potàssio

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Chimica: generalità

sm. [sec. XIX; da potassa]. Elemento chimico della famiglia dei metalli alcalini, di simbolo K, peso atomico 39,09 e numero atomico 19. Il potassio è abbondante in natura e costituisce in media il 2,40% in peso della crosta terrestre; nell'acqua di mare il contenuto medio è dello 0,04%. Data la sua altissima reattività chimica, e analogamente agli altri metalli alcalini, il potassio in natura non si rinviene mai allo stato libero ma combinato per lo più sotto forma di numerosi silicati, tra i quali in particolare i feldspati, le miche, la leucite, ecc. I silicati naturali non sono però convenientemente utilizzabili per l'estrazione del potassio e dei suoi sali, essendo per lo più molto difficilmente attaccabili dagli agenti chimici. Quello più facilmente attaccabile è la leucite, diffusa e abbondante in molte rocce di origine vulcanica dell'Italia centro-meridionale che però, a causa di una serie di difficoltà tecniche, non viene utilizzata sul piano industriale. Per l'estrazione dei sali di potassio, dai quali si ottiene poi anche il metallo, si utilizzano invece i minerali solubili che si rinvengono in grandi giacimenti salini di origine marina accompagnati dal salgemma, e cioè soprattutto la silvite o silvina e la carnallite. Giacimenti di sali potassici si trovano in tutti i continenti; imponenti quelli del Canada e dell'ex Unione Sovietica; in Italia giacimenti di entità tale da poter essere sfruttati industrialmente sono stati rinvenuti in Sicilia. L'estrazione del cloruro di potassio puro da questi minerali avviene unicamente in soluzione acquosa: per esempio il principale minerale, la carnallite, libera in soluzione i suoi costituenti; di essi il cloruro di potassio è quello che si separa per primo concentrando la soluzione. Il potassio è un elemento indispensabile per tutti gli organismi viventi, per i quali è inoltre importante mantenere nelle cellule e nei liquidi organici un appropriato rapporto quantitativo tra potassio e sodio. I terreni contengono in genere una quantità bastante di potassio assimilabile, che proviene dalla lenta disgregazione dei silicati a opera degli agenti naturali; tuttavia, nei terreni agricoli sottoposti a coltura intensiva si verifica un graduale impoverimento in potassio, che deve venir compensato mediante un'adeguata somministrazione di fertilizzanti potassici. Le ceneri delle piante sono ricche in potassio, in buona parte sotto forma di carbonato, e già nell'antichità remota venivano utilizzate per la preparazione di liscivie e del sapone; anche il salnitro, fino all'inizio del sec. XIX, è stato una fonte di composti del potassio. La produzione del potassio metallico, in origine (H. Davy, 1807) basata sull'elettrolisi dell'idrossido di potassio fuso, è attualmente realizzata facendo agire sul cloruro di potassio fuso il sodio metallico, operando in speciali apparecchi nei quali il potassio metallico, che a mano a mano si forma, distilla e i suoi vapori vengono condensati a parte.

Chimica: caratteristiche

Allo stato di elemento libero puro il potassio si presenta come un metallo tenerissimo, tanto da poterlo tagliare con un coltello, di colore grigio-argenteo lucente sulle superfici tagliate di fresco ma che all'aria immediatamente si ossida diventando opaco e assumendo un colore più o meno scuro; viene quindi conservato sotto petrolio, in modo da proteggerlo dal contatto con l'atmosfera. Con il suo peso specifico di 0,86, è il metallo più leggero dopo il litio; fonde a 63,7 ºC e distilla a 760 ºC. Il potassio si rinviene in natura come miscela dei tre isotopi di massa 39, 40 e 41; il potassio-40, che è contenuto nella miscela isotopica naturale per appena lo 0,012%, è radioattivo, sia pur in modo molto debole. Se viene acceso il potassio brucia all'aria con fiamma violetta; la stessa colorazione si ottiene introducendo nella fiamma di un becco Bunsen una piccola quantità di un suo sale. Con l'acqua il potassio metallico reagisce con estrema violenza liberando idrogeno e trasformandosi nell'idrossido:

La reazione sviluppa una quantità di calore tale che l'idrogeno sviluppato si infiamma spontaneamente. Il potassio esplica inoltre un'elevata reattività anche nei confronti di molti altri elementi e composti chimici, per esempio riduce facilmente a metalli liberi gli ossidi, gli alogenuri, ecc. di quasi tutti i metalli. Le applicazioni del potassio metallico sono limitate; la maggior parte del metallo prodotto viene utilizzato per ottenere il superossido KO2, il rimanente quasi tutto per trasformarlo nelle leghe con il sodio che vengono usate come fluidi trasportatori di calore e come reagenti in alcune produzioni chimiche. Un consumo largamente maggiore trovano i sali di potassio; di questi, oltre il 90% della produzione mondiale viene assorbito dall'impiego come fertilizzanti, il rimanente viene usato particolarmente per la preparazione dell'idrossido e di alcuni sali come il permanganato e il bicromato e nella produzione del vetro.

Chimica: i composti del potassio

La chimica dei composti del potassio è molto semplice, perché questo elemento, come gli altri della famiglia dei metalli alcalini, risulta esclusivamente monovalente, con un carattere nettamente metallico. I composti del potassio a carattere salino sono incolori, a meno che non derivino da anioni di per sé colorati, e sono quasi tutti assai solubili in acqua, eccetto il perclorato, il cloroplatinato e pochi altri. Bruciando il potassio metallico con un eccesso di aria si forma l'ossido K2O; con l'idrogeno il potassio si combina al di sopra dei 300 ºC trasformandosi nell'idruro KH, un solido bianco che reagisce violentemente con l'acqua e trova qualche applicazione nell'industria chimica. L'idrossido, KOH, comunemente indicato con i vecchi nomi di idrato di potassio o di potassa caustica, è uno dei composti più noti e importanti del potassio. Analogamente all'idrossido di sodio, si può preparare dal carbonato con il metodo detto di caustificazione che consiste nel trattare il carbonato con del latte di calce, separando per decantazione e filtrazione il carbonato di calcio che si forma e che è praticamente insolubile:

Questo metodo veniva usato già anticamente per preparare dalle ceneri delle piante le liscivie di idrossido di potassio utilizzate per preparare il sapone; in seguito esso è stato soppiantato in larga misura dal metodo elettrolitico, simile a quello usato per la produzione del corrispondente composto del sodio, utilizzando come prodotto di partenza il cloruro di potassio. Si ottiene una soluzione al 40-45%, che viene usata direttamente in molte applicazioni; per altre si concentra la soluzione fino a oltre il 90% e per raffreddamento la si solidifica in blocchi o in scaglie. L'idrossido di potassio puro richiesto per vari impieghi si prepara disciogliendo il prodotto tecnico in alcol etilico: le impurezze, costituite da carbonato di potassio, ossido di ferro, ecc., restano indisciolte e vengono separate per filtrazione. Dalla soluzione si distilla l'alcol e il residuo, riscaldato a fusione, viene colato in lingottiere d'argento ottenendolo in bacchette o in pastiglie. L'idrossido di potassio così ottenuto, indicato in commercio con il nome di potassa all'alcol, si presenta come un solido bianco fortemente igroscopico e che assorbe l'anidride carbonica dell'atmosfera trasformandosi in carbonato. È estremamente solubile in acqua formando soluzioni fortemente alcaline e caustiche: l'idrossido di potassio è infatti una delle basi più forti che si conoscano. Una buona parte della produzione mondiale di idrossido di potassio viene assorbita dalla produzione di saponi, il rimanente da applicazioni svariate, nell'industria chimica, ecc. Il carbonato di potassio, K2CO3, spesso indicato con il nome tradizionale di potassa, è il composto del potassio più comune. È generalmente preparato con il metodo Engel-Precht, trattando una soluzione di cloruro di potassio con anidride carbonica e carbonato di magnesio idrato: si forma così un carbonato doppio di potassio e magnesio che precipita e viene poi decomposto trattandolo con una sospensione di ossido di magnesio in acqua. Il carbonato di magnesio, che è insolubile, viene separato per filtrazione e torna in ciclo, mentre la soluzione di carbonato di potassio viene concentrata fino a cristallizzazione. Si ottiene così un idrato, K2CO3·1,5H2O, che viene posto direttamente in commercio oppure trasformato nel sale anidro, il carbonato calcinato. Il carbonato di potassio puro e anidro si presenta come una polvere cristallina bianca, igroscopica e solubilissima in acqua: le soluzioni acquose hanno reazione fortemente alcalina per idrolisi. Più della metà del carbonato di potassio prodotta nel mondo viene assorbita dall'industria vetraria, il rimanente soprattutto dalla preparazione degli altri sali di potassio. Il cloruro, il solfato e i fosfati di potassio sono solidi cristallini bianchi, assai solubili in acqua, che vengono usati come fertilizzanti potassici; molto solubile in acqua è anche il nitrato o salnitro.

Biochimica

Il potassio costituisce lo ione dell'ambiente intracellulare per eccellenza, così come il sodio lo è per i liquidi extracellulari. Nell'uomo elevate quantità di potassio nei liquidi cellulari sono indispensabili per lo svolgimento di importanti processi biologici. Inoltre, il gradiente di concentrazione intra-extracellulare del sodio e del potassio è l'elemento che determina le differenze di potenziale nelle strutture eccitabili (muscolari e nervose) e la conduzione degli impulsi nervosi sotto forma di potenziali d'azione. In particolare, il potassio esercita un'importante funzione sul muscolo cardiaco, diminuendo la forza di contrazione, l'eccitabilità e la conducibilità del cuore. A forti dosi il potassio provoca la contrazione della muscolatura liscia dei vasi sanguigni, libera acetilcolina dai depositi tessutali, stimola i gangli del sistema simpatico e la midollare del surrene, aumenta la contrattilità dei muscoli scheletrici, comportandosi come antagonista del curaro. Il potassio viene introdotto nell'organismo con gli alimenti ed eliminato soprattutto per via renale. Stati di iperpotassiemia possono instaurarsi in seguito a somministrazione di forti dosi di potassio per via endovenosa o più comunemente nei soggetti con insufficienza renale acuta o cronica, nei quali esiste un deficit dell'eliminazione urinaria del potassio. Per contro, a causa di varie situazioni patologiche (vomito incoercibile, diarree, acidosi, tumori surrenalici, impiego protratto di certi diuretici) si può verificare un'eccessiva perdita dell'elemento, e quindi una condizione di ipopotassiemia caratterizzata da perdita dell'appetito, nausea, astenia, crampi muscolari, ileo paralitico, confusione mentale, turbe elettrocardiografiche con inversione dell'onda T e ipotensione. Oltre che per correggere le suddette condizioni di deficit, il potassio, sotto forma di cloruro o di citrato, viene adoperato nella terapia e nella profilassi dello scompenso cardiaco, nelle insufficienze coronariche e in alcune aritmie cardiache.

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