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Potassio

Proprietà e composti del potassio

Il potassio, il cui simbolo deriva dal nome latino kalium (ovvero alkali, alcalino), fu ottenuto per la prima volta nel 1807 da H. Dayy attraverso l'elettrolisi dell'idrossido fuso.

E' tra gli elementi più abbondanti e diffusi in natura (si trova al settimo posto in ordine di abbondanza), costituendo (mai libero, ma in composti corrispondenti al suo stato di ossidazione +1) circa il 2,4 % della litosfera.

Il potassio è presente in molti silicati tra i quali l'ortoclasio, la leucite, la muscovite e altri miche; si trova inoltre in depositi salini originati dal prosciugamento di mari interni sotto forma dei minerali carnallite, silvite e altri, nelle acque di laghi salati e nelle acque degli oceani a una concentrazione di 0,3-0,4 g/l.

Il potassio è un solido di colore bianco-argenteo, con basso punto di fusione, lucente se appena tagliato. Come tutti i metalli alcalini, è un elemento elettropositivo e si riduce facilmente tendendo a formare lo stato di ossidazione +1.

Reagisce in modo vigoroso con l'ossigeno dell'aria formando ossido e superossido. La reazione con l'acqua è violenta tanto da fare incendiare l'idrogeno sviluppato anche a temperature di -100 °C (si veda il video della reazione chimica). A causa della sua grande reattività, viene conservato e messo in commercio in cubetti o bastoncini immersi in olio minerale, cherosene o petrolio, verso i quali è inerte.

Reagisce in modo quasi esplosivo con gli alogeni, con lo zolfo fuso, il fosforo e gli acidi forti; meno violentemente reagisce con monossido di carbonio e con ammoniaca gassosa (con la quale forma potassioammide KNH2). A temperature più elevate reagisce con l'idrogeno, riduce a metalli gli ossidi e i sali di diversi elementi metallici, e attacca la silice e molti silicati; non reagisce invece con azoto, silicio e boro.

La configurazione elettronica del potassio è la seguente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

potassio

Potassio.

Composti del potassio

Il potassio nei suoi composti figura sempre come catione monovalente K+. Bruciando il potassio metallico con un eccesso di aria si formano  l'ossido di potassio K2O  e  il superossido di potassio KO2; reagendo con  l'idrogeno a temperature superiori ai 300°C si trasforma nell' idruro KH, un solido bianco che reagisce violentemente con l’acqua.

L'idrossido di potassio (potassa caustica) KOH, è una base molto forte: si può ottenere purissima trattando il solfato di potassio con l'idrossido di bario (potassa caustica alla barite).

Si presenta in masse bianche cristalline deliquescenti e viene messa in commercio in soluzione al 50% oppure in pezzi, in polvere o scaglie, fusa in cilindri o pastiglie (potassa caustica all'alcol). Viene usata nell' industria dei saponi e dei detersivi, dei fiammiferi, come elettrolita per accumulatori al ferro-nichel o al nichel-cadmio, come disidratante per gas.

Il carbonato di potassio o potassa (K2CO3), polvere bianca solubilissima in acqua, fortemente alcalina, viene prodotto su larga scala secondo diversi procedimenti (per esempio per carbonatazione dell'idrossido), o recuperato come sottoprodotto della sgrassatura della lana, dai residui di lavorazione delle barbabietole da zucchero: è il principale prodotto di partenza per la preparazione dei sali potassici puri; viene adoperato nella fabbricazione dei vetri duri, di ceramiche e di smalti; in molte applicazioni è preferito al carbonato di sodio per la sua maggiore solubilità in acqua.

Il nitrato di potassio, KNO3, o salnitro, è un noto costituente della polvere pirica e conservativo alimentare.

Tra gli ossidi di potassio, il monossido K2O, che con acqua forma l'idrossido, ha applicazioni nell'industria vetraria e ceramica e in chimica come componente di catalizzatori utilizzati in processi industriali.

Il perossido di potassio (K2O2), ottenibile per azione dell'ossigeno su una soluzione di potassio in ammoniaca, a temperature prossime a quella di fusione (490°C), è un energico ossidante che tende a decomporsi in ossido e ossigeno. All'aria si ossida facilmente a superossido (KO2).

silvite

Silvite

Utilizzo del potassio

Come metallo il potassio ha scarse applicazioni e viene utilizzato soprattutto per la preparazione del superossido KO2 impiegato negli autotraspiratori a circuito chiuso.

Metodo di produzione del potassio

Il potassio metallico si può ottenere per elettrolisi del cloruro fuso; industrialmente lo si prepara facendo reagire in ambiente anidro ad alta temperatura il cloruro fuso con vapori di sodio; si stabilisce così un equilibrio

Na + KCl  <==>  NaCl + K

che, operando sulla temperatura, si può spostare nel senso di produrre potassio puro ovvero una lega dei due metalli (sodio e potassio) separabili per distillazione frazionata. Il potassio metallico si ottiene anche riducendo con carbone o silicio l'idrossido o altri composti.

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