Kaliumcarbonat

Kaliumcarbonat (fachsprachlich) oder Kaliumkarbonat (Trivialname: Pottasche), K₂CO₃, ist ein Alkali und das Kaliumsalz der Kohlensäure. Es bildet ein weißes, hygroskopisches Pulver mit einem Schmelzpunkt von 891 °C und einer Dichte von 2,428 g·cm⁻³. Kaliumcarbonat wird häufig als Rohstoff für die Herstellung von Glas, Seife, Lebensmitteln, Düngemitteln und anderen chemischen Produkten verwendet.

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 (Tabelle der Länder nach Abbau siehe dort) liegen in Kanada, Russland, Belarus, Vereinigte Staaten, 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. 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, diese 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.

Gewinnung und Darstellung

• Carbonisierung von Kalilauge:

$\mathrm{2}\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Als CO₂-Quelle nutzt man überwiegend Verbrennungsgase.

• Reaktion von Kalkmilch (Calciumhydroxid-Lösung) mit Kaliumsulfat und Kohlenstoffmonoxid bei 30 bar (Formiatverfahren). Das abgetrennte Kaliumformiat wird anschließend oxidativ calciniert:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftharpoons }\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{K}$

$\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{K}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\rightleftharpoons }{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

• 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

Leitet man Kohlendioxid in Kalilauge ein, so fällt das etwas schwerer lösliche Kaliumhydrogencarbonat aus. Dieses ist jedoch in Wasser wesentlich leichter löslich als Natriumhydrogencarbonat, Kaliumcarbonat lässt sich daher nicht wie Natriumcarbonat nach dem Solvay-Verfahren gewinnen.

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:

$\mathrm{C}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{\rightleftharpoons }\mathrm{H}\mathrm{C}{O}_{\mathrm{3}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}$

Ein Carbonation reagiert mit Wasser zu einem Hydrogencarbonation und einem Hydroxidion.

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

Wasserfreies Kaliumcarbonat kristallisiert monoklin, Vorlage:Raumgruppe 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 Vorlage:Raumgruppe, 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

Ein Großteil des produzierten Kaliumcarbonates wird für die Düngemittelproduktion verwendet (2010 etwa 83 %).

Datei:Potassium carbonate.jpg

Kaliumcarbonat

Daneben wird es eingesetzt als:

• Zusatz bei der Herstellung von Glas
• Herstellung von Schmierseifen und Emaille
• Herstellung von Kaligläsern, Kaliwasserglas und Kristallgläsern
• Herstellung von Pigmentfarben
• Herstellung von fotografischen Entwicklern
• 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
• Zusatzstoff zur Bohrspülung bei Tiefbohrungen für die Toninhibitierung
• Neutralisationsmittel bei der Verwendung von Salzsäure (E 507) als Aromaverstärker
• Schnelltrocknung von Rosinen: Durch Entfernen der natürlichen Wachsschicht der Trauben durch eine Kaliumcarbonatlösung verdunstet die Feuchtigkeit leichter.
• Ausgangsprodukt für andere Kaliumverbindungen
• Trennmittel für Gipsabdrücke (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
• aufgrund des stets enthaltenen radioaktiven Kalium-40 kann Pottasche für Schülerversuche zur Radioaktivität verwendet werden
• Reinigung (Beuchen) von Leinen und Baumwolle mittels Buchenasche
• Bestandteil von Feuerlöschmitteln

Überdies kommt es als Thermochemischer Wärmespeicher in Frage.

Soda-Pottasche-Aufschluss

Der Soda-Pottasche-Aufschluss wird für schwerlösliche (Erdalkali-)Sulfate, hochgeglühte (saure oder amphotere) Oxide, Silicate und Silberhalogenide verwendet. Er 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:

$\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+\mathrm{K}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{B}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{K}{\phantom{A}}_2\mathrm{S}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$

Weblinks

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