POTASSIUM: HISTOIRE, STRUCTURE, PROPRIÉTÉS, RÉACTIONS, UTILISATIONS - CHIMIE - 2024

Le potassium est un symbole chimique alcalin est K. Son numéro atomique est 19 et est situé sous le sodium dans le tableau périodique. C'est un métal tendre qui peut même être coupé avec un couteau. De plus, il est assez léger, et il peut flotter sur l'eau liquide tout en réagissant vigoureusement.

Fraîchement coupé, il a une couleur blanc argenté très brillante, mais lorsqu'il est exposé à l'air, il s'oxyde rapidement et perd son éclat, devenant grisâtre (presque bleuâtre, comme l'image ci-dessous).

Morceaux de potassium partiellement oxydés stockés dans de l'huile minérale. Source: 2 × 910

Le potassium réagit de manière explosive avec l'eau pour former de l'hydroxyde de potassium et de l'hydrogène gazeux. C'est précisément ce gaz qui est responsable de l'explosivité de la réaction. Lorsqu'il brûle dans le briquet, ses atomes excités teignent la flamme d'une couleur lilas intense; c'est l'un de ses tests qualitatifs.

C'est le septième métal le plus abondant de la croûte terrestre et représente 2,6% de son poids. On le trouve principalement dans les roches ignées, les schistes et les sédiments, en plus des minéraux tels que la sylvite (KCl). Contrairement au sodium, sa concentration dans l'eau de mer est faible (0,39 g / L).

Le potassium a été isolé en 1807 par le chimiste anglais Sir Humphrey Davy, par électrolyse d'une solution de son hydroxyde, KOH. Ce métal a été le premier à être isolé par électrolyse et Davy lui a donné le nom anglais de potassium.

En Allemagne, cependant, le nom de kalium était utilisé pour désigner le métal. C'est précisément de ce nom de famille que vient la lettre «K», utilisée comme symbole chimique du potassium.

Le métal lui-même a peu d'utilisation industrielle, mais il produit de nombreux composés utiles. Biologiquement, cependant, c'est beaucoup plus important, car c'est l'un des éléments essentiels de notre corps.

Chez les plantes, par exemple, elle favorise la photosynthèse, processus d'osmose. Il favorise également la synthèse des protéines, favorisant ainsi la croissance des plantes.

L'histoire

Potasse

Depuis l'Antiquité, l'homme utilise la potasse comme engrais, ignorant l'existence du potassium, et encore moins sa relation avec la potasse. Cela a été préparé à partir des cendres des troncs et des feuilles des arbres, auxquels de l'eau a été ajoutée, qui a ensuite été évaporée.

Les légumes contiennent principalement du potassium, du sodium et du calcium. Mais les composés de calcium sont peu solubles dans l'eau. Pour cette raison, la potasse était un concentré de composés potassiques. Le mot est dérivé de la contraction des mots anglais «pot» et «ash».

En 1702, G. Ernst Stahl suggéra une différence entre les sels de sodium et de potassium; Cette suggestion fut vérifiée par Henry Duhamel du Monceau, en 1736. La composition exacte des sels n'étant pas connue, Antoine Lavoiser (1789) décida de ne pas inclure les alcalis dans la liste des éléments chimiques.

Découverte

En 1797, le chimiste allemand Martin Klaproth a découvert la potasse dans les minéraux leucite et lépidolite, il a donc conclu qu'il ne s'agissait pas simplement d'un produit de plantes.

En 1806, le chimiste anglais Sir Humphrey Davy découvrit que le lien entre les éléments d'un composé était de nature électrique.

Davy a ensuite isolé le potassium par électrolyse de l'hydroxyde de potassium, observant des globules d'éclat métallique qui s'accumulaient à l'anode. Il a nommé le métal avec le mot étymologique anglais potassium.

En 1809, Ludwig Wilhelm Gilbert a proposé le nom de kalium (kalium) pour le potassium de Davy. Berzelius a évoqué le nom de kalium pour attribuer au potassium le symbole chimique «K».

Enfin, Justus Liebig découvrit en 1840 que le potassium était un élément nécessaire aux plantes.

Structure et configuration électronique du potassium

Le potassium métallique cristallise dans des conditions normales dans la structure cubique centrée sur le corps (Bcc). Ceci se caractérise par sa minceur, ce qui est en accord avec les propriétés du potassium. Un atome K est entouré de huit voisins, en plein centre d'un cube et avec les autres K atomes situés aux sommets.

Cette phase bcc est également appelée phase KI (la première). Lorsque la pression augmente, la structure cristalline se compacte à la phase cubique centrée sur la face (fcc). Cependant, une pression de 11 GPa est nécessaire pour que cette transition se produise spontanément.

Cette phase fcc plus dense est connue sous le nom de K-II. À des pressions plus élevées (80 GPa) et à des températures plus basses (moins de -120 ºC), le potassium acquiert une troisième phase: K-III. K-III est caractérisé par sa capacité à accueillir d'autres atomes ou molécules dans ses cavités cristallines.

Il existe également deux autres phases cristallines à des pressions encore plus élevées: K-IV (54 GPa) et KV (90 GPa). À des températures très froides, le potassium présente même une phase amorphe (avec des atomes K désordonnés).

Numéro d'oxydation

La configuration électronique du potassium est:

4s ¹

L'orbitale 4s est la plus externe et a donc le seul électron de valence. Ceci est en théorie responsable de la liaison métallique qui maintient les atomes K ensemble pour définir un cristal.

À partir de la même configuration électronique, il est facile de comprendre pourquoi le potassium a généralement toujours (ou presque toujours) un indice d'oxydation de +1. Lorsqu'il perd un électron pour former le cation K ⁺, l'argon de gaz rare, avec son octet de valence complet, devient isoélectronique.

Dans la plupart de ses dérivés, le potassium est supposé être K ⁺ (même si ses liaisons ne sont pas purement ioniques).

D'autre part, bien que moins probable, le potassium peut gagner un électron, ayant deux électrons dans son orbitale 4s. Ainsi, le calcium métal devient isoélectronique:

4s ²

On dit alors qu'il a gagné un électron et a un indice d'oxydation négatif, -1. Lorsque ce nombre d'oxydation est calculé dans un composé, l'existence de l'anion potaside, K ^- est supposée.

Propriétés

Apparence

Métal argenté blanc brillant.

Masse molaire

39,0983 g / mol.

Point de fusion

83,5 ° C

Point d'ébullition

759 ° C

Densité

-0,862 g / cm ³, à température ambiante.

-0,828 g / cm ³, au point de fusion (liquide).

Solubilité

Réagit violemment avec l'eau. Soluble dans l'ammoniaque liquide, l'éthylènediamine et l'aniline. Soluble dans d'autres métaux alcalins pour former des alliages et dans le mercure.

Densité de vapeur

1.4 par rapport à l'air pris comme 1.

La pression de vapeur

8 mmHg à 432 ° C

Stabilité

Stable s'il est protégé de l'air et de l'humidité.

Corrosivité

Il peut être corrosif au contact des métaux. Au contact, il peut provoquer des brûlures de la peau et des yeux.

Tension superficielle

86 dynes / cm à 100 ° C

Température de fusion

2,33 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation

76,9 kJ / mol.

Capacité thermique molaire

29,6 J / (mol · K).

Electronégativité

0,82 sur l'échelle de Pauling.

Énergies d'ionisation

Premier niveau d'ionisation: 418,8 kJ / mol.

Deuxième niveau d'ionisation: 3,052 kJ / mol.

Troisième niveau d'ionisation: 4420 kJ / mol.

Radio atomique

227 heures.

Rayon covalent

203 ± 12 h.

Dilatation thermique

83,3 µm / (m · K) à 25 ° C

Conductivité thermique

102,5 W / (mK).

Résistivité électrique

72 nΩ · m (à 25 ° C).

Dureté

0,4 sur l'échelle de Mohs.

Isotopes naturels

Le potassium se présente principalement sous forme de trois isotopes: ³⁹ K (93,258%), ⁴¹ K (6,73%) et ⁴⁰ K (0,012%, émission β radioactive)

Nomenclature

Les composés de potassium ont le numéro d'oxydation +1 par défaut (avec des exceptions très spéciales). Par conséquent, dans la nomenclature des actions, le (I) à la fin des noms est omis; et dans la nomenclature traditionnelle, les noms se terminent par le suffixe -ico.

Par exemple, KCl est le chlorure de potassium, pas le chlorure de potassium (I). Son nom traditionnel est le chlorure de potassium ou monochlorure de potassium, selon la nomenclature systématique.

Pour le reste, à moins qu'il ne s'agisse de noms ou de minéraux très courants (comme silvin), la nomenclature autour du potassium est assez simple.

Formes

Le potassium ne se trouve pas dans la nature sous forme métallique, mais il peut être obtenu industriellement sous cette forme pour certaines utilisations. On le trouve principalement chez les êtres vivants, sous forme ionique (K ⁺). En général, c'est le principal cation intracellulaire.

Le potassium est présent dans de nombreux composés, tels que l'hydroxyde de potassium, l'acétate ou le chlorure, etc. Il fait également partie d'environ 600 minéraux, dont la sylvite, l'alunite, la carnalite, etc.

Le potassium forme des alliages avec d'autres éléments alcalins, tels que le sodium, le césium et le rubidium. Il forme également des alliages ternaires avec le sodium et le césium, par le biais de fusions dites eutectiques.

Rôle biologique

Les plantes

Le potassium constitue, avec l'azote et le phosphore, les trois principaux éléments nutritifs des plantes. Le potassium est absorbé par les racines sous forme ionique: un processus favorisé par l'existence de conditions adéquates d'humidité, de température et d'oxygénation.

Régule l'ouverture et la fermeture des stomates foliaires: activité qui permet l'absorption de dioxyde de carbone, qui se combine avec l'eau pendant la photosynthèse pour former du glucose et de l'oxygène; Ce sont des agents générateurs d'ATP qui constituent la principale source d'énergie des êtres vivants.

Il facilite la synthèse de certaines enzymes liées à la croissance des plantes, en plus de l'amidon, une substance de réserve énergétique. Il intervient également dans l'osmose: un processus nécessaire à l'absorption racinaire de l'eau et des minéraux; et dans la montée de l'eau à travers le xylème.

La chlorose est une manifestation d'une carence en potassium chez les plantes. Il est caractérisé par les feuilles perdant leur verdeur et jaunissant, avec des bords brûlés; et enfin, la défoliation se produit, avec un retard dans la croissance des plantes.

Les animaux

Chez les animaux, en général, le potassium est le principal cation intracellulaire avec une concentration de 140 mmol / L; tandis que la concentration extracellulaire varie entre 3,8 et 5,0 mmol / L. 98% du potassium de l'organisme est confiné au compartiment intracellulaire.

Bien que l'apport en potassium puisse varier entre 40 et 200 mmol / jour, sa concentration extracellulaire est maintenue constante par sa régulation de l'excrétion rénale. L'hormone aldostérone, qui régule la sécrétion de potassium au niveau des tubules collecteurs et distaux, y est impliquée.

Le potassium est centralement responsable du maintien de l'osmolarité intracellulaire et, par conséquent, il est responsable du maintien de l'intégrité cellulaire.

Bien que la membrane plasmique soit relativement perméable au potassium, sa concentration intracellulaire est maintenue par l'activité de l'enzyme Na, ATPase (pompe à sodium et potassium) qui élimine trois atomes de sodium et introduit deux atomes de potassium.

Repolarisation cellulaire

Cellules excitables, constituées de neurones et de cellules musculaires striées et lisses; et les cellules musculaires striées, constituées de cellules musculaires squelettiques et cardiaques, sont toutes capables de former des potentiels d'action.

L'intérieur des cellules excitables est chargé négativement par rapport à l'extérieur de la cellule, mais lorsqu'il est correctement stimulé, la perméabilité de la membrane plasmique des cellules au sodium augmente. Ce cation pénètre à travers la membrane plasmique et rend l'intérieur de la cellule positif.

Le phénomène qui s'est produit est appelé potentiel d'action, qui possède un ensemble de propriétés, parmi lesquelles il est capable de se propager dans tout le neurone. Une commande émise par le cerveau se déplace en tant que potentiels d'action vers un muscle donné pour le faire se contracter.

Pour qu'un nouveau potentiel d'action se produise, l'intérieur de la cellule doit avoir une charge négative. Pour ce faire, il y a une sortie de potassium de l'intérieur de la cellule, le ramenant à sa négativité d'origine. Ce processus est appelé repolarisation, étant une fonction principale du potassium.

Par conséquent, la formation de potentiels d'action et l'initiation de la contraction musculaire seraient une responsabilité partagée du sodium et du potassium.

Autres fonctions

Le potassium remplit d'autres fonctions chez l'homme, telles que le tonus vasculaire, le contrôle de la pression artérielle systémique et la motilité gastro-intestinale.

Une augmentation de la concentration plasmatique de potassium (hyperkaliémie) produit une série de symptômes tels que anxiété, nausées, vomissements, douleurs abdominales et irrégularités de l'électrocardiogramme. L'onde T qui est liée à la repolarisation ventriculaire est haute et large.

Ce record s'explique car à mesure que la concentration extracellulaire de potassium augmente, elle quitte l'extérieur de la cellule plus lentement, de sorte que la repolarisation ventriculaire est plus lente.

Une diminution de la concentration plasmatique de potassium (hypocalcémie) présente, entre autres, les symptômes suivants: faiblesse musculaire, diminution de la motilité intestinale, diminution de la filtration glomérulaire, arythmie cardiaque et aplatissement de l'onde T de l'électrocardiogramme.

L'onde T est raccourcie, car en diminuant la concentration extracellulaire de potassium, sa sortie vers l'extérieur de la cellule est facilitée et la durée de repolarisation diminue.

Où trouve-t-on le potassium et sa production

Cristal de silvite, qui se compose pratiquement de chlorure de potassium. Source: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Le potassium se trouve principalement dans les roches ignées, les schistes et les sédiments. Aussi, dans les minéraux comme la muscovite et l'orthoclase, qui sont insolubles dans l'eau. L'orthoclase est un minéral qui se trouve généralement dans les roches ignées et le granit.

Le potassium est également présent dans des composés minéraux solubles dans l'eau, tels que la carnalite (KMgCl ₃ · 6H ₂ O), la sylvite (KCl) et la béinite, que l'on trouve dans les lits secs des lacs et sur le fond marin.

De plus, le potassium se trouve dans les saumures et en tant que produit de l'incinération des troncs et des feuilles de plantes dans un procédé utilisé pour la production de potasse. Bien que sa concentration dans l'eau de mer soit faible (0,39 g / L), elle est également utilisée pour obtenir du potassium.

Le potassium est présent dans de grands gisements, comme celui de la Saskatchewan, au Canada, riche en sylvite minérale (KCl) et capable de produire 25% de la consommation mondiale de potassium. Les déchets liquides salins peuvent contenir une quantité importante de potassium, sous forme de KCl.

Électrolyse

Le potassium est produit par deux méthodes: l'électrolyse et thermique. En électrolyse, la méthode utilisée par Davy pour isoler le potassium a été suivie sans modifications majeures.

Cependant, ce procédé du point de vue industriel n'a pas été efficace, car le point de fusion élevé des composés de potassium fondus doit être abaissé.

La méthode d'électrolyse de l'hydroxyde de potassium a été utilisée industriellement dans les années 1920. La méthode thermique l'a néanmoins supplantée et est devenue la méthode dominante pour la production de ce métal après 1950.

Méthode thermique

Dans la méthode thermique, le potassium est produit en réduisant le chlorure de potassium fondu à 870 ºC. Celui-ci est alimenté en continu dans une colonne de distillation remplie de sel. Pendant ce temps, la vapeur de sodium traverse la colonne pour produire la réduction du chlorure de potassium.

Le potassium est le composant le plus volatil de la réaction et s'accumule en tête de la colonne de distillation, où il est collecté en continu. La production de potassium métallique par la méthode thermique peut être décrite dans l'équation chimique suivante:

Na (g) + KCl (l) => K (l) + NaCl (l)

Le procédé Griesheimer, qui utilise la réaction du fluorure de potassium avec le carbure de calcium, est également utilisé dans la production de potassium:

2 KF + CaC ₂ => 2 K + CaF ₂ + 2 C

Réactions

Inorganique

Le potassium est un élément hautement réactif qui réagit rapidement avec l'oxygène pour former trois oxydes: l'oxyde de potassium (K ₂ O), le peroxyde (K ₂ O ₂) et le superoxyde (KO ₂).

Le potassium est un élément fortement réducteur, c'est pourquoi il s'oxyde plus rapidement que la plupart des métaux. Il est utilisé pour réduire les sels métalliques, remplaçant le potassium par le métal du sel. Cette méthode permet l'obtention de métaux purs:

MgCl ₂ + 2 K => Mg + 2 KCl

Le potassium réagit fortement avec l'eau pour former de l'hydroxyde de potassium et libérer de l'hydrogène gazeux explosif (image ci-dessous):

Potassium métallique réagissant avec une solution aqueuse de phénolphtaléine, qui vire au rouge pourpre lorsque les ions OH- sont libérés dans le milieu. Notez la formation d'hydrogène gazeux. Source: Ozone aurora et Philip Evans via Wikipedia.

L'hydroxyde de potassium peut réagir avec le dioxyde de carbone pour produire du carbonate de potassium.

Le potassium réagit avec le monoxyde de carbone à une température de 60 ° C pour produire un carbonyle explosif (K ₆ C ₆ O ₆). Il réagit également avec l'hydrogène à 350 ° C, formant un hydrure. Il est également très réactif avec les halogènes et explose au contact du brome liquide.

Des explosions se produisent également lorsque le potassium réagit avec des acides halogénés, tels que l'acide chlorhydrique, et que le mélange est frappé ou secoué fortement. Le potassium fondu réagit en outre avec le soufre et le sulfure d'hydrogène.

Biologique

Réagit avec les composés organiques contenant des groupes actifs, mais est inerte aux hydrocarbures aliphatiques et aromatiques. Le potassium réagit lentement avec l'ammoniac pour former de la potasomine (KNH ₂).

Contrairement au sodium, le potassium réagit avec le carbone sous forme de graphite pour former une série de composés interlaminaires. Ces composés ont des rapports atomiques carbone-potassium: 8, 16, 24, 36, 48, 60 ou 1; c'est-à-dire KC ₆₀, par exemple.

Applications

Potassium métallique

Il n'y a pas beaucoup de demande industrielle pour le potassium métallique. La majeure partie est convertie en superoxyde de potassium, utilisé dans les appareils respiratoires, car il libère de l'oxygène et élimine le dioxyde de carbone et la vapeur d'eau.

L'alliage NaK a une grande capacité d'absorption de chaleur, c'est pourquoi il est utilisé comme liquide de refroidissement dans certains réacteurs nucléaires. De même, du métal vaporisé a été utilisé dans les turbines.

Composés

Chlorure

Le KCl est utilisé en agriculture comme engrais. Il est également utilisé comme matière première pour la production d'autres composés potassiques, tels que l'hydroxyde de potassium.

Hydroxyde

Aussi connue sous le nom de potasse caustique, KOH, elle est utilisée dans la fabrication de savons et de détergents.

Sa réaction avec l'iode produit de l'iodure de potassium. Ce sel est ajouté au sel de table (NaCl) et alimenté pour le protéger contre une carence en iode. L'hydroxyde de potassium est utilisé dans la fabrication de piles alcalines.

Nitrate

Aussi connu sous le nom de salpêtre, KNO ₃, il est utilisé comme engrais. De plus, il est utilisé dans l'élaboration de feux d'artifice; comme conservateur alimentaire et en verre durcissant.

Chromate

Il est utilisé dans la production d'engrais et d'alun de potassium.

Carbonate

Il est utilisé dans la fabrication de verre, en particulier ceux utilisés dans la fabrication de téléviseurs.

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