Le potassium fut le premier métal isolé par électrolyse, marquant le début d'une révolution en chimie. Avant sa découverte, les composés de potassium comme la potasse (carbonate de potassium, K₂CO₃) étaient connus et utilisés depuis l'Antiquité pour fabriquer du savon et du verre. En 1807, Humphry Davy (1778-1829), chimiste britannique, réussit à isoler le potassium métallique en faisant passer un courant électrique à travers de la potasse fondue, grâce à une puissante batterie voltaïque. Lorsque les premières gouttes de potassium métallique apparurent, elles s'enflammèrent immédiatement avec une flamme violette spectaculaire. Davy fut si enthousiasmé par cette découverte qu'il aurait dansé de joie dans son laboratoire. Quelques jours plus tard, par la même méthode, il isola également le sodium. Le nom potassium vient de l'anglais potash (potasse), lui-même dérivé de pot ashes (cendres de pot), car la potasse était obtenue en lessivant les cendres de bois dans des pots. Le symbole chimique K provient du latin kalium, dérivé de l'arabe al-qalya (cendre de plante).
Le potassium (symbole K, numéro atomique 19) est un métal alcalin du groupe 1 du tableau périodique. Son atome possède 19 protons, 19 électrons et généralement 20 neutrons dans son isotope le plus abondant (\(\,^{39}\mathrm{K}\)). Trois isotopes existent naturellement : le potassium-39 (\(\,^{39}\mathrm{K}\)), le potassium-40 (\(\,^{40}\mathrm{K}\), radioactif) et le potassium-41 (\(\,^{41}\mathrm{K}\)).
À température ambiante, le potassium est un métal solide mou, blanc argenté brillant lorsqu'il vient d'être coupé, mais il se ternit rapidement à l'air en formant une couche d'oxyde. Il est suffisamment mou pour être coupé au couteau. Densité ≈ 0.862 g/cm³ (moins dense que l'eau, il flotte !). Point de fusion du potassium : 336,7 K (63,5 °C). Point d'ébullition : 1 032 K (759 °C). Le potassium est extrêmement réactif chimiquement, s'oxydant instantanément à l'air et réagissant violemment avec l'eau en produisant du dihydrogène qui s'enflamme spontanément avec une flamme violette caractéristique (due à l'émission atomique du potassium). Il doit être conservé sous huile minérale ou dans une atmosphère inerte pour éviter toute réaction.
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Décroissance / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Potassium-39 — \(\,^{39}\mathrm{K}\,\) | 19 | 20 | 38.963707 u | ≈ 93.26 % | Stable | Isotope ultra-dominant du potassium naturel. |
| Potassium-41 — \(\,^{41}\mathrm{K}\) | 19 | 22 | 40.961826 u | ≈ 6.73 % | Stable | Deuxième isotope stable ; utilisé en traçage médical. |
| Potassium-40 — \(\,^{40}\mathrm{K}\) | 19 | 21 | 39.963998 u | ≈ 0.012 % | 1.248 milliards d'années | Radioactif : 89,3 % β\(^-\) → \(\,^{40}\mathrm{Ca}\) ; 10,7 % capture électronique → \(\,^{40}\mathrm{Ar}\). Principale source de radioactivité naturelle dans le corps humain et outil majeur de datation géologique. |
| Potassium-42 — \(\,^{42}\mathrm{K}\) | 19 | 23 | 41.962403 u | Non naturel | 12.355 heures | Radioactif β\(^-\) donnant du calcium-42. Utilisé comme traceur en médecine et recherche biologique. |
| Autres isotopes — \(\,^{32}\mathrm{K}\) à \(\,^{57}\mathrm{K}\) | 19 | 13 — 38 | — (variables) | Non naturels | Millisecondes à minutes | Isotopes très instables produits artificiellement ; physique nucléaire expérimentale. |
Le potassium est l'un des métaux les plus réactifs du tableau périodique. Il réagit violemment et instantanément avec l'eau, produisant de l'hydroxyde de potassium (KOH) et du dihydrogène qui s'enflamme spontanément : 2 K + 2 H₂O → 2 KOH + H₂ (avec flamme violette caractéristique). Le potassium s'oxyde rapidement à l'air, formant successivement de l'oxyde de potassium (K₂O), du peroxyde (K₂O₂) et du superoxyde (KO₂). Il réagit vigoureusement avec les halogènes, les acides et la plupart des non-métaux. Le potassium forme presque exclusivement des composés ioniques à l'état d'oxydation +I. Les principaux composés incluent l'hydroxyde de potassium (KOH, base forte), le chlorure de potassium (KCl), le carbonate de potassium (K₂CO₃), le nitrate de potassium (KNO₃, salpêtre) et le permanganate de potassium (KMnO₄). En chimie organique, les dérivés du potassium comme le tert-butylate de potassium sont des bases très fortes utilisées comme réactifs.
Le potassium est indispensable à toute forme de vie et constitue le principal cation intracellulaire (K⁺) chez tous les organismes vivants. Il joue un rôle fondamental dans de nombreuses fonctions biologiques vitales. La pompe sodium-potassium (Na⁺/K⁺-ATPase), présente dans toutes les membranes cellulaires, maintient un gradient de concentration en pompant activement le potassium vers l'intérieur des cellules et le sodium vers l'extérieur, consommant environ 20 à 40 % de l'énergie métabolique totale de l'organisme. Ce gradient électrochimique est essentiel pour la transmission de l'influx nerveux, la contraction musculaire (incluant le muscle cardiaque), la régulation du volume cellulaire et le maintien du potentiel de membrane. Le potassium intervient dans la régulation de la pression artérielle, l'équilibre acido-basique, la synthèse des protéines et le métabolisme des glucides. Chez les plantes, le potassium régule l'ouverture et la fermeture des stomates, la photosynthèse, le transport des sucres et la résistance aux maladies. Une carence en potassium (hypokaliémie) peut provoquer fatigue, crampes musculaires, arythmies cardiaques potentiellement mortelles, tandis qu'un excès (hyperkaliémie) peut également être dangereux pour le cœur.
Le potassium-40 est l'un des principaux radionucléides naturels présents sur Terre. Avec une demi-vie de 1,248 milliard d'années, il se désintègre lentement en calcium-40 (89,3 % du temps) et en argon-40 (10,7 % du temps). Bien qu'il ne représente que 0,012 % du potassium naturel, sa présence ubiquitaire fait du potassium-40 la principale source de radioactivité interne du corps humain. Un être humain de 70 kg contenant environ 140 grammes de potassium subit environ 4 400 désintégrations radioactives par seconde de potassium-40, contribuant à une dose annuelle d'environ 0,17 millisievert. Les bananes, riches en potassium, contiennent naturellement du potassium-40, donnant naissance au concept humoristique de "dose équivalente banane" en radioprotection. Le potassium-40 contribue également au réchauffement interne de la Terre par désintégration radioactive, avec l'uranium et le thorium.
Le potassium est le septième élément le plus abondant dans la croûte terrestre (environ 2,1 % en masse). Il ne se trouve jamais à l'état métallique dans la nature en raison de sa grande réactivité, mais existe dans de nombreux minéraux silicatés (feldspaths, micas) et sels évaporitiques. Les principaux minerais de potassium sont la sylvite (KCl), la carnallite (KMgCl₃·6H₂O) et la polyhalite. Le potassium dissous est présent dans l'eau de mer à une concentration d'environ 0,38 g/L. Les grands gisements de sels de potassium se trouvent au Canada, en Russie, au Belarus et en Allemagne. Le potassium est également abondamment présent dans les sols et constitue un macronutriment essentiel pour l'agriculture. L'extraction se fait principalement par exploitation minière de gisements de sels, suivie de raffinage pour produire du chlorure de potassium ou d'autres composés.
Le potassium est produit dans les étoiles lors de la nucléosynthèse explosive des supernovae par fusion du silicium et capture de neutrons. Le potassium-40 radioactif est un outil fondamental de datation géologique. La méthode de datation potassium-argon (K-Ar) et sa variante argon-argon (⁴⁰Ar/³⁹Ar) sont parmi les plus importantes en géochronologie, permettant de dater des roches de quelques milliers d'années à plusieurs milliards d'années. Ces méthodes ont permis de dater l'âge de la Terre, les événements majeurs de l'histoire géologique, les cratères d'impact météoritique et l'évolution des hominidés. L'argon-40 piégé dans les minéraux provient exclusivement de la désintégration du potassium-40, formant la base de cette technique de datation. Le rapport isotopique du potassium dans les météorites et échantillons lunaires fournit des informations sur la formation du système solaire.
N.B. :
La réaction spectaculaire du potassium avec l'eau a longtemps fasciné chimistes et étudiants, mais elle est également dangereuse. Lorsqu'un morceau de potassium est placé sur l'eau, il réagit si violemment que le dihydrogène produit s'enflamme instantanément avec une flamme violette caractéristique, le potassium fond en une sphère brillante qui danse frénétiquement à la surface de l'eau. La chaleur dégagée peut être suffisante pour faire exploser le morceau de potassium, projetant des fragments enflammés de métal fondu. Pour cette raison, cette démonstration classique doit être réalisée avec de très petits morceaux et des précautions strictes de sécurité. La flamme violette provient de l'excitation des électrons du potassium qui, en retombant à leur niveau d'énergie fondamental, émettent des photons caractéristiques à 766 nm et 770 nm (doublet du potassium).
