Potassium

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Potassium
Argon ← Potassium → Calcium Na   19 K                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                               ↑ K ↓ Rb Table complète • Table étendue
Informations générales
Nom, symbole, numéro	Potassium, K, 19
Série chimique	Métal alcalin
Groupe, période, bloc	1 (IA), 4, s
Masse volumique	0,89 g·cm-3[1]
Dureté	0,4
Couleur	blanc argenté
No CAS	7440-09-7
No EINECS	231-119-8
Propriétés atomiques
Masse atomique	39,0983 ± 0,0001 u[1]
Rayon atomique (calc)	220 pm (243 pm)
Rayon de covalence	2,03 ± 0,12 Å[2]
Rayon de van der Waals	275
Configuration électronique	[Ar] 4s1
Électrons par niveau d’énergie	2, 8, 8, 1
État(s) d’oxydation	1
Oxyde	base forte
Structure cristalline	cubique centrée
Propriétés physiques
État ordinaire	solide
Point de fusion	63,5 °C[1]
Point d’ébullition	759 °C[1]
Énergie de fusion	2,334 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	79,87 kJ·mol-1
Volume molaire	45,94×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur	1,06×10-4 Pa
Vitesse du son	2 000 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling)	0,82
Chaleur massique	757 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique	13,9×106 S·m-1
Conductivité thermique	102,4 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[3]
1re : 4,3406633 eV	2e : 31,63 eV
3e : 45,806 eV	4e : 60,91 eV
5e : 82,66 eV	6e : 99,4 eV
7e : 117,56 eV	8e : 154,88 eV
9e : 175,8174 eV	10e : 503,8 eV
11e : 564,7 eV	12e : 629,4 eV
13e : 714,6 eV	14e : 786,6 eV
15e : 861,1 eV	16e : 968 eV
17e : 1 033,4 eV	18e : 4 610,8 eV
19e : 4 934,046 eV
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD MeV 39K 93,26 % stable avec 20 neutrons 40K 0,01167 % 1,277×109 a 10,48 % β+, ε —-— 89,52 % β- 1,505 —-— 1,3111 40Ar —-— 40Ca 41K 6,73 % stable avec 22 neutrons
Précautions
Directive 67/548/EEC[4]
C F
Numéro index : 019-001-00-2 Classification : R14 - F; R15 - C; R34 Symboles : C : Corrosif F : Facilement inflammable Phrases R : R34 : Provoque des brûlures. R14/15 : Réagit violemment au contact de l’eau en dégageant des gaz extrêmement inflammables. Phrases S : S5 : Conserver sous … (liquide approprié à spécifier par le fabricant). S8 : Conserver le récipient à l’abri de l’humidité. S45 : En cas d’accident ou de malaise, consulter immédiatement un médecin (si possible, lui montrer l’étiquette). S1/2 : Conserver sous clef et hors de portée des enfants.
Phrases R : 14/15, 34,
Phrases S : 1/2, 5, 8, 45,
Transport[5]
423    2257    Code Kemler : 423 : matière solide réagissant avec l'eau en dégageant des gaz inflammables Numéro ONU : 2257 : POTASSIUM Classe : 4.3 Étiquette : 4.3 : Matières qui, au contact de l'eau, dégagent des gaz inflammables Emballage : Groupe d'emballage I : matières très dangereuses ;
SIMDUT[6]
B6, E, B6 : Matière réactive inflammable dégage un gaz inflammable au contact de l’eau : hydrogène E : Matière corrosive forme au contact de l’eau une substance corrosive : hydroxyde de potassium Divulgation à 1,0 % selon les critères de classification
SGH[7],[8]
Danger H260, H314, EUH014, P223, P231, P232, P280, P305, P338, P351, P370, P378, P422, H260 : Dégage, au contact de l'eau, des gaz inflammables qui peuvent s'enflammer spontanément H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires EUH014 : Réagit violemment au contact de l'eau P223 : Éviter tout contact avec l’eau, à cause du risque de réaction violente et d’inflammation spontanée. P231 : Manipuler sous gaz inerte. P232 : Protéger de l’humidité. P280 : Porter des gants de protection/des vêtements de protection/un équipement de protection des yeux/du visage. P305 : EN CAS DE CONTACT AVEC LES YEUX: P338 : Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer. P351 : Rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. P370 : En cas d’incendie: P378 : Utiliser ... pour l’extinction. P422 : Stocker le contenu sous ...
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le potassium est un élément chimique, de symbole K (latin : kalium, de l’arabe : القَلْيَه al-qalyah, cendre de plantes) 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.

[modifier] 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 du mot « potasse » (nom de l'hydroxyde de potassium à l'époque) et du suffixe -ium. En allemand, comme dans d’autres langues germaniques, le potassium se traduit Kalium. En analyse biologique du sang le taux de potassium dans le sang est appelé kaliémie.

Le potassium fut le premier métal isolé par électrolyse.

[modifier] Caractéristiques

Le potassium est le second métal le plus léger (après le lithium), et le quatrième métal le plus réactif si l’on compte le francium. C’est un solide mou qui est facilement coupé à l’aide d’un couteau. Les surfaces fraîchement tranchées 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 de dihydrogène. Lorsqu’il est plongé dans l’eau, il réagit violemment^[5] en produisant du dihydrogène qui peut s’enflammer, voire détoner, en présence d’oxygène et d’une source de chaleur.

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

[modifier] Isotopes

Le potassium possède 24 isotopes connus de nombre de masse variant entre 32 et 55, ainsi que quatre isomères nucléaires.

Le potassium est présent dans la nature sous la forme de trois isotopes : ³⁹K (93,26 %) et ⁴¹K (6,73 %) tous deux stables, et un radioisotope à longue durée de vie (demi-vie de 1,248 milliard d'années), ⁴⁰K (0,01167 %). Les autres radioisotopes du potassium ont tous une demi-vie inférieure à une journée, et pour la plupart d'entre eux inférieure à une minute.

La masse atomique standard du potassium est de 39,0983(1) u

Le ⁴⁰K se désintègre :

• par émission β^- en ⁴⁰Ca (88,8%)
• par capture électronique (11,2%) et par émission β⁺ (très rare) en ⁴⁰Ar ;

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

[modifier] L'ion potassium

L'ion K⁺ est un gros cation (~140 pm) peu coordinant et donc difficile à précipiter en solution aqueuse. Il forme des complexes avec les éthers couronnes, ce qui permet de solubiliser certains de ses sels en solution organique.

[modifier] Gisements

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

Le potassium n’est pas un élément natif. 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 sylvine 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 situés en Saskatchewan, en Biélorussie, en Alsace, en Californie, en Allemagne, au Nouveau-Mexique et en Utah.

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

[modifier] Synthèse du potassium

Le potassium est produit par réduction de chlorure de potassium (KCl) liquide par de la vapeur de sodium à 870 °C puis distillation.

[modifier] Utilisation du potassium

[modifier] 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).
• L’alliage NaK est utilisé dans les transferts de chaleur : le potassium, comme le sodium, est un excellent conducteur électrique.

[modifier] 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 sodium-potassium).

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, en perfusion à l’hôpital pour compenser une carence à l’origine de troubles du rythme cardiaque. À trop fortes doses, il peut arrêter le cœur : c’est le cas dans les injections à but létal ;
• 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) ;
• dans les engrais NPK (azote-phosphore-potassium);
• autres sels importants de potassium :
  • le bromure de potassium,
  • l’iodure de potassium,
  • le phosphate de potassium,
  • le sulfate de potassium.
  • le Bisulfite de potassium

[modifier] Aspects médicaux

[modifier] Précautions

Le potassium sous forme de métal réagit violemment avec l’eau. Sa réaction avec l’eau est d’ailleurs bien plus forte que celle du sodium dans un milieu aqueux. 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. Dans les échantillons destinés aux expériences de laboratoire scolaires et universitaires il est fourni en flacons sous forme d’olives pour éviter -en cas de doute sur une étiquette endommagée- de le confondre avec le sodium.

[modifier] Nutrition et médecine

Le potassium est un micronutriment essentiel à l’alimentation humaine.

Le potassium sous sa forme de cation K⁺ est le principal ion intracellulaire de l’organisme. Il existe un gradient de concentration en faveur de la sortie de l’ion depuis le compartiment intracellulaire vers le compartiment extracellulaire. Ce gradient est entretenu par des pompes situées dans les membranes cellulaires, en particulier la pompe sodium-potassium est responsable de l’existence d’un potentiel de repos négatif présent dans toutes les cellules vivantes.

La concentration de K⁺ plasmatique (ou kaliémie) est très finement régulée, en particulier au niveau du rein, de sorte que ce taux demeure dans une fourchette précise de 3,5 à 5,5 mmol·l^-1. Les variations pathologiques de la kaliémie (hypokaliémie et surtout hyperkaliémie) sont des troubles sévères susceptibles d’entraîner des anomalies cardiaques fatales.

Une alimentation variée constitue le meilleur moyen d’avoir un bon taux de potassium dans l’organisme. Des recherches ont mis en évidence qu’un régime riche en potassium peut réduire les risques d’hypertension^[9].

On trouve de bonnes quantités de potassium dans le pruneau (732 mg/100 g), les châtaignes (600 mg/100 g), l’avocat (485 mg/100 g), les épinards (466 mg/100 g), la pomme de terre (379 mg/100 g) et les tubercules en général (le céleri-rave, le navet), la banane (358 mg/100 g), la carotte (320 mg/100 g), le melon (300 mg/100 g) , la tomate (280 mg/100 g) et le jus d’orange (200 mg/100 g).

[modifier] Radioactivité dans le corps humain due au ⁴⁰K

[modifier] Dose toxique

Le potassium peut avoir des effets quand il est respiré. L’inhalation peut irriter les yeux, le nez, la gorge, les poumons avec l’éternuement, la toux et la gorge endolorie. Des expositions plus élevées peuvent causer une accumulation de liquide dans les poumons, ceci pouvant causer la mort. Le contact avec la peau et l’œil peut causer des brûlures graves menant à des dommages permanents.

Quand les reins fonctionnent mal, il y a une accumulation de potassium. Ce qui peut entraîner une perturbation des battements du cœur. Au-delà de 25 g, le potassium est toxique. Un surdosage en potassium provoque l’hyperkaliémie, alors qu’une carence en potassium provoque l’hypokaliémie. L’hyperkaliémie découle le plus souvent des insuffisances rénales très avancées (le rein n’excrète plus le potassium, et il va donc augmenter) alors qu'il est quasi impossible d’avoir une hyperkaliémie quand les reins fonctionnent normalement. On traite l’hyperkaliémie par des perfusions de bicarbonates (on alcalinise le sang), jusqu’aux cas les plus extrêmes où l’on effectue une hémodialyse (rein artificiel)… Un arrêt cardiaque peut survenir surtout si les changements de la kaliémie ont été brusques. Il existe des manifestations avant-coureuses : des troubles du rythme cardiaque, des troubles digestifs (hypokaliémie seulement), des douleurs musculaires (hypokaliémie seulement).

[modifier] Notes et références

[modifier] Voir aussi

• Ferricyanure de potassium
• Macro-élément
• Potassium 40

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