POTASSIUM

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Propriétés physico-chimiques

Propriétés physiques

Métal blanc brillant et mou, le potassium cristallise avec une structure de type cubique centré (arête de la maille 0,533 nm) et sa densité est égale à 0,86 à 20 0C. Il fond à 63,65 0C et bout vers 757 0C. Sa tension de vapeur atteint 133,32 hPa vers 584 0C. Quelques autres constantes physiques intéressantes sont les suivantes : la résistivité électrique à 18 0C est de 6,7 × 10—6 Ω.cm, la conductibilité thermique à 200 0C est de 44,78 W/cm.0C.s ; le potentiel normal de l'électrode K/K+, de — 2,92 V ; l'énergie de première ionisation, de 4,32 eV. Le spectre d'émission est caractérisé par une flamme colorée en rouge-violet et par des raies doubles dans le visible : 769,9 et 766,4 nm (rouge), 404,7 et 404,4 nm (violet). Le spectre de flamme permet l'identification et le dosage spectrophotométrique.

Propriétés chimiques

Très réactif, même à la température ordinaire, le potassium s'unit à de nombreux fluides (hydrogène, oxygène, eau, halogènes, gaz carbonique, oxydes d'azote et de soufre). Il s'enflamme à l'air, mais, dans l'oxygène pur, vers 20 0C, la présence de traces d'eau est nécessaire pour amorcer la réaction. L'oxydation ménagée conduit à des mélanges d'oxydes, essentiellement K2O blanc et KO2 jaune. Il existe aussi le peroxyde K2O2 blanc et l'ozonide KO3 orange très instable. Ces oxydes réagissent violemment avec l'eau en donnant la potasse caustique KOH (et un dégagement d'oxygène pour les homologues supérieurs à K2O).

L'énergie de formation élevée de l'oxyde K2O (ΔG0298 = — 322 kJ/mole) permet la réduction complète de nombreux oxydes métalliques par le potassium. Les oxydes réfractaires purs (MgO, Al2O3, ThO2) résistent convenablement, mais le verre est attaqué nettement à partir de 300 0C et la silice l'est vers 500 0C. D'autres oxydes conduisent à des sels ou à des oxydes mixtes dans certaines conditions.

L'eau attaque violemment le potassium en formant de l'hydroxyde alcalin KOH et de l'hydrogène qui donne un mélange tonnant avec l'oxygène de l'air.

La potasse caustique KOH, solide blanc fondant sans décomposition vers 400 0C, est une base forte. Elle s'obtient industriellement par électrolyse du chlorure KCl en solution aqueuse, avec production simultanée de chlore et d'hydrogène. Avec ce gaz (H2), le potassium forme l'hydrure composé blanc, ionique K+H, dissociable en ses éléments à partir de 200 0C.

Les halogènes X2 réagissent violemment en donnant des halogénures alcalins KX blancs, thermiquement très stables. Divers défauts réticulaires se traduisent par des centres colorés (avec des bandes d'absorption du bleu au rouge ou bien au-delà du spectre optique) : on remarque surtout la non-stœchiométrie par lacune anionique KCl1—ε (centres F, M, N, R...), éventuellement par lacune cationique K1—εCl (centres V) et par des impuretés cationiques (centres FA, Z...).

La vapeur de soufre, vers 250 0C, conduit au sulfure K2S blanc déliquescent. Il existe divers polysulfures K2Sn (n = 2 à 6), dont les couleurs vont du jaune au rouge.

L'azote ne se combine qu'après activation en donnant le nitrure K3N blanc. L'azoture KN3, mieux connu, peut exploser à la suite d'un choc ou à la chaleur. L'amidure KNH2 blanc, hydrolysable en KOH et NH3, se forme à côté d'hydrogène par action d'ammoniac gazeux à chaud ou plus lentement dans l'ammoniac liquide, bon solvant du potassium. Cette solution, peu stable, de coloration allant du bleu au rouge doré selon la concentration, contient des cations K+ et des électrons solvatés ; elle présente un grand intérêt théorique et quelques applications en réductions minérales ou organiques. Certaines amines et des sels fondus (KCl, KOH...) dissolvent également le potassium.

Les sels de potassium sont généralement solubles dans l'eau sauf le perchlorate KClO4, le fluosilicate K2SiF6, l'hexachloroplatinate K2(PtCl6), le picrate 2,4,6(NO2)3C6H2OK, l'hydrogénotartrate COOH(CHOH)2COOK et quelques dérivés organiques.

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Écrit par :

  • : docteur ingénieur, docteur ès sciences, professeur à l'École nationale supérieure de chimie de Mulhouse, université de Haute-Alsace
  • : ingénieur chimiste E.N.S.C., docteur ès sciences physiques, maître de recherche au C.N.R.S.

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Pour citer l’article

André HATTERER, Henri KESSLER, « POTASSIUM », Encyclopædia Universalis [en ligne], consulté le 20 mai 2022. URL : https://www.universalis.fr/encyclopedie/potassium/