Potassio

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Potassio
Aspetto
Aspetto dell'elemento
bianco argenteo
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico potassio, K, 19
Serie metalli alcalini
Gruppo, periodo, blocco 1(IA), 4, s
Densità 856 kg/m³
Durezza 0,4
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 39,0983 amu
Raggio atomico (calc.) 220 (243) pm
Raggio covalente 196 pm
Raggio di van der Waals 275 pm
Configurazione elettronica [Ar]4s1
e per livello energetico 2, 8, 8, 1
Stati di ossidazione 1 (base forte)
Struttura cristallina Cubica a corpo centrato
Proprietà fisiche
Stato della materia solido
Punto di fusione 336,53 K (63,2 °C)
Punto di ebollizione 1032 K (758,85 °C)
Volume molare 45,94 × 10-6  m3/mol
Entalpia di vaporizzazione 79,87 kJ/mol
Calore di fusione 2,334 kJ/mol
Tensione di vapore 1,06 × 10-4 Pa
Velocità del suono 2000 m/s a 293.15 K
Altre proprietà
Numero CAS 7440-09-7
Elettronegatività 0,82 (Scala di Pauling)
Calore specifico 757 J/(kg*K)
Conducibilità elettrica 13,9 × 106 /m·ohm
Conducibilità termica 102,4 W/(m*K)
Energia di prima ionizzazione 418,8 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 3052 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 4420 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione 5877 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione 7975 kJ/mol
Energia di sesta ionizzazione 9590 kJ/mol
Energia di settima ionizzazione 11343 kJ/mol
Energia di ottava ionizzazione 14944 kJ/mol
Energia di nona ionizzazione 16963,7 kJ/mol
Energia di decima ionizzazione 48610 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP
39K 93,26% K è stabile con 20 neutroni
40K 0,012% 1,277 × 109  anni β-
ε
1,311
1,505
40Ca
40Ar
41K 6,73% K è stabile con 22 neutroni
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

Il potassio (dal latino scientifico potassium, derivante a sua volta da potassa) è l'elemento chimico di numero atomico 19. Il suo simbolo è K e deriva dall'iniziale del nome latino kalium.

È un metallo alcalino tenero, bianco-argenteo, che si trova in natura combinato con altri elementi sia nell'acqua di mare sia in molti minerali. Si ossida rapidamente all'aria ed è molto reattivo, specie con l'acqua; somiglia molto al sodio per il suo comportamento chimico. È facilmente infiammabile e corrosivo.[1]

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

Il potassio è molto leggero, di colore bianco argenteo, secondo in ordine di leggerezza dopo il litio; è addirittura meno denso dell'acqua. Come metallo è talmente tenero che si può tagliare facilmente con un coltello; le superfici fresche mostrano un colore argenteo che a contatto con l'aria sparisce rapidamente. Per questa grande facilità di reazione il potassio metallico deve essere conservato in olio minerale.

Come gli altri metalli alcalini, il potassio reagisce violentemente con l'acqua, generando idrogeno e idrossido di potassio; la reazione è così violenta che l'idrogeno prodotto nella reazione può prendere fuoco. I suoi sali emettono una luce violetta se esposti alla fiamma.

Cenni storici[modifica | modifica wikitesto]

Il potassio fu scoperto nel 1807 da Sir Humphry Davy, che l'ottenne dall'idrossido corrispondente (KOH).

Il potassio è stato il primo metallo alcalino a venire isolato tramite elettrolisi.

Disponibilità[modifica | modifica wikitesto]

Questo elemento costituisce circa il 2,4% del peso della crosta terrestre, dove è il settimo per abbondanza.

In molti minerali è presente in forma di sali insolubili, dai quali è difficile estrarlo. Alcuni suoi minerali, tra cui la carnallite, la langbeinite, la polialite e la silvite, vengono generalmente rinvenuti sul fondo di laghi e mari antichi, come la Dancalia.[2]

Giacimenti di sali potassici si trovano negli Stati Uniti (California, Nuovo Messico, Utah), in Canada, in Germania e in altri paesi.

Il potassio metallico viene isolato dal suo idrossido per elettrolisi, con un processo che è cambiato poco dai tempi di Davy. A volte si ricorre anche a metodi termici.

Isotopi[modifica | modifica wikitesto]

Sono noti 17 isotopi del potassio, ma in natura se ne trovano solo tre: il 39K (93.3%), il 40K (0.01%) e il 41K (6.7%), mentre gli altri sono artificiali. Il 40K decade in 40Ar (11.2%, stabile) per cattura elettronica ed emissione di positroni, e in 40Ca (88.8%, stabile) per decadimento beta meno; il 40K ha una emivita di 1,25×109 anni.

Il decadimento di 40K in 40Ar è usato comunemente per datare le rocce; il metodo convenzionale K-Ar dipende dal presupposto che la roccia non contenesse argon al momento della sua formazione, e che perciò tutto il 40Ar che contiene, intrappolato nella roccia, sia dovuto al decadimento del 40K. I minerali sono datati misurando la loro concentrazione di potassio, e poi il loro contenuto di argon. Le rocce più adatte per questo metodo sono la biotite, la muscovite e quelle plutoniche ad alta metamorfizzazione, come l'orneblenda, e vulcaniche feldspati; si possono datare anche campioni interi di roccia da flussi vulcanici e intrusivi superficiali, se sono integri.

A parte la datazione geologica, gli isotopi di potassio sono usati estesamente come tracciante radioattivo negli studi sul clima. Inoltre si usa per studi sul ciclo dei nutrienti, perché il potassio è un macronutriente necessario per la vita.

Il 40K è abbastanza abbondante rispetto al potassio normale da rendere grosse quantità di sali di potassio una sorgente percettibile di radiazioni, adatta per dimostrazioni in classe.

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

Molti sali di potassio trovano applicazioni. Tra essi si annoverano il bromuro, il carbonato, il cloruro, il cromato, bicromato e il cianuro.

Composti principali[modifica | modifica wikitesto]

Ruolo biologico[modifica | modifica wikitesto]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi potassemia e Pompa sodio-potassio.

Nell'organismo, il potassio esiste sotto forma di ione positivo (catione), K+ ed è lo ione inorganico più abbondante all'interno delle cellule, dove viene trasportato mediante meccanismi che richiedono un apporto di energia. Molti antibiotici, come ad esempio quelli prodotti dal Bacillus brevis, attaccano le cellule batteriche aprendo su di esse canali di scambio attraverso i quali gli ioni Na+ e K+ possono attraversare la membrana cellulare, alterando il potenziale elettrico della membrana stessa.

La concentrazione di ioni K+ nel sangue è regolata in maniera da avere fluttuazioni minime, dato che concentrazioni troppo alte (iperkaliemia) o troppo basse (ipokaliemia) possono avere ripercussioni gravi sul cuore e sui nervi.

Nel plasma sanguigno la concentrazione degli ioni K+ è generalmente compresa tra 0,0035 e 0,005 M; all'interno delle cellule è invece circa 0,1 M. Negli esami del sangue della medicina di laboratorio questa misura viene effettuata sul siero sanguigno, con le stesse tecniche degli altri elettroliti.

Precauzioni[modifica | modifica wikitesto]

Simboli di rischio chimico

facilmente infiammabile corrosivo
pericolo


frasi H: 260 - 314 - EUH014
consigli P: 223 - 231+232 - 280 - 305+351+338 - 370+378 - 422 [3][4]


Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela

Avvertenze

Il potassio reagisce violentemente con l'acqua, sviluppando idrogeno. Viene pertanto conservato sotto cherosene – o altro idrocarburo liquido – e maneggiato con estrema cautela. Da evitare il contatto diretto con la pelle.

Citazioni letterarie[modifica | modifica wikitesto]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Potassium, 7440-09-7
  2. ^ Nigrizia
  3. ^ In caso di incendio estinguere con sabbia asciutta o estintori a schiuma. Conservare sotto gas inerte.
  4. ^ Sigma Aldrich; rev. del 18.01.2011

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Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]

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