouve naturellement lié à d'autres éléments dans l'eau de mer et dans de nombreux minéraux. Il s'oxyde rapidement au contact de l'air et réagit violemment avec l'eau. Il ressemble chimiquement au sodium.

Caractéristiques notables

Le potassium est le deuxième plus léger, le plus réactif, le plus électropositif des métaux. C'est un solide mou qui est facilement coupé à l'aide d'un couteau. Les surfaces fraîchement coupées ont un aspect métallique. Il s'oxyde rapidement à l'air et doit donc être conservé dans l'huile.

Comme les autres métaux alcalins, l'eau se décompose à son contact avec formation d'hydrogène. Lorsqu'il est plongé dans l'eau, il réagit violemment en produisant de l'hydrogène qui peut s'enflammer, voire détoner, en présence d'oxygène et d'un point à température élevée.

Ses sels émettent une couleur violette lorsqu'ils sont exposés à une flamme.

Applications du potassium métallique

Le potassium métallique est utilisé comme réactif dans de nombreuses réactions de chimie fine et de pharmacie, où on l'utilise en particulier pour ses propriétés de puissant réducteur (action similaire à celle du sodium métallique).
Le NaK est un alliage de sodium et de potassium utilisé dans les transferts de chaleur.

Composés du potassium

Le potassium est un élément essentiel pour la croissance des plantes ; on le trouve (sous forme de composés) dans la plupart des sols. Le potassium est vital pour le fonctionnement des cellules animales (voir pompe Na-K).

Ses principaux composés :

l'hydroxyde de potassium plus connu sous le nom de potasse caustique ou potasse, et utilisé pour la fabrication de produits détergents ;
le chlorure de potassium est utilisé comme substitut du sel alimentaire, et aussi pour arrêter le cœur dans les exécutions par injection létale ;
le nitrate de potassium est le salpêtre ou nitre, utilisé dans la poudre à canon ;
le carbonate de potassium est utilisé dans la fabrication du verre, et est le principal constituant de la potasse (fertilisant) ;
autres sels importants de potassium :
- le bromure de potassium,
- l'iodure de potassium,
- le sulfate de potassium.

Histoire

Le potassium a été découvert en 1807 par sir Humphry Davy, qui l'obtient par électrolyse d'hydroxyde de potassium, et forge le mot à partir de l'anglais potash, potass « potasse » et du suffixe -ium.

Le potassium fut le premier métal isolé par électrolyse.

Gisements

Cet élément représente environ 2,58 % du poids total de la croûte terrestre, dont il est un des 7 éléments les plus abondants.

Le potassium ne se trouve pas à l'état natif dans la nature. Il est obtenu principalement par électrolyse de l'hydroxyde de potassium par un procédé qui a très peu changé depuis Davy.

Des minéraux tels que la carnallite KMgCl₃·6H₂O, la langbeinite K₂Mg₂(SO₄)₃, la polyhalite K₂Ca₂Mg(SO₄)₄·2H₂O, et la sylvite KCl, que l'on trouve au fond des anciens lacs et mers sont des minerais importants de potassium, et permettent son exploitation économique.

Les principaux gisements de potassium, sont situées en Californie, Allemagne, Nouveau-Mexique, Utah.

Les océans constituent une réserve importante de potassium, mais sa concentration y est plus faible que celle du sodium (cf eau de mer).

Isotopes

On connaît l'existence de 17 isotopes du potassium. La forme naturelle du potassium est composé de 3 isotopes : ³⁹K (93,26 %), ⁴⁰K (0,01167 %) et ⁴¹K (6,73 %).

Le ⁴⁰K se désintègre :

par capture électronique et par émission β⁺ en ⁴⁰Ar ;
par émission β^- en ⁴⁰Ca

La méthode de datation au potassium-argon (couple d'isotopes ⁴⁰K - ⁴⁰Ar) est communément utilisée pour la datation des roches.

Précautions

Le potassium sous forme de métal réagit violemment avec l'eau. Le potassium peut aussi réagir violemment avec son propre oxyde ; par exemple un choc sur une coulée de potassium oxydé peut provoquer une explosion. Ce métal doit donc être conservé à l'abri de l'eau et de toute atmosphère oxydante ou chargée d'humidité. Il est le plus souvent conservé immergé dans l'huile ou entouré de graisse.

Rôle biologique

Le potassium sous sa forme de cation K⁺ est le principal ion intracellulaire de l'organisme. Il existe un très fort gradient de concentration entre le potassium intra-cellulaire et extra-cellulaire, entretenu par des pompes situées dans les membranes cellulaires.

La concentration de K⁺ (ou kaliémie) est très intimement régulée, de sorte que ce taux demeure dans une fourchette précise de 3 à 4,5 mmol/l. Les variations pathologiques de la kaliémie (hypokaliémie et surtout hyperkaliémie) sont des troubles sévères susceptibles d'entraîner des anomalies cardiaques fatales.

On trouve du potassium dans la banane, l'avocat, le céleri-rave, le navet, la carotte, la pomme de terre et les tubercules en général.

Voir aussi

Ferricyanure de potassium

Élément chimique | Métal

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