Cloreto de potássio
Nota: Não confundir com Clorato de potássio.
Cloreto de potássio é um haleto metálico salino, de fórmula química KCl. É composto por potássio e cloro. É inodoro e tem uma aparência de cristal vítreo branco ou incolor. O sólido se dissolve prontamente em água e suas soluções têm um sabor salgado.
É amplamente utilizado na produção de fertilizantes, sendo a principal fonte de potássio na agricultura, correspondendo a cerca de 95% da utilização mundial.[4] Também é utilizado como substituto do sal e como suplemento dietético, sendo conhecido como aditivo E 508.[5]
O uso do cloreto de potássio é amplamente difundido no meio médico, como repositor desse eletrólito no organismo. É usado em infusão venosa a 10% (KCl a 10%), diluído em solução fisiológica (SF 0,9%) ou em solução glicosada (SG 5%). Pode também ser encontrado na forma de comprimidos (Slow-K) para o mesmo fim.
Propriedades químicas
editar| Solubilidade de KCl em vários solventes (g KCl / 1 kg of solvent at 25 °C)[6] | |
|---|---|
| H2O | 360 |
| Amônia líquida | 0,4 |
| Dióxido de enxofre líquido | 0,41 |
| Metanol | 5,3 |
| Ácido fórmico | 192 |
| Sulfolano | 0,04 |
| Acetonitrila | 0,024 |
| Acetona | 0,00091 |
| Formamida | 62 |
| Acetamida | 24,5 |
| Dimetilformamida | 0,17–0,5 |
Em química e física, soluções de KCl são padrões comuns, por exemplo, para a calibração da condutividade elétrica de soluções (iônicas), uma vez que as soluções de KCl são estáveis, permitindo medições reprodutíveis. Em solução aquosa, é essencialmente totalmente ionizado em íons K and Cl– solvatados.
Cloreto de potássio pode reagir como uma fonte de íon cloreto. Como com qualquer outro cloreto iônico solúvel, precipitará sais cloretos insolúveis quando adicionado a uma solução de um íon metálico apropriado:
Embora o potássio seja mais eletropositivo que o sódio, KCl pode ser reduzido ao metal pela reação com sódio metálico a 850 °C porque o potássio é removido por destilação (ver Princípio de Le Chatelier):
- KCl(l) Na(l) ⇌ NaCl(l) K(g)
Este método é o principal método para a produção de potássio metálico. A eletrólise ( a eletrólise ígnea, usada para a produção do sódio) falha por causa da alta solubilidade do potássio em KCl fundido.[7]
Propriedades físicas
editarO cloreto de potássio possui um estrutura cristalina como muitos outros sais. Sua estrutura é cúbica de face centrada. Sua constante de retículo é aproximadamente 630 picômetros. Algumas outras propriedades são:
- Faixa de transmissão: 210 nm a 20 µm
- Transmitividade = 92% a 450 nm e eleva-se linearmente a 94% a 16 µm
- Índice refrativo = 1,456 a 10 µm
- Perda na reflexão = 6,8% a 10 µm (duas superfícies)
- dN/dT (coeficiente de expansão)= −33,2×10−6/°C
- dL/dT (gradiente de índice refrativo)= 40×10−6/°C
- Condutividade térmica = 0,036 W/(cm·K)
Como qualquer outro composto contendo potássio, KCl na forma pulverizada dá um resultado lilás no teste de chama.
Produção
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O cloreto de potássio é extraído dos minerais silvita e carnallita. Ele também é extraído da água salgada e pode ser fabricado por cristalização de solução, flotação ou separação eletrostática de minerais adequados. É um subproduto da produção de ácido nítrico a partir de nitrato de potássio e ácido clorídrico.
O cloreto de potássio é encontrado amplamente e é raramente preparado intencionalmente no laboratório. Pode ser gerado tratando hidróxido de potássio (ou outras bases de potássio) com ácido clorídrico:
- KOH HCl → KCl H2O
Esta conversão é uma reação de neutralização ácido-base. O sal resultante pode então ser purificado por recristalização. Outro método seria permitir que o potássio queimasse na presença de cloro gasoso, também uma reação muito exotérmica:
- 2 K Cl2 → 2 KCl
Usos
editarA maior parte do cloreto de potássio produzido é utilizada na fabricação de fertilizantes, uma vez que o crescimento de muitas plantas é determinado pela absorção de potássio.[8] É matéria-prima na produção de hidróxido de potássio e do potássio como metal puro, além de ser utilizado em aplicações medicinais, científicas e industriais, principalmente no processamento de alimentos. É utilizado ainda como substituto livre de sódio para o sal de cozinha (cloreto de sódio), além de ser ingrediente importante das injeções letais utilizadas em penas capitais e eutanásia.
É algumas vezes usado na água como um fluido de completação em operações de petróleo e gás natural, assim como uma alternativa para o cloreto de sódio em unidades de "amaciamento" de água. KCl é útil como uma fonte de radiação beta para a calibração de equipamentos medidores de radiação, porque o potássio natural contém 0,0118% de isótopo 40K. Um quilograma de KCl contém 16350 Bq de radiação, consistindo em 89.28% de radiação beta e 10.72% gama com 1.46083 MeV. É usado também por várias marcas of água engarrafada, bem como em grandes quantidades para fins de perfuração de combustíveis fósseis.
Cloreto de potássio já foi usado como a agente extintor de incêndio, usado em extintores portáteis e com rodas. Era mais eficiente do que produtos químicos secos à base de bicarbonato de sódio e era compatível com espumas proteicas. Este agente caiu em desuso com a introdução de produtos químicos a base de bicarbonato de potássio ao final da década de 1960, que era muito menos corrosivo e mais eficiente.
Junto com cloreto de sódio e cloreto de lítio, o cloreto de potássio é usado como um fundente para a soldagem a gás de alumínio.[9]
O cloreto de potássio também é um cristal óptico com uma ampla faixa de transmissão de 210 nm a 20 µm. Embora baratos, os cristais de KCl são higroscópicos, o que limita sua aplicação a ambientes protegidos ou usos de curto prazo, como prototipagem. Exposta ao ar livre, a ótica KCl "apodrecerá". Enquanto os componentes do KCl eram usados anteriormente para a óptica infravermelha, ele foi inteiramente substituído por cristais muito mais resistentes, como ZnSe.
Uso médico
editar
Ver artigo principal: Cloreto de potássio (uso médico)O potássio é um nutriente essencial para o corpo humano, sendo o principal cátion intracelular no organismo. Em casos de hipocalemia (deficiência de potássio), a reposição é feita geralmente via oral, embora também possa ser diluído e dado introvenosamente. Também pode ser utilizado como um substituto do sal, mas devido a seu sabor amargo, é geralmente misturado com outros ingredientes, como o cloreto de sódio, autolisado de levedura, nucleotídeos e temperos podem ser adicionados para maximizar o sabor e funcionalidades.[10] A adição de 1 ppm de taumatina reduz consideravelmente este sabor amargo.[11]
Medicalmente, é utilizado no tratamento da hipocalemia e de condições associadas, em casos de intoxicação digitálica, e como um repositor eletrolítico.[12] Os nomes das marcas incluem K-Dur, Klor-Con, Micro-K, Slow-K e Kaon Cl. Efeitos colaterais podem incluir desconforto gastrointestinal, incluindo náusea e vômito, diarreia e sangramento do trato digestivo. A superdosagem causa hipercalemia (excesso de potássio), que pode levar a disfunção muscular, fraqueza, câimbras e paralisia, parestesia,[13] disritmia cardíaca, parada cardíaca e óbito, porém hipercalemias fatais podem ocorrer de forma rápida e sem sintomas.[14]
Uso agrícola
editarO cloreto de potássio é muito utilizado como um adubo químico na agricultura, pois é um dos fertilizantes com maior concentração de potássio, é altamente solúvel e barato. Existem, entretanto, problemas relacionados ao seu uso, geralmente associados ao excesso de cloro presente em sua composição e seu alto índice salino (116%), que podem gerar impactos negativos no solo, nas plantas e nos microrganismos essenciais presentes no solo.[15]
Referências
- ↑ a b c d Registo de Kaliumchlorid na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA.
- ↑ The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals, 14. Auflage (Merck & Co., Inc.), Whitehouse Station, NJ, USA, 2006; ISBN 978-0-911910-00-1.
- ↑ Material Safety Data Sheet - Potassium Chloride, Sigma–Aldrich, julho de 2001
- ↑ «Potassium in Fertilisers». potash-info.com. Cópia arquivada em 28 de junho de 2013
- ↑ «Outros Aditivos». Autoridade de Segurança Alimentar e Económica (ASAE)
- ↑ Burgess, J. (1978). Metal Ions in Solution. New York: Ellis Horwood. ISBN 0-85312-027-7
- ↑ Burkhardt, Elizabeth R. (2006). «Potassium and Potassium Alloys». Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. [S.l.: s.n.] ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a22_031.pub2
- ↑ Nascimento, M.; Monte, M. B. M.; Loureiro, F. E. L. (2008). «Agrominerais: Potássio». In: Luz, A.B.; Lins, F.A.F. Rochas e minerais industriais: usos e especificações. Rio de Janeiro: CETEM. pp. 175–203
- ↑ Mercado consumidor mineral: Estado de São Paulo. [S.l.]: Programa de Desenvolvimento de Recursos Minerais. 1983
- ↑ «Os substitutos naturais e industriais do sal». Aditivos Ingredientes. Consultado em 25 de novembro de 2020
- ↑ Lorient, Denis; Linden, G. (1999). New Ingredients in Food Processing: Biochemistry and Agriculture. Boca Raton: CRC Press. p. 357. ISBN 1-85573-443-5
- ↑ Eleanor Lederer. «Hypokalemia: Treatment & Medication». Medscape. Consultado em 25 de novembro de 2020
- ↑ TelessaúdeRS-UFRGS (16 de agosto de 2016). «Quando pacientes com hipercalemia devem ser encaminhados para emergência?». Consultado em 25 de novembro de 2020
- ↑ Centro de Informações sobre Medicamentos (CIM) - EBSERH (2017). «Riscos do Cloreto de Potássio» (PDF). ebserh.gov.br. Consultado em 25 de novembro de 2020
- ↑ Ellsworth, T. R.; Mulvaney, R. L.; Khan, S. A. (Março de 2014). «The potassium paradox: Implications for soil fertility, crop production and human health». Renewable Agriculture and Food Systems (em inglês). 29 (1): 3–27. ISSN 1742-1705. doi:10.1017/S1742170513000318
