Potassium

Le potassium est un élément chimique, de symbole K et de numéro atomique 19.

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Produit chimique corrosif - Produit chimique facilement inflammable - Élément chimique - Produit chimique - Matériau - Métal alcalin

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Potassium

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Informations générales

Nom, Symbole, Numéro

Potassium, K, 19

Série chimique

Métal alcalin

Groupe, Période, Bloc

1 (IA) , 4, s

0, 89 g·cm^-3^[1]

0, 4

blanc argenté

Propriétés atomiques

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

Oxyde

base forte

Structure cristalline

Propriétés physiques

solide

63, 5 °C^[1]

759 °C^[1]

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

1^re : 4, 3406633 eV^[3]

2^e : 31, 63 eV ^[3]

3^e : 45, 806 eV ^[3]

4^e : 60, 91 eV ^[3]

5^e : 82, 66 eV ^[3]

6^e : 99, 4 eV ^[3]

7^e : 117, 56 eV ^[3]

8^e : 154, 88 eV ^[3]

9^e : 175, 8174 eV ^[3]

10^e : 503, 8 eV ^[3]

11^e : 564, 7 eV ^[3]

12^e : 629, 4 eV ^[3]

13^e : 714, 6 eV ^[3]

14^e : 786, 6 eV ^[3]

15^e : 861, 1 eV ^[3]

16^e : 968 eV ^[3]

17^e : 1 033, 4 eV ^[3]

18^e : 4 610, 8 eV ^[3]

19^e : 4 934, 046 eV ^[3]

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]

Phrases R : 14/15, 34,

Phrases S : 1/2, 5, 8, 45,

Transport^[5]

423

2257

SIMDUT^[6]

B6, E,

SGH^[7]

Danger H260, H314, EUH014,

Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le potassium est un élément chimique, de symbole K (latin : kalium, de l'arabe : ????????? al-qalyah) et de numéro atomique 19.

C'est un métal alcalin mou, d'aspect blanc métallique (un peu bleuté) qu'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

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 de pot ashes c'est-à-dire cendres au fond du pot résultant de cette électrolyse, potass «potasse» 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 nommé kaliémie.

Le potassium fut le premier métal isolé par électrolyse.

Caractéristiques

Le potassium est le second métal le plus léger (après le lithium), et le quatrième métal le plus réactif si on compte le francium. C'est un solide mou qui est aisément coupé avec un couteau. Les surfaces fraîchement tranchées ont un aspect métallique. Il s'oxyde rapidement à l'air et doit par conséquent être conservé dans l'huile.

Comme les autres métaux alcalins, l'eau se décompose à son contact avec formation de dihydrogène. Quand il est plongé dans l'eau, il réagit violemment^[5] en produisant du dihydrogène qui peut s'enflammer, ou alors détoner, en présence d'oxygène et d'une source de chaleur.

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

Isotopes

On connaît l'existence de 24 isotopes du potassium :

No.	symbole du nucléide	Z (p)	N (n)	masse de l'isotope (u)	demi-vie	spin nucléaire	composition isotopique (fraction molaire)
No.	symbole du nucléide	énergie d'excitation			demi-vie	spin nucléaire	composition isotopique (fraction molaire)
1	³²K	19	13	32.02192 (54) #		1+#
	^32mK	950 (100) # keV			?	4+#
2	³³K	19	14	33.00726 (21) #	<25 ns	(3/2+) #
3	³⁴K	19	15	33.99841 (32) #	<40 ns	1+#
4	³⁵K	19	16	34.988010 (21)	178 (8) ms	3/2+
5	³⁶K	19	17	35.981292 (8)	342 (2) ms	2+
6	³⁷K	19	18	36.97337589 (10)	1.226 (7) s	3/2+
7	³⁸K	19	19	37.9690812 (5)	7.636 (18) min	3+
	^38m1K	130.50 (28) keV			924.2 (3) ms	0+
	^38m2K	3458.0 (2) keV			21.98 (11) µs	(7+), (5+)
8	³⁹K	19	20	38.96370668 (20)	STABLE	3/2+	0.932581 (44)
9	⁴⁰K	19	21	39.96399848 (21)	1.248 (3) E+9 a	4-	0.000117 (1)
	^40mK	1643.639 (11) keV			336 (12) ns	0+
10	⁴¹K	19	22	40.96182576 (21)	STABLE	3/2+	0.067302 (44)
11	⁴²K	19	23	41.96240281 (24)	12.360 (12) h	2-
12	⁴³K	19	24	42.960716 (10)	22.3 (1) h	3/2+
13	⁴⁴K	19	25	43.96156 (4)	22.13 (19) min	2-
14	⁴⁵K	19	26	44.960699 (11)	17.3 (6) min	3/2+
15	⁴⁶K	19	27	45.961977 (17)	105 (10) s	2 (-)
16	⁴⁷K	19	28	46.961678 (9)	17.50 (24) s	1/2+
17	⁴⁸K	19	29	47.965514 (26)	6.8 (2) s	(2-)
18	⁴⁹K	19	30	48.96745 (8)	1.26 (5) s	(3/2+)
19	⁵⁰K	19	31	49.97278 (30)	472 (4) ms	(0-, 1, 2-)
20	⁵¹K	19	32	50.97638 (54) #	365 (5) ms	3/2+#
21	⁵²K	19	33	51.98261 (75) #	105 (5) ms	(2-) #
22	⁵³K	19	34	52.98712 (75) #	30 (5) ms	(3/2+) #
23	⁵⁴K	19	35	53.99420 (97) #	10 (5) ms	2-#
24	⁵⁵K	19	36	54.99971 (107) #	3# ms	3/2+#

Les valeurs marquées d'un # sont des valeurs de prédiction.
Les valeurs de spin à faible certitude mais aussi les incertitudes
pour les derniers chiffres sont indiqués en parenthèses.

La forme naturelle du potassium se compose des trois isotopes ³⁹K (93, 26 %), ⁴⁰K (0, 01167 %) et ⁴¹K (6, 73 %).

Le ⁴⁰K se désintègre :

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

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

L'ion potassium

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

Gisements

Cet élément représente à peu près 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 essentiellement par électrolyse de l'hydroxyde de potassium par un procédé qui a particulièrement 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, qu'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 localisés en Saskatchewan, en Biélorussie, en Alsace, en Californie, en Allemagne, au Nouveau-Mexique et en Utah.

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

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.

Utilisation du potassium

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 surtout pour ses propriétés de puissant réducteur (action comparable 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

Le potassium est un élément essentiel pour la croissance des plantes ; on le trouve (sous forme de composés) dans la majorité 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, 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.

Aspects médicaux

Précautions

Le potassium sous forme de métal réagit violemment avec l'eau. Sa réaction avec l'eau est d'ailleurs énormément 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 par conséquent être conservé à l'abri de l'eau et de toute atmosphère oxydante ou chargée d'humidité. Il est le plus fréquemment conservé immergé dans l'huile ou entouré de graisse. Dans les échantillons destinés aux expériences de laboratoire scolaires et universitaires il est apporté 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

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 extra-cellulaire. Ce gradient est entretenu par des pompes localisées dans les membranes cellulaires, surtout la pompe sodium/potassium est responsable de l'existence d'un potentiel de repos négatif présent dans l'ensemble des cellules vivantes.

La concentration de K⁺ plasmatique (ou kaliémie) est particulièrement finement régulée, surtout 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 en particulier hyperkaliémie) sont des troubles sévères susceptibles d'entraîner des anomalies cardiaques fatales.

Une alimentation variée forme 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 diminuer les risques d'hypertension^[8].

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 généralement (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).

Radioactivité dans le corps humain due au ⁴⁰K

Article détaillé : Potassium 40.

Dose toxique

Le potassium peut avoir des effets lorsqu'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.

Lorsque 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, tandis qu'une carence en potassium provoque l'hypokaliémie. L'hyperkaliémie découle le plus fréquemment des insuffisances rénales particulièrement avancées (le rein n'excrète plus le potassium, et il va par conséquent augmenter) tandis qu'il est quasi impossible d'avoir une hyperkaliémie lorsque les reins fonctionnent normalement. On traite l'hyperkaliémie par des perfusions de bicarbonates (on alcalinise le sang), jusqu'aux cas les plus extrêmes où on effectue une hémodialyse (rein artificiel) … Un arrêt cardiaque peut survenir en particulier si les changements de la kaliémie ont été brusques. Il existe des manifestations avant-coureuses : des troubles du rythme cardiaque, des troubles digestifs (hypokaliémie uniquement), des douleurs musculaires (hypokaliémie uniquement) mais il est quasi impossible d'avoir trop ou pas suffisament de potassium^{[précision nécessaire]} !^{[réf. nécessaire]}.

Voir aussi

Notes et références

(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) .
(en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, «Covalent radii revisited», dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [ lien DOI ] .
(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87^e éd. (ISBN 0849304873) , p. 10-202 .
ESIS. Consulté le 1^er février 2009.
Entrée du numéro CAS «7440-09-7» dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la BGIA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 1^er février 2009 (JavaScript indispensable) .
«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
Numéro index 019-001-00-2 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE n^o 1272/2008 [pdf] (16 décembre 2008).
Jane Higdon, Victoria J. Drake et Jiang He, Potassium, Linus Pauling Institute Micronutrient Information Center, accès le 19 août 2009.

s¹

s²

f¹

f²

f³

f⁴

f⁵

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f⁷

f⁸

f⁹

f¹⁰

f¹¹

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f¹³

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d¹

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d¹⁰

p¹

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p⁵

p⁶

↓

g¹

g²

g³

g⁴

g⁵

g⁶

g⁷

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g⁹

g¹⁰

g¹¹

g¹²

g¹³

g¹⁴

g¹⁵

g¹⁶

g¹⁷

g¹⁸

Métalloïdes	Non-métaux	Halogènes	Gaz rares
Métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Métaux de transition	Métaux pauvres
Lanthanides	Actinides	Superactinides	Éléments non classés

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