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Pa (?

°C)

Kaliumcarbonat (Pottasche), K₂CO₃, das Kaliumsalz der Kohlensäure bildet ein weißes, hygroskopisches Pulver mit einer Schmelztemperatur von 894 °C und einer Dichte von 2,43 g/cm³. Der Name Pottasche stammt von der alten Methode der Anreicherung von Kaliumcarbonat aus Holzasche mittels Lösung der Salze durch Auswaschen mit Wasser und anschließendem Eindampfen in Töpfen (Pötten). Der traditionelle Name stand auch Pate für den englischen Namen von Kalium: potassium.

Verhalten

In Wasser ist es sehr leicht und gut löslich (1120 g/l). Durch Hydrolyse reagiert die Lösung wegen der Bildung von Kaliumhydroxid alkalisch: K₂CO₃ + H₂O -> KHCO₃ + KOH.

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

Vorkommen

• in einigen Binnengewässern (Totes Meer, Lop Nor)
• in einigen kleineren Lagerstätten

Gewinnung

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

• Carbonisierung von Kalilauge:
  Parser-Fehler (Das temporäre Verzeichnis für mathematische Formeln kann nicht angelegt oder beschrieben werden.): \mathrm{2KOH + CO_2 \rightarrow K_2CO_3 + H_2O}

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:
  
  Parser-Fehler (Das temporäre Verzeichnis für mathematische Formeln kann nicht angelegt oder beschrieben werden.): \mathrm{1.)\qquad K_2SO_4 +Ca(OH)_2 + 2CO \leftrightarrow CaSO_4 +2HCOOK }

Parser-Fehler (Das temporäre Verzeichnis für mathematische Formeln kann nicht angelegt oder beschrieben werden.): \mathrm{2.)\qquad 2HCOOK +O_2 \leftrightarrow K_2CO_3 + CO_2 + H_2O}

(technisch keine Bedeutung mehr)

• Auslaugen von Pflanzenasche und anschließendes Eindampfen (historisch, technisch keine Bedeutung mehr)

Verwendung

• Herstellung von Schmierseifen
• Düngemittel für saure Böden
• Herstellung von Kaligläsern
• Herstellung von Farben
• Herstellung von fotografischen Entwicklern
• wasserfreies Kaliumcarbonat wird im Laborbereich auch als Trocknungsmittel eingesetzt.
• Triebmittel für Flachgebäck („Plätzchen“, besonders Weihnachtsbäckerei) und Teigen mit hohem Zuckergehalt.
• Behandlung von Kakao
• Neutralisationsmittel bei der Verwendung von Salzsäure (E 507) als 'Aromaverstärker'.
• Schnelltrocknung von Rosinen: Durch Entfernen der natürlichen Wachsschicht der Trauben verdunstet die Feuchtigkeit leichter.
• als Ausgangsprodukt für andere Kaliumverbindungen.
• Zum Entfernen von Asche aus Töpfen (1 Essl. 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 Schmelzcarbonatbrennstoffzellen

Soda-Pottasche-Aufschluss

Der Soda-Pottasche-Aufschluss wird für schwerlösliche (Erdalkali-)Sulfate, hochgeglühte (saure oder amphotere) Oxide, Silicate und Ag-Halogenide 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 (eutektische Legierung). Zudem drängt der enorme Carbonatüberschuss das Reaktionsgleichgewicht auf die Produktseite.

Ein Beispiel für Sulfate: Parser-Fehler (Das temporäre Verzeichnis für mathematische Formeln kann nicht angelegt oder beschrieben werden.): BaSO_4 + Na_2CO_3 \leftrightarrow BaCO_3 + Na_2SO_4