पोटॅशियम

पोटॅशियम : धातुरूप मूलद्रव्य चिन्ह K. अनुक्रमांक (अणुकेंद्रातील प्रोटॉनांची संख्या) १९ अणुभार ३९·१०२ आवर्त सारणीतील [इलेक्ट्रॉन रचनेनुसार केलेल्या मूलद्रव्यांच्या कोष्टकरूप मांडणीतील → आवर्त सारणी] पहिल्या गटातील अ विभागातील सोडियमानंतरचे मूलद्रव्य घनता ०·८१९ ग्रॅ./सेंमी.^३ (१००°  से.ला),  ०·७४७ ग्रॅ./सेंमी.^३ (४००° से.ला) व ०·६७६ ग्रॅ./सेंमी.^३ (७००° से.ला) वितळबिंदू ६३·७०° से. उकळबिंदू ७६०° से. नैसर्गिक समस्थानिकांचे (अणुक्रमांक तोच पण अणुभार भिन्न असलेला त्याच मूलद्रव्याच्या प्रकारांचे) अणुभार ३९, ४०, ४१ यांपैकी ४० हा समस्थानिक किरणोत्सर्गी (भेदक कण वा किरण बाहेर टाकण्याचा गुणधर्म असणारा) आहे आणि त्याचा अर्धायुकाल (किरणोत्सर्गी मूलद्रव्याची मूळची क्रियाशीलता निम्मी होण्यास लागणारा काळ) १·२X१०^९ वर्षे स्थिर समस्थानिक ३९, ४०, ४१ अस्थिर समस्थानिक ३८, ४०, ४२, ४३, ४४ संयुजा (इतर अणूंशी संयोग पावण्याची क्षमता दर्शविणारा अंक) १  विद्युत् विन्यास (इलेक्ट्रॉनांची अणूतील मांडणी) २,८,८,१ पृथ्वीच्या कवचामधील प्रमाण २·५९% सर्वसाधारणतः ते मऊ घनरूप असून त्याला चांदीसारखी पांढरी शुभ्र धातवीय चमक असते.

क्षारासाठी (अल्कलीसाठी) वापरण्यात येणाऱ्या अरबी शब्दाच्या लॅटिन अपभ्रंशित Kalium या शब्दापासून पोटॅशियमाचे K हे रासायनिक चिन्ह घेण्यात आलेले आहे.

इतिहास : वृक्षांच्या राखेतून पोटॅश (पोटॅशियम कार्बोनेट) फार पूर्वीपासून तयार करीत असत पण सतराव्या शतकाअखेर पोटॅश व सोडियम कार्बोनेट यांमधील वेगळेपणा दर्शविता आला नाही. पोटॅश व सोडा हे दोन पदार्थ वेगवेगळे आहेत हे १७३६ मध्ये ड्यूआमेल व १७५७ मध्ये मार्ख्‌ग्राफ यांनी प्रयोगांनी दाखवून दिले. पोटॅशियम हायड्रॉक्साइडाचा विद्युत् विच्छेदनाने (विजेच्या प्रवाहाच्या साहाय्याने घटक अलग करण्याच्या क्रियेने) सर हंफ्री डेव्ही यांनी १८०७ मध्ये प्रथमच धातवीय पोटॅशियम तयार केले व या मूलद्रव्याला ‘पोटॅशियम’हे नाव दिले. तसेच झोझेफ गे-ल्युसॅक व ल्वी  थेनार्ड यांनी पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड व लोह यांपासून १८०८ मध्ये पोटॅशियम धातू मिळविली. त्याच वर्षी एफ्. आर्. कुरौडौ यांनी पोटॅश व कार्बन यांपासून पोटॅशियम तयार केले.

आढळ : पोटॅशियम हे वनस्पतींत, सागरी पाण्यात तसेच निक्षेपांत (साठ्यांत) सापडते. वनस्पतींमध्ये ते टार्टारेटे व ऑक्झॅलेटे या स्वरूपांत असते. वनस्पती जाळल्यावर त्यांचे कार्बोनेटात रूपांतर होते. सागरी पाण्यात ते दहा लाख भागांत ३८० भाग इतके असते.

जर्मनीतील श्टासफुर्ट येथील निक्षेपात ते सिल्व्हाइट (KCI) काइनाइट (MgSO₄·KCI·3H₂O) व कार्नालाइट (KCI·MgCI₂·6H₂O) या खनिजांच्या स्वरूपात आणि अमेरिकेतील निक्षेपात ते सिल्व्हाइट, पॉलिहॅलाइट (K₂SO₄·2CaSO₄·MgSO₄·2H₂O) व लँग्बेनाइट (K₂SO₄·2MgSO₄) या खनिजांच्या स्वरूपात सापडते. याशिवाय ते फ्रान्स, स्पेन, कॅनडा पोलंड, रशिया व मृतसमुद्राकाठी खनिजरूपात आढळते. नायटर (KNO₃, सॉल्ट पीटर) या स्वरूपात ते अमेरिका, भारत, ईजिप्त, अल्जीरिया, इराण, फ्रान्स, जर्मनी इ. ठिकाणी आढळते. याशिवाय ते बऱ्याच ॲल्युमिनो-सिलिकेट खनिजांत क्षारीय घटक म्हणून (विशेषतः  ल्यूसाइट, शुभ्र अभ्रक, ऑर्थोल्कज, फेल्स्पार, कृष्णाभ्रक यांमध्ये) आढळते. बरीच पोटॅशियम संयुगे औषधे म्हणून वापरली जातात.

निर्मिती : पोटॅशियम धातू विद्युत् क्षपणाने व रासायनिक क्षपणाने तयार करतात [→क्षपण]. त्यासाठी अनेक पद्धती शोधण्यात आल्या आहेत.

इ. स. १८०८ मध्ये लोह व पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड तापवून पोटॅशियम धातू तयार करण्याची पद्धत वापरात आली. त्याच वर्षी कार्बन व पोटॅशियम कार्बोनेट यांची विक्रिया घडवून ही धातू तयार करण्याची पद्धत वापरात आली. हीच पद्धत पुढे सु. ५० वर्षे काळजीपूर्वक अभ्यासण्यात आली. कारण या पद्धतीने तयार होणारी धातू अलग करणे अवघड होते व दुसरे म्हणजे तयार झालेला पदार्थ शीघ्र गतीने थंड न केल्यास K₆C₆O₆ हा स्फोटक पदार्थ तयार होतो. वरील दोन्ही पद्धतींतून इतर धातू व संयुगे यांच्या साहाय्याने पोटॅशियम संयुगे तयार करण्यात येऊ लागली. पुढे उच्च निर्वात तंत्राचा वापर करून कॅल्शियमाने पोटॅशियम लवणांचे निर्वातात क्षपण करून शुद्ध पोटॅशियम धातू तयार करण्यात आली.

गलनीय हायड्रॉक्साइड, सायनाइड, ऑक्सि-लवणे इ. पोटॅशियम हॅलाइडात विरघळवून त्याचे विद्युत् क्षपण करुन धातू तयार करतात. यासाठी सोडियम धातू तयार करण्यासाठी वापरण्यात येणाऱ्या कॅस्टनर घटात  [→सोडियम ] सुधारणा करून तो वापरण्यात आला. पण त्यापासून मिळणारा निष्कर्ष (उतारा) मात्र समाधानकारक मिळत नाही.

प्रत्यक्ष पोटॅशियम धातूला औद्योगिक मागणी नसल्याने तिचे मोठ्या प्रमाणावर उत्पादन करीत नाहीत. एकोणिसाव्या शतकाच्या पूर्वार्धात पोटॅशियम धातूचा उपयोग ॲल्युमिनियम, मॅग्नेशियम, बोरॉन, सिलिकॉन इ. धातू तयार करण्यासाठी करीत असत. तिच्यापेक्षा सोडियम धातू स्वस्त असल्याने १८५४ नंतर पोटॅशियमाऐवजी सोडियमाचा उपयोग करण्यात येऊ लागला. तसेच इतरही काही औद्योगिक प्रक्रियांतून पोटॅशियमाऐवजी सोडियम वापरू लागल्याने पोटॅशियमाचे मोठ्या प्रमाणावर उत्पादन करण्यात येत नाही. 

गुणधर्म : लिथियम, सोडियम, रुबिडियम, सिझियम या क्षारीय (अल्कली) धातूंशी व फ्रॅन्सियम या किरणोत्सर्गी व अल्पायुषी धातूशी पोटॅशियमाचे साधर्म्य आढळून येते. हवेत ती उघडी राहिल्यास जलद रीत्या काळवंडते व तीवर ऑक्साइड वा हायड्रॉक्साइडाचा थर बसतो. सर्वसाधारण तापमानाला ती मऊ, नम्य व चाकूने कापता येणारी अशी असते पण ०° से. तापमानाखाली ती कठीण व ठिसूळ होते. हिच्या वाफा हिरव्या रंगाच्या असून वाफेला बन्सन ज्वालकामुळे जांभळा रंग येतो. ती विजेची उत्तम संवाहक आहे.

पोटॅशियमाचे जटिल आयन (विद्युत भारित रेणू वा अणू) तयार होत नाही. तथापि ते इतर मूलद्रव्यांशी काही वेळा जोडलेले आढळून येते. सोडियम-लिथियमापेक्षा ते जास्त क्रियाशील आहे. आर्द्र हवेत ते ज्वालाग्राही असून आपोआप पेट घेते व त्यामुळे ऑक्साइडांचे मिश्रण तयार होते. पाण्याशी जोरदार विक्रिया होऊन पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड व हायड्रोजन वायू तयार होतो. हॅलोजन, गंधक, फॉस्फरस, आर्सेनिक, अँटिमनी व हायड्रोजन यांच्याबरोबर विक्रिया होऊन अनुक्रमे हॅलाइडे, सल्फाइडे, K₃As, K₃Sb आणि हायड्राइडे तयार होतात. हॅलोजन, अल्कोहॉल इ. विक्रियाशील घटक असणाऱ्या कार्बनी पदार्थांशी त्याची विक्रिया होते. शुष्क अमोनियात हळूहळू तापविल्यास अमाइड (KNH₂) तयार होते. द्रव अमोनियात पोटॅशियम विरघळते. तिच्या मिश्रधातू तयार होतात. २२·७% सोडियम असणारी मिश्रधातू (NaK) –१२·५° से.ला द्रवरुप असते. पाऱ्याबरोबर जोरदार विक्रिया होऊन तिची बरीच संयुगे तयार होतात. कॅडमियमाबरोबर Cd₂K व थॅलियमाबरोबर KTh अशा मिश्रधातू तयार होतात.

संयुगे :ऑक्साइडे : पोटॅशियमाची मोनॉक्साइड (K₂O), पेरॉक्साइड (K₂O₂), व सुपर ऑक्साइड (KO₂) ही तीन ऑक्साइडे माहीत आहेत. ट्रायऑक्साइड (K₂O₃) हे तयार करण्यात आले आहे पण गुणधर्मानुसार ते पेरॉक्साइड व सुपर ऑक्साइड यांचे मिश्रण आहे, असे आढळून आले.

मर्यादित हवेत पोटॅशियम तापवून वा पोटॅशियम नायट्रेटाबरोबर तापवून मोनॉक्साइड तयार करतात. ते पांढऱ्या रंगाचे व घनरूप असते पण उच्च तापमानास पिवळे होते. ते पाण्यात विरघळते आणि पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड तयार होते.

ऑक्सिजन व पोटॅशियम धातू यांची शुष्क वा द्रव अमोनिया विद्रावात विक्रिया केल्यास पेरॉक्साइडाचा नारिंगी रंगाचा घन तयार होतो. याची ऑक्सिजनाबरोबर विक्रिया होऊन सुपर ऑक्साइड तयार होते. KO₂ यात O₂^– आयन असतो.

१८०° – २००° से.ला हवेत पोटॅशियम धातूचा फवारा उडवून वा ऑक्सिजन व पोटॅशियम धातूचा द्रव अमोनियामधील विद्राव यांची –५०° से.ला विक्रिया करुन सुपर ऑक्साइड तयार करतात. पाण्याने त्याचे अपघटन (घटक पदार्थ अलग होणे) होते. १००° से. पेक्षा कमी तापमानाला सुपर ऑक्साइडामुळे कार्बन मोनॉक्साइडाचे ⇨ ऑक्सिडीभवन होऊन कार्बन डाय-ऑक्साइड तयार होतो. सर्वसाधारण तापमानाला सुपर ऑक्साइड नारिंगी पिवळसर असून घनरूप असते. वितळबिंदू ३८०° से. असून वितळविल्यास काळे पडते. याचा प्रमुख उपयोग स्वयंपूर्ण श्वसन उपकरणात होतो. उच्छ्‌वासाच्या रूपाने बाहेर टाकलेल्या हवेचा उपकरणातील KO₂ शी संबंध येतो तेव्हा उच्छ्‌वासातील ओलाव्याने, त्याचे अपघटन होऊन पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड आणि ऑक्सिजन बनतात. पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड उच्छ्‌वासातील कार्बन डाय-ऑक्साइडाचे शोषण करते व ऑक्सिजन श्वसनासाठी उपयोगी पडतो. आगीत अडकून पडलेल्या माणसांची सुटका करताना, अंतराळ संशोधनात व समुद्रतळाच्या संशोधनात अशा उपकरणाचा उपयोग करतात.

दाहक पोटॅश : (KOH). पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड या नावानेही हे ओळखले जाते. हे एक महत्त्वाचे संयुग असून पुरातन काळापासून ते तयार करण्यात येत आहे. [→ दाहक पोटॅश]. 

पोटॅशियम हायड्राइड : (KH). गरम पोटॅशियम धातूवर हायड्रोजनाची विक्रिया करुन हे तयार करतात. ते पांढरे व मिठासारखे असते. त्याची पाण्याबरोबर जोरदार विक्रिया होऊन हायड्रोजन तयार होतो. ते हवेत जळते.

पोटॅशियम बायकार्बोनेट : (KHCO₃). थंड पोटॅशियम कार्बोनेटाच्या संपृक्त (जास्तीत जास्त प्रमाण विरघळलेल्या) विद्रावातून कार्बन डाय-ऑक्साइड वायू पाठविल्यास बायकार्बोनेटाचे स्फटिकीय चूर्ण मिळते. हे सोडियम बायकार्बोनेटापेक्षा जलद गतीने पाण्यात विरघळते. हे गंधहीन व पारदर्शक असून त्यास खारट चव असते. याचा उपयोग खाद्यपदार्थ उद्योगात, औषधात व अग्निशामकात करतात.

पोटॅशियम कार्बोनेट : (K₂CO₃). याला ⇨ पोटॅश, पर्लॲश, सॉल्ट ऑफ टार्टार अशीही नावे आहेत. हे पुरातन काळापासून वापरात आहे. ते वनस्पतीच्या राखेपासून वा पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड व कार्बन डाय-ऑक्साइड यांच्या विक्रियेने तयार करतात. सॉल्व्हे पद्धतीने पोटॅशियम कार्बोनेट तयार करता येत नाही, कारण या पद्धतीत तयार होणारे पोटॅशियम बाय कार्बोनेट पाण्यात विरघळते व निराळे करता येत नाही. म्हणून पोटॅशियम कार्बोनेट लब्लां पद्धतीने करतात. [→ सोडा ॲश].

पोटॅशियम कार्बोनेट शुभ्र व कणीदार असून क्षारीय आहे. ते पाण्यात विरघळते पण अल्कोहॉलात विरघळत नाही. त्याचे वि. गु. २·३३१२ व वितळबिंदू ८८१° से. आहे. पोटॅशियम कार्बोनेटाचा उपयोग निर्जलीकारक म्हणून, इतर पोटॅशियम लवणे तयार करण्यासाठी, बोहीमीअन व ऊष्मासाही (वितळण्यास अवघड) अशा काचांच्या निर्मितीत, मऊ साबण तयार करण्यासाठी इत्यादींसाठी होतो. सोडियम कार्बोनेट (वितळबिंदू ८५२° से.) व पोटॅशियम कार्बोनेट (वितळबिंदू ८८१° से.) यांचे मिश्रण पुष्कळ कमी तापमानाला वितळते (६९०° से.) या मिश्रणाचा उपयोग संगलन मिश्रण म्हणून करतात. उच्च तापमानाला वितळणारा पदार्थ या मिश्रणाबरोबर वितळविल्यास तो कमी तापमानास वितळविता येतो.

हॅलाइडे : फ्ल्युओरिनाबरोबर पोटॅशियमाची फ्ल्युओराइड (KF)व अम्ल फ्ल्युओराइड (KHF₂) KH₂F₃ व K₃H₃F₄ यांसारखी जटिल लवणे आणि KF·2H₂O व KF·4H₂O यांसारखी हायड्रेटे तयार होतात.

पोटॅशियम क्लोराइड (KCI) हे निसर्गात भरपूर प्रमाणात पोटॅशियम निक्षेपाचा एक घटक म्हणून आढळते. याचे सोडियम क्लोराइडाशी साम्य आढळून येते. याचे रंगहीन, पांढरे स्फटिक वा चूर्ण असून त्याची चव खारट आहे. ते पाण्यात विरघळते. वितळबिंदू ७७६° से. व उकळबिंदू १,५००° से. इतर पोटॅशियम संयुगे तयार करण्यासाठी व खत म्हणून ते वापरले जाते.

पोटॅशियम ब्रोमाइड (KBr) हे ब्रोमीन व पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड यांच्या विक्रियेने तयार करतात. यात काही प्रमाणात ब्रोमेट तयार होते, ते तापविल्यास आणखी ब्रोमाइड मिळते. तसेच ब्रोमीन तयार करताना उपपदार्थ म्हणून पोटॅशियम ब्रोमाइड मिळते. याचे पांढरे स्फटिकीय कण वा चूर्ण असून ते उग्र व दाहक असते व त्याला कडवट खारट चव असते. ते पाण्यात व ग्लिसरिनात विरघळते. छायाचित्रण पायसात (प्रकाश-संवेदी थरात) व शामक औषधात ते वापरतात.

पोटॅशियम आयोडाइड (KI) हे आयोडीन व पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड यांच्या विक्रियेने तयार करतात. यात तयार होणाऱ्या आयोडेटात लोणारी कोळसा घालून तापविल्यास आणखी आयोडाइड मिळते. याचे पांढरे स्फटिकीय कण वा चूर्ण असून त्याला कडवट खारट चव असते. पाण्यात, अल्कोहॉलात व ग्लिसरॉलात ते विरघळते. छायाचित्रण पायसात, पशुखाद्यात, कार्बनी रसायनांच्या निर्मितीत, पिण्याच्या पाण्यात, औषधात व मीठ म्हणून ते वापरतात.

पोटॅशियम क्लोरेट व परक्लोरेट यांच्या संबंधीची माहिती ‘क्लोरीन’या नोंदीत पहावी.

गंधकाबरोबर होणारी संयुगे : पोटॅशियम सल्फेट (K₂SO₄) हे निसर्गात इतर संयुगांबरोबर आढळते. भारत व इटलीत ते सागरी पाण्यापासून मिळणाऱ्या पोटॅशियम शोएनाइट (K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O) व कॅल्शियम हायड्रॉक्साइड यांच्या विक्रियेने तयार करतात. हे रंगहीन वा पांढरे स्फटिकीय असून पाण्यात विरघळते. त्याची चव कडवट खारट असते. वितळबिंदू १,०७२° से. त्याचा उपयोग खत म्हणून धूम्रहीन चूर्णाचा एक घटक म्हणून, पोटॅशियम तुरटी, पोटॅश व काच तयार करण्यासाठी करतात.

पोटॅशियम बायसल्फेट (KHSO₄) हा एक पांढरा चिघळणारा घन पदार्थ असून पाण्यात विरघळतो. वितळबिंदू २००° से. याचा उपयोग खाद्यपदार्थ परिरक्षक म्हणून, रसायन निर्मितीत मध्यस्थ म्हणून व धातुक (कच्च्या स्वरूपातील धातूच्या) विश्लेषणात करतात.

पोटॅशियम सल्फाइट (K₂SO₃) हे सजल व निर्जल स्वरूपात आढळते. पोटॅशियम सल्फाइडाचे (K₂S) पिवळे वा पिवळट तांबडे स्फटिक असतात.

पोटॅशियम परसल्फेट (K₂S₂O₃) हे पोटॅशियम हायड्रोजन सल्फेटाच्या संपृक्त व थंड विद्रावाचे विद्युत् विच्छेदन केल्याने मिळते. हा स्फटिकीय घन पदार्थ असून त्याचा उपयोग विरंजक (रंग नाहीसा करणारा), ऑक्सिडीकारक व पूतिरोधक (सूक्ष्मजंतूंचा नाश करणारा वा त्यांची वाढ थांबविणारा पदार्थ) म्हणून करतात.

पोटॅशियम नायट्रेट : (KNO₃). हे नायटर वा सॉल्ट पीटर या नावांनीही ओळखले जाते. हे निसर्गात आढळते. याचा उपयोग आतषबाजी, बंदुकीची दारू, काचनिर्मिती इत्यादींत करतात. [→ नायटर].

पोटॅशियमाची कार्बनी संयुगे : पोटॅशियमाची ॲबिएट, ॲसिटेट, फॉर्मेट, ऑक्झॅलेट, बायऑक्झॅलेटॅ, टार्टारेट, बोरोटार्टारेट, सायक्लेमेट, ग्लिसरोफॉस्फेट, पेनिसिलिनांचे अनुजात, स्टिअरेट, झँथेट इ. कार्बनी संयुगे तयार केली जातात.

पोटॅशियम परमँगॅनेट : (KMnO₄). पोटॅशियम मँगॅनेटाच्या विद्रावातून कार्बन डाय-ऑक्साइड वायू पाठवून हे संयुग तयार करतात. याचे गडद जांभळे स्फटिक असून निळसर धातवीय चमक असते. हे गंधहीन असून त्याला गोड व तुरट चव असते. पाण्यात विद्राव्य. वितळबिंदू २४०° से. (अपघटन होते). उत्कृष्ट ऑक्सिडीकारक. याचा उपयोग जंतुनाशक, रंजक, रासायनिक विश्लेषणात, कार्बनी रसायनांच्या निर्मितीत, औषधांत, लष्करी वायुमुखवट्यात विषारी वायुशोषक, पाणी शुद्ध करण्यासाठी इत्यादींसाठी करतात.

पोटॅशियम क्रोमेट : (K₂CrO₄). पोटॅशियम डायक्रोमेटात पोटॅशियम हायड्रॉक्साइड मिसळून हे तयार करतात. याचे पिवळ्या रंगाचे स्फटिक असून ते पाण्यात विरघळते पण अल्कोहॉलात विरघळत नाही. वितळबिंदू ९७१° से. याचा उपयोग शाईत, रासायनिक विश्लेषणात, क्रोमेट रंगद्रव्य म्हणून, औषधे, कवकनाशके, कातडी कमावण्यासाठी, क्रोमियम लवणनिर्मिती इत्यादींत करतात.

पोटॅशियम डायक्रोमेट : (K₂Cr₂O₇). यालाच पोटॅशियम बायक्रोमेट म्हणतात. गरम संहत सोडियम क्रोमेट व पोटॅशियम क्लोराइड यांच्या मिश्रणाने हे तयार करतात. याचे गडद पिवळसर तांबडे व पारदर्शक स्फटिक असून त्यास कडवट धातवीय चव असते. विषारी आहे. पाण्यात विरघळते. वितळबिंदू ३९६° से. ५००° से.ला अपघटन होते. याचा उपयोग ऑक्सिडीकारक म्हणून, विद्युत् विलेपनात, आतषबाजीत, स्फोटक पदार्थांत, आगपेटीत, कापड उद्योगात, छपाईंत, कातडी कमावण्यासाठी, औषधांत, छायाचित्रणात, क्रोम तुरटीत, मिश्रधातूंत इत्यादींत करतात.

पोटॅशियम सोडियम टार्टारेट (रॉशेल लवण) हे औषध म्हणून व आरसे तयार करताना चांदीच्या लवणांच्या विद्रावाचे क्षपण करण्याकरिता वापरतात. पोटॅशियम बायटार्टारेट हे ⇨ बेकिंग चूर्ण म्हणून वापरतात.

अभिज्ञान : (अस्तित्व ओळखणे). बन्सन ज्योतीत पोटॅशियम संयुगे धरली, तर जांभळ्या रंगाची ज्योत मिळते. तसेच उत्सर्जन वर्णपटाच्या [→ वर्णपटविज्ञान] साहाय्याने पोटॅशियम ओळखतात. पोटॅशियम संयुगांत जर सोडियम असले, तर जांभळट ज्योतीवर दुसऱ्या रंगाची ज्योत येते व अशी ज्योत कोबाल्ट काचेतूनच पाहिल्यास पोटॅशियमाची ज्योत दिसते. इतर क्षारीय धातूंच्या सान्निध्यातही पोटॅशियम भारात्मक दृष्ट्या ओळखता येते. मात्र यासाठी पोटॅशियम लवणे अमोनियाविरहित व पोटॅशियम कोबाल्टी नायट्राइटाच्या स्वरूपात अवक्षेपित करणे (न विरघळणाऱ्या साक्याच्या स्वरूपात मिळविणे) आवश्यक असते. परिमाणात्मक दृष्ट्या पोटॅशियम ओळखण्यासाठी ⇨ज्योत प्रकाशमापन पद्धतीचा उपयोग करतात.

विषारीपणा : पोटॅशियमाचा ऑक्सिजनाशी संपर्क आल्यास सुपर ऑक्साइड तयार होते.या संयुगाचा संबंध सहज क्षपण होणाऱ्या पदार्थांशी आल्यास स्फोट होतो. म्हणून ती योग्य रीतीने हाताळावी लागतात. त्वचेशी संपर्क आल्यास त्वचा जळते. पोटॅशियम संयुगे पोटात गेल्यास घशात जोराच्या वेदना होतात, उलट्या होतात व मृत्यू ओढवतो. तत्काळ मृत्यू न आल्यास अन्ननलिका आकुंचन पावून बारीक होते. विषबाधेची शंका आल्यास १% ॲसिटिक अम्ल, १·४% शिर्का (व्हिनेगर), १% सायट्रिक अम्ल वा लिंबाचा रस पाण्याच्या मोठ्या भागाबरोबर देतात. त्यावर दूध वा पाण्यातून अंड्याचा पांढरा बलक देतात. मात्र उलटी होणे टाळणे अत्यावश्यक असते.

संदर्भ : 1. Abbott, D. Inorganic Chemistry, London, 1965.

          2. Parks, G. D., Ed. Mellor’s Modern Inorganic Chemistry, London, 1961.

          3. Partington, J. R. General and Inorganic Chemistry, New York, 1966.

 देशपांडे, ज्ञा. मा.

“