Kaliumsulfaat (K2SO4) Eigenschappen, risico's en toepassingen

de kaliumsulfaat, ook bekend als arcanite, is een chemische verbinding waarvan de formule K is₂SW₄. De structuur ervan staat in figuur 1 (EMBL-EBI, 2014).

Deze verbinding is sinds het begin van de 14e eeuw bekend en werd bestudeerd door Glauber, Boyle en Tachenius. In de zeventiende eeuw heette het arcanuni of zout duplicatum, omdat het een combinatie was van een zuur zout met een alkalisch zout.

Het was ook bekend als vitrioolwijnsteen en Glaser-zout of Glaseri-polychrestumzout, nadat de farmaceutisch chemicus Christopher Glaser het had bereid en medicinaal had gebruikt..

Kalium is een relatief overvloedig element in de aardkorst, en de productie van kalimeststof vindt plaats op elk bewoond continent. Echter, de K₂SW₄ Het wordt zelden gevonden in een zuivere vorm in de natuur. In plaats daarvan wordt het op natuurlijke wijze gemengd met zouten die magnesium, natrium en chloride bevatten.

Deze mineralen vereisen extra verwerking om hun componenten te scheiden. Historisch gezien was K voorbereid₂SW₄ door KCl te laten reageren met zwavelzuur. Later ontdekten de onderzoekers echter dat ze een reeks mineralen uit de aarde konden manipuleren om K te produceren₂SW₄, De meest gebruikelijke productiemethode momenteel.

Natuurlijke K-bevattende mineralen (zoals kaïniet en schoeniet) worden zorgvuldig geëxtraheerd en gewassen met water en zoutoplossingen om bijproducten te verwijderen en K te produceren₂SW₄. De mijnbouw maakt gebruik van een vergelijkbaar proces om K te oogsten₂SW₄ van het Great Salt Lake in Utah en ondergrondse minerale afzettingen.

In New Mexico, de K₂SW₄ het wordt gescheiden van de langbeinite mineralen door het te laten reageren met een KCl-oplossing, die de bijproducten (zoals Mg) verwijdert en K laat staan₂SW₄. Gelijkaardige verwerkingstechnieken worden in veel delen van de wereld gebruikt, afhankelijk van toegankelijke grondstoffen (The Mosaic Company, 2016).

De verbinding wordt ook verkregen door de reactie van kaliumchloride met zwavelzuur of zwaveldioxide, water en zuurstof (hargreaves-proces) (U.S. National Library of Medicine, 2002).

index

• 1 Fysische en chemische eigenschappen van kaliumsulfaat
• 2 Reactiviteit en gevaren
  • 2.1 Huidcontact
  • 2.2 Inademing
  • 2.3 Inslikken
• 3 Gebruik
  • 3.1 1- Landbouw
  • 3.2 2- Productie van aluin
• 4 Referenties

Fysische en chemische eigenschappen van kaliumsulfaat

Kaliumsulfaat is een set witte orthorhombische kristallen, zonder een karakteristiek aroma en met een licht bittere zoutsmaak (Nationaal Centrum voor Biotechnologische Informatie., 2017). Het uiterlijk wordt getoond in figuur 2.

Het molecuulgewicht ervan is 174.259 g / mol en de dichtheid ervan is 2.662 g / ml. Het heeft een smeltpunt van 1069 ° C en een kookpunt van 1689 ° C. De verbinding is zeer oplosbaar in water en kan 120 gram van deze verbinding oplossen voor elke liter water. Het is ook enigszins oplosbaar in glycerol en onoplosbaar in alcohol en ketonen.

Kaliumsulfaat (ook bekend als kaliumbisulfaat), KHSO₄, het wordt gemakkelijk geproduceerd door K te laten reageren₂SW₄ met zwavelzuur. Het vormt rhombische piramides, die smelten bij 197 ° C. Het lost op in 3 delen water bij 0 ° C.

De oplossing gedraagt ​​zich alsof zijn twee congeneren, K₂SW₄ en H₂SW₄, ze waren naast elkaar aanwezig zonder te combineren. Een overmaat ethanol precipiteert normaal sulfaat (met weinig bisulfaat) met een overmaat overgebleven zuur.

Het gedrag van gesmolten droog zout is vergelijkbaar bij verhitting tot enkele honderden graden. Werkt op silicaten, titanaten, enz., Op dezelfde manier als zwavelzuur dat boven het natuurlijke kookpunt verwarmt.

Daarom wordt het vaak gebruikt in analytische chemie als desintegratiemiddel. Bij hoge temperaturen wordt het gereduceerd tot kaliumsulfide door de werking van koolmonoxide.

Reactiviteit en gevaren

Kaliumsulfaat is geclassificeerd als stabiel, het kan ernstige gastro-intestinale irritatie veroorzaken als het in grote hoeveelheden wordt ingenomen. De stof is giftig voor de longen en de slijmvliezen. Herhaalde of langdurige blootstelling aan de stof kan schade aan deze organen veroorzaken.

Als de verbinding in contact komt met de ogen, moeten contactlenzen worden gecontroleerd en verwijderd. De ogen moeten onmiddellijk met veel water worden gewassen gedurende minimaal 15 minuten met koud water.

Huidcontact

In geval van contact met de huid, moet het getroffen gebied onmiddellijk worden gespoeld met veel water gedurende minstens 15 minuten, terwijl verontreinigde kleding en schoenen moeten worden verwijderd. Bedek geïrriteerde huid met een verzachtend middel.

Was kleding en schoenen voordat u ze opnieuw gebruikt. Als het contact ernstig is, was met een ontsmettingsmiddel en bedek de huid die is verontreinigd met een antibacteriële crème.

inademing

In geval van inademing moet het slachtoffer naar een koele plaats worden gebracht. Als het niet ademt, moet kunstmatige beademing worden toegediend. Als zuurstof moeilijk kan worden ademen.

inname

Als de stof wordt ingeslikt, mag het braken niet worden veroorzaakt, tenzij medisch personeel dit aangeeft. Maak strak zittende kleding los, zoals de overhemdkraag, riem of stropdas.

In alle gevallen moet onmiddellijk medische hulp worden ingeroepen (Material Safety Data Sheet Potassium sulfate, 2013).

toepassingen

Kaliumsulfaat wordt voornamelijk in de landbouw als meststof gebruikt. Het is ook essentieel voor de productie van aluin.

1- Landbouw

Kalium is nodig om veel essentiële functies in planten te voltooien, zoals de activering van enzymatische reacties, de synthese van eiwitten, de vorming van zetmeel en suikers en de regulering van de waterstroom in cellen en bladeren..

Vaak zijn de K-concentraties in de bodem te laag om de gezonde groei van planten te ondersteunen.

Kaliumsulfaat is een uitstekende bron van kaliumvoeding voor planten. Het kaliumgedeelte van de K₂SW₄ verschilt niet van andere gewone kalimeststoffen.

Het biedt echter ook een waardevolle bron van zwavel, welke eiwitsynthese en enzymfunctie vereisen. Net als kalium kan zwavel ook een tekort hebben voor een goede groei van planten.

Kaliumsulfaat is slechts een derde zo oplosbaar als kaliumchloride (KCl), dus het is niet zo vaak opgelost voor toevoeging via irrigatiewater, tenzij er een extra behoefte aan zwavel is (Fertilizer Brokerage, 2016 ).

Een van de voordelen van kaliumsulfaat is echter dat het geen meststof met een extreem hoge pH is.

Kaliumchloride is daarentegen een beetje hoger in pH en heeft de neiging om na verloop van tijd de pH te verhogen en kan misleidend zijn voor mensen die alleen naar deze component kijken en dan geen calcium of kalksteen om het te beheersen.

Kaliumsulfaat veroorzaakt door sulfaat de pH van de grond niet echt. Het is meer een neutrale pH, reden waarom het een product is dat alleen superieur is door het verschijnen van de pH.

Veel bodems, vooral kleine boomgaarden, hebben het niet nodig. Maar veel van de landbouwactiviteiten op grotere schaal stuiten op een behoefte aan kaliumsulfaat (International Plant Nutrition Institute, S.F.).

De partiële zoutindex van K₂SW₄ is lager dan in sommige andere veel voorkomende K-meststoffen, dus minder totaal zoutgehalte per eenheid K wordt toegevoegd. De zoutmeting (EC) van een K-oplossing₂SW₄ is minder dan een derde van een vergelijkbare concentratie van een KCl-oplossing (10 millimol per liter).

Wanneer hoge K-tarieven nodig zijn₂SW₄, agronomen adviseren over het algemeen om het product in meerdere doses toe te dienen. Dit helpt de ophoping van overtollige K door de plant te voorkomen en minimaliseert ook mogelijke zoutschade.

2- Productie van aluin

De aluminiumsulfaatoplossing en de kaliumsulfaatoplossing worden gemengd om te kristalliseren en een nieuwe klasse zout te verkrijgen, aluminium kaliumsulfaat K genaamd₂SW₄ · Al₂(SO₄)₃ · 24H₂O. Dit complexe zout wordt gewoonlijk aluin genoemd.

Vanuit het gezichtspunt van de samenstelling, wordt het gevormd door het adduct van twee eenvoudige zouten, het is niet een eenvoudig mengsel van de twee zouten, maar de verbinding van dezelfde kristallijne structuur. Het verschil tussen het complexe zout en het complex is dat in de vaste toestand of oplossing het complexe zout eenvoudige ionen voorstelt, zonder complexe ionen.

Alums hebben veel toepassingen, maar zijn gedeeltelijk verdrongen door aluminiumsulfaat zelf, dat gemakkelijk te verkrijgen is door het bauxiet erts te behandelen met zwavelzuur. De commerciële toepassingen van de aluinen zijn hoofdzakelijk afkomstig van de hydrolyse van aluminiumionen, wat resulteert in de precipitatie van aluminiumhydroxide.

Deze chemische stof heeft verschillende industriële toepassingen. Het papier heeft bijvoorbeeld een afmeting door aluminiumhydroxyde af te zetten in de tussenruimten van de cellulosevezels. Aluminiumhydroxide adsorbeert gesuspendeerde deeltjes in water en is daarom een ​​bruikbaar flocculatiemiddel in waterzuiveringsinstallaties.

Wanneer het wordt gebruikt als een beitsmiddel (bindmiddel) bij het verven, wordt de kleurstof aan katoen en andere stoffen gehecht, waardoor het onoplosbaar wordt. Alums worden ook gebruikt in beitsen, in bakpoeder, in brandblussers en als astringentia in de geneeskunde (Britannica, 2007).

referenties

1. Britannica, T.E. (12 april 2007). Verkregen van britannica: britannica.com.
2. EMBL-EBI. (28 juli 2014). kaliumsulfaat. Teruggeplaatst van ebi.ac.uk: ebi.ac.uk.
3. Kunstmestmakelaardij. (2016). Kaliumsulfaat. Afkomstig van bemestingsmakelaar: mestmakelaar.nl.
4. International Plant Nutrition Institute. (S.F.). Kaliumsulfaat. Opgehaald van ipni.net: ipni.net.
5. Veiligheidsinformatieblad Kaliumsulfaat. (21 mei 2013). Teruggeplaatst van sciencelab: sciencelab.com.
6. Nationaal centrum voor biotechnologische informatie ... (25 maart, 2017). PubChem Compound-database; CID = 24507 . Opgehaald van PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
7. The Mosaic Company. (2016). Kaliumsulfaat. Teruggeplaatst van cropoutrition: cropnutrition.com.
8. S. National Library of Medicine. (8 november 2002). POTASSIUM SULFATE. Opgehaald van toxnet: toxnet.nlm.nih.gov.