O potássio foi o primeiro metal isolado por eletrólise, marcando o início de uma revolução na química. Antes de sua descoberta, compostos de potássio como a potassa (carbonato de potássio, K₂CO₃) eram conhecidos e utilizados desde a antiguidade para fabricar sabão e vidro. Em 1807, o químico britânico Humphry Davy (1778–1829) conseguiu isolar o potássio metálico fazendo passar uma corrente elétrica através de potassa fundida, utilizando uma poderosa bateria voltaica. Quando as primeiras gotas de potássio metálico apareceram, elas se inflamaram imediatamente com uma chama violeta espetacular. Davy ficou tão entusiasmado com essa descoberta que, segundo relatos, dançou de alegria em seu laboratório. Alguns dias depois, ele isolou o sódio usando o mesmo método. O nome potássio vem do inglês potash, que por sua vez deriva de pot ashes (cinzas de panela), já que a potassa era obtida lixiviando cinzas de madeira em panelas. O símbolo químico K vem do latim kalium, derivado do árabe al-qalya (cinza de planta).
O potássio (símbolo K, número atômico 19) é um metal alcalino do grupo 1 da tabela periódica. Seu átomo possui 19 prótons, 19 elétrons e geralmente 20 nêutrons em seu isótopo mais abundante (\(\,^{39}\mathrm{K}\)). Três isótopos ocorrem naturalmente: potássio-39 (\(\,^{39}\mathrm{K}\)), potássio-40 (\(\,^{40}\mathrm{K}\), radioativo) e potássio-41 (\(\,^{41}\mathrm{K}\)).
À temperatura ambiente, o potássio é um metal sólido macio, branco prateado brilhante quando recém-cortado, mas escurece rapidamente no ar devido à formação de uma camada de óxido. É macio o suficiente para ser cortado com uma faca. Densidade ≈ 0,862 g/cm³ (menos denso que a água, flutua!). Ponto de fusão do potássio: 336,7 K (63,5 °C). Ponto de ebulição: 1.032 K (759 °C). O potássio é extremamente reativo quimicamente, oxidando instantaneamente no ar e reagindo violentamente com a água, produzindo gás hidrogênio que se inflama espontaneamente com uma chama violeta característica (devido à emissão atômica do potássio). Deve ser armazenado sob óleo mineral ou em uma atmosfera inerte para evitar qualquer reação.
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Potássio-39 — \(\,^{39}\mathrm{K}\,\) | 19 | 20 | 38,963707 u | ≈ 93,26% | Estável | Isótopo ultra-dominante do potássio natural. |
| Potássio-41 — \(\,^{41}\mathrm{K}\) | 19 | 22 | 40,961826 u | ≈ 6,73% | Estável | Segundo isótopo estável; usado em rastreamento médico. |
| Potássio-40 — \(\,^{40}\mathrm{K}\) | 19 | 21 | 39,963998 u | ≈ 0,012% | 1,248 bilhões de anos | Radioativo: 89,3% β\(^-\) → \(\,^{40}\mathrm{Ca}\) ; 10,7% captura eletrônica → \(\,^{40}\mathrm{Ar}\). Principal fonte de radioatividade natural no corpo humano e ferramenta chave na datação geológica. |
| Potássio-42 — \(\,^{42}\mathrm{K}\) | 19 | 23 | 41,962403 u | Não natural | 12,355 horas | Radioativo β\(^-\) decaindo em cálcio-42. Usado como traçador em medicina e pesquisa biológica. |
| Outros isótopos — \(\,^{32}\mathrm{K}\) a \(\,^{57}\mathrm{K}\) | 19 | 13 — 38 | — (variáveis) | Não naturais | Milissegundos a minutos | Isótopos muito instáveis produzidos artificialmente; física nuclear experimental. |
N.B. :
Camadas eletrônicas: Como os elétrons se organizam ao redor do núcleo.
O potássio possui 19 elétrons distribuídos em quatro camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹, ou simplificada: [Ar] 4s¹. Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(8) M(8) N(1).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 8 elétrons distribuídos como 2s² 2p⁶. Essa camada também está completa, formando uma configuração de gás nobre (neônio).
Camada M (n=3): contém 8 elétrons distribuídos como 3s² 3p⁶. Os orbitais 3s e 3p estão completos, formando uma configuração estável. Note que os orbitais 3d permanecem vazios.
Camada N (n=4): contém apenas 1 elétron na subcamada 4s. Este único elétron de valência está muito fracamente ligado e é facilmente perdido durante reações químicas.
O único elétron na camada externa (4s¹) é o elétron de valência do potássio. Essa configuração explica suas propriedades químicas:
Ao perder seu elétron 4s, o potássio forma o íon K⁺ (estado de oxidação +1), seu único e sistemático estado de oxidação.
O íon K⁺ adota então uma configuração eletrônica idêntica à do argônio [Ar], um gás nobre, o que confere a este íon estabilidade máxima.
A configuração eletrônica do potássio, com sua camada de valência contendo um único elétron 4s, classifica-o entre os metais alcalinos. Essa estrutura confere-lhe propriedades características: reatividade química muito alta (reage violentamente com a água e inflama-se espontaneamente em ar úmido), baixa energia de ionização (o elétron de valência é muito facilmente removido) e formação exclusiva de compostos com estado de oxidação +1. O potássio não apresenta coloração em seus compostos porque o íon K⁺ não possui elétrons em orbitais parcialmente preenchidos. Sua tendência extremamente forte de perder seu elétron de valência faz do potássio um dos metais mais reativos e um excelente agente redutor. O potássio é tão reativo que deve ser armazenado sob óleo mineral para protegê-lo do ar e da umidade.
O potássio é um dos metais mais reativos da tabela periódica. Reage violentamente e instantaneamente com a água, produzindo hidróxido de potássio (KOH) e gás hidrogênio, que se inflama espontaneamente: 2 K + 2 H₂O → 2 KOH + H₂ (com uma chama violeta característica). O potássio oxida rapidamente no ar, formando sucessivamente óxido de potássio (K₂O), peróxido (K₂O₂) e superóxido (KO₂). Reage vigorosamente com halogênios, ácidos e a maioria dos não-metais. O potássio forma quase exclusivamente compostos iônicos no estado de oxidação +I. Os principais compostos incluem hidróxido de potássio (KOH, uma base forte), cloreto de potássio (KCl), carbonato de potássio (K₂CO₃), nitrato de potássio (KNO₃, salitre) e permanganato de potássio (KMnO₄). Na química orgânica, derivados do potássio como o tert-butóxido de potássio são bases muito fortes usadas como reagentes.
O potássio é indispensável para todas as formas de vida e é o principal cátion intracelular (K⁺) em todos os organismos vivos. Desempenha um papel fundamental em muitas funções biológicas vitais. A bomba de sódio-potássio (Na⁺/K⁺-ATPase), presente em todas as membranas celulares, bombeia ativamente o potássio para dentro das células e o sódio para fora, consumindo cerca de 20 a 40% da energia metabólica total do organismo. Este gradiente eletroquímico é essencial para a transmissão do impulso nervoso, a contração muscular (incluindo o músculo cardíaco), a regulação do volume celular e a manutenção do potencial de membrana. O potássio está envolvido na regulação da pressão arterial, no equilíbrio ácido-base, na síntese de proteínas e no metabolismo de carboidratos. Nas plantas, o potássio regula a abertura e fechamento dos estômatos, a fotossíntese, o transporte de açúcares e a resistência a doenças. Uma deficiência de potássio (hipocalemia) pode causar fadiga, cãibras musculares e arritmias cardíacas potencialmente fatais, enquanto um excesso (hipercalemia) também pode ser perigoso para o coração.
O potássio-40 é um dos principais radionuclídeos naturais presentes na Terra. Com uma meia-vida de 1,248 bilhões de anos, ele se desintegra lentamente em cálcio-40 (89,3% do tempo) e argônio-40 (10,7% do tempo). Embora represente apenas 0,012% do potássio natural, sua presença ubíqua faz do potássio-40 a principal fonte de radioatividade interna no corpo humano. Um ser humano de 70 kg que contém cerca de 140 gramas de potássio sofre cerca de 4.400 desintegrações radioativas por segundo de potássio-40, contribuindo para uma dose anual de cerca de 0,17 milisieverts. As bananas, ricas em potássio, contêm naturalmente potássio-40, dando origem ao conceito humorístico de "dose equivalente a banana" em proteção radiológica. O potássio-40 também contribui para o aquecimento interno da Terra por meio do decaimento radioativo, junto com o urânio e o tório.
O potássio é o sétimo elemento mais abundante na crosta terrestre (cerca de 2,1% em massa). Ele nunca é encontrado em seu estado metálico na natureza devido à sua alta reatividade, mas existe em muitos minerais silicatados (feldspatos, micas) e sais evaporíticos. Os principais minerais de potássio são a silvita (KCl), a carnalita (KMgCl₃·6H₂O) e a polihalita. O potássio dissolvido está presente na água do mar em uma concentração de cerca de 0,38 g/L. Os grandes depósitos de sais de potássio são encontrados no Canadá, Rússia, Bielorrússia e Alemanha. O potássio também está abundantemente presente nos solos e é um macronutriente essencial para a agricultura. A extração é feita principalmente por mineração de depósitos de sal, seguida de refino para produzir cloreto de potássio ou outros compostos.
O potássio é produzido em estrelas durante a nucleossíntese explosiva de supernovas por fusão de silício e captura de nêutrons. O potássio-40 radioativo é uma ferramenta fundamental na datação geológica. Os métodos de datação potássio-argônio (K-Ar) e sua variante argônio-argônio (⁴⁰Ar/³⁹Ar) estão entre os mais importantes em geocronologia, permitindo datar rochas desde alguns milhares de anos até vários bilhões de anos. Esses métodos permitiram datar a idade da Terra, eventos importantes na história geológica, crateras de impacto de meteoritos e a evolução dos hominídeos. O argônio-40 aprisionado nos minerais provém exclusivamente do decaimento do potássio-40, formando a base dessa técnica de datação. A proporção isotópica do potássio em meteoritos e amostras lunares fornece informações sobre a formação do sistema solar.
N.B.:
A reação espetacular do potássio com a água há muito fascina químicos e estudantes, mas também é perigosa. Quando um pedaço de potássio é colocado na água, ele reage tão violentamente que o hidrogênio produzido se inflama instantaneamente com uma chama violeta característica, e o potássio derrete em uma esfera brilhante que dança freneticamente na superfície da água. O calor liberado pode ser suficiente para fazer o potássio explodir, projetando fragmentos inflamados de metal fundido. Por essa razão, essa demonstração clássica deve ser realizada com pedaços muito pequenos e precauções rigorosas de segurança. A chama violeta resulta da excitação dos elétrons do potássio, que, ao voltarem ao seu nível de energia fundamental, emitem fótons característicos a 766 nm e 770 nm (dubleto do potássio).
Berílio (Z=4): um metal
raro com propriedades excepcionais 
