Potassium

Le potassium est l'élément chimique de numéro atomique 19, de symbole K (du latin kalium). 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.

Potassium
Argon ← Potassium → Calcium
Na
 
 
19		 K
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
                                           
↑
K
↓
Rb
Tableau complet • Tableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole K
Nom Potassium
Numéro atomique 19
Groupe 1
Période 4e période
Bloc Bloc s
Famille d'éléments Métal alcalin
Configuration électronique [Ar] 4s1
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 8, 1
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique 39,098 3 ± 0,000 1 u[1]
Rayon atomique (calc) 220 pm (243 pm)
Rayon de covalence 203 ± 12 pm[2]
Rayon de van der Waals 275 pm
État d’oxydation 1
Électronégativité (Pauling) 0,82
Oxyde Base forte
Énergies d’ionisation[3]
1re : 4,340 663 3 eV2e : 31,63 eV
3e : 45,806 eV4e : 60,91 eV
5e : 82,66 eV6e : 99,4 eV
7e : 117,56 eV8e : 154,88 eV
9e : 175,817 4 eV10e : 503,8 eV
11e : 564,7 eV12e : 629,4 eV
13e : 714,6 eV14e : 786,6 eV
15e : 861,1 eV16e : 968 eV
17e : 1 033,4 eV18e : 4 610,8 eV
19e : 4 934,046 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
39K93,26 %stable avec 20 neutrons
40K116,7 ppm1,248×109 a10,48 % β+, ε
—-—
89,52 % β-		1,505
—-—
1,3111		40Ar
—-—
40Ca
41K6,73 %stable avec 22 neutrons
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire solide
Masse volumique 0,89 g·cm-3[1]
Système cristallin Cubique centré
Dureté (Mohs) 0,4
Couleur blanc argenté
Point de fusion 63,5 °C[1]
Point d’ébullition 759 °C[1], 757,643 °C[4]
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 1,20×10-4 Pa à 63,5 °C[4]
Vitesse du son 2 000 m·s-1 à 20 °C
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
Divers
No CAS 7440-09-7
No ECHA 100.028.290
No CE 231-119-8
Précautions
SGH[5],[6]

Danger
H260, H314, EUH014, P223, P231, P232, P280, P305, P338, P351, P370, P378 et P422
SIMDUT[7]

B6, E,
NFPA 704[8]
Transport[9]
   2257   
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Histoire

Le potassium a été découvert en 1807 par le chimiste Sir Humphry Davy, qui l’obtient par électrolyse d’hydroxyde de potassium ; c'est d'ailleurs le premier métal isolé par électrolyse. C'est aussi Davy qui forge le mot potassium, à partir de l’anglais potass, lui-même emprunté au français potasse[10] (nom de l'hydroxyde de potassium à l'époque) et du suffixe -ium.

Le symbole K fait référence au latin kalium, lui-même forgé à partir de l’arabe al-qalyah — القَلْيَة (« cendre de salicorne »), plante riche en potassium[réf. nécessaire]. Potassium se dit aussi kalium en allemand et dans d’autres langues germaniques.

En analyse biologique

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[11]

Caractéristiques

Caractéristiques chimiques
Perles de potassium dans de l'huile de paraffine.

Le potassium 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[9] 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
  • 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 K−1
  • Évaluation de la masse volumique du solide: ρ = 890 /(1+0,000 083⋅(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. Une équation d'état de la masse volumique du liquide le long de l'isobare atmosphérique (i.e. entre 63.5 °C et 757.643 °C) est donnée dans la référence[4].
  • Corrélation pour la valeur de Cp du solide: Cp = 0,709 16 + 0,002 076 6 ⋅ 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 = 0,950 054 - 0,000 488 51 ⋅ t + 0,000 000 314 284 ⋅ t2 ; avec Cp en kJ/(kg⋅K) et t en °C ; applicable entre 70 et 600 °C
  • Des équations d'état décrivant les propriétés le long de la courbe de pression de vapeur saturante (i.e. courbe de coexistence liquide-gaz) sont données dans la référence[4].
  • Corrélation pour la viscosité dynamique du liquide: μ = - 0,000 000 013 350 779 ⋅ t3 + 0,000 014 391 07 ⋅ t2 - 0,005 149 607 1 ⋅ t + 0,8329122 ; avec μ en mkg/(m⋅s) et t en °C ; applicable entre 70 et 600 °C. Des équations d'état décrivant la viscosité dynamique du liquide et du gaz sont données dans la référence[4].
  • L'équation d'état décrivant le coefficient d'auto-diffusion du liquide le long de l'isobare atmosphérique est donnée dans la référence[4].
Quelques caractéristiques thermodynamiques du potassium[4],[Note 1],[1]
Température
(°C)		 Masse
volumique
ρ
(kg/m3)		 Viscosité
dynamique
μ
(10−3 kg/(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)
829,48[4]
(liquide)		 0,539208[4] 0,921
(liquide)		 liquéfaction
100 817,7
(819,0)		 0,4588 0,905
(0,8117)		 liquide
200 795,5
(795,0)		 0,3050 "8"[12] 0,865
(0,7895)		 liquide
300 773,3 0,2358 "11"[12] 0,832
(0,7924)		 liquide
400 751,1
(747,0)		 0,1947 "13"[12] 0,805
(0,7782)		 liquide

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 :

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

L'ion potassium

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

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 à partir de l’hydroxyde de potassium par un procédé d'électrolyse en voie sèche fondue dont le principe a très peu changé depuis sa découverte par Sir 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 Russie (voir la société Uralkali), au Nouveau-Mexique, en Californie et en Utah, ainsi qu'en Alsace et Allemagne.

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

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 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 de chaleur.

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 (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

Nutrition et médecine

Le potassium est un nutriment 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[13].

Les apports adéquats quotidiens pour les adultes et adolescents sont de 3500 mg selon l'EFSA et de 4700 mg selon la NAM[14],[15]. Il n'y a pas d'apports maximaux recommandés.

Les aliments les plus riches sont les fruits, les légumes et le chocolat[16]. On trouve de bonnes quantités de potassium dans :

Carence

Une carence en potassium peut entraîner une hypertension et une hypokaliémie[19].

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 mg/kg de masse corporelle, le potassium est toxique. En intraveineuse, la dose létale pour un humain est d'environ 30 à 35 mg/kg[20]. Un surdosage en potassium provoque l’hyperkaliémie, alors qu'un sous-dosage 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).

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.

Notes et références

Notes
  1. Les valeurs entre parenthèses correspondent à une autre détermination de la grandeur physique.

Références
  1. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (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,‎ , p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j).
  3. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, , 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202.
  4. (en) F. Aitken et F. Volino, « New equations of state describing both the dynamic viscosity and self-diffusion coefficient for potassium and thallium in their fluid phases », Physics of Fluids, vol. 34, no 1,‎ , p. 017112 (ISSN 1070-6631 et 1089-7666, DOI 10.1063/5.0079944, lire en ligne, consulté le )
  5. 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).
  6. SIGMA-ALDRICH
  7. « 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
  8. (en) « POTASSIUM », sur https://cameochemicals.noaa.gov
  9. 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).
  10. Oscar Bloch et Walther von Wartburg (préf. Antoine Meillet), Dictionnaire étymologique de la langue française, P.U.F., , 4e éd., p. 502.
  11. Cours de néphrologie ECN 219 (Désordres du potassium) de J. Fourcade, Faculté de Médecine Montpellier-Nîmes
  12. Les valeurs entre guillemets sont entachées d'une incertitude importante
  13. Jane Higdon, Victoria J. Drake et Jiang He, Potassium, Linus Pauling Institute Micronutrient Information Center, accès le 19 août 2009.
  14. « Valeurs nutritionnelles de référence pour le potassium », sur European Food Safety Authority, (consulté le )
  15. (en) Read "Dietary Reference Intakes for Water, Potassium, Sodium, Chloride, and Sulfate" at NAP.edu (lire en ligne)
  16. « Trop de potassium dans le sang : quelles conséquences? », sur sante.lefigaro.fr (consulté le )
  17. « Food Composition Databases Show Foods -- Cocoa, dry powder, unsweetened », sur ndb.nal.usda.gov (consulté le )
  18. « Food Composition Databases Show Foods -- Dates, deglet noor », sur ndb.nal.usda.gov (consulté le )
  19. (en) Michael J. Klag, Dean Follmann, Lawrence J. Appel et Frederick L. Brancati, « Effects of Oral Potassium on Blood Pressure: Meta-analysis of Randomized Controlled Clinical Trials », JAMA, vol. 277, no 20,‎ , p. 1624–1632 (ISSN 0098-7484, DOI 10.1001/jama.1997.03540440058033, lire en ligne, consulté le )
  20. (en) V D Joglekar, « Fatal poisoning by potassium in human and rabbit - PubMed », Forensic science, vol. 9, no 1,‎ , p. 33–36 (ISSN 0300-9432, PMID 838413, DOI 10.1016/0300-9432(77)90062-0, lire en ligne, consulté le ).

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes


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