Kálium-szulfát

Kálium-szulfát
Kálium-szulfát
Más nevek	Kálium-szulfát, E515
Kémiai azonosítók
CAS-szám	7778-80-5
PubChem	24507
RTECS szám	TT5900000
Gyógyszerkönyvi név	Kalii sulfas
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]
Olvadáspont	1069 °C (1342 K)
Forráspont	1689 °C (1962 K)
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, etanolban, 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 standardállapotára (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak.

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

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

A kálium-szulfát számos ásványban megtalálható:^[2]

• Arkanit^[3] K₂SO₄
• Kainit MgSO₄·KCl·H₂O
• Schönit K₂SO₄·MgSO₄·6 H₂O
• Leonit K₂SO₄·MgSO₄·4 H₂O
• Langbeinit K₂SO₄·2 MgSO₄
• Glaserit K₃Na(SO₄)₂
• Polihalit K₂SO₄·MgSO₄·2 CaSO₄·2 H₂O
• Szingenit K₂SO₄·CaSO₄·H₂O

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

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]

• Glauber kálium-klorid, és kénsav segítségével állította elő a kálium-szulfátot. A reakció során hidrogén-klorid szabadul fel, gáz formájában:

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.

• Egy hasonló módszerben kén-dioxidból, oxigénből és vízből közvetlenül (in situ) állítják elő az előző eljáráshoz szükséges kénsavat (ez az ún. Hargreaves-eljárás).
• Kálium-klorid és magnézium-szulfát (kieserit) reakciójában elsősorban Németországban állítanak elő kálium-szulfátot az alábbi reakcióegyenlet alapján:

2 KCl + MgSO₄·H₂O → K₂SO₄ + MgCl₂

• Kálium-klorid és langbeinit vagy schönit reakciójában készítik a ma használt kálium-szulfát mennyiségének mintegy a felét. Langbeinittel a következő reakció játszódik le:

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

A langbeinit elsősorban Új-Mexikó 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)

• Kálium-klorid és kainit reakcióját elsősorban Szicília szigetén használják kálium-szulfát előállítására. Az első lépcsőben schönit keletkezik, majd ez magasabb hőmérsékleten vízzel magnézium-szulfáttá és kálium-szulfáttá alakul, mely utóbbi kikristályosítható:

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

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

• fő felhasználási területe műtrágyaként való alkalmazása, a növények számára a legkönnyebben hasznosítható kálium-műtrágya, így a legjobb rendelkezésre álló talajjavító, különösen klorid-érzékeny növényi kultúrák esetében használható, mint például a szőlő, citrusfélék és más gyümölcsök, burgonya és egyéb zöldségek, vagy akár a dohány. A kálium-szulfát mintegy kétszer annyiba kerül, mint a kálium-klorid, ezért csak a fenti, indokolt esetekben használják műtrágyaként.^[5]
• timsó előállítására, bőrcserzésre, üveggyártásra és -újrahasznosításra, ásványvíz adalékolására, műgumi, színezékek és gyógyszerek gyártására is alkalmazzák^[8]
• az élelmiszeriparban elsősorban csökkentett nátriumtartalmú élelmiszerek esetén, sós íze miatt alkalmazzák, E515 néven. Napi maximális beviteli mennyisége nincs meghatározva. Élelmiszerekben felhasznált mennyiségek esetén nincs ismert mellékhatása.

Jegyzetek

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). [2008. szeptember 22-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2008. március 21.)
5. 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) 

Források

• http://www.food-info.net/uk/e/e515.htm