Kaliumsulfat

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Strukturformel
2 Kalium Sulfation
Allgemeines
Name Kaliumsulfat
Andere Namen
  • Schwefelsaures Kalium
  • Tartarus vitriolatus
  • Kalium sulfuricum
  • E 515
Summenformel K2SO4
CAS-Nummer 7778-80-5
Kurzbeschreibung

farblose Kristalle oder Pulver [1]

Eigenschaften
Molare Masse 174,26 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,66 g·cm−3 [1]

Schmelzpunkt

1069 °C [1]

Siedepunkt

1689 °C [1]

Löslichkeit

mäßig in Wasser (111,1 g·l−1 bei 20 °C und 250 g·l−1 bei 100 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
keine GHS-Piktogramme
H- und P-Sätze H: keine H-Sätze
P: keine P-Sätze
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Kaliumsulfat ist das Kaliumsalz der Schwefelsäure. Es wird hauptsächlich als Düngemittel verwendet.

Geschichte

Als Erster stellte der Apotheker und Chemiker Johann Rudolph Glauber das bereits seit dem im 14. Jahrhundert bekannte Salz aus Kaliumchlorid und Schwefelsäure her.

Vorkommen

Kaliumsulfat findet man in Form von so genannten Doppelsalzen in verschiedenen Mineralien. Beispiele hierfür sind der Schönit, Leonit, Langbeinit, Polyhalit und Glaserit.

Darstellung und Gewinnung

Anfangs wurde Kaliumsulfat aus dem Mineral Kainit (MgSO4 · KCl · 3 H2O) gewonnen. Diese Herstellungsweise wurde jedoch bald zu Gunsten kostengünstigerer Verfahren ausgehend vom Kaliumchlorid aufgegeben.

Eine Möglichkeit in der Herstellung von Kaliumsulfat ist die Reaktion von Kaliumchlorid mit Schwefelsäure bei einer Temperatur von 700 °C.

$ \mathrm{H_2SO_4 + 2\ KCl \ _{\overrightarrow { 700\,^{\circ}\mathrm{C} }}\ K_2SO_4 + 2\ HCl } $

Alternativ ist Kaliumsulfat durch die doppelte Umsetzung mit anderen Metallsulfaten wie z. B. Magnesiumsulfat darstellbar:

$ \mathrm{2\,KCl + 2\,MgSO_4 \rightarrow K_2SO_4 \cdot MgSO_4 \ + MgCl_2} $
$ \mathrm{K_2SO_4 \cdot MgSO_4 \ + 2\,KCl \rightarrow 2\,K_2SO_4 + MgCl_2} $

Das so genannte Hargreaves-Verfahren nutzt zur Darstellung von Kaliumsulfat die Umsetzung von Kaliumchlorid mit einem Gemisch aus Schwefeldioxid, Luft und Wasser:

$ \mathrm{2\,KCl + SO_2 + \frac{1}{2}O_2 + H_2O \rightarrow K_2SO_4 + 2\,HCl} $

Kaliumsulfat fällt zudem als Nebenprodukt bei der Herstellung von Salpetersäure an.

Einfacher herzustellen ist Kaliumsulfat über die Reaktion von Kaliumhydroxid und Schwefelsäure.

Eigenschaften

Die wasserfreien Kristalle haben orthorhombische Symmetrie.[2] Sie sind farblos und durchsichtig, sehr hart und äußerst stabil an der Luft. Der Geschmack von Kaliumsulfat ist bitter bis salzig. Während es sich gut in Wasser löst, ist es in Ethanol unlöslich.

Verwendung

Kaliumsulfat verwendet man zur Herstellung von Kalialaun, Kaliwasserglas, Kaliumpersulfat, Pottasche, Phlegmatoren, synthetischem Gummi sowie Mischdüngern. Des Weiteren findet es Anwendung bei der Weinstein- und Weinsäure-Reinigung und vielfältige Verwendung in der Farbstoff-, Sprengstoff- und pharmazeutischen Industrie.

Kaliumsulfat wird in der Lebensmitteltechnik als Festigungsmittel, Säureregulator oder Trägerstoff eingesetzt. In diätischen Lebensmitteln dient Kaliumsulfat als Kochsalz-Ersatz. Es ist in der EU als Lebensmittelzusatzstoff der Nummer E515 ohne eine Höchstmengenbeschränkung (quantum satis) für alle für Zusatzstoffe zugelassenen Lebensmittel zugelassen.

Ferner ist es Bestandteil von Kalidüngern, die zur Düngung Chlorid-empfindlicher Pflanzenkulturen zum Beispiel im Weinbau zum Einsatz kommen.

Kaliumsulfat wird auch als Wirkstoff in Löschpulvern(Meist zusammen mit anderen Alkalisalzen wie Natriumhydrogencarbonat) der Brandklassen B und C eingesetzt.

Es wird auch als Homöopathisches Arzneimittel verwendet. Als Schüßler-Salz findet es dort Anwendung bei allen abschuppenden Hauterkrankungen, wie Neurodermitis und Schuppenflechte.

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Eintrag zu Kaliumsulfat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 16. Januar 2008 (JavaScript erforderlich)
  2.  John A. McGinnety: Redetermination of the Structures of Potassium Sulphate and Potassium Chromate: The Effect of Electrostatic Crystal Forces upon Observed Bond Lengths. In: Acta Crystallographica Section B. 28, Nr. 9, 1972, S. 2845-2852, doi:10.1107/S0567740872007022.

Literatur

  • Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. de Gruyter Verlag, 101. Auflage, Seite 1179.

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