Cloreto de potássio

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Cloreto de potássio
Alerta sobre risco à saúde
Potassium chloride.jpg
Potassium-chloride-3D-ionic.png
NaCl polyhedra.png
Outros nomes Silvita
Muriato de potássio
Identificadores
Número CAS 7447-40-7
PubChem 4873
ChemSpider 4707
Número RTECS TS8050000
Código ATC A12BA01
Propriedades
Fórmula molecular KCl
Massa molar 74.551 g/mol
Aparência sólido branco cristalino
Odor inodoro
Densidade 1,98 g·cm-3[1]
Ponto de fusão

773 °C[2]

Ponto de ebulição

1500 °C (Sublimação)[1]

Solubilidade em água boa (330 g·l-1 a 20 °C) [1]
28.1 g/100 ml (0 °C)
56.7 g/100 ml (100 °C)
Solubilidade solúvel em glicerol, álcalis
pouco solúvel em álcool

Insoluble in Eter

Pressão de vapor 10 Pa (700 °C)[1]
Índice de refracção (nD) 1.33743
Estrutura
Estrutura cristalina Cúbica de face centrada
Riscos associados
MSDS ICSC 1450
Índice UE Não listado
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
1
0
 
Frases R R36/37/38
Frases S S20/21, S22, S24/25, S26
Ponto de fulgor Não inflamável
LD50 2600 mg/kg (oral/rat), 142 mg/kg (intravenous/rat)[3]
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Fluoreto de potássio
Brometo de potássio
Iodeto de potássio
Sulfeto de potássio
Outros catiões/cátions Cloreto de lítio
Cloreto de sódio
Cloreto de rubídio
Cloreto de césio
Cloreto de cálcio
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

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 | editar código-fonte]

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:

KCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq)

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[editar | editar código-fonte]

O 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[editar | editar código-fonte]

Silvita

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[editar | editar código-fonte]

A 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 | editar código-fonte]

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[editar | editar código-fonte]

O 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

  1. a b c d Registo de Kaliumchlorid na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA.
  2. 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.
  3. Material Safety Data Sheet - Potassium Chloride, Sigma–Aldrich, julho de 2001 
  4. «Potassium in Fertilisers». potash-info.com. Cópia arquivada em 28 de junho de 2013 
  5. «Outros Aditivos». Autoridade de Segurança Alimentar e Económica (ASAE) 
  6. Burgess, J. (1978). Metal Ions in Solution. New York: Ellis Horwood. ISBN 0-85312-027-7 
  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 
  8. 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 
  9. Mercado consumidor mineral: Estado de São Paulo. [S.l.]: Programa de Desenvolvimento de Recursos Minerais. 1983 
  10. «Os substitutos naturais e industriais do sal». Aditivos Ingredientes. Consultado em 25 de novembro de 2020 
  11. Lorient, Denis; Linden, G. (1999). New Ingredients in Food Processing: Biochemistry and Agriculture. Boca Raton: CRC Press. p. 357. ISBN 1-85573-443-5 
  12. Eleanor Lederer. «Hypokalemia: Treatment & Medication». Medscape. Consultado em 25 de novembro de 2020 
  13. TelessaúdeRS-UFRGS (16 de agosto de 2016). «Quando pacientes com hipercalemia devem ser encaminhados para emergência?». Consultado em 25 de novembro de 2020 
  14. Centro de Informações sobre Medicamentos (CIM) - EBSERH (2017). «Riscos do Cloreto de Potássio» (PDF). ebserh.gov.br. Consultado em 25 de novembro de 2020 
  15. 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