Kaliumcarbonat

Strukturformel
Allgemeines
Name	Kaliumcarbonat
Andere Namen	Pottasche kohlensaures Kalium E 501
Summenformel	K2CO3
CAS-Nummer	584-08-7
Kurzbeschreibung	weißer Feststoff[1]
Eigenschaften
Molare Masse	138,20 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,428 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	891 °C[1]
Siedepunkt	Zersetzung[1]
Löslichkeit	sehr gut in Wasser (1120 g·l−1)[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Achtung H- und P-Sätze H: 315-319-335 EUH: keine EUH-Sätze P: 302+352-​305+351+338 [1] EU-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Reizend (Xi) R- und S-Sätze R: 36/37/38 S: 22-26
LD50	1870 mg·kg−1 (Ratte, oral) [2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Kaliumcarbonat (fachsprachlich) oder Kaliumkarbonat (Pottasche), K₂CO₃, das Kaliumsalz der Kohlensäure 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 Holzasche durch Auswaschen mit Wasser 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

Die weltweit größten Vorkommen von Kalisalz (potash) liegen in Kanada, Russland sowie Weißrussland und Deutschland;^[3] 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 ist Kaliumcarbonat.^[4]

Gewinnung und Darstellung

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

• Carbonisierung von Kalilauge:^[5]

$\mathrm{2 \ KOH + CO_2 \rightarrow K_2CO_3 + H_2O}$

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:

$\mathrm{K_2SO_4 + Ca(OH)_2 + 2 \ CO \rightleftharpoons CaSO_4 +2 \ HCOOK}$

$\mathrm{2 \ HCOOK + O_2 \rightleftharpoons K_2CO_3 + CO_2 + H_2O}$

• Auslaugen von Pflanzenasche und anschließendes Eindampfen in Aschenhäusern (historisch, technisch keine Bedeutung mehr)

Eigenschaften

In Wasser ist es sehr leicht und gut löslich (1120 g/l). Durch Hydrolyse reagiert die Lösung wegen der Bildung von Kaliumhydroxid alkalisch:

$\mathrm{\ K_2CO_3 + H_2O \rightarrow \ KHCO_3 + KOH}$.

Kaliumcarbonat reagiert mit Wasser zu Kaliumhydrogencarbonat und Kaliumhydroxid.

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

Verwendung

Kaliumcarbonat

• 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.
• Behandlung von Kakao
• 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 Schmelzcarbonatbrennstoffzellen
• Zusatzstoff für die Einnahme von bestimmten Suchtmitteln
• Zusatzstoff in manchen Handwasch-Flüssigseifen
• umweltfreundliches Auftaumittel (anstelle von Salz) bei Glatteis auf Straßen und Gehwegen^[6]

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:

$\mathrm{BaSO_4 + Na_2CO_3 \rightleftharpoons BaCO_3 + Na_2SO_4}$

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h} Eintrag zu Kaliumcarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 24. August 2007 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Potassium carbonate bei ChemIDplus
3. ↑ USGS (US Mineral Resources Program): Potash. (PDF) Stand Januar 2010.
4. ↑ Wissenschaft-Online-Lexika: Eintrag zu Holzasche im Lexikon der Chemie. Abgerufen am 7. September 2010.
5. ↑ Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online - Version 3.5. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2009.
6. ↑ Studie der Universität für Bodenkultur Wien über die Auswirkung stickstoffhältiger Auftaumittel Auftaumittelstudie 2000 (PDF)

Weblinks

 Wiktionary: Pottasche – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

 Commons: Potash – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

• Pottasche im Historischen Lexikon der Schweiz