Kálium-szulfát

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Kálium-szulfát
Potassium-sulfate-chemical.png
Kálium-szulfát
Arcanite.jpg
Más nevek Kálium-szulfát, E515
Kémiai azonosítók
CAS-szám 7778-80-5
PubChem 24507
RTECS szám TT5900000
Kémiai és fizikai tulajdonságok
Kémiai képlet K2SO4
Moláris tömeg 174,259 g/mol (anhidrát)
Megjelenés fehér, kristályos por
Sűrűség 2,66 g/cm3, anhidrát[1]
Oldhatóság (vízben) 11,1 g/100 ml (20 °C)
12 g/100 ml (25 °C)
24 g/100 ml (100 °C)
Oldhatóság kissé oldódik glicerinben
oldhatatlan acetonban, alkoholban, szén-diszulfidban
Kristályszerkezet
Kristályszerkezet rombos
Veszélyek
MSDS External MSDS
Főbb veszélyek Irritáló
R/S mondatok Nincs
Lobbanáspont nem gyúlékony
LD50 6600 mg/kg
Rokon vegyületek
Azonos kation Kálium-biszulfát
kálium-szulfit
kálium-biszulfit
kálium-perszulfát
Azonos anion lítium-szulfát
nátrium-szulfát
magnézium-szulfát
Ha másként nem jelöljük, az adatok
az anyag standard állapotára vonatkoznak.
(25 °C, 100 kPa)

A kálium-szulfát (K2SO4) egy a kálium Kénsavval alkotott sója, mely fehér, vízben jól oldódó kristályos port alkot. Nem gyúlékony anyag. Elsősorban műtrágyaként alkalmazzák.

Története[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Már a 14. század óta ismerik, többek közt Glauber, Boyle és Tachenius is leírta. A 17. században arcanuninak, vagy kettős sónak is nevezték, mert savas és lúgos só keverékének tekintették.

Természetes források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A kálium-szulfát számos ásványban megtalálható[2]:

Néhány ásványból, például a kainitből elég könnyen kivonható, mert a többi só kevésbé vízoldékony.

Kálium-klorid hozzáadásával a kieserit-ből (MgSO4·H2O) magnézium-klorid, és vízben oldott kálium-szulfát keletkezik.

A Földön előforduló káliumsók tengerek és tavak bepárlódása révén keletkező üledékekből származnak. A Föld káliumsó-készlete mintegy 250 milliárd tonnára tehető (kálium-oxid-egyenértékben kifejezve), ebből mintegy 9,4 milliárd tonnát lehet gazdaságosan kiaknázni. Az évi káliumsó-felhasználás 25 millió tonna (K2O) körüli érték, ennek mintegy 95%-a kálium-klorid.[4]

Előállítása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A kálium-szulfát csak kis mennyiségben fordul elő közvetlenül hasznosítható formában (arkanit) Németországban, az Amerikai Egyesült Államokban és Oroszországban, sokkal elterjedtebb kettős sóiként (pl. glaserit, kainit, langbeinit, leonit, polihalit, schönit, szingenit). A kálium-szulfát előállított és felhasznált mennyisége meghaladta az 1,5 millió tonnát kálium-oxid-egyenértékben kifejezve 1986-ban és 1987-ben.[5] Ipari előállításának módszere attól függően változik, hogy az adott helyen melyik ásványi formája hozzáférhető. A kitermelt ásványokat kémiai eljárások és tisztítási (kristályosítási) műveletek kombinációjával alakítják át kálium-szulfáttá. A legfontosabb eljárások az alábbiak[5][6][7]:

2 KCl + H2SO4 → K2SO4 + 2HCl

Ez az eljárás az alapja a Mannheim- ill. a Hargreaves-módszernek. Ezt a két eljárást azokban az országokban használják, ahol nagy mennyiségben található kálium-klorid, de természetes szulfátsókból kevés van.

2 KCl + MgSO4·H2O → K2SO4 + MgCl2
4 KCl + K2SO4·2 MgSO4 → 3 K2SO4 + 2 MgCl2

A langbeinit elsősorban New Mexico államban (USA) található nagy mennyiségben. A schönit-alapú eljárás kiindulóanyaga a németországi sótelepekben található magnéziumásvány, a kieserit. A reakció során a kálium-klorid kieserittel reagál és schönit képződik, amely továbbreagál a kálium-kloriddal:

2 KCl + 2 (MgSO4·H2O) + 4 H2O → K2SO4·MgSO4·6 H2O + MgCl2
K2SO4·MgSO4·6 H2O + 2 KCl → 2 K2SO4 + MgCl2(aq)
4 (KCl·MgSO4·2,75 H2O)(aq) + H2O → 2 (K2SO4·MgSO4·6 H2O) + 2 MgCl2
K2SO4·MgSO4·6 H2O → K2SO4 + MgSO4 + 6 H2O

Kálium-klorid és nátrium-szulfát reakciója két lépcsőben játszódik le. Először glaserit keletkezik, majd további kálium-klorid hatására kálium-szulfát képződik:

6 KCl + 4 Na2SO4 → Na2SO4·3 K2SO4 + 6 NaCl
Na2SO4·3 K2SO4 + 2 KCl → 4 K2SO4 + 2 NaCl
  • A kálium-szulfát más reakciók melléktermékeként, például salétromsav előállítása során is keletkezik:
2 KNO3 + H2SO4 → 2 HNO3 + K2SO4

Tulajdonságok[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A kálium-szulfát anhidrát változata valójában kettős, hatoldalú piramisszerű kristályrácsot alkot, de besorolása rombos. A kristályok átlátszóak, nagyon kemények, valamint sós, kesernyés ízűek. Vízben jól oldható, kálium-hidroxidban és etanolban nem oldékony.

Felhasználási területek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A kálium-szulfát a populáris kultúrában[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Az RTL Klub Heti Hetes c. műsorának 2007. december 23-án sugárzott adásában Hajós András iskolai kémiai tanulmányairól ejtett szót és a kálium-szulfátot hozta fel példaként, mint olyan anyagot, amely ismeretére neki feltehetően soha nem lesz szüksége.[9]

Referenciák[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  2. Székyné Fux, Vilma.szerk.: Erdey-Grúz Tibor, Fodorné Csányi Piroska: A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályai 3. A legfontosabb ásványok és kőzetek nevének helyes írásmódja. Budapest: Akadémiai Kiadó (1974) 
  3. David Barthelmy: Mineralogy Database, arkanit. (Hozzáférés: 2008. március 19.)
  4. James Beaton: Fertilizer use…a historical perspective: potassium (potash, K2O). (Hozzáférés: 2008. március 21.)
  5. ^ a b c Schultz, Heinz, Günther Bauer, Erich Schachl, Fritz Hagedorn, Peter Schmittinger. Potassium compounds, Ullmann's encyclopedia of industrial chemistry. Weinheim: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 22, 39-107. o (2005) 
  6. Freilich, Mark B., Richard L. Petersen. Potassium compounds, Kirk-Othmer encyclopedia of chemical technology. New York: John Wiley and Sons, 20, 608-644. o (2004) 
  7. Mika, László, Horváth István Tamás.szerk.: Náray-Szabó Gábor: Kémia. Budapest: Akadémiai Kiadó, 596. o (2006) 
  8. Neumüller, Otto-Albrecht. Römpp vegyészeti lexikon. Budapest: Műszaki Könyvkiadó, 2, 717. o (1982) 
  9. RTL Klub, Heti hetes, Törvénytelen házileckék?, 2007-12-27. (Hozzáférés: 2008. március 21.)