KALIUMSULFAT (K2SO4): STRUKTUR, EGENSKABER, ANVENDELSER, SYNTESE - KEMI - 2025

Den kaliumsulfat er et uorganisk salt hvidt eller farveløst med den kemiske formel K ₂ SO ₄. Det blev allerede kendt i det fjortende århundrede og blev i det syttende århundrede kaldt salt duplicatum, da det er en kombination af et syresalt og et alkalisk salt.

Kaliumsulfat findes i mineralsk form i arcanit, men dets præsentation er mere almindelig i de såkaldte Stassfurt-salte. Disse er samkrystallisationer af kalium, magnesium, calcium og natriumsulfater, der kan observeres i mineraler såsom leonit og polyhalit.

Strukturformel af kaliumsulfat. Kilde: Kemikungen

Kaliumsulfat er et lavt giftigt salt og forårsager kun irritation ved kontakt med øjnene, luftvejene eller fordøjelseskanalen. Der er ingen tegn på kræftfremkaldende eller mutagen virkning.

Kaliumsulfat anvendes som gødning, især i afgrøder, der er modtagelige for klorider; det er tilfældet med tobak og kartofler. Forbindelsen giver kalium, et af de tre vigtigste næringsstoffer i planter, og svovl, der er til stede i deres proteiner.

Struktur

Krystallinske faser

Trasselt krystallinsk struktur af kaliumsulfat. Kilde: Ra'ike (Wikipedia)

I det første billede blev den strukturelle formel for kaliumsulfat vist. For hver SO ₄ ^2- anion, med tetrahedrisk geometri, er der to K ⁺ kationer, der kan repræsenteres af lilla kugler (øverste billede).

Dermed over vi har den orthorhombiske krystalstruktur K ₂ SO ₄, med SO ₄ ² anioner repræsenteret ved gule og røde kugler; mens K ⁺ -kationerne, der allerede er nævnt, er de lilla kugler (lidt robuste).

Denne repræsentation kan forårsage forvirring, hvis du tror, ​​at søjlerne faktisk svarer til koordinationslink. Snarere angiver de, hvilken ion der interagerer direkte eller tæt med en anden omkring det. Derfor er hvert ilt "forbundet" med fem K ⁺ (O ₃ SO ^2- - K ⁺), og disse igen med ti oxygener fra andre omgivende sulfatanioner.

Der er derefter en noget "sjælden" koordinations sfære for kalium i K ₂ SO ₄:

Koordinations sfære for kaliumioner i dets sulfatsalt. Kilde: Smokefoot

Denne krystallinske struktur svarer til den polymorfe β-K ₂ SO ₄. Ved opvarmning til 583 ° C, en overgang forekommer til α-K ₂ SO ₄ fase, som er sekskantet.

Flokke af ioner

Bestemt strukturen af K ₂ SO ₄ er usædvanligt kompliceret for et uorganisk salt. Dens ioner er placeret og danner en slags meningsløs flok og ved første øjekast mangler periodicitet.

De, der er dedikeret til krystallografi, kan nærme sig denne flokke på en mere passende og beskrivende måde og observere den fra de tre rumlige akser.

Bemærk, at dens filtrede struktur kunne forklare, hvorfor K ₂ SO ₄ ikke danner hydrater: H ₂ O molekyler har ingen måde at trænge ind i krystalgitteret til hydrat kaliumkationer.

Med så mange interaktioner, der er indbefattet i flokken af ​​ioner, kan det også forventes, at dette krystalgitter har en ret stabilitet mod varme; og det er faktisk tilfældet, da smeltepunktet for K ₂ SO ₄ er 1.069 ºC, hvilket viser, at dets ioner er stærkt sammenhængende.

Fysiske og kemiske egenskaber

Kaliumsulfatudseende

navne

-Kaliumsulfat

-Sulfat af potash

-Arcanite

-Svovlkalium

Molar masse

174,259 g / mol

Fysisk fremtoning

Hvidt, lugtfrit og bittert smagende krystallinsk fast stof, granuler eller pulver.

Massefylde

2,66 g / cm ³

Smeltepunkt

1.069 ºC

Kogepunkt

1.689 ºC

Vandopløselighed

111 g / l ved 20 ºC

120 g / L ved 25 ºC

240 g / l ved 100 ºC

Opløselighed i vand aftager på grund af tilstedeværelsen af kaliumchlorid, KCI eller ammoniumsulfat, (NH ₄) ₂ SO ₄, på grund af virkningen af den fælles ion.

Opløselighed i organiske opløsningsmidler

Lidt opløselig i glycerol, men uopløselig i acetone og carbonsulfid.

Brydningsindeks (nD)

1495

Reaktivitet

Kaliumsulfat kan reagere med svovlsyre og forsure til dannelse af kaliumbisulfat (KHSO ₄). Det kan reduceres ved høje temperaturer til kaliumsulfid (K ₂ S).

syntese

Første metode

Kaliumsulfat syntetiseres ved omsætning af kaliumchlorid med svovlsyre. Syntese af kaliumsulfat sker i to trin. Det første trin involverer dannelse af kaliumbisulfat.

Dette er en eksoterm reaktion, da det frigiver varme og derfor ikke kræver en ekstern varmeforsyning. Reaktionen udføres ved stuetemperatur.

KCI + H ₂ SO ₄ => HCI + KHSO ₄

Det andet trin i reaktionen er endotermisk, det vil sige, at den kræver tilførsel af varme for at den kan forekomme.

KCI + KHSO ₄ => HCI + K ₂ SO ₄

Anden metode

Kaliumsulfat kan syntetiseres ved neutraliseringsreaktionen af ​​svovlsyre med en base, kaliumhydroxid:

H ₂ SO ₄ + 2 KOH => K ₂ SO ₄ + 2 H ₂ O

Tredje metode

Kaliumsulfat produceres ved omsætning af svovldioxid, ilt, kaliumchlorid og vand.

Fjerde metode

Kaliumsulfat fremstilles ved ekstraktion af kaliumsulfat, der er til stede i en saltvand fra Loop Nur-bassinet, Kina. Kaliumsulfat adskilles fra de uopløselige bestanddele i saltlage ved tilsætning af den forsurende forbindelse natriumtripolyphosphat / urinstofosfat.

Denne forbindelse forøger forskellen mellem opløseligheden af ​​kaliumsulfat og opløseligheden af ​​andre mindre opløselige forbindelser og opnår ifølge skaberne af fremgangsmåden et 100% rent kaliumsulfat. I streng forstand er det ikke en syntesemetode, men det er en ny ekstraktionsmetode.

Applikationer

Gødning

Kaliumsulfat anvendes i tobaksafgrøder. Kilde: Pxhere.

Brugen af ​​kaliumsulfat som gødning er dens vigtigste anvendelse. 90% af den samlede produktion bruges til dette formål. Dens anvendelse foretrækkes frem for kaliumchlorid i de afgrøder, der er følsomme over for tilstedeværelse af chlorid i jorden; for eksempel tobak.

Kaliumsulfat har et kaliumindhold på 40-44%, medens dets svovlkoncentration udgør 17-18% af forbindelsen. Kalium er nødvendigt for at udføre mange vigtige funktioner for planter, da det aktiverer enzymatiske reaktioner, proteinsyntese, stivelsesdannelse osv.

Derudover er kalium involveret i at regulere strømmen af ​​vand i bladene. Svovl er nødvendigt for proteinsyntese, da det er til stede i aminosyrer, der har det; sådan er tilfældet med methionin, cystein og cystin, og det er også involveret i enzymatiske reaktioner.

Selv kaliumsulfat bruges ved at sprøjte på bladene i kaliumsulfatpartikler mindre end 0,015 mm.

Industriel anvendelse og som råmateriale

Rå kaliumsulfat anvendes til fremstilling af glas og til fremstilling af alun og kaliumcarbonat. Det bruges som et reagens til fremstilling af kosmetik. Det bruges til fremstilling af øl som vandkorrektionsmiddel.

Medicin

Det bruges til at korrigere et alvorligt fald i plasma-kaliumkoncentration (hypokalæmi), forårsaget af overdreven brug af diuretika, der øger urinudskillelse af kalium.

Kalium er den vigtigste intracellulære ion fra exciterbare celler, herunder hjerteceller. Derfor svækker et alvorligt fald i kalium i plasma hjertets funktion og skal rettes øjeblikkeligt.

Kaliumsulfat har en katartisk virkning, det vil sige, at det favoriserer udvisning af afføring fra tyktarmen. Af denne grund bruges en blanding af kalium, magnesium og natriumsulfater til at rydde afføringskræft, før der udføres en koloskopi, hvilket tillader en bedre visualisering af tyktarmen af ​​lægen.

Veterinær-

Kaliumsulfat er blevet brugt til at mindske kravet til methionin i foder til fjerkræ. Tilstedeværelsen af ​​0,1% kaliumsulfat i fodret med æglæggende høner er forbundet med en 5% stigning i ægproduktionen.

Madsmag

Det er et smagsstof, der giver fødevarer en bitter og salt smag, der er ønskelig i nogle af dem. Derudover bemærkes det, at kaliumsulfat er udstyret med de fire basale smagsoplevelser: sødme, bitterhed, surhed og saltholdighed.

Saltholdighed, surhedsgrad og bitterhed øges med koncentrationen af ​​kaliumsulfat, mens sødmen falder.

Andre anvendelser

Kaliumsulfat bruges som pyroteknisk i kombination med kaliumnitrat til at generere en lilla flamme. Det bruges som en blitzreduktionsreduktion i opladningerne til artilleri-thrustere.

Derudover bruges det som et viskositetsforøgende middel i kosmetiske produkter, såsom ansigtscremer.

Risici

Kaliumsulfat er en lav toksisk forbindelse med en meget lav dødelighed. LD50 for den orale dosis hos mus er 6.600 mg / kg dyrevægt, hvilket indikerer, at der kræves en høj dosis for at forårsage musens død. Den samme LD50-værdi forekommer hos rotter.

I øjnene, ved kontakt, kan kaliumsulfat forårsage mekanisk irritation. På huden forårsager kaliumsulfat lidt skade på industriel håndtering.

Ved indtagelse kan kaliumsulfat forårsage mave-tarmirritation med kvalme, opkast og diarré. Og til sidst forårsager indånding af kaliumsulfatstøv irritation i luftvejene.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kaliumsulfat. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. National Center for Biotechnology Information. (2019). Kaliumsulfat. PubChem-database. CID = 24507. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Brian Clegg. (5. juli 2018). Kaliumsulfat. Royal Society of Chemistry. Gendannes fra: chemistryworld.com
5. Marie T. Averbuch-Pouchot, A. Durif. (nitten og seksoghalvfjerds). Emner i fosfatkemi. Verdensvidenskabelig. Gendannes fra: books.google.co.ve
6. Kemisk bog. (2017). Kaliumsulfat. Gendannes fra: Chemicalbook.com
7. Shoujiang L. et al. (2019). Oprensning og hurtig opløsning af kaliumsulfat i vandige opløsninger. DOI: 10.1039 / C8RA08284G
8. DrugBank. (2019). Kaliumsulfat. Gendannes fra: drugbank.ca
9. Mosaic Company. (2019). Kaliumsulfat. Afgrøde ernæring. Gendannes fra: cropnutrition.com
10. Drugs. (2018). Natriumsulfat, kaliumsulfat og magnesiumsulfat (oralt). Gendannes fra: drugs.com