Сульфат калію

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

Лангбейніт

У вільному стані сульфат калію не зустрічається; він 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.

Сульфат калію добре розчиняється у воді, нерозчинний в етанолі.

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:

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

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:

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

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.

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Patnaik P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
• Freilich M. B., Petersen R. L. Potassium compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 19. — P. 530-532. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.1615200106180509.a01.pub2. (англ.)
• Позин М. Е. Технология минеральных солей. — 4 изд. — Л., 1974. — Т. 1.
• Грабовенко В. А. Производство бесхлорных калийных удобрений. — Л., 1980.
• Переработка природных солей и рассолов / Под ред. И. Д. Соколова. — Л., 1985.