Как пишется формула сульфат калия

From Wikipedia, the free encyclopedia

Arcanite
Names
Other names Potassium sulphate
Identifiers
CAS Number	7778-80-5
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:32036
ChEMBL	ChEMBL2021424
ChemSpider	22915
ECHA InfoCard	100.029.013
EC Number	231-915-5
E number	E515(i) (acidity regulators, …)
KEGG	D01726
PubChem CID	24507
RTECS number	TT5900000
UNII	1K573LC5TV
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID6029701
InChI InChI=1S/2K.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2  Key: OTYBMLCTZGSZBG-UHFFFAOYSA-L  InChI=1/2K.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2 Key: OTYBMLCTZGSZBG-NUQVWONBAU
SMILES [K+].[K+].[O-]S([O-])(=O)=O
Properties
Chemical formula	K2SO4
Molar mass	174.259 g/mol
Appearance	White solid
Odor	odorless
Density	2.66 g/cm3[1]
Melting point	1,069[2] °C (1,956 °F; 1,342 K)
Boiling point	1,689 °C (3,072 °F; 1,962 K)
Solubility in water	111 g/L (20 °C) 120 g/L (25 °C) 240 g/L (100 °C)
Solubility product (Ksp)	1.32 (120 g/L)
Solubility	slightly soluble in glycerol insoluble in acetone, alcohol, CS2
Magnetic susceptibility (χ)	−67.0·10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.495
Structure
Crystal structure	orthorhombic
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Irritant
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Warning
Hazard statements	H318
Precautionary statements	P280, P305+P351+P338, P310
Flash point	Non-flammable
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	6600 mg/kg (oral, rat)[3]
Safety data sheet (SDS)	External MSDS
Related compounds
Other anions	Potassium selenate Potassium tellurate
Other cations	Lithium sulfate Sodium sulfate Rubidium sulfate Caesium sulfate
Related compounds	Potassium hydrogen sulfate Potassium sulfite Potassium bisulfite Potassium persulfate
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Potassium sulfate (US) or potassium sulphate (UK), also called sulphate of potash (SOP), arcanite, or archaically potash of sulfur, is the inorganic compound with formula K₂SO₄, a white water-soluble solid. It is commonly used in fertilizers, providing both potassium and sulfur.

History[edit]

Potassium sulfate (K₂SO₄) has been known since early in the 14th century. It was studied by Glauber, Boyle, and Tachenius. In the 17th century, it was named arcanuni or sal duplicatum, as it was a combination of an acid salt with an alkaline salt. It was also known as vitriolic tartar and Glaser’s salt or sal polychrestum Glaseri after the pharmaceutical chemist Christopher Glaser who prepared it and used medicinally.^[4][5]

Known as arcanum duplicatum («double secret») or panacea duplicata in pre-modern medicine, it was prepared from the residue (caput mortuum) left over from the production of aqua fortis (nitric acid, HNO₃) from nitre (potassium nitrate, KNO₃) and oil of vitriol (sulphuric acid, H₂SO₄) via Glauber’s process:

2 KNO₃ + H₂SO₄ → 2 HNO₃ + K₂SO₄

The residue was dissolved in hot water, filtered, and evaporated to a cuticle. It was then left to crystallise. It was used as a diuretic and sudorific.^[6]

According to Chambers’s Cyclopedia, the recipe was purchased for five hundred thalers by Charles Frederick, Duke of Holstein-Gottorp. Schroder, the duke’s physician, wrote wonders of its great uses in hypochondriacal cases, continued and intermitting fevers, stone, scurvy, and more.^[6]

Natural resources[edit]

The mineral form of potassium sulfate, arcanite, is relatively rare. Natural resources of potassium sulfate are minerals abundant in the Stassfurt salt. These are cocrystallizations of potassium sulfate and sulfates of magnesium, calcium, and sodium.

Relevant minerals are:

• Kainite, KMg(SO₄)·Cl·3H₂O
• Schönite (now known as picromerite), K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O
• Leonite, K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O
• Langbeinite, K₂Mg₂(SO₄)₃
• Aphthitalite (previously known as glaserite), K₃Na(SO₄)₂
• Polyhalite, K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O

The potassium sulfate can be separated from some of these minerals, like kainite, because the corresponding salt is less soluble in water.

Kieserite, MgSO₄·H₂O, can be combined with a solution of potassium chloride to produce potassium sulfate.

Production[edit]

Approximately 1.5 million tons were produced in 1985, typically by the reaction of potassium chloride with sulfuric acid, analogous to the Mannheim process for producing sodium sulfate.^[7] The process involves intermediate formation of potassium bisulfate, an exothermic reaction that occurs at room temperature:

KCl + H₂SO₄ → HCl + KHSO₄

The second step of the process is endothermic, requiring energy input:

KCl + KHSO₄ → HCl + K₂SO₄

Structure and properties[edit]

Two crystalline forms are known. Orthorhombic β-K₂SO₄ is the common form, but it converts to α-K₂SO₄ above 583 °C.^[7] These structures are complex, although the sulfate adopts the typical tetrahedral geometry.^[8]

• 

  Structure of β-K₂SO₄.

• 

  Coordination sphere of one of two types of K⁺ site.

• 

  SO4 environment in β-K₂SO₄.

It does not form a hydrate, unlike sodium sulfate. The salt crystallizes as double six-sided pyramids, classified as rhombic. They are transparent, very hard and have a bitter, salty taste. The salt is soluble in water, but insoluble in solutions of potassium hydroxide (sp. gr. 1.35), or in absolute ethanol.

Uses[edit]

The dominant use of potassium sulfate is as a fertilizer. K₂SO₄ does not contain chloride, which can be harmful to some crops. Potassium sulfate is preferred for these crops, which include tobacco and some fruits and vegetables. Crops that are less sensitive may still require potassium sulfate for optimal growth if the soil accumulates chloride from irrigation water.^[9]

The crude salt is also used occasionally in the manufacture of glass. Potassium sulfate is also used as a flash reducer in artillery propellant charges. It reduces muzzle flash, flareback and blast overpressure.

It is sometimes used as an alternative blast media similar to soda in soda blasting as it is harder and similarly water-soluble.^[10]

Potassium sulfate can also be used in pyrotechnics in combination with potassium nitrate to generate a purple flame.

A 5% solution of potassium sulfate was used in the beginning of the 20th century as a topical mosquito repellent.^{[citation needed]}

Reactions[edit]

Acidification[edit]

Potassium hydrogen sulfate (also known as potassium bisulfate), KHSO₄, is readily produced by reacting K₂SO₄ with sulfuric acid. It forms rhombic pyramids, which melt at 197 °C (387 °F). It dissolves in three parts of water at 0 °C (32 °F). The solution behaves much as if its two congeners, K₂SO₄ and H₂SO₄, were present side by side of each other uncombined; an excess of ethanol the precipitates normal sulfate (with little bisulfate) with excess acid remaining.

The behavior of the fused dry salt is similar when heated to several hundred degrees; it acts on silicates, titanates, etc., the same way as sulfuric acid that is heated beyond its natural boiling point does. Hence it is frequently used in analytical chemistry as a disintegrating agent. For information about other salts that contain sulfate, see sulfate.

References[edit]

External links[edit]

• mindat.org: Arcanite
• webmineral: Arcanite

From Wikipedia, the free encyclopedia

Arcanite
Names
Other names Potassium sulphate
Identifiers
CAS Number	7778-80-5
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:32036
ChEMBL	ChEMBL2021424
ChemSpider	22915
ECHA InfoCard	100.029.013
EC Number	231-915-5
E number	E515(i) (acidity regulators, …)
KEGG	D01726
PubChem CID	24507
RTECS number	TT5900000
UNII	1K573LC5TV
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID6029701
InChI InChI=1S/2K.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2  Key: OTYBMLCTZGSZBG-UHFFFAOYSA-L  InChI=1/2K.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2 Key: OTYBMLCTZGSZBG-NUQVWONBAU
SMILES [K+].[K+].[O-]S([O-])(=O)=O
Properties
Chemical formula	K2SO4
Molar mass	174.259 g/mol
Appearance	White solid
Odor	odorless
Density	2.66 g/cm3[1]
Melting point	1,069[2] °C (1,956 °F; 1,342 K)
Boiling point	1,689 °C (3,072 °F; 1,962 K)
Solubility in water	111 g/L (20 °C) 120 g/L (25 °C) 240 g/L (100 °C)
Solubility product (Ksp)	1.32 (120 g/L)
Solubility	slightly soluble in glycerol insoluble in acetone, alcohol, CS2
Magnetic susceptibility (χ)	−67.0·10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.495
Structure
Crystal structure	orthorhombic
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Irritant
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Warning
Hazard statements	H318
Precautionary statements	P280, P305+P351+P338, P310
Flash point	Non-flammable
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	6600 mg/kg (oral, rat)[3]
Safety data sheet (SDS)	External MSDS
Related compounds
Other anions	Potassium selenate Potassium tellurate
Other cations	Lithium sulfate Sodium sulfate Rubidium sulfate Caesium sulfate
Related compounds	Potassium hydrogen sulfate Potassium sulfite Potassium bisulfite Potassium persulfate
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Potassium sulfate (US) or potassium sulphate (UK), also called sulphate of potash (SOP), arcanite, or archaically potash of sulfur, is the inorganic compound with formula K₂SO₄, a white water-soluble solid. It is commonly used in fertilizers, providing both potassium and sulfur.

History[edit]

Potassium sulfate (K₂SO₄) has been known since early in the 14th century. It was studied by Glauber, Boyle, and Tachenius. In the 17th century, it was named arcanuni or sal duplicatum, as it was a combination of an acid salt with an alkaline salt. It was also known as vitriolic tartar and Glaser’s salt or sal polychrestum Glaseri after the pharmaceutical chemist Christopher Glaser who prepared it and used medicinally.^[4][5]

Known as arcanum duplicatum («double secret») or panacea duplicata in pre-modern medicine, it was prepared from the residue (caput mortuum) left over from the production of aqua fortis (nitric acid, HNO₃) from nitre (potassium nitrate, KNO₃) and oil of vitriol (sulphuric acid, H₂SO₄) via Glauber’s process:

2 KNO₃ + H₂SO₄ → 2 HNO₃ + K₂SO₄

The residue was dissolved in hot water, filtered, and evaporated to a cuticle. It was then left to crystallise. It was used as a diuretic and sudorific.^[6]

According to Chambers’s Cyclopedia, the recipe was purchased for five hundred thalers by Charles Frederick, Duke of Holstein-Gottorp. Schroder, the duke’s physician, wrote wonders of its great uses in hypochondriacal cases, continued and intermitting fevers, stone, scurvy, and more.^[6]

Natural resources[edit]

The mineral form of potassium sulfate, arcanite, is relatively rare. Natural resources of potassium sulfate are minerals abundant in the Stassfurt salt. These are cocrystallizations of potassium sulfate and sulfates of magnesium, calcium, and sodium.

Relevant minerals are:

• Kainite, KMg(SO₄)·Cl·3H₂O
• Schönite (now known as picromerite), K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O
• Leonite, K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O
• Langbeinite, K₂Mg₂(SO₄)₃
• Aphthitalite (previously known as glaserite), K₃Na(SO₄)₂
• Polyhalite, K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O

The potassium sulfate can be separated from some of these minerals, like kainite, because the corresponding salt is less soluble in water.

Kieserite, MgSO₄·H₂O, can be combined with a solution of potassium chloride to produce potassium sulfate.

Production[edit]

Approximately 1.5 million tons were produced in 1985, typically by the reaction of potassium chloride with sulfuric acid, analogous to the Mannheim process for producing sodium sulfate.^[7] The process involves intermediate formation of potassium bisulfate, an exothermic reaction that occurs at room temperature:

KCl + H₂SO₄ → HCl + KHSO₄

The second step of the process is endothermic, requiring energy input:

KCl + KHSO₄ → HCl + K₂SO₄

Structure and properties[edit]

Two crystalline forms are known. Orthorhombic β-K₂SO₄ is the common form, but it converts to α-K₂SO₄ above 583 °C.^[7] These structures are complex, although the sulfate adopts the typical tetrahedral geometry.^[8]

• 

  Structure of β-K₂SO₄.

• 

  Coordination sphere of one of two types of K⁺ site.

• 

  SO4 environment in β-K₂SO₄.

It does not form a hydrate, unlike sodium sulfate. The salt crystallizes as double six-sided pyramids, classified as rhombic. They are transparent, very hard and have a bitter, salty taste. The salt is soluble in water, but insoluble in solutions of potassium hydroxide (sp. gr. 1.35), or in absolute ethanol.

Uses[edit]

The dominant use of potassium sulfate is as a fertilizer. K₂SO₄ does not contain chloride, which can be harmful to some crops. Potassium sulfate is preferred for these crops, which include tobacco and some fruits and vegetables. Crops that are less sensitive may still require potassium sulfate for optimal growth if the soil accumulates chloride from irrigation water.^[9]

The crude salt is also used occasionally in the manufacture of glass. Potassium sulfate is also used as a flash reducer in artillery propellant charges. It reduces muzzle flash, flareback and blast overpressure.

It is sometimes used as an alternative blast media similar to soda in soda blasting as it is harder and similarly water-soluble.^[10]

Potassium sulfate can also be used in pyrotechnics in combination with potassium nitrate to generate a purple flame.

A 5% solution of potassium sulfate was used in the beginning of the 20th century as a topical mosquito repellent.^{[citation needed]}

Reactions[edit]

Acidification[edit]

Potassium hydrogen sulfate (also known as potassium bisulfate), KHSO₄, is readily produced by reacting K₂SO₄ with sulfuric acid. It forms rhombic pyramids, which melt at 197 °C (387 °F). It dissolves in three parts of water at 0 °C (32 °F). The solution behaves much as if its two congeners, K₂SO₄ and H₂SO₄, were present side by side of each other uncombined; an excess of ethanol the precipitates normal sulfate (with little bisulfate) with excess acid remaining.

The behavior of the fused dry salt is similar when heated to several hundred degrees; it acts on silicates, titanates, etc., the same way as sulfuric acid that is heated beyond its natural boiling point does. Hence it is frequently used in analytical chemistry as a disintegrating agent. For information about other salts that contain sulfate, see sulfate.

References[edit]

External links[edit]

• mindat.org: Arcanite
• webmineral: Arcanite

Описание вещества

Это соединение было известно еще в Средние века. Представляет собой соль калия и серной кислоты. Основные свойства:

1. Молярная масса (численно равна относительной молекулярной массе) — 174,26 г/моль.
2. Плотность — 2,66 г/см3.
3. Температура плавления — 1069 °C.
4. Растворимость в воде — 12г/100г (при нормальных условиях).
5. Структурная формула (графическое строение) — ромбическая сингония.

Сингония — определенные элементы симметрии, описывающие порядок и расположение атомов в молекуле.

Сульфат калия (химическая формула K2SO4) — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде. В чистом виде (без примесей) в природе встречается редко — есть только несколько месторождений, расположенных в Польше и США (Калифорния). Также в небольших количествах его обнаруживали и в России (Крым, Северо-Восточный регион).

Калия сульфат содержится в водах соленых озер. Примеси этого вещества есть во многих минералах:

• леонит;
• глазерит;
• полигалит, и некоторых других.

Сернокислый калий не подвержен гидролизу. Он не растворяется в спирте (C2H5OH — этанол) и в концентрированных щелочах.

Получение соединения

Из-за того, что вещество в природе встречается редко, но имеет большое промышленное значение, методам получения K2SO4 уделяется значительное внимание. Основные производственные способы синтеза заключаются в проведении обменных реакций хлорида кальция с солями серной кислоты:

2KCl + 2MgSO4 → K2SO4 + 2MgCl2.

2KCl + Na2SO4 → K2SO4 + 2NaCl.

2KCl + FeSO4 → K2SO4 + FeCL2.

Химически чистое соединение получают воздействием серной кислотой на твердый хлорид:

2KCl + H2SO4 → K2SO4 + HCl.

В лабораториях пользуются немного другими способами, позволяющими получить нужное соединение. Основные из них:

1. При взаимодействии оксида и серной кислоты: K2O + H2SO4 → k2so4 + H2O.
2. Воздействием на щелочь разбавленной кислоты: 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
3. Горением сульфида: K2S + 2O2 → K2SO4. Эта реакция — окисление — проводится при высоких температурах (500°C).
4. Взаимодействие кислых солей с серной кислотой (реакция вытеснения): K2CO3 + H2SO4 → K2SO4 + CO2 (газ) + H2O.
5. Разложение гидросульфата калия: 2KHSO4 → k2so4 + h2o. Реакция протекает при температуре порядка 240 °C.
6. При окислении соли сернистой кислоты: 4K2SO3 → K2S + 3K2SO4. Реакция проводится в условиях высоких температур (около 600°C).
7. Реакцией взаимодействия диоксида серы с надперекисью калия при температуре 100°C: KO2 + SO2 → R2SO4.
8. Окисление серы бихроматом: S + K2Cr2O7 → K2SO4 + Cr2O3. Реакция протекает при t = 1000 °C.
9. Окисление сульфита перманганатом калия (марганцовка) и серной кислотой: 5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O.
10. Взаимодействие сульфата аммония и гидроксида калия: (NH4)2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2NH3 (газ) + 2H2O.

Существует достаточно большое количество реакций, в результате которых будет образовываться сернокислый калий (другое название соединения). Преимуществом выбора того или иного метода будет химическая чистота получаемого вещества и экономическая целесообразность.

Химические свойства

С точки зрения химии, соединение ведет себя как типичная средняя соль. Для него характерны такие реакции:

1. Взаимодействует с солями бария: BaCl2 + K2SO4 → 2KCl + BaSO4 (осадок).
2. Реагирует с кислотами: K2SO4 + H2SO4 → 2KHSO4 (гидросульфат калия — кислая соль).
3. Вступает в реакцию с ангидридом серной кислоты (серным газом — оксидом серы с валентностью 6): K2SO4 + SO3 → K2S2O7 (пиросульфат калия).
4. Участвует в реакциях восстановления с образованием сульфида калия: K2SO4 + 4C → K2S + 4CO (угарный газ), реакция проводится при высокой температуре (900°C); K2SO4 + 4H2 → K2S + 4H2O — взаимодействие протекает при t = 600 °C и при участии катализатора, в качестве которого используется железный сурик (трехвалентный оксид железа Fe2O3).

Примечание: кислотный остаток SO4 (сульфат-анион — не путать с СО4) является двухвалентным, поэтому, чтобы правильно составить уравнения реакций, нужно этот момент учитывать — формула сернокислого калия пишется как K2SO4, а не KSO4.

Промышленное применение

Аграрная отрасль — основной потребитель калийной селитры (другое название соединения). Оно используется в качестве удобрения для подкормки почвы. Ценность продукта заключается в его способности ускорять обменные процессы в клетках растений, улучшать их сопротивляемость различным грибковым поражениям.

Недостаток калия (K) приводит к тому, что у растений нарушается углеводный баланс, это влечет за собой уменьшение образования крахмала и сахаров, снижение устойчивости растений к заболеваниям. Определить нехватку элемента можно и по внешним признакам:

1. Края листьев приобретают желтоватую окраску, теряют свой естественный цвет и «выгорают».
2. На нижней поверхности листьев появляются пятна.
3. Стебель растения становится безжизненным, пожухлым, хрупким.
4. Замедляется рост.
5. Снижается урожайность.
6. Ухудшаются вкусовые качества плода.

Причем недостаток K может возникнуть из-за самих растений: некоторые из них слишком активно «вытягивают» его из почвы. В таких случаях внесение удобрения — необходимость.

Еще один вариант применения сернокислого калия — в качестве исходного сырья при получении гидросульфата (KHSO4). Это соединение требуется во многих отраслях промышленности:

1. Как составной компонент флюса в металлургии.
2. При производстве красителей (сульфирующий компонент).
3. В ювелирном деле (отбеливатель).

Незаменим он и для науки: химики-аналитики используют KHSO4, чтобы перевести некоторые соединения в легкорастворимые формы.

В странах Европейского союза сульфат калия используют как пищевую добавку биодобавку — регулятор кислотности (стабилизатор) при производстве алкогольных напитков, добавляют в дрожжевые закваски при хлебопечении и даже иногда заменяют им соль в диетических продуктах.

Сульфат калия
Общие
Систематическое наименование	сульфат калия
Традиционные названия	сернокислый калий
Химическая формула	K2SO4
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	белое кристаллическое вещество
Молярная масса	174.259 г/моль
Плотность	2.66 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	1069 °C
Температура кипения	1689 °C
Температура вспышки	негорюч °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	131,4 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	−1437,7 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	(20 °C) 11.1 г/100мл (25 °C) 12 г/100мл (100 °C) 24 г/100 мл
Растворимость в остальных веществах	слабо растворим в глицерине, нерастворим в ацетоне, спирте, CS2
Структура
Кристаллическая структура	ромбическая
Классификация
Рег. номер CAS	7778-80-5
RTECS	TT5900000
Безопасность
ЛД50	6600 мг/кг
Токсичность	0 1 0

Сульфат калия — неорганическое соединение. Химическая формула K₂SO₄.

История

Сульфат калия был известен с начала 14-го века, изучен Глаубером, Бойлом и Тахеусом. В 17 веке он был назван arcanuni или sal duplicatum — эти названия были для кислот и щелочных солей.

Нахождение в природе

В природе находится на месторождениях калийных солей. Присутствует в водах солёных озёр.

Физические свойства

Бесцветные кристаллы, ромбическая сингония (a = 0,742 нм, b = 1,001 нм, c = 0,573 нм, Z = 4, пространственная группа Pnam). При температуре выше 584 °C переходит в гексагональную модификацию (a = 0,5947 нм, c = 0,8375 нм, Z = 2, пространственная группа P6₃/mmc).

Хорошо растворим в воде, не подвергается гидролизу. Нерастворим в концентрированных растворах щелочей или в чистом этаноле.

Получение

Минеральные формы чистого сульфата калия относительно редки. Минерал арканит (англ. Arcanite) состоит из чистого K₂SO₄, представляет собой белые или прозрачные кристаллы, встречается в Калифорнии (США).

Есть много минералов, содержащих соли калия:

• Каинит — MgSO₄·KCl·H₂O
• Глазерит — 2K₂SO₄·Na₂SO₄
• Шенит — K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O
• Леонит — K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O
• Лангбейнит — K₂SO₄·2MgSO₄
• Полигалит — K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O
• Сингенит — K₂SO₄·CaSO₄·H₂O

Промышленные методы получения основаны на обменных реакциях KCl с различными сульфатами и в результате сульфат калия, как правило, сильно загрязнён побочными продуктами:

Наиболее чистый продукт получают, обрабатывая твёрдый хлорид калия концентрированной серной кислотой:

Прокаливанием с углём минерала лангбейнита:

В лабораторной практике применяют следующие методы:

• из оксида калия:

• вытеснением из слабых или неустойчивых кислот:

• из щёлочи и разбавленной кислоты:

• из гидросульфата калия:

• окислением сульфида калия:

• из надперекиси калия:

Сульфат калия получается при нагреве сульфита калия до температуры в 600 °C:

Окисление серы бихроматом калия:

Химические свойства

Как соль двухосновной кислоты образует кислые соли:

Как все сульфаты взаимодействует с растворимыми соединениями бария:

Восстанавливается до сульфида:

С оксидом серы образует пиросульфат:

Применение

Основной потребитель сульфата калия — сельское хозяйство. Сульфат калия является ценным бесхлорным удобрением. Эффективность сульфата калия лучше проявляется на бедных калием дерново-подзолистых почвах гранулометрического состава и торфяных почвах. На черноземных почвах он применяется обычно под культуры, которые усваивают много калия и натрия (сахарная свёкла, подсолнечники, плодовые, для корнеплодов, овощей). На каштановых и серозёмных почвах используют в зависимости от вида культуры, технологии выращивания и содержания калия в почве. Сульфат калия намного эффективнее влияет на величину урожая и его качество, если его применять в комплексе с азотными и фосфорными удобрениями. На кислых почвах действие сульфата калия повышается на фоне использования извести.

Калий повышает содержание сахаров и витаминов в выращиваемой продукции, а подкормки в конце августа-сентября способствуют лучшему зимованию плодово-ягодным и декоративным деревьям и кустарникам. Используется на различных почвах, под все культуры, а также для комнатного и балконного цветоводства. Сульфат калия пригоден для всех способов внесения: основного (при перекопке почвы весной или осенью) и для подкормки в течение вегетационного периода.^[1]

Применяется в первую очередь под культуры, чувствительные к хлору (картофель, табак, лён, виноград, цитрусовые и др.). Наличие в удобрении сульфат-иона положительно влияет на урожай растений семейства крестоцветных (капуста, брюква, турнепс и др.) и бобовых, потребляющих много серы.

Также сульфат калия используется в производстве стекла, различных квасцов и других соединений калия, как флюс в металлургии.^[2] В Европейском союзе допущен в качестве использования как пищевая добавка E515.

Сведения о безопасности

Следующие действия сульфатом калия на части тела могут вызвать:

• Глаза: попадание пыли может вызвать механическое раздражение,
• Кожа: попадание на кожу может вызвать раздражение,
• Проглатывание: употребление в пищу больших количеств может вызвать раздражение желудочно-кишечного тракта,
• Вдыхание: при вдыхании может вызвать раздражение дыхательных путей,
• При хроническом употреблении сульфата калия: отравления могут возникать в редких случаях длительного воздействия.

Примечания

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).