Сульфат калію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Сульфат калію
Síran draselný.JPG
Potassium-sulfate-chemical.png
Назва за IUPAC Калій сульфат
Ідентифікатори
Номер CAS 7778-80-5
Властивості
Молекулярна формула K2SO4
Молярна маса 174,261 г/моль
Зовнішній вигляд білі кристали
Густина 2,66 г/см³
Тпл 1069 °C
Розчинність (вода) 12,0 г/100 г
Розчинність (етанол) нерозчинний
Структура
Кристалічна структура орторомбічна
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
-343,6 ккал/моль
Ст. ентропія So298 42,0 кал/(моль·K)
Теплоємність, cop 31,4 кал/(моль·K)
Пов'язані речовини
Інші аніони хлорид калію
Інші катіони сульфат магнію
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Сульфа́т ка́лію — неорганічна сполука, калієва сіль сульфатної кислоти складу K2SO4. Речовина є білими орторомбічними кристалами.

Використовується в якості калійного добрива. Також застосовується у виробництві галунів, скла.

Історія[ред.ред. код]

Сульфат калію відомий з 14 століття, вперше його вивчав німецький алхімік Йоганн Рудольф Ґляубер (1604—1670), Роберт Бойль і Тахеніус.

Знаходження у природі[ред.ред. код]

У вільному стані сульфат калію не зустрічається; він входить до складу мінералів, які є подвійними солями:

У природі зустрічається у родовищах калійних солей. Присутній у водах солоних озер.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Сульфат калію добре розчиняється у воді, нерозчинний в етанолі.

Розчинність K2SO4 у воді (у відсотках)[1]
0 °C 10 °C 20 °C 25 °C 30 °C 40 °C 50 °C 60 °C 70 °C 80 °C 90 °C 100 °C
7,11 8,46 9,95 10,7 11,4 12,9 14,2 15,5 16,7 17,7 18,6 19,36

Отримання[ред.ред. код]

Виробництво сульфату калію можливе кількома способами в залежності від доступності та вартості обраної сировини.

Одним з найпоширеніших методів є добування солі з мінералу лангбейніту K2SO4·2 MgSO4. Після підрібнення з мінеральної сировини вимивають водою супутньогоій хлориду натрію, а згодом магнітною сепарацією відокремлюють іншу домішку — магнетит. Згодом очищену сіль обробляють водним розчином хлориду калію:

\mathrm{ K_2SO_4 \cdot 2MgSO_4 + 4KCl \longrightarrow 3K_2SO_4 + 2MgCl_2}

Після відфільтровування нерозчинних домішок, сульфат калію виокремлюють з розчину кристалізацією завдяки його меншій, ніж у хлориду магнію, розчинності.

Аналогічними є методи синтезу шляхом взаємодії хлориду калію з сульфатною кислотою та іншими сульфатами: Na2SO4, CaSO4·2H2O, FeSO4.

Також сульфат калію може бути отриманий реакцією обміну між гідроксидом калію та сульфатною кислотою (метод Мангейма):

\mathrm{ 2KCl + H_2SO_4 \longrightarrow K_2SO_4 + 2HCl}

За методом Гаргрівза K2SO4 можна синтезувати нагріванням суміші з хлориду калію, діоксиду сірки, повітря і води:

\mathrm{4KCl + 2SO_2 + O_2 + 2H_2O \longrightarrow 2K_2SO_4 + 4HCl}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Як сіль двоосновної кислоти утворює кислі солі:

\mathrm{K_2SO_4 + H_2SO_4 \rightleftarrows 2KHSO_4}

Як всі сульфати взаємодіє з розчинними сполуками барію:

\mathrm{K_2SO_4 + BaCl_2 \longrightarrow 2KCl + BaSO_4 \downarrow }

Відновлюється до сульфіду:

\mathrm{K_2SO_4 + 4H_2 \xrightarrow{600^oC, Fe_2O_3} K_2S + 4H_2O}
\mathrm{K_2SO_4 + 4C \xrightarrow{900^oC} K_2S + 4CO}

З оксидом сірки утворює піросульфат:

\mathrm{K_2SO_4 + SO_3 \xrightarrow{} K_2S_2O_7}

Застосування[ред.ред. код]

Застосовується як калійне добриво, для одержання галуну, у виробництві скла, для отримання кислого сульфату калію (гідросульфату), що використовується в якості вибілювача в ювелірній справі. Крім того, застосовують як компонент флюсу у металургії, сульфуючий агент у виробництві барвників, в аналітичній хімії — для переведення важкорозчинних сполук у легкорозчинні.

В Європейському Союзі допущений як харчовий додаток — регулятор кислотності Е515.

Примітки[ред.ред. код]

  1. CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Patnaik P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
  • Freilich M. B., Petersen R. L. Potassium compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York: John Wiley & Sons, 2004. — P. 530-532. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.1615200106180509.a01.pub2. (англ.)
  • Позин М. Е. Технология минеральных солей. — 4 изд. — Л., 1974. — Т. 1.
  • Грабовенко В. А. Производство бесхлорных калийных удобрений. — Л., 1980.
  • Переработка природных солей и рассолов / Под ред. И. Д. Соколова. — Л., 1985.