Proprietà, rischi e usi del solfato di potassio (K2SO4)

il solfato di potassio, noto anche come arcanite, è un composto chimico la cui formula è K₂SW₄. La sua struttura appare nella figura 1 (EMBL-EBI, 2014).

Questo composto è noto sin dall'inizio del XIV secolo ed è stato studiato da Glauber, Boyle e Tachenius. Nel diciassettesimo secolo, si chiamava arcanuni o salt duplicatum, poiché era una combinazione di un sale acido con un sale alcalino.

Era noto anche come tartaro vitriolico e sale di Glaser o sale policloruro di Glaseri, dopo che il chimico farmaceutico Christopher Glaser lo preparò e lo utilizzò in medicina.

Il potassio è un elemento relativamente abbondante nella crosta terrestre e la produzione di concime di potassio si verifica in ogni continente abitato. Tuttavia, il K₂SW₄ Raramente si trova in una forma pura in natura. Invece, è mescolato naturalmente con sali che contengono magnesio, sodio e cloruro.

Questi minerali richiedono un'ulteriore elaborazione per separare i loro componenti. Storicamente, K è stato preparato₂SW₄ facendo reagire KCl con acido solforico. Tuttavia, in seguito, i ricercatori hanno scoperto che potevano manipolare una serie di minerali dalla terra per produrre K₂SW₄, il metodo di produzione più comune attualmente.

I minerali contenenti K naturali (come la kainite e la schoenite) vengono accuratamente estratti e lavati con acqua e soluzioni saline per eliminare i sottoprodotti e produrre K₂SW₄. L'industria mineraria utilizza un processo simile per la raccolta K₂SW₄ del Gran Lago Salato nello Utah e depositi minerali sotterranei.

Nel New Mexico, il K₂SW₄ è separato dai minerali di langbeinite facendolo reagire con una soluzione di KCl, che rimuove i sottoprodotti (come Mg) e lascia K₂SW₄. Tecniche di elaborazione simili sono utilizzate in molte parti del mondo, a seconda delle materie prime accessibili (The Mosaic Company, 2016).

Il composto è anche ottenuto dalla reazione del cloruro di potassio con acido solforico o anidride solforosa, acqua e ossigeno (processo di hargreaves) (National Library of Medicine, U.S., 2002).

indice

• 1 Proprietà fisiche e chimiche del solfato di potassio
• 2 Reattività e rischi
  • 2.1 Contatto con la pelle
  • 2.2 Inalazione
  • 2.3 Ingestione
• 3 usi
  • 3.1 1- Agricoltura
  • 3.2 2- Produzione di allume
• 4 riferimenti

Proprietà fisiche e chimiche del solfato di potassio

Il solfato di potassio è un insieme di cristalli bianchi ortorombici, senza un aroma caratteristico e con un sapore leggermente salino amaro (National Center for Biotechnology Information., 2017). Il suo aspetto è mostrato in figura 2.

Il suo peso molecolare è 174,259 g / mol e la sua densità è 2,662 g / ml. Ha un punto di fusione di 1069 ° C e un punto di ebollizione di 1689 ° C. Il composto è molto solubile in acqua, essendo in grado di sciogliere 120 grammi di questo composto per ogni litro di acqua. È anche leggermente solubile in glicerolo e insolubile in alcool e chetoni.

Solfato di acido di potassio (noto anche come bisolfato di potassio), KHSO₄, viene prodotto facilmente reagendo K₂SW₄ con acido solforico. Forma piramidi romboidali che si sciolgono a 197 ° C. Si scioglie in tre parti d'acqua a 0 ° C.

La soluzione si comporta come se i suoi due congeneri, K₂SW₄ e H₂SW₄, erano presenti fianco a fianco senza combinare. Un eccesso di etanolo precipita solfato normale (con poco bisolfato) con un eccesso di acido rimanente.

Il comportamento del sale secco fuso è simile quando riscaldato a diverse centinaia di gradi. Agisce su silicati, titanati, ecc., Allo stesso modo dell'acido solforico che viene riscaldato oltre il suo naturale punto di ebollizione.

Pertanto, è frequentemente utilizzato in chimica analitica come agente disintegrante. A temperature elevate, si riduce al solfuro di potassio per l'azione del monossido di carbonio.

Reattività e rischi

Il solfato di potassio è classificato come stabile, può causare grave irritazione gastrointestinale se ingerito in grandi dosi. La sostanza è tossica per i polmoni e le mucose. L'esposizione ripetuta o prolungata alla sostanza può causare danni a questi organi.

Se il composto viene a contatto con gli occhi, le lenti a contatto devono essere controllate e rimosse. Gli occhi vanno lavati immediatamente con abbondante acqua per almeno 15 minuti con acqua fredda.

Contatto con la pelle

In caso di contatto con la pelle, risciacquare immediatamente l'area interessata con abbondante acqua per almeno 15 minuti, rimuovendo gli indumenti e le scarpe contaminati. Coprire la pelle irritata con un emolliente.

Lavare vestiti e scarpe prima di riutilizzarli. Se il contatto è grave, lavare con un sapone disinfettante e coprire la pelle contaminata da una crema antibatterica.

inalazione

In caso di inalazione, la vittima dovrebbe essere spostata in un luogo fresco. Se non respira, deve essere somministrata la respirazione artificiale. Se la respirazione è difficile, fornire ossigeno.

ingestione

Se il composto viene ingerito, il vomito non dovrebbe essere indotto se non indicato dal personale medico. Allentare indumenti stretti come colletto della camicia, cintura o cravatta.

In tutti i casi, è necessario consultare immediatamente un medico (scheda di sicurezza del materiale solfato di potassio, 2013).

applicazioni

Il solfato di potassio è usato principalmente in agricoltura come fertilizzante. È anche essenziale per la produzione di allume.

1- Agricoltura

Il potassio è necessario per completare molte funzioni essenziali nelle piante, come l'attivazione delle reazioni enzimatiche, la sintesi delle proteine, la formazione di amido e zuccheri e la regolazione del flusso dell'acqua nelle cellule e nelle foglie.

Spesso le concentrazioni di K nel terreno sono troppo basse per sostenere la crescita sana delle piante.

Il solfato di potassio è un'ottima fonte di nutrizione di potassio per le piante. La porzione di potassio del K₂SW₄ Non è diverso da altri comuni fertilizzanti al potassio.

Tuttavia, fornisce anche una preziosa fonte di zolfo, che richiede la sintesi proteica e la funzione enzimatica. Come il potassio, anche lo zolfo può avere un deficit per un'adeguata crescita delle piante.

Il solfato di potassio è solo un terzo come solubile come cloruro di potassio (KCl), quindi non è così comunemente disciolto per aggiunta attraverso l'acqua di irrigazione a meno che non vi sia un ulteriore fabbisogno di zolfo (fertilizzazione del fertilizzante, 2016) ).

Tuttavia, uno dei vantaggi del solfato di potassio è che non è un prodotto fertilizzante a pH estremamente alto.

Il cloruro di potassio, d'altra parte, è un po 'più alto nel pH e ha una tendenza, se usato nel tempo, a innalzare il pH e può essere ingannevole per le persone che guardano solo a questo componente e quindi non mettono il calcio o calcare per controllarlo.

Il solfato di potassio, a causa del solfato, non aumenta effettivamente il pH del terreno. È più un pH neutro, motivo per cui è un prodotto abbastanza superiore solo dall'aspetto del pH.

Un sacco di terreni, specialmente piccoli frutteti, non ne hanno bisogno. Ma molte delle più grandi operazioni agricole incontrano la necessità di solfato di potassio (International Plant Nutrition Institute, S.F.).

L'indice di sale parziale di K₂SW₄ è inferiore rispetto ad altri concimi K comuni, in modo da aggiungere meno salinità totale per unità di K. La misurazione del sale (EC) di una soluzione K₂SW₄ è meno di un terzo di una concentrazione simile di una soluzione di KCl (10 millimoli per litro).

Quando sono necessari tassi K elevati₂SW₄Gli agronomi raccomandano generalmente di applicare il prodotto in dosi multiple. Questo aiuta a prevenire l'accumulo di surplus K dalla pianta e minimizza anche eventuali danni dovuti al sale.

2- Produzione di allume

La soluzione di solfato di alluminio e la soluzione di solfato di potassio vengono miscelate per cristallizzare e ottenere una nuova classe di sali chiamata solfato di potassio alluminio K₂SW₄ · Al₂(SO₄)₃ · 24 ore₂O. Questo sale complesso è comunemente indicato come allume.

Dal punto di vista della composizione, è formato dall'addotto di due semplici sali, non è una semplice miscela dei due sali, ma il composto della stessa struttura cristallina. La differenza tra il sale complesso e il complesso è che allo stato solido o soluzione, il sale complesso presenta ioni semplici, senza ioni complessi.

Le allume hanno molti usi, ma sono state parzialmente soppiantate dal solfato di alluminio stesso, che è facilmente ottenibile trattando il minerale di bauxite con acido solforico. Gli usi commerciali delle allume provengono principalmente dall'idrolisi degli ioni di alluminio, che si traduce nella precipitazione dell'idrossido di alluminio.

Questa sostanza chimica ha diversi usi industriali. La carta è dimensionata, ad esempio, depositando idrossido di alluminio negli interstizi delle fibre di cellulosa. L'idrossido di alluminio assorbe le particelle sospese nell'acqua e, quindi, è un utile agente flocculante negli impianti di depurazione delle acque.

Quando viene usato come mordente (legante) nella tintura, il colorante viene fissato su cotone e altri tessuti, rendendolo insolubile. Gli alumini vengono anche usati nel decapaggio, nel lievito in polvere, negli estintori e come astringenti in medicina (Britannica, 2007).

riferimenti

1. Britannica, T. E. (12 aprile 2007). Ottenuto dalla britannica: britannica.com.
2. EMBL-EBI. (28 luglio 2014). solfato di potassio. Estratto da ebi.ac.uk: ebi.ac.uk.
3. Mediazione di fertilizzanti. (2016). Solfato di potassio. Ottenuto da fertilizzante: fertizerbrokerage.com.
4. Istituto internazionale per la nutrizione delle piante. (S.F.). Solfato di potassio. Estratto da ipni.net: ipni.net.
5. Scheda di sicurezza del materiale solfato di potassio. (21 maggio 2013). Estratto da sciencelab: sciencelab.com.
6. Centro nazionale per informazioni sulla biotecnologia ... (25 marzo 2017). Database composto di PubChem; CID = 24507 . Estratto da PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
7. The Mosaic Company. (2016). Solfato di potassio. Estratto da cropnutrition: cropnutrition.com.
8. S. National Library of Medicine. (8 novembre 2002). SOLFATO DI POTASSIO. Estratto da toxnet: toxnet.nlm.nih.gov.