KALIUMSULFAT (K2SO4): STRUKTUR, EGENSKAPER, BRUK, SYNTESE - KJEMI - 2025

Den kaliumsulfat er et uorganisk salt hvitt eller fargeløst, med den kjemiske formel K- ₂ SO ₄ . Det ble allerede kjent på det fjortende århundre, og ble i det syttende århundre kalt salt duplicatum, ettersom det er en kombinasjon av et syresalt og et alkalisk salt.

Kaliumsulfat finnes i mineralform i arcanite, men presentasjonen er mer vanlig i de såkalte Stassfurt-saltene. Dette er samkrystalliseringer av kalium, magnesium, kalsium og natriumsulfater, observerbare i mineraler som leonitt og polyhalitt.

Strukturformel av kaliumsulfat. Kilde: Kemikungen

Kaliumsulfat er et lite giftig salt og forårsaker bare irritasjon ved kontakt med øynene, luftveiene eller fordøyelseskanalen. Det er ingen bevis for kreftfremkallende eller mutagene virkninger.

Kaliumsulfat brukes som gjødsel, spesielt i avlinger som er mottagelige for klorider; slik er tilfellet med tobakk og poteter. Forbindelsen gir kalium, et av de tre viktigste næringsstoffene i planter, og svovel, som er til stede i deres proteiner.

Struktur

Krystallinske faser

Flisete krystallinsk struktur av kaliumsulfat. Kilde: Ra'ike (Wikipedia)

I det første bildet ble strukturformelen for kaliumsulfat vist. For hver SO ₄ ^2- anion , med tetraedrisk geometri, er det to K ⁺ -kationer , som kan representeres av lilla kuler (øvre bilde).

Således ovenfor vi har ortorombisk krystallstruktur av K ₂ SO ₄ , med SO ₄ ² anioner representert av gule og røde kuler; mens K ⁺ -kationene , som allerede er nevnt, er de lilla kulene (litt robuste).

Denne representasjonen kan forårsake forvirring hvis du tror at stolpene faktisk tilsvarer koordineringslenker. Snarere indikerer de hvilket ion som interagerer direkte eller nært med en annen rundt det. Derfor er hvert oksygen "forbundet" med fem K ⁺ (O ₃ SO ^2- - K ⁺ ), og disse igjen med ti oksygener fra andre omgivende sulfatanioner.

Det er da en noe "sjelden" koordinasjonsfære for kalium i K ₂ SO ₄ :

Koordineringsfære for kaliumioner i sulfatsaltet. Kilde: Smokefoot

Denne krystallinske strukturen tilsvarer den polymorfe β-K ₂ SO ₄ . Ved oppvarming til 583 ° C, oppstår det en overgang til den α-K ₂ SO ₄ fase , som er sekskantet.

Floke av ioner

Sikkert er strukturen til K ₂ SO ₄ uvanlig komplisert for et uorganisk salt. Dens ioner er plassert og danner en slags meningsløs floke og ved første øyekast mangler periodicitet.

De som er dedikert til krystallografi kan nærme seg denne flokken på en mer passende og beskrivende måte, og observere den fra de tre romlige aksene.

Legg merke til at dens sammenfiltrede struktur kan forklare hvorfor K ₂ SO ₄ ikke danner hydrater: H ₂ O- molekyler har ingen måte å trenge gjennom krystallgitteret for å hydratere kaliumkationer.

I tillegg til så mange interaksjoner som er omfattet i ionetrangen, kan det forventes at dette krystallgitteret vil ha en god del varmestabilitet; og faktisk er dette tilfelle, siden smeltepunktet til K ₂ SO ₄ er 1 069 ºC, noe som viser at dets ioner er sterkt sammenhengende.

Fysiske og kjemiske egenskaper

Kaliumsulfatutseende

navnene

-Kaliumsulfat

-Sulfat av potash

-Arcanite

-Svovelkalium

Molmasse

174,259 g / mol

Fysisk utseende

Hvitt, luktfritt, bitter smakende krystallinsk, granulat eller pulverfast.

tetthet

2,66 g / cm ³

Smeltepunkt

1.069 ºC

Kokepunkt

1.689 ºC

Vannløselighet

111 g / L ved 20 ºC

120 g / L ved 25 ºC

240 g / L ved 100 ºC

Løseligheten i vann reduseres på grunn av nærvær av kaliumklorid, KCI eller ammoniumsulfat, (NH ₄ ) ₂ SO ₄ , på grunn av virkningen av den felles ion.

Løselighet i organiske løsningsmidler

Lett løselig i glyserol, men uoppløselig i aceton og karbonsulfid.

Brytningsindeks (nD)

1495

reaktivitet

Kaliumsulfat kan reagere med svovelsyre, surgjøring for å danne kaliumbisulfat (KHSO ₄ ). Det kan reduseres ved høye temperaturer til kaliumsulfid (K ₂ S).

syntese

Første metode

Kaliumsulfat syntetiseres ved å reagere kaliumklorid med svovelsyre. Syntese av kaliumsulfat skjer i to trinn. Det første trinnet involverer dannelse av kaliumbisulfat.

Dette er en eksoterm reaksjon da den frigjør varme og derfor ikke krever ekstern varmeforsyning. Reaksjonen utføres ved romtemperatur.

KCl + H ₂ SO ₄ => HCl + KHSO ₄

Det andre trinnet i reaksjonen er endotermisk, det vil si at det krever tilførsel av varme for at den skal skje.

KCl + KHSO ₄ => HCl + K ₂ SO ₄

Andre metode

Kaliumsulfat kan syntetiseres ved nøytraliseringsreaksjon av svovelsyre med en base, kaliumhydroksyd:

H ₂ SO ₄ + 2 KOH => K ₂ SO ₄ + ₂ H20

Tredje metode

Kaliumsulfat produseres ved omsetning av svoveldioksid, oksygen, kaliumklorid og vann.

Fjerde metode

Kaliumsulfat produseres ved å trekke ut kaliumsulfat som er til stede i en saltlake fra Loop Nur-bassenget, Kina. Kaliumsulfat skilles fra de uoppløselige komponentene i saltlaken ved tilsetning av den surgjørende forbindelse natriumtripolyfosfat / ureafosfat.

Denne forbindelsen øker forskjellen mellom løseligheten av kaliumsulfat og løseligheten av de andre mindre oppløselige forbindelsene, og oppnår, i samsvar med skaperne av metoden, et 100% rent kaliumsulfat. I streng forstand er det ikke en syntesemetode, men det er en ny ekstraksjonsmetode.

applikasjoner

Gjødsel

Kaliumsulfat brukes i tobakkavlinger. Kilde: Pxhere.

Bruken av kaliumsulfat som gjødsel er dens viktigste anvendelse. 90% av den totale produksjonen brukes til dette formålet. Bruken foretrekkes av kaliumklorid i avlinger som er følsomme for tilstedeværelse av klorid i jorden; for eksempel tobakk.

Kaliumsulfat har et kaliuminnhold på 40-44%, mens svovelkonsentrasjonen utgjør 17-18% av forbindelsen. Kalium er nødvendig for å utføre mange viktige funksjoner for planter, siden det aktiverer enzymatiske reaksjoner, proteinsyntese, stivelsesdannelse, etc.

I tillegg er kalium involvert i å regulere vannstrømmen i bladene. Svovel er nødvendig for proteinsyntese, siden det er til stede i aminosyrer som har det; slik er tilfellet metionin, cystein og cystin, og det er også involvert i enzymatiske reaksjoner.

Til og med kaliumsulfat brukes ved å spraye på bladene i kaliumsulfatpartikler mindre enn 0,015 mm.

Industriell bruk og som råstoff

Rått kaliumsulfat brukes til fremstilling av glass og til fremstilling av alun og kaliumkarbonat. Det brukes som et reagens i fremstilling av kosmetikk. Det brukes til fremstilling av øl som vannkorrigerende middel.

Medisin

Det brukes til å korrigere en alvorlig reduksjon i plasmakaliumkonsentrasjon (hypokalemi), forårsaket av overdreven bruk av vanndrivende midler som øker utskillelsen av urin.

Kalium er det viktigste intracellulære ionet fra eksiterbare celler, inkludert hjerteceller. Derfor svekker en kraftig reduksjon i kalium i plasma hjertets funksjon og må korrigeres umiddelbart.

Kaliumsulfat har en katartisk virkning, det vil si at den favoriserer bortvisning av avføring fra tykktarmen. Av denne grunn brukes en blanding av kalium, magnesium og natriumsulfater for å fjerne tykktarmen før du utfører en koloskopi, noe som muliggjør en bedre visualisering av tykktarmen av legen.

Veterinær

Kaliumsulfat har blitt brukt for å redusere kravet til metionin i fôret til fjørfe. Tilstedeværelsen av 0,1% kaliumsulfat i fôret til verpehøner er assosiert med en 5% økning i eggproduksjonen.

Matsmak

Det er et smaksstoff som gir matvarer en bitter og salt smak som er ønskelig i noen av dem. I tillegg bemerkes det at kaliumsulfat er utstyrt med de fire grunnleggende smakene: sødme, bitterhet, surhet og saltholdighet.

Saltholdighet, surhet og bitterhet øker med konsentrasjonen av kaliumsulfat, mens søtheten avtar.

Andre bruksområder

Kaliumsulfat brukes som et pyroteknisk stoff, i kombinasjon med kaliumnitrat, for å generere en lilla flamme. Den brukes som blitzreduserende belastning på artilleri-thrustere.

I tillegg brukes det som et viskositetsøkende middel i kosmetiske produkter som ansiktskremer.

risiko

Kaliumsulfat er en lavt giftig forbindelse med en veldig lav dødelighet. LD50 for oral dose hos mus er 6.600 mg / kg dyrevekt, noe som indikerer at en høy dose er nødvendig for å forårsake musens død. Den samme LD50-verdien forekommer hos rotter.

I øynene, ved kontakt, kan kaliumsulfat forårsake mekanisk irritasjon. På huden forårsaker kaliumsulfat liten skade på industriell håndtering.

Ved svelging kan kaliumsulfat forårsake irritasjon i mage-tarmkanalen med kvalme, oppkast og diaré. Og til slutt, innånding av kaliumsulfatstøv forårsaker irritasjon i luftveiene.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kaliumsulfat. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Kaliumsulfat. PubChem-databasen. CID = 24507. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Brian Clegg. (5. juli 2018). Kaliumsulfat. Royal Society of Chemistry. Gjenopprettet fra: chemistryworld.com
5. Marie T. Averbuch-Pouchot, A. Durif. (nitten nittiseks). Temaer i fosfatkjemi. Verdensvitenskapelig. Gjenopprettet fra: books.google.co.ve
6. Kjemisk bok. (2017). Kaliumsulfat. Gjenopprettet fra: chemicalbook.com
7. Shoujiang L. et al. (2019). Rensing og rask oppløsning av kaliumsulfat i vandige oppløsninger. DOI: 10.1039 / C8RA08284G
8. DrugBank. (2019). Kaliumsulfat. Gjenopprettet fra: drugbank.ca
9. Mosaic Company. (2019). Kaliumsulfat. Avlingernæring. Gjenopprettet fra: cropnutrition.com
10. Legemidler. (2018). Natriumsulfat, kaliumsulfat og magnesiumsulfat (Oral). Gjenopprettet fra: drugs.com