Kaliumcarbonat

Strukturformel
Allgemeines
Name	Kaliumcarbonat
Andere Namen	Pottasche; kohlensaures Kalium; Kalium carbonicum; E 501[1]; POTASSIUM CARBONATE (INCI)[2];
Summenformel	K2CO3
Kurzbeschreibung	weißer, hygroskopischer Feststoff[3]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	209-529-3
ECHA-InfoCard	100.008.665
PubChem	11430
ChemSpider	10949
DrugBank	DB13977
Wikidata	Q379885
Eigenschaften
Molare Masse	138,20 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,428 g·cm−3[3]
Schmelzpunkt	891 °C[3]
Siedepunkt	Zersetzung[3]
Löslichkeit	sehr leicht in Wasser (1120 g·l−1 bei 20 °C)[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3] Achtung
H- und P-Sätze	H: 315‐319‐335
	P: 302+352‐305+351+338 [3]
Toxikologische Daten	1870 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[4]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−1151,0 kJ/mol[5]
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Kaliumcarbonat (fachsprachlich) oder Kaliumkarbonat (Trivialname: Pottasche), K₂CO₃, ist ein Alkali und das Kaliumsalz der Kohlensäure. Es 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 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

Die weltweit größten Kalisalzvorkommen liegen in Kanada, Russland, Eritrea, Belarus und Deutschland;[6] 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.[7]

Gewinnung und Darstellung

Carbonisierung von Kalilauge:[8]

\mathrm {\ 2KOH+CO_{2}\ \rightleftharpoons \ K_{2}CO_{3}+H_{2}O}

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_{2}SO_{4}+Ca(OH)_{2}+2CO\ \rightleftharpoons \ CaSO_{4}+2HCOOK}

\mathrm {\ 2HCOOK+O_{2}\ \rightleftharpoons \ K_{2}CO_{3}+CO_{2}+H_{2}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[9][10]

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

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 {CO_{3}^{2-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HCO_{3}^{-}+OH^{-}}

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

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

Wasserfreies Kaliumcarbonat kristallisiert monoklin, Raumgruppe P2₁/c (Raumgruppen-Nr. 14)Vorlage:Raumgruppe/14 mit den Gitterparametern a = 5,640 Å, b = 9,839 Å, c = 6,874 Å und β = 98,70°.[11] Bei 250 °C geht diese in die monokline β-Form über (Raumgruppe C2/c (Nr. 15)Vorlage:Raumgruppe/15, a = 5,675 Å, b = 9,920 Å, c = 7,018 Å und β = 96,8°).[12] Bei 450 °C geht diese in eine hexagonale Form über.[13]

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.
Zusatz zu Kakao als Säureregulator
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 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[14]
Aufgrund des stets enthaltenen radioaktiven Kalium-40 kann Pottasche für Schülerversuche zur Radioaktivität verwendet werden
Viele Jahrhunderte lang wurde in Europa das Kaliumcarbonat in Form der Buchenasche zum Bauchen von Kleidung und anderen Textilien aus Leinen und später auch aus Baumwolle verwendet. Die Asche wird dabei in Säckchen gefüllt und einem mit geschichteter Wäsche gefüllten Holzfass beigegeben. Durch Überschütten des Säckchens mit heißem Wasser wurde eine Lauge frei, die reinigend und leicht bleichend gewirkt hat. Mit Wasser wurde die Lauge danach am Waschbrunnen oder am Fluss ausgewaschen. Das Aufkommen von Kernseife und später künstlichen Reinigungsstoffen zu Anfang des 20. Jahrhunderts machte diese Methode obsolet.[15]
Bestandteil von Feuerlöschmitteln[16]

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:

{\ce {BaSO4 + Na2CO3 <=> BaCO3 + Na2SO4}}

Einzelnachweise

Eintrag zu E 501: Potassium carbonate in der Europäischen Datenbank für Lebensmittelzusatzstoffe, abgerufen am 1. Juli 2020.
Eintrag zu POTASSIUM CARBONATE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 11. August 2020.
Eintrag zu Kaliumcarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 22. Februar 2017. (JavaScript erforderlich)
Eintrag zu Potassium carbonate in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM)
David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-20.
USGS (US Mineral Resources Program): Potash. (PDF; 88 kB) Stand Januar 2010.
Eintrag zu Holzasche. In: Lexikon der Chemie. Spektrum der Wissenschaft Verlagsgesellschaft, abgerufen am 3. September 2018.
Eintrag zu Kaliumcarbonat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 12. November 2014.
Friedrich Dobler: Die chemische Fundierung der Heilkunde durch Theophrastus Paracelsus: Experimentelle Überprüfung seiner Antimonpräparate. In: Veröffentlichungen der Internationalen Gesellschaft für Geschichte der Pharmazie, Neue Folge, 10, 1957, S. 76–86, hier: S. 80.
Friedrich Dobler: Conrad Gessner als Pharmazeut. Von Ostheim A. G., Zürich 195, S. 104.
Y. Idemoto, J.W. Richardson, N. Koura, S. Kohara, C.K. Loong: Crystal structure of (Li_xK_1−x)₂CO₃ (x = 0,0.43,0.5,0.62,1) by neutron powder diffraction analysis. In: Journal of Physics and Chemistry of Solids, 59, 1998, S. 363–376, doi:10.1016/S0022-3697(97)00209-6.
H.Y. Becht, B. Struikmans: A Monoclinic High-Temperature Modification ot Potassium Carbonate. In: Acta Crystallographica, B32, 1976, S. 3344–3346, doi:10.1107/S0567740876010303.
S.J. Schneider, E.M. Levin: Polymorphism of K₂CO₃. In: Journal of the American Ceramic Society, 56(4), 1973, S. 218–219, doi:10.1111/j.1151-2916.1973.tb12461.x.
Studie der Universität für Bodenkultur Wien über die Auswirkung stickstoffhältiger Auftaumittel Auftaumittelstudie 2000 (PDF; 1,6 MB)
LVR-Institut für Landeskunde und Regionalgeschichte: Bauchen von Wäsche mit Buchenasche.
Georg Pleß: Substitution bestimmter umweltschädlicher Feuerlöschmittel in ausgewählten Anwendungsbereichen. Hrsg.: Institut der Feuerwehr Sachsen-Anhalt. Heyrothsberge 2003 (umweltbundesamt.de [PDF]).

Weblinks

Wiktionary: Pottasche – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Potash – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Stephanie Summermatter: Pottasche. In: Historisches Lexikon der Schweiz.

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[E-Nummer501-1] Eintrag zu E 501: Potassium carbonate in der Europäischen Datenbank für Lebensmittelzusatzstoffe, abgerufen am 1. Juli 2020.

[CosIng-2] Eintrag zu POTASSIUM CARBONATE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 11. August 2020.

[GESTIS-3] Eintrag zu Kaliumcarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 22. Februar 2017. (JavaScript erforderlich)

[4] Eintrag zu Potassium carbonate in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM)

[CRC90_5_20-5] David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-20.

[6] USGS (US Mineral Resources Program): Potash. (PDF; 88 kB) Stand Januar 2010.

[7] Eintrag zu Holzasche. In: Lexikon der Chemie. Spektrum der Wissenschaft Verlagsgesellschaft, abgerufen am 3. September 2018.

[8] Eintrag zu Kaliumcarbonat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 12. November 2014.

[9] Friedrich Dobler: Die chemische Fundierung der Heilkunde durch Theophrastus Paracelsus: Experimentelle Überprüfung seiner Antimonpräparate. In: Veröffentlichungen der Internationalen Gesellschaft für Geschichte der Pharmazie, Neue Folge, 10, 1957, S. 76–86, hier: S. 80.

[10] Friedrich Dobler: Conrad Gessner als Pharmazeut. Von Ostheim A. G., Zürich 195, S. 104.

[11] Y. Idemoto, J.W. Richardson, N. Koura, S. Kohara, C.K. Loong: Crystal structure of (Li_xK_1−x)₂CO₃ (x = 0,0.43,0.5,0.62,1) by neutron powder diffraction analysis. In: Journal of Physics and Chemistry of Solids, 59, 1998, S. 363–376, doi:10.1016/S0022-3697(97)00209-6.

[12] H.Y. Becht, B. Struikmans: A Monoclinic High-Temperature Modification ot Potassium Carbonate. In: Acta Crystallographica, B32, 1976, S. 3344–3346, doi:10.1107/S0567740876010303.

[13] S.J. Schneider, E.M. Levin: Polymorphism of K₂CO₃. In: Journal of the American Ceramic Society, 56(4), 1973, S. 218–219, doi:10.1111/j.1151-2916.1973.tb12461.x.

[14] Studie der Universität für Bodenkultur Wien über die Auswirkung stickstoffhältiger Auftaumittel Auftaumittelstudie 2000 (PDF; 1,6 MB)

[15] LVR-Institut für Landeskunde und Regionalgeschichte: Bauchen von Wäsche mit Buchenasche.

[16] Georg Pleß: Substitution bestimmter umweltschädlicher Feuerlöschmittel in ausgewählten Anwendungsbereichen. Hrsg.: Institut der Feuerwehr Sachsen-Anhalt. Heyrothsberge 2003 (umweltbundesamt.de [PDF]).