Kaliumcarbonat
| Strukturformel | |||||||||||||||||||
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| Allgemeines | |||||||||||||||||||
| Name | Kaliumcarbonat | ||||||||||||||||||
| Andere Namen | |||||||||||||||||||
| Summenformel | K2CO3 | ||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißer, hygroskopischer Feststoff[3] | ||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||||||||
| Molare Masse | 138,20 g·mol−1 | ||||||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||||||||||||
| Dichte |
2,428 g·cm−3[3] | ||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||||||||
| Siedepunkt |
Zersetzung[3] | ||||||||||||||||||
| Löslichkeit |
sehr leicht in Wasser (1120 g·l−1 bei 20 °C)[3] | ||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||||||||
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| Toxikologische Daten | |||||||||||||||||||
| Thermodynamische Eigenschaften | |||||||||||||||||||
| ΔHf0 |
−1151,0 kJ/mol[5] | ||||||||||||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||||||||||||
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·cm−3. 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.
Vorkommen und Abbau
Die weltweit größten Kalisalzvorkommen liegen in Kanada, Russland, Belarus, USA, China 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.[6] Weltweit wurden 2020 ca. 44 Millionen Tonnen Kaliumsalze (als K2O-Gehalt) abgebaut. Größte Produzenten waren Kanada, Russland, Belarus und China, die zusammen ca. 80 % Marktanteil hatten. Es wird erwartet, dass sowohl Nachfrage, als auch Produktionskapazitäten in den nächsten Jahren weiter ansteigen werden. Neue Minen oder Erweiterungen von bestehenden Minen werden gerade in Kanada, Russland, Belarus, Eritrea, Australien und Großbritannien umgesetzt. Auch in den USA befand sich 2021 eine neue Kalisalz-Mine im Osceola County (Michigan) in der Entwicklung. Die Mine soll anfangs jährlich 650.000 Tonnen MOP-Qualität (Muriate of potash eine Mischung aus >95 % KCl und NaCl zur Düngemittelherstellung) erzeugen und im Endausbau 1 Million Tonnen pro Jahr. Die weltweiten Ressourcen werden auf 250 Milliarden Tonnen geschätzt.[7]
Eine Übersicht über die globalen Abbaumengen gibt folgende Tabelle:[8]
| Rang | Land | Abbaumenge in t K2O | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 2016 | 2017 | 2018 | 2019 | 2020 | ||
| 1 |  Kanada |
10.789.662 | 12.562.695 | 14.023.931 | 12.643.318 | 13.881.665 |
| 2 |  Russland |
6.480.000 | 7.300.000 | 7.055.000 | 7.368.000 | 8.167.300 |
| 3 |  Belarus |
6.180.100 | 7.101.800 | 7.346.096 | 7.348.293 | 7.562.153 |
| 4 |  Volksrepublik China |
5.783.000 | 5.534.000 | 5.452.000 | 5.902.000 | 5.530.000 |
| 5 |  Deutschland |
2.750.841 | 2.963.561 | 2.754.085 | 2.615.284 | 2.874.026 |
| 6 |  Israel |
2.093.100 | 2.126.700 | 2.149.300 | 2.043.500 | 2.415.600 |
| 7 |  Jordanien |
1.222.140 | 1.415.260 | 1.485.960 | 1.516.460 | 1.598.200 |
| 8 |  Chile |
1.303.840 | 1.238.630 | 991.180 | 683.540 | 966.680 |
| 9 |  Vereinigte Staaten |
510.000 | 480.000 | 520.000 | 510.000 | 460.000 |
| 10 |  Spanien |
672.246 | 557.468 | 635.490 | 547.100 | 455.000 |
| 11 |  Laos |
198.600 | 307.600 | 343.500 | 286.900 | 442.500 |
| 12 |  Brasilien |
316.429 | 306.296 | 201.181 | 269.300 | 276.600 |
| 13 |  Usbekistan |
83.000 | 114.900 | 176.900 | 198.400 | 210.000 |
| 14 |  Vereinigtes Königreich |
482.800 | 297.400 | 291.100 | 84.000 | 99.260 |
| 15 |  Iran |
10.500 | 15.300 | 32.900 | 37.200 | 37.000 |
| 16 |  Turkmenistan |
0 | 0 | 15.200 | 11.100 | 16.000 |
| 17 |  Bolivien |
0 | 0 | 1.700 | 17.800 | 4.400 |
| Summe | 38.876.258 | 42.321.610 | 43.475.523 | 42.082.195 | 44.996.384 | |
Gewinnung und Darstellung
- 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:
- Auslaugen von Pflanzenasche und anschließendes Eindampfen in Aschenhäusern (historisch, technisch keine Bedeutung mehr)
- historisch: Brennen von Weinstein (Tartarus calcinatus ist gebrannter Weinstein), etwa bei Paracelsus[10][11]
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:
- 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°.[12] 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°).[13] Bei 450 °C geht diese in eine hexagonale Form über.[14]
Verwendung
- Zusatz bei der Herstellung von Glas
- Herstellung von Schmierseifen
- Herstellung von Kaligläsern
- Herstellung von Farben
- Herstellung von fotografischen Entwicklern
- Herstellung von Düngemitteln (kaliumliefernde Komponente)
- Wasserfreies Kaliumcarbonat wird im Laborbereich gelegentlich als Trocknungsmittel eingesetzt.
- Triebmittel für Flachgebäck (Plätzchen und Lebkuchen, besonders Weihnachtsbäckerei) und Teige mit hohem Zuckergehalt.
- Zusatz zu Kakao als Säureregulator
- Neutralisationsmittel bei der Verwendung von Salzsäure (E 507) als Aromaverstärker.
- Schnelltrocknung von Rosinen: Durch Entfernen der natürlichen Wachsschicht der Trauben verdunstet die Feuchtigkeit leichter.
- Ausgangsprodukt für andere Kaliumverbindungen.
- Zum Entfernen von Krusten aus Töpfen: 1 Esslöffel auf die Kruste im Topf geben, über Nacht stehen lassen und am nächsten Tag mit einer Tasse Wasser aufkochen; die Rückstände lösen sich flockig vom Topfboden.
- Trennmittel für Gipsabgüsse (Bildhauerei)
- Elektrolytbestandteil in Schmelzkarbonatbrennstoffzellen
- Tabakzusatzstoff für Schnupftabak (in Deutschland laut Tabakverordnung)
- Zusatzstoff für die Einnahme von bestimmten Suchtmitteln
- Zusatzstoff in manchen Handwasch-Flüssigseifen
- umweltfreundliches Auftaumittel (anstelle von Auftausalz) bei Glatteis auf Straßen und Gehwegen[15]
- Aufgrund des stets enthaltenen radioaktiven Kalium-40 kann Pottasche für Schülerversuche zur Radioaktivität verwendet werden
- Reinigung (Beuchen) von Leinen und Baumwolle mittels Buchenasche.[16]
- Bestandteil von Feuerlöschmitteln[17]
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:
Weblinks
- Stephanie Summermatter: Pottasche. In: Historisches Lexikon der Schweiz.
Einzelnachweise
- ↑ Eintrag zu E 501: Potassium carbonate in der Europäischen Datenbank für Lebensmittelzusatzstoffe, abgerufen am 1. Juli 2020.
- ↑ Eintrag zu POTASSIUM CARBONATE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 11. August 2020.
- ↑ a b c d e f g Eintrag zu Kaliumcarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 22. Februar 2017. (JavaScript erforderlich)
- ↑ Eintrag zu Potassium carbonate in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM)
- ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-20.
- ↑ Eintrag zu Holzasche. In: Lexikon der Chemie. Spektrum der Wissenschaft Verlagsgesellschaft, abgerufen am 3. September 2018.
- ↑ Potash. In: United States Geological Survey Mineral Commodity Summaries. 2022
- ↑ World Mining Data 2022. (PDF; 3,8 MB) Bundesministerium für Landwirtschaft, Regionen und Tourismus, S. 142–143.
- ↑ Eintrag zu Kaliumcarbonat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 12. November 2014.
- ↑ Friedrich Dobler: Die chemische Fundierung der Heilkunde durch Theophrastus Paracelsus: Experimentelle Überprüfung seiner Antimonpräparate. In: Veröffentlichungen der Internationalen Gesellschaft für Geschichte der Pharmazie. Neue Folge, 10, 1957, S. 76–86, hier: S. 80.
- ↑ Friedrich Dobler: Conrad Gessner als Pharmazeut. Von Ostheim A. G., Zürich 1955, DNB 571896898, S. 104 (Zürich, ETH Zürich, Dissertation).
- ↑ Y. Idemoto, J.W. Richardson, N. Koura, S. Kohara, C.K. Loong: Crystal structure of (LixK1−x)2CO3 (x = 0,0.43,0.5,0.62,1) by neutron powder diffraction analysis. In: Journal of Physics and Chemistry of Solids, 59, 1998, S. 363–376, doi:10.1016/S0022-3697(97)00209-6.
- ↑ H.Y. Becht, B. Struikmans: A Monoclinic High-Temperature Modification ot Potassium Carbonate. In: Acta Crystallographica, B32, 1976, S. 3344–3346, doi:10.1107/S0567740876010303.
- ↑ S.J. Schneider, E.M. Levin: Polymorphism of K2CO3. In: Journal of the American Ceramic Society, 56(4), 1973, S. 218–219, doi:10.1111/j.1151-2916.1973.tb12461.x.
- ↑ Studie der Universität für Bodenkultur Wien über die Auswirkung stickstoffhältiger Auftaumittel (Auftaumittelstudie 2000 [PDF; 1,6 MB]).
- ↑ Alltagskulturen im Rheinland: Waschen am Gemeindebrunnen – 1. Bauchen auf YouTube, 8. Januar 2018, abgerufen am 30. September 2022 (Institut für Landeskunde und Regionalgeschichte: Bauchen von Wäsche mit Buchenasche; Laufzeit: 30:48 min).
- ↑ Georg Pleß: Substitution bestimmter umweltschädlicher Feuerlöschmittel in ausgewählten Anwendungsbereichen. Hrsg.: Institut der Feuerwehr Sachsen-Anhalt. Heyrothsberge 2003 (umweltbundesamt.de [PDF; 597 kB]).
