Kalsiumsulfat (K2SO4) Egenskaper, risiko og bruk



den kaliumsulfat, også kjent som arcanitt, er en kjemisk forbindelse hvis formel er K2SW4. Dens struktur fremgår av figur 1 (EMBL-EBI, 2014).

Denne forbindelsen har vært kjent siden begynnelsen av det 14. århundre og ble studert av Glauber, Boyle og Tachenius. I det syttende århundre ble det kalt arcanuni eller salt duplicatum, siden det var en kombinasjon av et syre salt med et alkalisk salt.

Det er også kjent som tannsten og vitriol salt eller salt polychrestum glaseri Glaser, etter den farmasøytiske kjemiker Christopher Glaser som fremstilt og brukt medisinsk.

Kalium er et relativt stort element i jordskorpen, og produksjonen av potashgjødsel skjer på hvert bebodd kontinent. Men K2SW4 Det er sjelden funnet i en ren form i naturen. I stedet er det blandet naturlig med salter som inneholder magnesium, natrium og klorid.

Disse mineralene krever ytterligere behandling for å skille komponenter. Historisk ble K forberedt2SW4 ved å reagere KCl med svovelsyre. Men senere oppdaget forskerne at de kunne manipulere en rekke mineraler fra jorden for å produsere K2SW4, Den vanligste produksjonsmetoden for tiden.

Naturlige K-holdige mineraler (som kainitt og schoenite) ekstraheres grundig og vaskes med vann og saltløsninger for å eliminere biprodukter og produsere K2SW4. Gruveindustrien bruker en lignende prosess for å høste K2SW4 av Great Salt Lake i Utah og underjordiske mineralforekomster.

I New Mexico, K2SW4 den skilles fra langbeinit-mineralene ved å reagere den med en KCl-løsning, som fjerner biprodukter (som Mg) og etterlater K2SW4. Lignende prosesseringsteknikker brukes i mange deler av verden, avhengig av tilgjengelige råvarer (The Mosaic Company, 2016).

Forbindelsen blir også oppnådd ved omsetning av kaliumklorid med svovelsyre eller svoveldioksyd, vann og oksygen (Hargreaves prosess) (US National Library of Medicine, 2002).

index

  • 1 Fysiske og kjemiske egenskaper av kaliumsulfat
  • 2 Reaktivitet og farer
    • 2.1 Hudkontakt
    • 2.2 Innånding
    • 2.3 Svelging
  • 3 bruksområder
    • 3.1 1- Landbruk
    • 3.2 2- Produksjon av alun
  • 4 referanser

Fysiske og kjemiske egenskaper av kaliumsulfat

Kalium sulfat er et sett av ortorombiske krystaller av hvit uten en karakteristisk aroma og en litt bitter salt smak (National Center for Biotechnology Information., 2017). Utseendet er vist i figur 2.

Dens molekylvekt er 174,259 g / mol og dens tetthet er 2,662 g / ml. Den har et smeltepunkt på 1069 ° C og et kokepunkt på 1689 ° C. Forbindelsen er meget løselig i vann, og er i stand til å oppløse 120 gram av denne forbindelsen for hver liter vann. Det er også litt løselig i glyserol og uoppløselig i alkohol og ketoner.

Kaliumsulfat (også kjent som kaliumbisulfat), KHSO4, det blir lett produsert ved å reagere K2SW4 med svovelsyre. Den danner rhombiske pyramider, som smelter ved 197 ° C. Den oppløses i tre deler vann ved 0 ° C.

Løsningen oppfører seg som om de to kongenere, K2SW4 og H2SW4, De var tilstede side om side uten å kombinere. Et overskudd av etanol utfeller normalt sulfat (med lite bisulfat) med et overskudd av gjenværende syre.

Oppførselen til smeltet tørt salt er liknende når det oppvarmes til flere hundre grader. Handlinger på silikater, titanater, etc., på samme måte som svovelsyre som varmes utover sitt naturlige kokepunkt.

Derfor brukes det ofte i analytisk kjemi som et desintegreringsmiddel. Ved høye temperaturer blir den redusert til kaliumsulfid ved påvirkning av karbonmonoksid.

Reaktivitet og farer

Kaliumsulfat er klassifisert som stabilt, det kan forårsake alvorlig gastrointestinal irritasjon ved inntak i store doser. Stoffet er giftig for lungene og slimhinner. Gjentatt eller langvarig eksponering for stoffet kan forårsake skade på disse organene.

Hvis forbindelsen kommer i kontakt med øynene, bør kontaktlinsene kontrolleres og fjernes. Øynene skal vaskes umiddelbart med rikelig med vann i minst 15 minutter med kaldt vann.

Hudkontakt

Ved kontakt med huden, skal det berørte området skylles straks med rikelig med vann i minst 15 minutter, mens du fjerner forurenset klær og sko. Dekke irritert hud med en mykgjørende middel.

Vask klær og sko før du bruker dem igjen. Hvis kontakten er alvorlig, vask med en desinfiserende såpe og dekk huden forurenset med en antibakteriell krem.

innånding

Ved innånding skal offeret flyttes til et kjølig sted. Hvis ikke puste, bør kunstig åndedrett administreres. Hvis pusten er vanskelig, gi oksygen.

inntak

Hvis stoffet svelges, skal oppkast ikke fremkalles dersom det ikke er instruert av medisinsk personell. Løsne stramme klær som skjorte krage, belte eller slips.

I alle tilfeller må øyeblikkelig legehjelp oppnås (Sikkerhetsdatablad Kaliumsulfat, 2013).

søknader

Kaliumsulfat brukes hovedsakelig i landbruket som gjødsel. Det er også viktig for produksjon av alum.

1- Landbruk

Kalium er nødvendig for å fullføre mange viktige funksjoner i planter, så som aktivering av enzymatiske reaksjoner, proteinsyntese, dannelse av stivelse og sukker, og regulering av vannmengden inn i cellene og blader.

Ofte er konsentrasjonene av K i jorda for lave til å støtte den sunne veksten av planter.

Kaliumsulfat er en utmerket kilde til kalium ernæring for planter. Kaliumpartiet av K2SW4 er ikke forskjellig fra andre vanlige potashgjødsel.

Det gir imidlertid også en verdifull kilde til svovel, hvilken proteinsyntese og enzymfunksjon krever. Som kalium kan svovel også være mangelfull for riktig vekst av planter.

Kaliumsulfat er like oppløselig som kaliumklorid (KCl) tredje, så det er ikke så ofte oppløst for tilsetning gjennom vanningsvann med mindre det er et ytterligere behov for svovel (gjødnings Brokerage, 2016 ).

En av fordelene med kaliumsulfat er imidlertid at det ikke er et ekstremt høyt pH-gjødselprodukt.

Kaliumklorid, derimot, er noe høyere i pH og har en tendens, når det brukes med tiden, for å heve pH og kan være misvisende for folk som ser bare denne komponenten og deretter ikke sette kalsium eller kalkstein for å kontrollere den.

Kaliumsulfat, på grunn av sulfat, vil faktisk ikke øke jordens pH. Det er mer en nøytral pH, grunnen til at det er et produkt som er ganske overlegen bare ved utseendet av pH.

Mange jord, spesielt små frukthager, trenger ikke det. Men mange av landbruksoperasjonene på større skala møter et behov for kaliumsulfat (International Plant Nutrition Institute, S.F.).

Delvis saltindeksen til K2SW4 er lavere enn i noen andre vanlige K-gjødsler, så blir mindre total saltholdighet pr. enhet K tilsatt. Saltmåling (EC) av en K-løsning2SW4 er mindre enn en tredjedel av en lignende konsentrasjon av en KCl-løsning (10 millimol per liter).

Når høye K-priser trengs2SW4, agronomer anbefaler generelt å bruke produktet i flere doser. Dette bidrar til å forhindre akkumulering av overskudd K ved anlegget og minimerer også eventuell saltskade.

2- Produksjon av alun

Aluminiumsulfatoppløsningen og kaliumsulfatoppløsningen blandes for å krystallisere og oppnå en ny klasse salt kalt aluminiumkaliumsulfat K2SW4 · Al2(SO4)3 · 24H2O. Dette komplekse salt er ofte referert til som alun.

Fra sammensetningssynspunktet dannes det ved adduktet av to enkle salter, det er ikke en enkel blanding av de to saltene, men forbindelsen med den samme krystallinske struktur. Forskjellen mellom det komplekse saltet og komplekset er det i fast tilstand eller løsning, presenterer det komplekse salt enkle ioner, uten komplekse ioner.

Alum har mange bruksområder, men er delvis erstattet av aluminiumsulfat selv, som lett kan oppnås ved å behandle bauxittmalmen med svovelsyre. Den kommersielle bruken av alunene kommer hovedsakelig fra hydrolyse av aluminiumioner, noe som resulterer i utfelling av aluminiumhydroksyd.

Denne kjemikalien har flere industrielle anvendelser. Papiret er dimensjonert, for eksempel ved å avsette aluminiumhydroksyd i intervallene av cellulosefibrene. Aluminiumhydroksyd adsorberer suspenderte partikler i vann og er derfor et nyttig flokkuleringsmiddel i vannrensingsanlegg.

Når det brukes som en mordant (bindemiddel) i farging, er fargestoffet festet til bomull og andre stoffer, noe som gjør det uoppløselig. Alum er også brukt i å peke, i bakepulver, i brannslukkere og som astringents i medisin (Britannica, 2007).

referanser

  1. Britannica, T. E. (12. april 2007). Mottatt fra britannica: britannica.com.
  2. EMBL-EBI. (28. juli 2014). kaliumsulfat. Hentet fra ebi.ac.uk: ebi.ac.uk.
  3. Gjødselmegling. (2016). Kaliumsulfat. Hentet fra gjødselmegling: fertilizerbrokerage.com.
  4. International Plant Nutrition Institute. (S.F.). Kaliumsulfat. Hentet fra ipni.net: ipni.net.
  5. Sikkerhetsdatablad Kaliumsulfat. (21. mai 2013). Hentet fra sciencelab: sciencelab.com.
  6. Nasjonalt senter for bioteknologisk informasjon ... (25. mars 2017). PubChem Compound Database; CID = 24507 . Hentet fra PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
  7. The Mosaic Company. (2016). Kaliumsulfat. Hentet fra avlingernæring: cropnutrition.com.
  8. S. National Library of Medicine. (8. november 2002). POTASSIUM SULFAT. Hentet fra toxnet: toxnet.nlm.nih.gov.