En la última entrada de la serie Conoce tus elementos hablamos acerca del argón, el elemento de dieciocho protones, completando así el tercer período de la tabla periódica que vamos construyendo poco a poco. El argón tenía las tres primeras capas completas, con lo que no debería sorprenderte el hecho de que el elemento de hoy sea, en muchos aspectos, totalmente opuesto a aquél: al tener un protón más (y, por tanto, un electrón más si todo es “normal” y el átomo es neutro), está a un paso de la estabilidad del argón… con lo que es extraordinariamente inestable. Hemos hablado de este concepto antes en la serie, y volveremos a hacerlo de nuevo.
Sin embargo, hay algo que cambia ahora respecto a los artículos anteriores: aunque las razones tienen que ver con la física cuántica y se escapan al alcance de esta serie, el número de electrones que pueden existir en cada capa depende de la capa (y hay, además, subcapas de las que no hablamos en esta serie). Cuanto más cerca del núcleo atómico, dicho mal y pronto, “menos espacio hay”, y menos electrones “caben”. De ahí que cuando recorrimos el primer período sólo hablamos de dos elementos (el hidrógeno y el helio), ya que sólo puede haber dos electrones en la primera capa. El segundo período tiene ocho elementos, ya que en él puede haber ocho electrones. En la tercera capa “caben” dieciocho electrones, pero llega un momento, cuando ya hay ocho en ella, en la que es energéticamente más favorable para el siguiente electrón empezar a llenar la cuarta capa: de ahí que el elemento de hoy, aunque no tiene la tercera capa llena, ya tiene un electrón en la cuarta capa y pertenece, por tanto, al cuarto período. Más adelante llegaremos a elementos de este mismo período que vuelven a llenar huecos de la tercera capa.
Por eso, si te fijas en la tabla periódica de la página principal de la serie (la reproduzco aquí como imagen para que no tengas que abandonar el artículo) hay esa especie de “hueco” en las primeras filas: para que las filas posteriores, más largas, “encajen” y no haya que sacar algunos elementos de la tabla para que haya sitio. De hecho, seguro que tú, como yo, has estudiado con tablas que sacan los lantánidos y actínidos de la tabla principal, y forman con ellos una “tablita adicional”. Eso se debe a que esos elementos completan capas con tantos electrones que los huecos que se dejan arriba no son suficientes para que encajen con los demás. Existen tablas extensas en las que sí caben, a costa de tener un pedazo de tabla de un tamaño considerable.
Pero esto le importa poco a nuestro elemento de hoy, que se encuentra tan cerca de ser estable “por la izquierda”, perdiendo ese decimonoveno electrón para quedar con tres capas completas, que no le afecta en absoluto el número máximo de electrones que puedan existir en la cuarta capa. Hablemos, pues, del potasio.
El potasio es uno de esos elementos impopulares entre algunos estudiantes, debido a que su nombre y su símbolo no tienen, aparentemente, nada que ver. La razón es, como suele suceder, histórica: el nombre tiene un origen y el símbolo otro diferente, aunque ambos relacionados, por supuesto, con el mismo elemento. Si, como a mí, te interesa la etimología, permite que haga un breve paréntesis y hablemos de ambos orígenes (nombre y símbolo) y de cómo, al final, apuntan al mismo sitio.
El nombre potasio proviene de potasa, que es como se llamaba de antiguo a lo que hoy conocemos como carbonato de potasio (K2CO3); por cierto, también hay una potasa cáustica, el hidróxido de potasio (KOH) del que hablaremos dentro de un momento. La potasa se ha utilizado desde hace muchísimo tiempo, entre otras cosas, como fertilizante, y solía obtenerse a partir de ceniza de origen vegetal: se quemaba materia vegetal y luego se “cocinaban” las cenizas en una olla con agua para obtener la potasa. En inglés, se llamaba por tanto a este compuesto “pot ash” (“ceniza de olla”). De potash nosotros recibimos, por tanto, potasa.
Pero claro, los ingleses no eran los únicos que realizaban ese proceso: hacía siglos que lo empleaban muchos otros pueblos, entre ellos los árabes, que llamaban de casi igual manera al carbonato de potasio, al-qalyah (ceniza vegetal, o ceniza calcinada), de donde provienen el neo-latín kalium y las palabras álcali, alcalino, etc. Puesto que el símbolo del elemento se definió a partir de su nombre latino, quedó como K – de ahí la aparente incongruencia (que sólo se produce en algunos países, ya que en otros idiomas se utiliza el más consistente kalium para el elemento). Pero, al final, ambos significan casi lo mismo: cenizas de origen vegetal cocinadas en una olla. ¿Quién lo hubiera dicho?
El caso es que, aunque la potasa se conociera desde hace muchísimo tiempo, el potasio era un total desconocido: la razón es su enorme inestabilidad. Al igual que los elementos de su mismo grupo, denominados todos ellos metales alcalinos (sí, hasta ahí llega la influencia de las “cenizas vegetales”), en cuanto tiene la oportunidad de combinarse con un elemento químico que acepte electrones, pierde el único que tiene en la última capa y se queda con la estructura electrónica del argón, estable. De modo que nadie, jamás, había visto potasio puro en la naturaleza, por el simple hecho de que no existe en la Tierra salvo que lo aislemos nosotros.
Cristales de feldespato de potasio en una roca de granito. Imagen de dominio público.
Y lo hay en cantidad, en forma de diversos compuestos: es el séptimo elemento más abundante en la corteza terrestre, y forma parte de muchos minerales, como muchos feldespatos. Está disuelto en el agua de mar, no en una proporción enorme, pero sí en una cantidad pasmosa dada la masa total del océano. Y, como veremos luego, forma parte esencial del funcionamiento de los seres vivos. Vamos, que está por todas partes, pero combinado con otros elementos de forma que es difícil no sólo aislarlo, sino incluso darse cuenta de que está ahí.
Hubo que esperar a que Sir Humphry Davy (que aparece en esta serie de manera regular, dada su habilidad en aislar elementos) lograse aislar el potasio en 1807, a partir de la antes mencionada potasa cáustica, el hidróxido de potasio. Davy aisló el nuevo metal realizando la electrólisis del KOH, y se dio cuenta en seguida de la enorme reactividad del potasio: en muy poco tiempo se oxida y pierde su brillo metálico. También observó que, como los otros metales alcalinos que hemos visto en la serie, es un metal muy blando y poco denso, y puede cortarse fácilmente con un cuchillo. En esto es diferente de aquello en lo que solemos pensar como “metal”, aunque su apariencia es claramente metálica y tiene las propiedades características (buena conducción del calor y la electricidad, ductilidad y maleabilidad, etc):
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Pero claro, para mantenerlo así de bonito hace falta evitar que esté en contacto con el aire (o, más concretamente, con el oxígeno del aire). Por ello suele guardarse, como sucedía con el sodio, en recipientes cerrados que contienen argón, queroseno o aceite mineral. Esta rápida oxidación, además de lo blando que es y, como también pasaba con el sodio, lo violento de su reacción con el agua, hacen que no sea demasiado útil para nosotros en forma pura.
El potasio es tan enormemente electropositivo (deseoso de perder el electrón de la cuarta capa) que, en contacto con el agua, “roba” el grupo OH- al agua para formar KOH y libera hidrógeno en el proceso. Pero la reacción es fuertemente exotérmica, y el resultado te lo puedes imaginar – ¿hidrógeno y altas temperaturas combinados? Espectacular, pero peligroso y poco útil:
Sí se utiliza esta propiedad, con cuidado y según cómo, para deshidratar disolventes y asegurar que no quedan restos de agua en ellos, pero salvo para eso, el potasio puro es demasiado inestable para ser útil. Sin embargo, sus compuestos sí son de enorme utilidad, especialmente –como veremos en un momento– por su importancia para los seres vivos.
Antes de hablar de sus aspectos biológicos, los compuestos del potasio se emplean para fines que no tienen que ver con los organismos vivos: por ejemplo, el hidróxido de potasio que hemos mencionado antes (la potasa cáustica, KOH) es una base muy fuerte, y se utiliza para controlar el pH de disoluciones. Además, muchas sales del potasio son realmente útiles: la sal pétrea de los alquimistas (nitrato potásico, KNO3) es un componente fundamental de la pólvora, y el cromato potásico (K2CrO4) se utiliza como tinte, entre otras cosas. Pero hay usos más interesantes y que tal vez no conozcas.
Hidróxido de potasio (KOH). Imagen de dominio público.
Por ejemplo, los submarinos necesitan acarrear una gran cantidad de oxígeno, y librarse del dióxido de carbono: para hacerlo, emplean el superóxido (o hiperóxido) de potasio, KO2, que al combinarse con el CO2 produce carbonato potásico (K2CO3) (“atrapando” así el carbono en forma de sal de potasio) y liberando precisamente O2, que la tripulación puede respirar. Así, el superóxido de potasio realiza una doble función: el oxígeno que contiene es una forma más compacta que el oxígeno molecular en forma de gas, y el proceso de liberación de O2 absorbe justamente el CO2 que se desea eliminar. Lo utilizan también las naves espaciales, por la misma razón.
Pero, desde luego, el potasio tiene su mayor importancia en los procesos biológicos. De hecho, el 93% de la producción de potasio mundial se emplea en fabricar fertilizantes para las explotaciones agrícolas, con lo que las aplicaciones que he mencionado antes son, en proporción, menores. El caso es que el potasio es esencial para nuestra vida. Esto no es una exageración: sin potasio en tu cuerpo, morirías. El defecto de potasio se denomina hipopotasemia o hipocalemia (una vez más aparece el kallium), y puede tener consecuencias muy graves, aunque las más leves son dolores musculares y cansancio.
La razón es que, entre otras cosas, el potasio desempeña un papel fundamental en la transmisión de los impulsos nerviosos mediante el potencial de acción. El potasio y el sodio regulan además la presión osmótica entre el interior y el exterior de la membrana celular, evitando por ejemplo que el exceso de concentración en el interior de la célula la rompa y se produzca la lisis.
Igual que no hay otro catión más abundante en el plasma sanguíneo que el sodio, dentro de nuestras células el potasio es el rey: tiene una concentración de unos 4.8 gramos por litro, más que cualquier otro ión positivo, y el 95% del potasio de tu cuerpo está dentro de tus células. Una persona de 70 kg de masa contiene, en su cuerpo, unos 140 gramos de potasio; puede no parecer mucho, pero lo estás utilizando ahora mismo para pensar, mover tus músculos y mantener constante el volumen de las células de tu cuerpo. Y, por si no lo sabías, es la principal fuente de radioactividad en tu interior.
Sí, sí: como bien ha explicado Belerofot en El Cedazo, vivimos en un mundo radioactivo. Tanto, que parte de la radiación ionizante que recibimos todo el tiempo ¡proviene del interior de nuestro propio cuerpo! En este caso, se trata del isótopo inestable potasio-40. Cada segundo se desintegran dentro de ti más de cuatro mil átomos de potasio inestable, bastantes más que de cualquier otro elemento (el segundo es el carbono-14), y producen argón y calcio. Pero vamos, se trata de dosis pequeñas, que forman parte de lo que suele denominarse “radiación de fondo”, así que tampoco hay que darle más importancia de la que tiene.
Nuestros riñones son bastante eficaces al “reciclar” el potasio, de modo que no lo perdemos tan rápido como podría parecer. Pero necesitamos ingerirlo en la dieta de forma regular; casi todas las frutas y verduras lo contienen, como las naranjas, los plátanos, los aguacates, las patatas… Con una dieta variada y sin tener enfermedades que puedan afectar a la absorción de potasio, no hay de qué preocuparse. Por cierto, el exceso de potasio también es peligroso (y se denomina hiperpotasemia o hipercalemia), aunque sólo suele suceder a personas con algún problema renal, y tiene consecuencias adversas, una vez más, fundamentalmente sobre el impulso nervioso y el control muscular.
En la próxima entrada de la serie hablaremos del elemento de veinte protones: el calcio.
Para saber más: