Сульфат калію

Сульфа́т ка́лію — неорганічна сполука, калієва сіль сульфатної кислоти складу K₂SO₄. Речовина є білими орторомбічними кристалами.

Сульфат калію
Назва за IUPAC	Калій сульфат
Ідентифікатори
Номер CAS	7778-80-5
Номер EINECS	231-915-5
DrugBank	DB14499
KEGG	D01726 і C13192
ChEBI	32036
RTECS	TT5900000
SMILES	[O-]S(=O)(=O)[O-].[K+].[K+][1]
InChI	InChI=1S/2K.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h;;(H2,1,2,3,4)/q2*+1;/p-2
Властивості
Молекулярна формула	K2SO4
Молярна маса	174,261 г/моль
Зовнішній вигляд	білі кристали
Густина	2,66 г/см³
Тпл	1069 °C
Розчинність (вода)	12,0 г/100 г
Розчинність (етанол)	нерозчинний
Структура
Кристалічна структура	орторомбічна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-343,6 ккал/моль
Ст. ентропія So 298	42,0 кал/(моль·K)
Теплоємність, co p	31,4 кал/(моль·K)
Пов'язані речовини
Інші аніони	хлорид калію
Інші катіони	сульфат магнію сульфат натрію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Використовується як калійні добрива. Також застосовується у виробництві галунів, скла.

Історія

Сульфат калію відомий з 14 століття, вперше його вивчав німецький алхімік Йоганн Рудольф Ґляубер (1604—1670), Роберт Бойль і Тахеніус.

Знаходження у природі

Лангбейніт

У вільному стані сульфат калію зустрічається дуже рідко як мінерал арканіт^[2]; частіше сульфат калію входить до складу мінералів, які є подвійними солями:

• каїніт, MgSO₄·KCl·H₂O
• шеніт, K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O
• леоніт, K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O
• лангбейніт, K₂SO₄·2MgSO₄
• глазерит, K₃Na(SO₄)₂
• полігаліт, K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O
• сингеніт, K₂SO₄·CaSO₄·H₂O

У природі зустрічається у родовищах калійних солей. Присутній у водах солоних озер.

Фізичні властивості

Сульфат калію добре розчиняється у воді, нерозчинний в етанолі.

Розчинність K₂SO₄ у воді (у відсотках)^[3]

0 °C	10 °C	20 °C	25 °C	30 °C	40 °C	50 °C	60 °C	70 °C	80 °C	90 °C	100 °C
7,11	8,46	9,95	10,7	11,4	12,9	14,2	15,5	16,7	17,7	18,6	19,36

Отримання

Виробництво сульфату калію можливе кількома способами в залежності від доступності та вартості обраної сировини.

Одним з найпоширеніших методів є добування солі з мінералу лангбейніту K₂SO₄·2 MgSO₄. Після подрібнення з мінеральної сировини вимивають водою супутнього їй хлориду натрію, а згодом магнітною сепарацією відокремлюють іншу домішку — магнетит. Згодом очищену сіль обробляють водним розчином хлориду калію:

${\displaystyle \mathrm {K_{2}SO_{4}\cdot 2MgSO_{4}+4KCl\longrightarrow 3K_{2}SO_{4}+2MgCl_{2}} }$

Після відфільтровування нерозчинних домішок, сульфат калію виокремлюють з розчину кристалізацією завдяки його меншій, ніж у хлориду магнію, розчинності.

Аналогічними є методи синтезу шляхом взаємодії хлориду калію з сульфатною кислотою та іншими сульфатами: Na₂SO₄, CaSO₄·2H₂O, FeSO₄.

Також сульфат калію може бути отриманий реакцією обміну між гідроксидом калію та сірчаною кислотою (метод Мангейма):

${\displaystyle \mathrm {2KCl+H_{2}SO_{4}\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2HCl} }$

За методом Гаргрівза K₂SO₄ можна синтезувати нагріванням суміші з хлориду калію, діоксиду сірки, повітря і води:

${\displaystyle \mathrm {4KCl+2SO_{2}+O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2K_{2}SO_{4}+4HCl} }$

Хімічні властивості

Як сіль двоосновної кислоти утворює кислі солі:

${\displaystyle \mathrm {K_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}\rightleftarrows 2KHSO_{4}} }$

Як всі сульфати взаємодіє з розчинними сполуками барію:

${\displaystyle \mathrm {K_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\longrightarrow 2KCl+BaSO_{4}\downarrow } }$

Відновлюється до сульфіду:

${\displaystyle \mathrm {K_{2}SO_{4}+4H_{2}{\xrightarrow {600^{o}C,Fe_{2}O_{3}}}K_{2}S+4H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {K_{2}SO_{4}+4C{\xrightarrow {900^{o}C}}K_{2}S+4CO} }$

З оксидом сірки утворює піросульфат:

${\displaystyle \mathrm {K_{2}SO_{4}+SO_{3}{\xrightarrow {}}K_{2}S_{2}O_{7}} }$

Застосування

Застосовується як калійне добриво, для одержання галуну, у виробництві скла, для отримання кислого сульфату калію (гідросульфату), що використовується як вибілювач у ювелірній справі. Крім того, застосовують як компонент флюсу у металургії, сульфуючий агент у виробництві барвників, в аналітичній хімії — для переведення важкорозчинних сполук у легкорозчинні.

В Європейському Союзі допущений як харчовий додаток — регулятор кислотності Е515.