Propriétés du sulfate de potassium (K2SO4), risques et utilisations

Le sulfate de potassium, également connu sous le nom d'arcanite, est un composé chimique dont la formule est K₂SO₄. Sa structure apparaît dans la figure 1 (EMBL-EBI, 2014).

Ce composé est connu depuis le début du 14ème siècle et a été étudié par Glauber, Boyle et Tachenius. Au dix-septième siècle, on l'appelait arcanuni ou sel duplicatum, car c'était une combinaison d'un sel d'acide avec un sel alcalin.

Il était également connu sous le nom de tartare vitriolique et sel de Glaser ou sel de Glaseri polychrestum, après que le chimiste pharmaceutique Christopher Glaser l'ait préparé et utilisé médicalement.

Le potassium est un élément relativement abondant dans la croûte terrestre et la production d'engrais potassique se produit sur chaque continent habité. Cependant, le K₂SO₄ On le trouve rarement sous une forme pure dans la nature. Au lieu de cela, il est mélangé naturellement avec des sels qui contiennent du magnésium, du sodium et du chlorure.

Ces minéraux nécessitent un traitement supplémentaire pour séparer leurs composants. Historiquement, K était préparé₂SO₄ en faisant réagir KCl avec de l'acide sulfurique. Cependant, plus tard, les chercheurs ont découvert qu’ils pouvaient manipuler une série de minéraux de la terre pour produire du K₂SO₄, la méthode de production la plus courante actuellement.

Les minéraux naturels contenant du K (tels que la kaïnite et la schoenite) sont soigneusement extraits et lavés avec des solutions d'eau et de sel pour éliminer les sous-produits et produire du K₂SO₄. L'industrie minière utilise un processus similaire pour récolter K₂SO₄ du Grand lac salé de l'Utah et des gisements minéraux souterrains.

Au Nouveau-Mexique, le K₂SO₄ il est séparé des minéraux de langbeinite en le faisant réagir avec une solution de KCl, ce qui élimine les sous-produits (tels que Mg) et laisse K₂SO₄. Des techniques de traitement similaires sont utilisées dans de nombreuses régions du monde, en fonction des matières premières accessibles (The Mosaic Company, 2016).

Le composé est également obtenu par réaction de chlorure de potassium avec de l'acide sulfurique ou du dioxyde de soufre, de l'eau et de l'oxygène (procédé Hargreaves) (US National Library of Medicine, 2002).

Index

• 1 Propriétés physiques et chimiques du sulfate de potassium
• 2 Réactivité et dangers
  • 2.1 Contact avec la peau
  • 2.2 Inhalation
  • 2.3 Ingestion
• 3 utilisations
  • 3.1 1- Agriculture
  • 3.2 2- Production d'alun
• 4 références

Propriétés physiques et chimiques du sulfate de potassium

Le sulfate de potassium est un ensemble de cristaux orthorhombiques blancs, sans arôme caractéristique et avec un goût légèrement salin amer (National Centre for Biotechnology Information., 2017). Son apparence est illustrée à la figure 2.

Son poids moléculaire est de 174 259 g / mol et sa densité est de 2,662 g / ml. Il a un point de fusion de 1069 ° C et un point d'ébullition de 1689 ° C. Le composé est très soluble dans l'eau, pouvant dissoudre 120 grammes de ce composé pour chaque litre d'eau. Il est également légèrement soluble dans le glycérol et insoluble dans l'alcool et les cétones.

Sulfate d'acide de potassium (également connu sous le nom de bisulfate de potassium), KHSO₄, il se produit facilement en faisant réagir K₂SO₄ avec de l'acide sulfurique. Il forme des pyramides rhombiques qui fondent à 197 ° C. Elles sont dissoutes dans trois parties d'eau à 0 ° C.

La solution se comporte comme si ses deux congénères, K₂SO₄ et H₂SO₄, étaient présents côte à côte sans se combiner. Un excès d'éthanol précipite le sulfate normal (avec peu de bisulfate) avec un excès d'acide restant.

Le comportement du sel sec fondu est similaire lorsqu'il est chauffé à plusieurs centaines de degrés. Il agit sur les silicates, les titanates, etc., au même titre que l'acide sulfurique chauffé au-delà de son point d'ébullition naturel.

Par conséquent, il est fréquemment utilisé en chimie analytique comme agent de désintégration. A haute température, il est réduit en sulfure de potassium sous l'action du monoxyde de carbone.

Réactivité et dangers

Le sulfate de potassium est classé comme stable, il peut provoquer une grave irritation gastro-intestinale s'il est ingéré à fortes doses. La substance est toxique pour les poumons et les muqueuses. Une exposition répétée ou prolongée à la substance peut endommager ces organes.

Si le composé entre en contact avec les yeux, les lentilles de contact doivent être vérifiées et retirées. Les yeux doivent être lavés immédiatement avec beaucoup d'eau pendant au moins 15 minutes avec de l'eau froide.

Contact avec la peau

En cas de contact avec la peau, rincer immédiatement la zone affectée avec beaucoup d'eau pendant au moins 15 minutes, tout en retirant les vêtements et les chaussures contaminés. Couvrir la peau irritée avec un émollient.

Laver les vêtements et les chaussures avant de les réutiliser. Si le contact est sévère, laver avec un savon désinfectant et couvrir la peau contaminée par une crème anti-bactérienne.

L'inhalation

En cas d'inhalation, la victime devrait être déplacée dans un endroit frais. S'il ne respire pas, la respiration artificielle doit être administrée. Si la respiration est difficile, fournir de l'oxygène.

Ingestion

Si le composé est avalé, le vomissement ne devrait pas être provoqué à moins que dirigé par le personnel médical. Détacher les vêtements serrés tels que le col de la chemise, la ceinture ou la cravate.

Dans tous les cas, une attention médicale immédiate doit être obtenue (Fiche de données de sécurité Sulfate de potassium, 2013).

Utilise

Le sulfate de potassium est principalement utilisé en agriculture comme engrais. Il est également essentiel pour la production d'alun.

1- Agriculture

Le potassium est nécessaire pour compléter de nombreuses fonctions essentielles chez les plantes, telles que l'activation de réactions enzymatiques, la synthèse de protéines, la formation d'amidon et de sucres, et la régulation du débit d'eau dans les cellules et les feuilles.

Souvent, les concentrations de K dans le sol sont trop faibles pour soutenir la croissance saine des plantes.

Le sulfate de potassium est une excellente source de potassium pour les plantes. La portion de potassium du K₂SO₄ Ce n'est pas différent des autres engrais classiques à base de potasse.

Cependant, il constitue également une source précieuse de soufre, dont la synthèse protéique et la fonction enzymatique ont besoin. Comme le potassium, le soufre peut aussi avoir un déficit pour une croissance adéquate des plantes.

Le sulfate de potassium est seulement un tiers aussi soluble que le chlorure de potassium (KCl), il n'est donc pas aussi dissous pour être ajouté à l'eau d'irrigation à moins qu'il y ait un besoin supplémentaire de soufre (Courtage d'engrais, 2016). ).

Cependant, l’un des avantages du sulfate de potassium est qu’il ne s’agit pas d’un engrais à pH extrêmement élevé.

Le chlorure de potassium, quant à lui, a un pH légèrement plus élevé et a tendance, avec le temps, à augmenter le pH et peut être trompeur pour les personnes qui ne regardent que ce composant et qui ne mettent pas de calcium ou calcaire pour le contrôler.

Le sulfate de potassium, en raison du sulfate, n'augmentera pas réellement le pH du sol. C'est plus un pH neutre, raison pour laquelle il ne s'agit d'un produit que par l'apparence du pH.

Beaucoup de sols, en particulier les petits vergers, n'en ont pas besoin. Mais nombre des exploitations agricoles à grande échelle ont besoin de sulfate de potassium (International Plant Nutrition Institute, S.F.).

L'indice de sel partiel de K₂SO₄ est inférieure à celle de certains autres engrais K courants, de sorte que moins de salinité totale est ajoutée par unité de K. La mesure du sel (EC) d'une solution de K₂SO₄ il est inférieur au tiers d'une concentration similaire d'une solution de KCl (10 millimoles par litre).

Lorsque des taux de K élevés sont nécessaires₂SO₄Les agronomes recommandent généralement d'appliquer le produit en doses multiples. Cela aide à prévenir l'accumulation de surplus de K par la plante et minimise également tout dommage potentiel au sel.

2- Production d'alun

La solution de sulfate d'aluminium et la solution de sulfate de potassium sont mélangées pour cristalliser et obtenir une nouvelle classe de sel appelée sulfate de potassium et d'aluminium K₂SO₄ · Al₂(SO₄)₃ · 24H₂O. Ce sel complexe est communément appelé alun.

Du point de vue de la composition, elle est formée par le produit d'addition de deux sels simples, ce n'est pas un simple mélange des deux sels, mais le composé de la même structure cristalline. La différence entre le sel complexe et le complexe est que, à l’état solide ou en solution, le sel complexe présente des ions simples, sans ions complexes.

Les alums ont de nombreux usages, mais ont été partiellement supplantés par le sulfate d'aluminium lui-même, qui peut être facilement obtenu en traitant le minerai de bauxite avec de l'acide sulfurique. Les utilisations commerciales des aluns proviennent principalement de l'hydrolyse des ions aluminium, qui conduit à la précipitation de l'hydroxyde d'aluminium.

Ce produit chimique a plusieurs utilisations industrielles. Le papier est dimensionné, par exemple, en déposant de l'hydroxyde d'aluminium dans les interstices des fibres de cellulose. L'hydroxyde d'aluminium adsorbe les particules en suspension dans l'eau et constitue donc un agent de floculation utile dans les usines de purification de l'eau.

Lorsqu'il est utilisé en tant que mordant (liant) dans la teinture, le colorant est fixé au coton et à d'autres tissus, ce qui le rend insoluble. Les aulnes sont également utilisés dans le décapage, la levure chimique, les extincteurs et les astringents en médecine (Britannica, 2007).

Références

1. Britannica, T. E. (12 avril 2007). Obtenu par britannica: britannica.com.
2. EMBL-EBI (28 juillet 2014). sulfate de potassium. Récupéré de ebi.ac.uk: ebi.ac.uk.
3. Courtage d'engrais. (2016). Sulfate de Potassium. Obtenu par fertilizerbrokerage: fertilizerbrokerage.com.
4. Institut international de nutrition des plantes. (S.F.). Sulfate de Potassium. Récupéré depuis ipni.net: ipni.net.
5. Fiche signalétique Sulfate de potassium. (21 mai 2013). Récupéré de sciencelab: sciencelab.com.
6. Centre national d'information sur la biotechnologie ... (25 mars 2017). PubChem Compound Database; CID = 24507 . Récupéré de PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
7. The Mosaic Company. (2016). Sulfate de Potassium. Extrait de cropnutrition: cropnutrition.com.
8. S. Bibliothèque nationale de médecine. (8 novembre 2002). SULFATE DE POTASSIUM. Récupéré de toxnet: toxnet.nlm.nih.gov.