| Strukturformel | |||||||
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| 2 Ko | |||||||
| Allgemeines | |||||||
| Nom | Carbonate de Kalium | ||||||
| Autres noms |
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| Résumé | K2 CO3 | ||||||
| Numéro CAS | 584-08-7 | ||||||
| Kurzbeschreibung | weißes, kristallines Pulver | ||||||
| Eigenschaften | |||||||
| Molare Massé | 138,20 g·mol | ||||||
| Agrégatzustand | fête | ||||||
| Dichte | 2 428 g·cm | ||||||
| Schmelzpunkt | 891 °C | ||||||
| Siedepunkt | Zersetzung | ||||||
| Löslichkeit | |||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||
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| MAK | |||||||
| WGK | 1 | ||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||
Kaliumcarbonate (Pottache ), K2 CO3 , das Kaliumsalz der Kohlensäure bildet ein weißes, hygroskopisches Pulver mit einer Schmelztemperatur von 891 °C and einer Dichte von 2,428 g·cm. Der Name Pottasche stammt von der alten Methode der Anreicherung von Kaliumcarbonat aus Holzasche mittels Lösung der Salze durch Auswaschen mit Wasser und anschließendem Eindampfen in Töpfen (Pötten). Der traditionelle Name stand auch Pate für den englischen Namen von Kalium :potassium .
Verhalten
In Wasser ist es sehr leicht und gut löslich (1120 g/l). Durch Hydrolyse reagiert die Lösung wegen der Bildung von Kaliumhydroxid alkalisch :
-
. - Kaliumcarbonat reagiert mit Wasser zu Kaliumhydrogencarbonat and Kaliumhydroxid.
Mit Säuren entstehen unter Kohlendioxidentwicklung die entsprechenden Kaliumsalze. Bei Raumtemperatur kristallisiert es als Dihydrat aus der wässrigen Lösung.
Vorkommen
- in einigen Binnengewässern (Totes Meer, Wüste Lop Nor)
- in einigen kleineren Lagerstätten
Gewinnung
Kaliumcarbonat lässt sich nicht wie Natriumcarbonat nach dem Ammoniak-Soda-Verfahren gewinnen, das das Zwischenprodukt Kaliumhydrogencarbonat (KHCO3 ) zu gut löslich ist.
- Carbonisation de Kalilauge :
- Als CO2 -Quelle nutzt man überwiegend Verbrennungsgase.
- Réaction de Kalkmilch (Calciumhydroxid-Lösung) avec Kaliumsulfat et Kohlenmonoxid bei 30 bar (Formiatverfahren). Das abgetrennte Kaliumformiat wird anschließend oxidativ calciniert :
- Auslaugen von Pflanzenasche und anschließendes Eindampfen (historisch, technisch keine Bedeutung mehr)
Verwendung
- Herstellung von Schmierseifen
- Düngemittel für saure Böden
- Herstellung von Kaligläsern
- Herstellung von Farben
- Herstellung von fotografischen Entwicklern
- Wasserfreies Kaliumcarbonat wird im Laborbereich auch als Trocknungsmittel eingesetzt.
- Triebmittel für Flachgebäck ("Plätzchen", besonders Weihnachtsbäckerei) und Teigen mit hohem Zuckergehalt.
- Behandlung von Kakao
- Neutralisationsmittel bei der Verwendung von Salzsäure (E 507) als 'Aromaverstärker'.
- Schnelltrocknung von Rosinen :Durch Entfernen der natürlichen Wachsschicht der Trauben verdunstet die Feuchtigkeit leichter.
- als Ausgangsprodukt für andere Kaliumverbindungen.
- Zum Entfernen von Asche aus Töpfen (1 Essl. auf die Kruste im Topf geben, über Nacht stehen lassen und am nächsten Tag mit einer Tasse Wasser aufkochen :die Rückstände lösen sich flockig vom Topfboden)
- Trennmittel für Gipsabgüsse (Bildhauerei)
- Elektrolytbestandteil in Schmelzcarbonatbrennstoffzellen
- Zusatzstoff für die Einnahme von bestimmten Suchtmitteln
Soda-Pottasche-Aufschluss
Der Soda-Pottasche-Aufschluss wird für schwerlösliche (Erdalkali-)Sulfate, hochgeglühte (saure oder amphotere) Oxide, Silicate und Ag-Halogenide verwendet; der Aufschluss findet in einer Na2 CO3 /K2 CO3 -Statut de Schmelze. ZrO2 , Zr3 (PO4 )4 , Al2 O3 , Cr2 O3 et Fe2 O3 werden nur teilweise gelöst.Für diesen Schmelzeaufschluss verwendet man Soda und Pottasche im Gemisch, weil damit eine Schmelzpunkterniedrigung gegenüber reinen Salzen zu erhalten ist (eutektische Legierung). Zudem drängt der enorme Carbonatüberschuss das Reaktionsgleichgewicht auf die Produktseite.
Ein Beispiel für Sulfate :
Quellen
- ↑ Entrez dans le carbonate de kalium in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 24.8.2007 (JavaScript erforderlich)
