Potassium

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Potassium
ArgonPotassiumCalcium
Na
  Structure cristalline cubique à corps centré
 
19
K
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
K
Rb
Tableau completTableau étendu
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 % 1,248×109 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]
Corrosif
C
Facilement inflammable
F



Transport[5]
423
   2257   
SIMDUT[6]
B6 : Matière réactive inflammableE : Matière corrosive
B6, E,
SGH[7],[8]
SGH02 : InflammableSGH05 : Corrosif
Danger
H260, H314, EUH014, P223, P231, P232, P280, P305, P338, P351, P370, P378, P422,
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.

Histoire[modifier | modifier le code]

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 par Kalium.
Le potassium fut le premier métal isolé par électrolyse.

En analyse biologique[modifier | modifier le code]

Le taux sanguin de potassium est appelé kaliémie. Dans le sang d'un adulte de poids moyen à jeun, il doit être compris entre 3,5 et 4,5 mmol/L[9]

Caractéristiques[modifier | modifier le code]

Caractéristiques chimiques[modifier | modifier le code]

Perles de potassium dans de l'huile de paraffine.

Le potassium est le second métal le plus léger (après le lithium), et le troisième métal le plus réactif après le rubidium et le césium. C’est un solide mou que l'on peut couper facilement 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.

Caractéristiques physiques[modifier | modifier le code]

  • Allié au sodium le potassium constitue le mélange NaK utilisé comme caloporteur dans les échanges thermiques. Le mélange 78 % K et 22 % Na a une température de fusion de -12,6 et bout à 785 °C facilitant ainsi l'exploitation de la boucle fluide et prévenant le risque de gel.
  • Coefficient de dilatation à 25°C = 83 • 10-6 °C-1
  • Évaluation de la masse volumique du solide: ρ = 890 /(1+0,000083*(t-25))3 ; avec ρ en kg/m3 et t en °C
  • Corrélation pour la masse volumique du liquide: ρ = 839,853 - 0,222 • t  ; avec ρ en kg/m3 et t en °C ; applicable entre 100 et 600 °C
  • Corrélation pour la valeur de Cp du solide: Cp = 0,70916 +0,0020766 • t ; avec Cp en kJ/kg/K et t en °C ; applicable entre 0 et 60 °C
  • Corrélation pour la valeur de Cp du liquide: Cp = 0,950054 - 0,00048851 • t + 0,000000314284 • t2 ; avec Cp en kJ/kg/K et t en °C ; applicable entre 70 et 600 °C
  • Corrélation pour la viscosité dynamique du liquide: μ = - 0,000000013350779 • t3 + 0,00001439107 • t2 - 0,0051496071 * t + 0,8329122 ; avec μ en mkg/m/s et t en °C ; applicable entre 70 et 600 °C
Quelques caractéristiques thermodynamiques du potassium[10],[1]
Température
(°C)
Masse
volumique
ρ
(kg/m3)
Viscosité
dynamique
μ
(10-3kg/m/s)
Conductivité
thermique
λ
(W/m/K)
Capacité
calorifique
à pression
constante
Cp
(kJ/kg/K)
Commentaire
−173,15 925,5 0,628 solide
0 890
(860)
102,4 0,757
(0,709)
solide
25 884,5 102,5
(99,0)
0,753
(0,761)
solide
63,5 876,00
(solide)
825,7
(liquide)
0,56 0,921
(liquide)
liquéfaction
100 817,7
(819,0)
0,4588 0,905
(0,8117)
liquide
200 795,5
(795,0)
0,3050 "8"[11] 0,865
(0,7895)
liquide
300 773,3 0,2358 "11"[11] 0,832
(0,7924)
liquide
400 751,1
(747,0)
0,1947 "13"[11] 0,805
(0,7782)
liquide

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes du potassium.
Article détaillé : Potassium 40.

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 :

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

L'ion potassium[modifier | modifier le code]

L'ion K+ est un gros cation (~140 pm) peu coordinant et donc difficile à précipiter en solution aqueuse. Cependant le perchlorate de potassium KClO4 est peu soluble dans l'eau (7 g/L à 0°C, 20 g/L à 25°C). Il forme des complexes avec les éthers couronnes, ce qui permet de solubiliser certains de ses sels en solution organique.

Gisements[modifier | modifier le code]

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).

Synthèse du potassium[modifier | modifier le code]

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

Utilisation du potassium[modifier | modifier le code]

Applications du potassium métallique[modifier | modifier le code]

  • 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.

Composés du potassium[modifier | modifier le code]

Le potassium est un élément essentiel pour la croissance des plantes ; on le trouve, sous forme de composés, dans la plupart des sols (voir Rôle du potassium dans la fertilisation).
Le potassium est vital pour le fonctionnement des cellules animales (voir Pompe sodium-potassium).

Ses principaux composés :

Aspects médicaux[modifier | modifier le code]

Précautions[modifier | modifier le code]

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.

Nutrition et médecine[modifier | modifier le code]

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[12].

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), le kiwi (270 mg/100 g), la carotte (320 mg/100 g), le melon (300 mg/100 g), la tomate (280 mg/100 g), le potiron (223 mg/100 g) et le jus d’orange (200 mg/100 g).

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

Article détaillé : Potassium 40.

Dose toxique[modifier | modifier le code]

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[pas clair], le potassium est toxique. En intraveineuse, la dose létale pour un humain est d'environ 30 à 35 mg/kg[13]. 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).

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d et e (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0).
  2. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (lien DOI?).
  3. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC,‎ 2006, 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202.
  4. « ESIS » (consulté le 1er février 2009).
  5. a et b Entrée du numéro CAS « 7440-09-7 » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 1er février 2009 (JavaScript nécessaire).
  6. « Potassium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  7. Numéro index 019-001-00-2 dans le tableau 3.1 de l’annexe VI du règlement CE no 1272/2008 [PDF] (16 décembre 2008).
  8. SIGMA-ALDRICH
  9. Cours de néphrologie ECN 219 (Désordres du potassium) de J. Fourcade, Faculté de Médecine Montpellier-Nîmes
  10. Les valeurs entre parenthèses correspondent à une autre détermination de la grandeur physique
  11. a, b et c Les valeurs entre guillemets sont entachées d'une incertitude importante
  12. Jane Higdon, Victoria J. Drake et Jiang He, Potassium, Linus Pauling Institute Micronutrient Information Center, accès le 19 août 2009.
  13. http://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/838413

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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