Kaliumcarbonat
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Einordnung: Chemische Verbindung
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| Strukturformel | |
|---|---|
| Allgemeines | |
| Name | Kaliumcarbonat |
| Summenformel | K2CO3 |
| Andere Namen | Pottasche, Kohlensaures Kalium, E 501 |
| Kurzbeschreibung | weißes kristallines Pulver |
| CAS-Nummer | 584-08-7 |
| Sicherheitshinweise | |
| Xi (Reizend) | |
| R- und S-Sätze | R: 22 - 37/38, S: 22-28 |
| Handhabung | Schutzmaßnahmen: Handschuhe, Atemschutz o. ä. |
| Lagerung | Temperaturbereich, Belüftet, trocken o. ä. |
| MAK | Maximale Arbeitsplatzkonzentration ml/m3 |
| LD50 (Ratte) | x mg/kg |
| LD50 (Kaninchen) | x mg/kg |
| Physikalische Eigenschaften | |
| Aggregatzustand | fest |
| Farbe | weiß |
| Dichte | 2,29 g/cm³ |
| Molmasse | 138,20 g/mol |
| Schmelzpunkt | 891 °C |
| Siedepunkt | x °C |
| Dampfdruck | x °C |
| Weitere Eigenschaften | |
| Löslichkeit | 1120 g/l Wasser(bei 20 °C) |
| Sehr gut löslich in | H2O |
| Schlecht löslich in | Lösungsmittel |
| Unlöslich in | Ethanol |
| Kristall | |
| Kristallstruktur | |
| Thermodynamik | |
| ΔfH0g | in kJ/mol |
| ΔfH0l | in kJ/mol |
| ΔfH0s | in kJ/mol |
| S0g, 1 bar | in J/(mol · K) |
| S0l, 1 bar | in J/(mol · K) |
| S0s | in J/(mol · K) |
| Analytik | |
| Klassische Verfahren | Kurzbeschreibung Nachweisreaktionen (auch der einzelnen Ionen!) |
|
SI-Einheiten wurden wo möglich verwendet. Wenn nicht anders vermerkt wurden Normbedingungen benutzt. | |
Kaliumcarbonat (Pottasche), K2CO3, das Kaliumsalz der Kohlensäure bildet ein weißes, hygroskopisches Pulver mit einer Schmelztemperatur von 894 °C und einer Dichte von 2,43 g/cm3. Der Name Pottasche kommt von der alten Methode der Anreicherung von Kaliumcarbonat aus Holzasche mittels Lösung der Salze durch Auswaschung mit Wasser und anschließendem Eindampfen in Töpfen (Pötten). Der traditionelle Name stand auch Pate für den englischen Namen von Kalium: potassium.
| Inhaltsverzeichnis |
Verhalten
In Wasser ist es sehr leicht und gut löslich. Durch Hydrolyse reagiert die Lösung wegen der Bildung von Kaliumhydroxid alkalisch: K2CO3 + H2O -> KHCO3 + KOH.
Mit Säuren entstehen unter Kohlendioxidentwicklung die entsprechenden Kaliumsalze. Bei Raumtemperatur kristallisiert es als Dihydrat aus der wässrigen Lösung.
Vorkommen
- in einigen Binnengewässern (Totem Meer)
- in einigen kleineren Lagerstätten
Gewinnung
Kaliumcarbonat lässt sich nicht wie Natriumcarbonat nach dem Ammoniak-Soda-Verfahren gewinnen, da das Zwischenprodukt Kaliumhydrogencarbonat zu gut löslich ist.
- Carbonisierung von Kalilauge:
<math>\mathrm{2KOH + CO_2 \rightarrow K_2CO_3 + H_2O}<math>
Als CO2-Quelle nutzt man überwiegend Verbrennungsgase.
- Reaktion von Kalkmilch (Calciumhydroxid-Lösung) mit Kaliumsulfat und Kohlenmonoxid bei 30 bar (Formiatverfahren). Das abgetrennte Kaliumformiat wird anschließend oxidativ calciniert:
<math>\mathrm{1.)\qquad K_2SO_4 +Ca(OH)_2 + 2CO \leftrightarrow CaSO_4 +2HCOOK }<math>
<math>\mathrm{2.)\qquad 2HCOOK +O_2 \leftrightarrow K_2CO_3 + CO_2 + H_2O}<math>
(technisch keine Bedeutung mehr)
- Auslaugen von Pflanzenasche und anschließendem Eindampfen (historisch, technisch keine Bedeutung mehr)
Verwendung
- Herstellung von Schmierseifen
- Düngemittel für saure Böden
- Herstellung von Kaligläsern
- Herstellung von Farben
- Herstellung von fotografischen Entwicklern
- wasserfreies Kaliumcarbonat wird im Laborbereich auch als Trocknungsmittel eingesetzt.
- Backtriebmittel für Flachgebäck ("Plätzchen") und Teigen mit hohem Zuckergehalt.
- als Ausgangsprodukt für andere Kaliumverbindungen.
- Suche nach Kaliumcarbonat Infos mit: Yahoo