Kaliumcarbonat

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung
Gefahrensymbol
Achtung
H- und P-Sätze H:
  • Verursacht Hautreizungen.
  • Verursacht schwere Augenreizung.
  • Kann die Atemwege reizen.
P:
  • Bei Berührung mit der Haut: Mit viel Wasser / … waschen.
  • Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam mit Wasser spülen. Eventuell vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen. Weiter spülen.
Toxikologische Daten 1870 mg/kg (LD50Ratteoral)

Kaliumcarbonat (fachsprachlich) oder Kaliumkarbonat (Trivialname: Pottasche), K2CO3, ist ein Alkali und das Kaliumsalz der Kohlensäure. Es bildet ein weißes, hygroskopisches Pulver mit einer Schmelztemperatur von 891 °C und einer Dichte von 2,428 g/cm3. Der Name Pottasche stammt von der alten Methode zur Anreicherung von Kaliumcarbonat aus Pflanzenasche (vor allem Holz-, aber auch Seetangasche) durch Auswaschen mit Wasser (daher auch die Bezeichnung als ein „Laugensalz“) und anschließendes Eindampfen in Pötten (Töpfen). Der traditionelle Name stand auch Pate für die englischen Namen potash und potassium, wobei potash viele mineralische Kaliumsalze einschließt (z.B. Kaliumchlorid) und besser mit Kalisalz übersetzt werden sollte.

Strukturformel
Strukturformel von Kaliumcarbonat
Allgemeines
Name Kaliumcarbonat
Andere Namen
  • Pottasche
  • kohlensaures Kalium
  • Kalium carbonicum
  • E 501
  • POTASSIUM CARBONATE (INCI)
Summenformel K2CO3
Kurzbeschreibung weißer, hygroskopischer Feststoff
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer
  • 584-08-7 (wasserfrei)
  • 6381-79-9 (Sesquihydrat)
EG-Nummer 209-529-3
ECHA-InfoCard 100.008.665
PubChem 11430
ChemSpider 10949
DrugBank DB13977
Eigenschaften
Molare Masse 138,20 g/mol
Aggregatzustand fest
Dichte 2,428 g/cm3
Schmelzpunkt 891 °C
Siedepunkt Zersetzung
Löslichkeit sehr leicht in Wasser (1120 g/l bei 20 °C)
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0 −1151,0 kJ/mol

Vorkommen

Die weltweit größten Kalisalzvorkommen liegen in Kanada, Russland, Eritrea, Belarus und Deutschland; auch in einigen Binnengewässern wie dem Toten Meer oder der Wüste Lop Nor findet sich Kaliumcarbonat. Früher wurde Pottasche vorwiegend aus Holzasche durch Auslaugen gewonnen. Der Gehalt mineralischer Bestandteile an Holzasche liegt bei etwa 85 %; etwa 14–19 % davon sind Kaliumcarbonat und Natriumcarbonat.

Gewinnung und Darstellung

{\displaystyle \mathrm {\ 2KOH+CO_{2}\ \rightleftharpoons \ K_{2}CO_{3}+H_{2}O} }
Als CO2-Quelle nutzt man überwiegend Verbrennungsgase.
{\displaystyle \mathrm {\ K_{2}SO_{4}+Ca(OH)_{2}+2CO\ \rightleftharpoons \ CaSO_{4}+2HCOOK} }
{\displaystyle \mathrm {\ 2HCOOK+O_{2}\ \rightleftharpoons \ K_{2}CO_{3}+CO_{2}+H_{2}O} }

Kaliumcarbonat lässt sich nicht wie Natriumcarbonat nach dem Ammoniak-Soda-Verfahren gewinnen, da das Zwischenprodukt Kaliumhydrogencarbonat (KHCO3) zu gut löslich ist.

Eigenschaften

In Wasser ist es sehr leicht und gut löslich (1120 g/l), wobei Wärme frei wird. Die Lösung reagiert durch Bildung von Hydroxidionen alkalisch:

{\displaystyle \mathrm {CO_{3}^{2-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HCO_{3}^{-}+OH^{-}} }
Ein Carbonation reagiert mit Wasser zu einem Hydrogencarbonation und einem Hydroxidion.

Mit Säuren entstehen unter Kohlendioxidentwicklung die entsprechenden Kaliumsalze. Bei Raumtemperatur kristallisiert es als Dihydrat aus der wässrigen Lösung.

Wasserfreies Kaliumcarbonat kristallisiert monoklin, Raumgruppe P21/c (Raumgruppen-Nr. 14) mit den Gitterparametern a = 5,640 Å, b = 9,839 Å, c = 6,874 Å und β = 98,70°. Bei 250 °C geht diese in die monokline β-Form über (Raumgruppe C2/c (Nr. 15), a = 5,675 Å, b = 9,920 Å, c = 7,018 Å und β = 96,8°). Bei 450 °C geht diese in eine hexagonale Form über.

Verwendung

Kaliumcarbonat

Soda-Pottasche-Aufschluss

Der Soda-Pottasche-Aufschluss wird für schwerlösliche (Erdalkali-)Sulfate, hochgeglühte (saure oder amphotere) Oxide, Silicate und Silberhalogenide verwendet; der Aufschluss findet in einer Na2CO3/K2CO3-Schmelze statt. ZrO2, Zr3(PO4)4, Al2O3, Cr2O3 und Fe2O3 werden nur teilweise gelöst. Für diesen Schmelzeaufschluss verwendet man Soda und Pottasche im Gemisch, weil damit eine Schmelzpunkterniedrigung gegenüber reinen Salzen zu erhalten ist (Eutektisches Gemisch). Zudem drängt der enorme Carbonatüberschuss das Reaktionsgleichgewicht auf die Produktseite.

Ein Beispiel für Sulfate:

{\displaystyle {\ce {BaSO4 + Na2CO3 <=> BaCO3 + Na2SO4}}}
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Basierend auf einem Artikel in: Wikipedia.de
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Datum der letzten Änderung: Jena, den: 27.04. 2022