Potàssio.

Elemento chimico di numero atomico 19 e peso atomico 39,098. Simbolo: K. Nella tavola periodica degli elementi si colloca nel primo gruppo, sottogruppo A, fra i metalli alcalini. Ha come omologo inferiore il sodio e superiore il rubidio. Fu isolato per la prima volta da H. Davy nel 1807 ma era già stato identificato nei suoi composti da Klaproth nel 1796, cui si deve anche il nome. ║ Stato naturale: il p. è un elemento molto diffuso nella crosta terrestre, della quale costituisce il 2,41% in peso, risultando il settimo elemento in ordine di diffusione, dopo ossigeno, silicio, alluminio, ferro, calcio e sodio. Anche nell'universo è relativamente abbondante: si stima che ne esistano 3,16 atomi per ogni 1.000 atomi di silicio. Nel corpo umano è presente in ragione dello 0,2% in peso per cui una persona media ne contiene circa 150 g. Presenta due isotopi naturali stabili, il K e il K, e uno radioattivo, il K; la miscela naturale è composta rispettivamente dal 93,08%, dallo 0,012 e dal 6,908% dei tre isotopi. L'isotopo ⁴⁰K non è stabile e presenta una debole radioattività, decadendo in beta con un periodo di circa 1,3 miliardi di anni. Un altro isotopo, il K, viene preparato correntemente per sintesi; è radioattivo e decade con un periodo di 12,5 ore; viene impiegato in medicina e biologia per studi sui muscoli e sul metabolismo dei sali minerali. Fra i suoi minerali ricordiamo la silvina KCl, la carnallite Mg Cl₂ · KCl₂ · 6H₂O, la cainite Mg SO₄ · KCl · 3H₂O, tutti presenti nei depositi salini di Stassfurt in Sassonia, oltre al salnitro KNO₃ e diversi allumi, silicati doppi di alluminio e p. In Italia si hanno giacimenti di silvite, carnallite e cainite, relativamente poveri ma sfruttabili, in Sicilia (località San Cataldo, Santa Caterina, Corvillo, Montedoro, Racalmuto e Pasquasia). P. si ricava anche dalle ceneri di alghe e dalle bietole da zucchero, oltre che dalle acque madri delle saline: l'acqua di mare infatti contiene una parte di peso di p. ogni 27 parti circa di sodio, cioè una concentrazione di 0,44 g di p. per litro di acqua. Fino alla metà del XIX sec. le ceneri erano la maggior fonte di p. ║ Preparazione: il p. metallico trova applicazioni più limitate dei suoi composti per cui non viene preparato in grandi quantità. Può essere prodotto per elettrolisi del suo cloruro anidro o del suo idrossido secco allo stato fuso, operando in celle a diaframma come quelle usate per la produzione del sodio. Un altro metodo consiste in una reazione di scambio con sodio ad alta temperatura:

KCl + Na K + NaCl

Si opera in una colonna a riempimento ad alta temperatura; il cloruro potassico fuso (fonde a 776 °C) viene immesso dall'alto e fatto scendere verso il basso da dove salgono vapori di sodio (che bolle a 892 °C a pressione atmosferica); si forma del cloruro di sodio (che fonde ad 800 °C) che cade verso il basso mentre il p. passa allo stato vapore (bolle a 760 °C a pressione atmosferica) e sale anch'esso verso l'alto. Nella colonna si stabilisce un equilibrio secondo la reazione sopra vista; in funzione delle condizioni operative si ottiene in testa del p. puro (fino al 99,5%) oppure una miscela sodio-p. ║ Proprietà fisiche: il p. si presenta come un metallo di color bianco-argenteo, leggero, tenero, buon conduttore del calore e dell'elettricità, molto simile in ciò al sodio. Ha peso specifico 0,86, cioè è più leggero dell'acqua. Fonde a 63,7 °C e bolle a 760 °C fuori dal contatto con l'aria. Il suo calore latente di fusione è 14,6 cal/g; quello di vaporizzazione è 496 cal/g. Il calore specifico a temperatura ambiente è 0,177 cal/g · °C. La sua conducibilità elettrica è 0,143 microohm^-1. La sua conducibilità termica ammonta a 0,23 cal/(cm · sec · °C); anche per questa valgono gli stessi confronti fatti sopra con altri metalli. Cristallizza nel sistema cubico a corpo centrato, come tutti gli altri metalli alcalini. La sua elettronegatività nella scala di Pauling è 0,8, inferiore a quella del sodio (che è 0,9) e pari a quella del rubidio; fra gli elementi della tavola periodica solo il cesio e il francio la presentano inferiore (0,7). ║ Precauzioni: il p. è un elemento assai reattivo. Per esposizione all'aria si ossida facilmente per cui va conservato sotto un liquido opportuno, ad esempio, petrolio. Alla minima traccia di umidità, compresa quella atmosferica, reagisce violentemente con formazione del suo idrossico (caustico) e svolgimento di idrogeno che normalmente si incendia per il forte calore di reazione. All'aria o in presenza di ossigeno si incendia a temperature poco superiori al suo punto di fusione. Il modo più sicuro per trasportarlo è per mezzo di recipienti di ferro o acciaio sigillati, riempiendo lo spazio eventualmente vuoto con un gas inerte. In caso di incendio di p. non si deve tentare di spegnerlo con acqua, che provocherebbe la formazione di idrogeno, alimentando la fiamma. Anche i comuni estintori ad anidride carbonica o a composti clorurati sono inefficaci; si deve usare esclusivamente polvere di grafite o sabbia ben asciutta. Nel maneggio occorre impiegare guanti in gomma e occhiali protettivi. ║ Proprietà chimiche: chimicamente il p. è assai simile al sodio, ma è sensibilmente più attivo. Reagisce già a freddo, sia pure non molto velocemente, con l'ossigeno atmosferico per formare l'ossido K₂O o, in eccesso di ossigeno, il superossido KO₂. Con l'acqua la reazione di formazione dell'idrossido con liberazione di idrogeno è violentissima e molto esotermica, tanto che l'idrogeno liberato normalmente si incendia e il p. fonde. Con gli alogeni reagisce con quasi altrettanta violenza, formando i corrispondenti sali; con zolfo invece forma una miscela di solfuri, con l'idrogeno si combina a caldo a dare un idruro, mentre con ammoniaca anidra forma la potassioammide e idrogeno. Il p. metallico reagisce con un suo superossido KO₂ (che si forma per ossidazione anche all'aria, come si è detto) con estrema violenza e la miscela K + K₂O è un esplosivo detonante estremamente sensibile agli urti. Uno strato di superossido formatosi sul metallo può bastare per creare un'esplosione allorché si taglia un pezzo di p. esposto per un po' di tempo all'aria; si deve quindi procedere prima ad una riduzione di questo strato esponendo il pezzo di questo metallo al gas di un fuoco di carbone che brucia in difetto di aria. Il p. metallico reagisce anche con l'ossido di carbonio per dare un composto esplosivo di formula non ben definita; con la grafite dà invece una soluzione solida; questo comportamento non è presentato dal sodio, come questo invece mostra facilità a dare composti organici. Non reagisce con azoto, nemmeno a temperature elevate. Nei suoi composti manifesta essenzialmente la valenza -1 e un comportamento strettamente metallico; il suo idrossido è una base fortissima. ║ Principali composti: il p. è un elemento estremamente reattivo e forma una vastissima serie di composti molti dei quali hanno un notevole interesse industriale. I principali composti sono: A) Ossidi: l'ossido K₂O si prepara per reazione con ossigeno in difetto, o meglio, per fusione del nitrato KNO₃ con metallo. Si presenta come un solido bianco, cristallizzato nel sistema cubico con peso specifico 2,32. Reagisce violentemente con acqua, dando l'idrossido KOH. Il superossido KO₂, talvolta scritto in forma dimera K₂O₄, si forma per combustione del metallo a contatto con ossigeno; è detto anche tetraossido. Si presenta in cristalli gialli che per riscaldamento si decompongono a circa 280 °C; anch'esso reagisce con acqua dando però diversi prodotti tra cui ossigeno. Per questo motivo viene anche impiegato negli autorespiratori: non fissa l'anidride carbonica (come fa il perossido di sodio) ma genera direttamente ossigeno. B) Idrossido KOH, detto anche potassa caustica: si può preparare con precauzione da metallo e acqua; industrialmente si ottiene per elettrolisi di una soluzione di cloruro KCl in modo analogo alla soda caustica. Si presenta come una massa bianca deliquescente avente peso specifico 2. Per riscaldamento giunge a fusione a 380 °C. È molto solubile in acqua: un litro di questa ne scioglie 0,97 kg a 0 °C e 1,78 kg a 100 °C. C) Nitrato KNo₃, detto comunemente salnitro: si prepara a partire dal cloruro e dal nitrato di sodio, entrambi in soluzioni concentrate e calde. Per miscelazione avviene la seguente reazione di doppio scambio:

NaNO₃ + KCl KNO₃ + NaCl

in quanto il cloruro sodico NaCl, meno solubile del KNO₃, precipita, spostando a destra l'equilibrio della reazione. Il nitrato potassico resta nella soluzione e viene recuperato per raffreddamento perché poco solubile e freddo. Si presenta come un solido bianco che fonde a 334 °C e per ulteriore riscaldamento si decompone a 400 °C liberando ossigeno. Viene usato per la fabbricazione della polvere nera, nella produzione dei fiammiferi, nella fabbricazione di esplosivi, nella conservazione di alimenti (soprattutto carni insaccate) e, come impiego quantitativamente più importante, come fertilizzante potassico-azotato assai pregiato. D) Solfato K₂SO₄: esiste in natura puro come aftitalite o arcanite. Il K₂SO₄ sintetico, prodotto da cloruro e acido solforico, viene impiegato come concime solo fosfatico in sostituzione del KCl. E) Carbonato K₂CO₃: è un importante sale, prodotto in grandi quantità per carbonatazione della KOH elettrolitica oppure anche direttamente dal KCl F) Permanganato KMnO₄: è un energico agente ossidante e come tale di vasto uso, sia in laboratorio sia nella chimica industriale organica e inorganica. Si presenta in cristalli rosso-porpora di peso specifico 2,7, ben solubili in acqua, che per riscaldamento si decompongono verso i 240 °C. Le sue soluzioni sono violette, ma per forti diluizioni tendono al rosso; la colorazione è molto persistente anche in grandi volumi d'acqua. G) Clorato KClO₃ e perclorato KClO₄: sono altri due energici ossidanti, dato che a 400 °C si decompongono con liberazione di un grande volume specifico di ossigeno. Il clorato è il meno stabile dei due ed esplode anche per semplice percussione o sfregamento: la reazione si innesca per riscaldamento locale. Viene anche impiegato in pasticche per affezioni della gola. Entrambi sono impiegati soprattutto nella fabbricazione di fiammiferi e per ossidazioni in processi chimici. ║ Usi: il p. metallico non ha grandi impieghi, comparabili con quelli dei suoi sali. D'altra parte questi sono prodotti per lo più a partire dal suo cloruro o da altri sali, raramente dal metallo. ║ Funzione biologica: il p. è un elemento essenziale alla vita delle piante e degli animali superiori. Facendo riferimento al solo organismo umano, si può dire che esso, insieme col sodio, è l'elemento che regola l'equilibrio anionico-cationico nell'organismo. A differenza di quello però esso esplica anche altre funzioni, come appare dal fatto che un apporto troppo basso altera questo equilibrio, ma un apporto troppo alto (soprattutto a causa di infusioni endovenose) può portare ad una rapida depressione del cuore e del sistema nervoso, fino a causare la morte. In effetti nel corpo umano il sodio è presente soprattutto nei liquidi extracellulari, mentre il p. prevale nei liquidi esistenti entro le cellule; le membrane di queste, attraverso un meccanismo ignoto, regolano questo equilibrio. La trasmissione degli impulsi nervosi avviene appunto a livello delle singole cellule attraverso un'alterazione momentanea del rapporto sodio/p. entro e fuori la membrana cellulare. Inoltre sembra che lo ione p. intervenga profondamente in molti processi metabolici. L'apporto di p. necessario ad un adulto di peso normale viene collocato dai diversi ricercatori fra 0,8 e 1,3 g per giorno. In effetti una dieta normale (cioè abbastanza varia) che assommi ad un apporto di circa 3.000 kcalorie/giorno comporta automaticamente l'assunzione di una quantità di p. contenuta negli alimenti che può andare da 2,5 a 4,5 g/giorno, cioè ampiamente superiore al fabbisogno necessario. Solo in casi di diete particolari o di irregolare metabolismo si dovrà ricorre alla somministrazione di questo elemento in forma di suoi sali (comunemente cloruro, lattato, gluconato, fosfato, ecc. secondo il caso). L'eccesso comunque, se non di grande entità e con la somministrazione lenta, viene eliminato senza gravi disturbi.