Kaliumsulfat

	Kaliumsulfat
	;
Systematiskt namn	Kaliumsulfat
Kemisk formel	K2SO4
Molmassa	174,259 g/mol
Utseende	Färglösa eller vita kristaller
CAS-nummer	7778-80-5
SMILES	[O-]S(=O)(=O)[O-].[K+].[K+]
Egenskaper
Densitet	2,66 g/cm³
Löslighet (vatten)	111 g/l (20 °C) ; 120 g/l (25 °C) ; 240 g/l (100 °C) g/l (20 °C)
Smältpunkt	1069 °C
Kokpunkt	1689 °C
Faror
Huvudfara	Irriterande
LD50	6600 mg/kg (oral)
	SI-enheter & STP används om ej annat angivits

Kaliumsulfat eller arcanit, (K₂SO₄) är ett vitt vattenlösligt salt. Det används ofta i gödselmedel, vilket ger både kalium och svavel.

Historik[redigera | redigera wikitext]

Kaliumsulfat har varit känt sedan början av 1300-talet. Det studerades av Glauber, Boyle och Tachenius. På 1600-talet heter det arcanuni eller sal duplicatum, eftersom det var en kombination av ett surt salt med ett alkaliskt salt. Det var också känt som vitriolic tartar och Glasers salt eller sal polychrestum Glaseri efter den farmaceutiske kemisten Christopher Glaser som beredde det och använde det medicinskt.^[4]^[5]

Känd som arcanum duplicatum ("dubbel hemlighet") eller panacea duplicata i förmodern medicin, framställdes det av rester (caput mortuum) från produktionen av aqua fortis (salpetersyra, HNO₃) från nitre (kaliumnitrat, KNO₃) och olja av vitriol (svavelsyra,H₂S0₄) via Glaubers process:

2 KNO₃ + H₂SO₄ → 2 HNO₃ + K₂SO₄

Återstoden löstes i varmt vatten, filtrerades och indunstades till en ytterhud. Det lämnades sedan att kristallisera. Det användes som ett diuretikum och sudorific.^[6]

Enligt Chambers's Cyclopedia köptes receptet för femhundra taler av Charles Frederick, hertig av Holstein-Gottorp. Schroder, hertigens läkare, skrev entusiastiskt om dess stora användningsområden i hypokondriakala fall, fortsatt och återkommande feber, skörbjugg och mer.^[6]

Naturlig förekomst[redigera | redigera wikitext]

Mineralformen av kaliumsulfat, arcanit, är relativt sällsynt. Naturresurser av kaliumsulfat är mineraler rikliga på Stassfurt-saltet. Dessa är samkristalliseringar av kaliumsulfat och sulfater av magnesium, kalcium och natrium.

Relevanta mineraler är:

Kainit, KMg(SO₄)·Cl·3H₂O
Schönit (nu känd som picromerit), K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O
Leonit, K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O
Langbeinit, K₂Mg₂(SO₄)₃
Aftitalit (tidigare känd som glaserit), K₃Na(SO₄)₂
Polyhalit, K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O

Kieserit, MgSO₄· H₂O, kan kombineras med en lösning av kaliumklorid för att producera kaliumsulfat.

Framställning[redigera | redigera wikitext]

Kaliumsulfat utvinns ur mineralet kainit. Det kan även framställas från kaliumklorid genom behandling med svavelsyra och det utvunna saltet kan renas genom upprepad kristallisering. Det förekommer i olika renhetsgrader med en halt av 75 – 90 procent kaliumsulfat.^[7]

Cirka 1,5 miljoner ton producerades 1985, vanligtvis genom reaktion av kaliumklorid med svavelsyra, analogt med Mannheim-processen för framställning av natriumsulfat.^[8] Processen involverar mellanliggande bildning av kaliumbisulfat, en exoterm reaktion som inträffar vid rumstemperatur:

KCl + H₂SO₄ → HCl + KHSO₄

Det andra steget i processen är endotermt, vilket kräver energiinmatning:

KCl + KHSO₄ → HCl + K₂SO₄

Struktur och egenskaper[redigera | redigera wikitext]

Två kristallina former är kända. Ortorombisk β-K₂S0₄ är den vanliga formen, men den omvandlas till α-K₂S0₄ över 583 °C.^[8] Dessa strukturer är komplexa, även om sulfatet antar den typiska tetraedriska geometrin.^[9]

Struktur av β-K₂SO₄.
Samordningssfär för en av två typer av K⁺-plats.
SO₄-miljö i β-K₂SO₄.

Det bildar inte ett hydrat, till skillnad från natriumsulfat. Saltet kristalliserar som dubbla sexsidiga pyramider, klassificerade som rombiska. De är transparenta, mycket hårda och har en bitter, salt smak. Saltet är lösligt i vatten, men olösligt i lösningar av kaliumhydroxid (sp. gr. 1,35) eller i absolut etanol.

Användning[redigera | redigera wikitext]

Den dominerande användningen av kaliumsulfat är som gödningsmedel. K₂SO₄ innehåller inte klorid, vilket kan vara skadligt för vissa grödor. Kaliumsulfat föredras för dessa grödor, som tobak och vissa frukter och grönsaker. Grödor som är mindre känsliga kan fortfarande kräva kaliumsulfat för optimal tillväxt om jorden ackumulerar klorid från bevattningsvatten.^[10]

Råsaltet används också ibland vid tillverkning av glas. Kaliumsulfat används också som blixtreducerare i artilleridrivmedelsladdningar. Det minskar nosblixt, flareback och sprängövertryck.

Det används ibland som ett alternativt slipmedium som liknar soda vid sodablästring eftersom det är hårdare och på samma sätt vattenlösligt.^[11]

Kaliumsulfat kan också användas i pyroteknik i kombination med kaliumnitrat för att generera en lila flamma.

Reaktioner[redigera | redigera wikitext]

Kaliumvätesulfat (även känt som kaliumbisulfat),KHSO₄, produceras lätt genom att reagera K₂SO₄ med svavelsyra. Det bildar rombiska pyramider, som smälter vid 197 °C. Det löses upp i tre delar vatten vid 0 °C. Lösningen beter sig ungefär som om dess två kongener, K₂SO₄ och H₂SO₄,var okombinerat närvarande sida vid sida av varandra. Ett överskott av etanol fäller ut normalt sulfat (med lite bisulfat) med överskott av syra kvar.

Beteendet hos det smälta torra saltet är liknande när det upphettas till flera hundra grader. Det verkar på silikater, titanater etc., på samma sätt som svavelsyra som värms upp bortom dess naturliga kokpunkt gör. Därför används det ofta i analytisk kemi som ett sönderfallande medel. Information om andra salter som innehåller sulfat finns i sulfat.

Referenser[redigera | redigera wikitext]

Den här artikeln är helt eller delvis baserad på material från engelskspråkiga Wikipedia, Potassium sulfate, 23 juni 2022.

Noter[redigera | redigera wikitext]

^ Patnaik, Pradyot (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8.
^ The Merck Index. Rahway, New Jersey: Merck & Co. 1983.
^ Chambers, Michael. ”Potassium sulfate RN: 7778-80-5”. ChemIDplus. United States National Library of Medicine. http://chem.sis.nlm.nih.gov/chemidplus/rn/7778-80-5.
^ De Milt, Clara (1942). ”Christopher Glaser”. Journal of Chemical Education 19 (2): sid. 53. doi:10.1021/ed019p53. Bibcode: 1942JChEd..19...53D.
^ van Klooster, H. S. (1959). ”Three centuries of Rochelle salt”. Journal of Chemical Education 36 (7): sid. 314. doi:10.1021/ed036p314. Bibcode: 1959JChEd..36..314K.
^ [a b] Chambers, Ephraim, ed. (1728). "Arcanum duplicatum". Cyclopædia, or an Universal Dictionary of Arts and Sciences. Vol. 1 (1st ed.). James and John Knapton, et al. p. *125.
^ Meyers varulexikon, Forum, 1952
^ [a b] Schultz, H.; Bauer, G.; Schachl, E.; Hagedorn, F.; Schmittinger, P. (2005). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a22_039. ISBN 3527306730.
^ Gaultier, M.; Pannetier, G. (1968). ”Structure cristalline de la forme 'basse température' du sulfate de potassium K₂SO₄-beta” (på franska). Bulletin de la Société Chimique de France 1: sid. 105–112.
^ United Nations Industrial Development Organization; International Fertilizer Development Center (1998). Fertilizer manual (3rd). Dordrecht, Netherlands: Kluwer Academic. ISBN 978-0-7923-5032-3.
^ ”Super K (Potassium Sulphate)”. Super K (Potassium Sulphate). American Surface Prep. http://americansurfaceprep.com/products/. Arkiverad 27 oktober 2012 hämtat från the Wayback Machine.

Externa länkar[redigera | redigera wikitext]

Wikimedia Commons har media som rör Kaliumsulfat.
Bilder & media

[1] Patnaik, Pradyot (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8.

[2] The Merck Index. Rahway, New Jersey: Merck & Co. 1983.

[3] Chambers, Michael. ”Potassium sulfate RN: 7778-80-5”. ChemIDplus. United States National Library of Medicine. http://chem.sis.nlm.nih.gov/chemidplus/rn/7778-80-5.

[4] De Milt, Clara (1942). ”Christopher Glaser”. Journal of Chemical Education 19 (2): sid. 53. doi:10.1021/ed019p53. Bibcode: 1942JChEd..19...53D.

[5] van Klooster, H. S. (1959). ”Three centuries of Rochelle salt”. Journal of Chemical Education 36 (7): sid. 314. doi:10.1021/ed036p314. Bibcode: 1959JChEd..36..314K.

[cyclopedia-6] [a b] Chambers, Ephraim, ed. (1728). "Arcanum duplicatum". Cyclopædia, or an Universal Dictionary of Arts and Sciences. Vol. 1 (1st ed.). James and John Knapton, et al. p. *125.

[7] Meyers varulexikon, Forum, 1952

[Ullmann-8] [a b] Schultz, H.; Bauer, G.; Schachl, E.; Hagedorn, F.; Schmittinger, P. (2005). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a22_039. ISBN 3527306730.

[9] Gaultier, M.; Pannetier, G. (1968). ”Structure cristalline de la forme 'basse température' du sulfate de potassium K₂SO₄-beta” (på franska). Bulletin de la Société Chimique de France 1: sid. 105–112.

[10] United Nations Industrial Development Organization; International Fertilizer Development Center (1998). Fertilizer manual (3rd). Dordrecht, Netherlands: Kluwer Academic. ISBN 978-0-7923-5032-3.

[11] ”Super K (Potassium Sulphate)”. Super K (Potassium Sulphate). American Surface Prep. http://americansurfaceprep.com/products/. Arkiverad 27 oktober 2012 hämtat från the Wayback Machine.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]