fra svage kulsyre (det er lidt resistente og kan kun eksistere i den fortyndede opløsning) ved omsætning med alkalier og surt medium opnåede salte er ellers kaldes bicarbonater og carbonater, henholdsvis.Reaction ligninger kan skrives: H2CO3 + KOH → KHCO3 + H2O og H2CO3 + 2KOH → K2CO3 + 2H2O.Den første opnåede natrium, kalium, og det andet - kaliumcarbonat.Formel syresalt - KHCO3, og den gennemsnitlige - K2CO3.Det molære masse af kaliumcarbonat er lig med 138,2 g / mol.I udseende ligner salt hvidt krystallinsk pulver, som ikke er brændbart, smelter ved 891 C, uden at nå kogepunktet, saltet nedbrydes.Kaliumcarbonat hygroskopisk, let opløseligt i vand: 100 ml ved 20 ° C - 110,5 g, og ved 100 ° C - 156 g salt.Men i alkohol eller acetone stoffet ikke opløses.
I gamle dage blev kaldt potaske, kaliumcarbonat, ordet kommer af det latinske navn «potassa».Kaliumchlorid er en af de ældste salt, som har været kendt af mennesker for længe siden.I Europa, indtil det sidste århundrede, kaliumchlorid var en af de vigtigste kemikalier med kommerciel værdi.I Rusland, til produktion af kaliumchlorid af Peter den Store i 1721, blev det fastslået et monopol.I øjeblikket er Den Russiske Føderation, samt i Armenien, Kasakhstan, Hviderusland, Ukraine, Turkmenistan, Moldova, Usbekistan er en kemisk spredt mellemstatlige standard GOST 10690-73.Kali er ifølge GOST 12.1.005-88, stofferne i den tredje klasse af fare, i kontakt med slimhinder eller fugtig hud forårsager irritation.
Ved blanding med vand, kaliumcarbonat, derefter opløses i en masse varme, dvs. K2CO3 Hydrolysereaktionen er eksoterm, og under påvirkning af vand er dannelsen af nye stoffer.Saltet af den dibasiske kulsyre hydrolyseret trinvis.Først dannes syresalt: H2O + K2CO3 → KHCO3 + KOH.Så løst strømmende anden fase ekspansion er allerede surt saltvand: H2O + KHCO3 → H2CO3 + KOH.Da hydrolysen af kaliumcarbonat samt andre salte af svage syrer fortsætter med dannelsen af hydroxylioner OH-, pH af deres vandige opløsninger er altid større end 7, og mediet er alkalisk.
kali i det 17. århundrede i Rusland blev opnået ved udvaskning træ aske.Træ trug fremstillet alkalisk opløsning ved sprøjtning varmt vand aske.Denne opløsning hældes derpå i en mursten pejs med brændende brænde.Kaliumcarbonat krystalliseret meget tætte lag på bunden af ildstedet, med et koben kaliumchlorid udvindes og lagde tønder, tilstopning dem tæt.Det krævede en vis færdighed, til opløsningen blev inddampet, og ilden ikke byde.Så håndværket "polivachey" begyndte at undervise i deres teenageår, og kun et par år erhvervet visse arbejdsforhold færdigheder og blive en mester i sit håndværk.For eksempel: Den brændende ild altid dannet hvid aske, den vigtigste del af det - det er kali.I dag, indså jeg en anden industriel proces - opnået ved elektrolyse af kaliumhydroxid pass kuldioxid: 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O.Resultatet kaliumchlorid og vand.
Kaliumcarbonat bruges i produktionen af sæbe og glas.I laboratoriet, er det brugt som en mild tørremiddel i tilfælde, hvor andre midler, såsom calciumchlorid eller magnesiumsulfat, er ikke tilladt.Det er ikke egnet til tørring af sure forbindelser, men kan anvendes til tørring af organiske produkter, der indeholder små mængder af syre urenheder.Kaliumcarbonat bruges til at slukke brande, klasse B, fordi det henviser til kemiske pulvere, og i stand til at hæmme og slukke den brændende processen.Det har en højere virkningsgrad end slukning salte, såsom natriumcarbonat, natriumsulfat, natriumfluorid eller natriumhydrogencarbonat.Den hæmmende effektivitet forbrændingsprocesser er også højere end for natriumcarbonat, natriumsulfat, aluminiumoxid og calciumcarbonat.I glasindustrien K2CO3 anvendes til fremstilling af laboratoriet (refraktære), optisk eller potaske glas og glas til fremstilling af glasvarer.Hertil kommer, potaske efterspørgsel i kemiske, landbrugs-, medicinske og fødevareindustrien.
