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Potassio

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Potassio
Aspetto dell'elemento
Potassio allo stato solido
Dati fisico/chimici
Argon ← Potassio → Calcio
Numero atomico 19
Simbolo K
Temperatura di fusione 63,6 °C
Temperatura di ebollizione 760 °C
Anno della scoperta 1807
Scopritore Humphry Davy


Il potassio è l'elemento chimico che ha simbolo Knumero atomico 19. È un metallo alcalino ed è il terzo elemento del primo gruppo della tavola periodica. Il suo nome deriva dal latino scientifico potassium e il simbolo deriva dal latino kalium (cenere).

Storia[modifica | modifica wikitesto]

È stato isolato per la prima volta da Humphry Davy nel 1807, facendo passare corrente elettrica attraverso potassa (carbonato di potassio) allo stato fuso.

Disponibilità[modifica | modifica wikitesto]

Questo elemento costituisce circa dal 2,4% al 2,6% del peso della crosta terrestre: è il settimo per abbondanza.

In molti minerali è presente in forma di sali insolubili, dai quali è difficile estrarlo. Alcuni suoi minerali, tra cui la carnallite, la langbeinite, la polialite e la silvite, vengono generalmente rinvenuti sul fondo di laghi e mari antichi, come la Dancalia.

Giacimenti di sali potassici si trovano negli Stati Uniti (California, Nuovo Messico, Utah), in Canada, in Germania e in altri paesi.

Disponibilità negli alimenti[modifica | modifica wikitesto]

Alcuni alimenti con alte concentrazioni di potassio sono:[1]

Utilizzi[modifica | modifica wikitesto]

Il composto idrossido di potassio viene usato per la produzione dei saponi molli, dei detersivi e nelle batterie; il cloruro di potassio, solfato di potassio e nitrato di potassio sono utilizzati come fertilizzanti; il carbonato di potassio si utilizza nella produzione dei vetri, di ceramiche e di smalti; il clorato di potassio è utilizzato per la produzione di diserbanti e disinfettanti, oltre che per esplosivi fuochi d'artificio e fiammiferi. Il cloruro di potassio per fermare il cuore, sia nella chirurgia sia nelle esecuzioni capitali.

Caratteristiche fisiche[modifica | modifica wikitesto]

  • È un metallo grigiastro (bianco-argento), molto leggero e morbido come la cera
  • Temperatura di fusione 63,6 °C
  • Temperatura di ebollizione 760 °C
  • Densità 0,86 g/cm³
  • A contatto con l'acqua questo metallo prende fuoco.

Caratteristiche chimiche[modifica | modifica wikitesto]

Viene conservato sotto petrolio o olio di paraffina perché si ossida facilmente a contatto con l'aria. Reagisce violentemente con l’acqua sviluppando idrogeno che solitamente si incendia. Il potassio è più reattivo del sodio, è facilmente infiammabile e in caso di incendio si possono utilizzare solo estintori a secco.

Usi[modifica | modifica wikitesto]

Il composto idrossido di potassio viene usato per la produzione dei saponi molli, dei detersivi e nelle batterie; il cloruro di potassio, solfato di potassio e nitrato di potassio sono utilizzati come fertilizzanti; il carbonato di potassio si utilizza nella produzione dei vetri, di ceramiche e di smalti; il clorato di potassio è utilizzato per la produzione di diserbanti e disinfettanti, oltre che per esplosivi fuochi d'artificio e fiammiferi. Il cloruro di potassio per fermare il cuore, sia nella chirurgia sia nelle esecuzioni capitali.

Sicurezza[modifica | modifica wikitesto]

È esplosivo a contatto con l'acqua e corrosivo a contatto con la pelle.

curiosità[modifica | modifica wikitesto]

Il potassio ha colore bianco-argenteo, durezza 0,5 e può essere tagliato con un semplice coltello.

Esiste in tre forme isotopiche naturali, con massa 39, 40 e 41. Il potassio 40 è radioattivo e ha vita media di 1,28 miliardi di anni mentre l'isotopo più abbondante è il potassio 39. Si trova in grosse quantità in vari minerali come la carnallite, i feldspati, il salnitro e la silvite; è un costituente dei tessuti di piante e animali, e un ottimo fertilizzante.

Partecipa alla contrazione muscolare, inclusa quella del muscolo cardiaco, contribuisce alla regolazione dell'equilibrio dei fluidi e dei minerali all'interno e all'esterno delle cellule e aiuta a mantenere la pressione nella norma smorzando gli effetti del sodio.

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • Alberto Bargellini, Chimica Società Ambiente, Milano, Carlo Signorelli Editore, 1998, ISBN 88-434-0226-9.
  • Hans Breuer, Atlante di Chimica, Munchen, Hoepli, 1996, ISBN 88-203-1971-3
  • potassio - Wikipedia
  • cure - naturali.it
  • humanitas.it

Vedi anche[modifica | modifica wikitesto]

Note[modifica | modifica wikitesto]