Potássio

potássio - Wikilingue - Encydia

O potássio é un elemento químico de símbolo K (do latim "kalium", nome orixinal da súa base KOH), número atómico 19 (19 prótons e 19 elétrons), metal alcalino, de masa atómica 39 u, coloração branco prateado, abondoso na natureza, encontrado principalmente nas augas salgadas e outros minerais. Oxida-se rapidamente co osíxeno do ar, é moito reactivo especialmente coa auga e se parece quimicamente co sódio.

É un elemento químico esencial para o home, encontrado en moitas hortaliças, e esencial para o crecemento das plantas.

Empregado en células fotoelétricas. Foi descuberto por Humphry Davy, en 1807 , a partir da eletrólise do hidróxido de potássio (KOH).

Potássio – Cálcio
Na K Rb
	Táboa Periódica

Xeral

Nome, símbolo, número

Potássio, K, 19

Clase , serie química

Metal, representativo ( alcalino )

Grupo, período, bloque

1, 4, s

Densidade, Dureza

856 kg/m³, 0,4

Cor e aparencia

Branco prateado

Propiedades atómicas

masa atómica

39,0983(1) u

Raio medio^†

220 pm

Raio atómico calculado

243 pm

Raio covalente

196 pm

Raio de van der Waals

275 pm

Configuración electrónica

[Ar]4s¹

Estados de oxidação (óxido)

1 (base forte)

Estrutura cristalina

Cúbica centrada no corpo

Propiedades físicas

336,53 K (63,38 °C)

1032 K (759 °C)

Entalpia de vaporização

79,87 kJ/mol

Entalpia de fusión

2,334 kJ/mol

Presión de vapor

1,06×10⁻⁴ Pa a 336,5 K

Velocidade do son

2000 m/s a 293,15 K

Informacións diversas

Eletronegatividade

0,82 (Pauling)

Calor específica

757 J/(kg·K)

Condutividade eléctrica

13,9 10⁶ m⁻¹·Ω⁻¹

Condutividade térmica

102,4 W/(m·K)

1º Potencial de ionização

418,8 kJ/mol

2º Potencial de ionização

3052 kJ/mol

3º Potencial de ionização

4420 kJ/mol

4º Potencial de ionização

5877 kJ/mol

5º Potencial de ionização

7975 kJ/mol

6º Potencial de ionização

9590 kJ/mol

7º Potencial de ionização

11343 kJ/mol

8º Potencial de ionização

14944 kJ/mol

9º Potencial de ionização

16963,7 kJ/mol

10º Potencial de ionização

48610 kJ/mol

Isótopos máis estábeis

iso.	AN	Media-vida	MD	ED M eV	PD
³⁹K	93,26%	K é estábel con 20 neutrons
⁴⁰K	0,012%	1,277 x10⁹ anos	β^- ε	1,311 1,505	⁴⁰Ca ⁴⁰Ar
⁴¹K	6,73%	K é estábel con 22 nêutrons

Unidades SI e CNTP excepto onde indicado o contrario

Características principais

É o segundo metal máis leve. É un elemento moi maleável - pode ser cortado facilmente cun coitelo. Ten un punto de fusión moi baixo, arde con chama violeta e presenta unha coloração prateada nas superficies non expostas ao ar , xa que se oxida con rapidez. Non obstante, debe ser almacenado dentro dun recipiente con querosene .

Así como os demais metais alcalinos, reacciona violentamente coa auga, desprendendo hidrogênio, podendo inflamar-se espontaneamente en presenza desta sustancia.

Aplicacións

O potássio é un metal empregado en células fotoelétricas.
O cloreto de potássio e o nitrato de potássio son empregados como fertilizantes.
O peróxido de potássio é usado en aparatos de respiración de bombeiros e mineiros.
O nitrato tamén é usado na fabricación de pólvora , o cromato de potássio e o dicromato de potássio en pirotecnia .
O carbonato de potássio é empregado na formación de cristais .
A liga NaK, unha liga de sódio e potássio , é un material usado como transferente de calor.
O cloreto de potássio é utilizado para provocar parada cardíaca en injeções letais.

Outros saes de potássio importantes son o brometo de potássio, cianeto de potássio, iodeto de potássio e o sulfato de potássio, entre outros. Unha importante base é o hidróxido de potássio.

Os sabões á base de potássio son os chamados "sabões moles", tales como os cremes de barbear.

Dietas ricas en potássio poden exercer papel na prevención e tratamentos da hipertensão arterial reducindo os efectos adversos do consumo de sal. [1]

Acción biolóxica

O íon K⁺ está presente nas extremidades dos cromossomos (telômeros) estabilizando a estrutura. O íon hexaidratado (igual ao correspondente íon magnésio) estabiliza a estrutura do ADN e do ARN compensando a carga negativa dos grupos fosfatos.

A bomba de sódio é un mecanismo polo cal se conseguen as concentracións requiridas de íons K⁺ e Na⁺ dentro e fóra da célula - concentracións de íons K⁺ máis altas dentro da célula do que no exterior - para posibilitar a transmisión do impulso nervioso. A diminución do nivel de potássio no sangue provoca hipopotassemia.

Hortaliças como beterraba e couve-flor e froitas como a abacate, banana, damasco, cereja, ameixa, pêssego son alimentos ricos en potássio.

É un elemento, tamén, esencial para o crecemento das plantas, sendo un dos tres elementos consumidos en maior cantidade. O íon potássio, encontrado na maioría dos tipos de solo, intervén na respiración.

Súa carencia nos humanos pode causar: acne, prisión de ventre, depresión, cansazo, problemas de crecemento, insomnio, fraqueza muscular, nerviosismo, dificultades respiratorias, retenção de sal^[1] e batimentos cardíacos febles.^[2]

Seu exceso (en nivel de nutriente), a hipercaliemia ou hiperpotassemia, nos humanos pode causar: fraqueza e dificultade na articulação das palabras.^[3]^[4]^[5]

Historia

O nome potássio vén do latim científico potassium, e este de o neerlandês pottasche, cinza de pote, nome dado por Humphry Davy ao ser descuberto en 1807 . Foi o primeiro elemento metálico illado por eletrólise , no caso a partir da potassa (KOH), composto de cuxo nome latino, Kalium, orixinou o símbolo químico do potássio.

O propio Davy describiu o seguinte relato de seu descubrimento ante a "Sociedade Real Británica" de Londres en 19 de novembro de 1807: «Coloquei un pequeno fragmento de potassa sobre un disco illado de platina comunicándoo co lado negativo dunha batería eléctrica de 250 placas de cobre e zinco en plena actividade. Un filamento de platina en contacto co lado positivo foi posto en contacto coa parte superior da potassa. Todo o aparato funcionando ao ar libre. Nestas circunstancias manifestouse unha actividade moi viva; a potassa comezou a fundirse nos dous puntos de eletrização. Na parte superior (positiva) ocorreu unha viva efervescência, determinada polo desprendemento dun fluído elástico; na parte inferior (negativa) non ocorreu ningún desprendemento de fluído elástico, porén apareceron pequenos glóbulos de vivo brillo metálico semellantes aos glóbulos de mercúrio. Algúns destes glóbulos, a medida que formaban, ardían explosivamente nunha chama brillante; outros perdían aos poucos o seu brillo e encubríanse finalmente dunha crosta branca. Estes glóbulos formaban a sustancia que eu buscaba, era a base dun combustíbel peculiar, era a base da potassa: o potássio.»

A importancia do descubrimento é a confirmación da hipótese de Antoine Lavoisier de que a soda e a potassa reaccionaban cos ácidos do mesmo modo que os óxidos de chumbo e prata, porque eran formados dun metal quedar# co osíxeno, finalmente confirmado co illamento do potássio e, unha semana tras, o sódio pola eletrólise da soda. Alén diso, a obtención do potássio permitiu o descubrimento doutros elementos xa que, debido a súa elevada reatividade, é capaz de decompor óxidos retirándolles o osíxeno, deste xeito, foron illados o silício, o boro e o alumínio.

Abundancia e obtención

K no feldspato.

O potássio constitúe cerca de 2,4% en peso da crosta terrestre, sendo o sétimo elemento máis abondoso. Debido a súa insolubilidade é moi difícil obter o metal puro a partir dos seus minerais. Aínda así, en antigos leitos marítimos e lagos existen grandes depósitos de minerais de potássio (carnalita, langbeinita, polihalita e silvina) dos cales é economicamente viábel a extracción do metal e seus saes.

A principal fonte de potássio é a potassa, extraída, entre outros locais, na California, Novo México e Utah nos Estados Unidos, e Alemaña. En Saskatchewan hai grandes depósitos de potassa a 900 metros de profundidade, que no futuro poden converterse en importantes fontes de potássio e saes de potássio.

Os océanos tamén poden ser provedores de potássio, porén nun mesmo volume de auga salgada, a cantidade de potássio presente é moi menor que a de sódio diminuíndo o rendemento económico da operación.

Actualmente o metal puro é obtido por eletrólise de súa base (hidróxido de potássio, KOH) do mesmo modo que o sódio. Como o sódio pode substituír satisfactoriamente o potássio e a súa obtención é máis barata, o potássio ten sido menos usado que o sódio.

Os métodos anteriores de obtención do potássio como os de Gay-Lussac e Thenard até 1823 e, posteriormente, os de Sainte-Claire Deville e Brunner presentaban un rendemento deficiente para a obtención en escala industrial. ......

Isótopos

San coñecidos dezasete isótopos de potássio, tres deles naturais K-39 (93,3%), K-40 (0,01%) e K-41 (6,7%). O K-40, cun vida media de 1,25E9 anos, decaindo a Ar-40 (11,2%) e Ca-40 (88,8%).

A desintegração de K-40 en Ar-40 é empregada como método para a datação de rochas . O método K-Ar convencional se basea na hipótese de que as rochas non contiñan argónio cando se formaron e o formado non escapou, de modo que a cantidade presente provém da completa e exclusiva desintegração do potássio orixinal. A medição da cantidade de potássio e Ar-40 fornece o procedemento de datação adecuado para a determinación da idade de minerais como o feldspato volcánico, moscovita, biotita e hornblenda , xeralmente as mostras de rochas volcánicas e intrusivas que non sufrisen alteracións.

Alén da datação, os isótopos de potássio son moi utilizados en estudos do clima e, en estudos sobre o ciclo dos nutrientes por ser un macronutriente importante para a vida.

Precaucións

O potássio sólido reacciona violentamente coa auga, máis que o sódio, por iso, debe ser conservado somerxido nun líquido apropiado como aceite ou querosene.

Débense tomar, na súa manipulación, os mesmos coidados que se toma co sódio.

Referencias

↑ DeFrongo, R.A.; Goldberg, M.; Cooke, R.: Investigations into the mechanisms of hyperkalemia following renal transplantation . Kidney International , 357, 1977.
↑ Shils, Maurice E. e colaboradores: Modern Nutrition in Health and Disease. In Capítulo 7, Lindsay H Allen and Richard J. Wood; pg.155-163 , 1994 ; 8 a Ed. Philadelphia.
↑ Goodman and Gilman : The Pharmacological Basis of Therapeutics. In Capítulo 38, Michael J. Peach : Anions : Phosphate, Iodide, Fluoride and Other Anions ; pag.798-800 ; 1975 ; MacMillan Publishing Co, 5 a Ed. – New York.
↑ Cohen, J.J.: Disorders of potassium balancee. Hospital Practice, 14:119, 1979.
↑ Kunau, R.T. & Stein, J.H.: Disorders of hypo and hyperkalemia . Clinical Nephrology, 7(4): 173, 1977.