Bicarbonate de potassium

composé chimique

Le bicarbonate de potassium, ou hydrogénocarbonate de potassium, ou encore carbonate acide de potassium, est un sel basique incolore et inodore. Les cristaux monocliniques, de densité 2,17 se décomposent entre 100 °C et 200 °C.

Bicarbonate de potassium
Image illustrative de l’article Bicarbonate de potassium
Identification
Synonymes

hydrogénocarbonate de potassium

No CAS 298-14-6
No ECHA 100.005.509
No CE 206-059-0
DrugBank DB11098
PubChem 516893
ChEBI 81862
No E E501(ii)
SMILES
InChI
Apparence cristaux incolores transparents,
poudre ou granulés blancs
Propriétés chimiques
Formule CHKO3KHCO3
Masse molaire[1] 100,115 1 ± 0,001 9 g/mol
C 12 %, H 1,01 %, K 39,05 %, O 47,94 %, 100,1 g/mol
Propriétés physiques
fusion 100 à 200 °C (décomposition)
Solubilité 322 g·l-1 dans l'eau (20 °C)
Insoluble dans l'alcool, dans l'alcool à 95° saturé en K2CO3
Masse volumique 2,17 g·cm-3
Cristallographie
Système cristallin monoclinique
Propriétés optiques
Indice de réfraction 1,482
Précautions
SGH
SGH07 : Toxique, irritant, sensibilisant, narcotique
Attention
H319, H335, P261, P271, P280, P304+P340, P305+P351+P338, P405, P403+P233 et P501
NFPA 704

Symbole NFPA 704.

 
Peau Légèrement irritant
Laver avec de l’eau et du savon
Yeux Légèrement irritant
Laver à l’eau pendant 15 min
Écotoxicologie
DL50 >2 000 mg·kg-1 rats, oral

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Propriétés

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Solubilité dans l'eau

Ce sel carbonaté KHCO3 est moyennement soluble dans l'eau. Pour 100 g d'eau pure, on en peut dissoudre au maximum 22,4 g à 0 °C (eau froide), 27,7 g à 10 °C, 33,2 g à 20 °C, 39,1 g à 30 °C, 45,4 g à 40 °C et jusqu'à 60 g à 60 °C (eau chaude).

Le bicarbonate de potassium impur se décompose entre 100 °C et 120 °C pour donner du carbonate de potassium, de l'eau et du dioxyde de carbone.

Il est considéré comme inoffensif pour la santé, du moins à faible dose.

Fabrication

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Il est fabriqué en faisant réagir du carbonate de potassium, de l'eau et du dioxyde de carbone :

Utilisations

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  • Source de dioxyde de carbone
    • Extincteurs : Concernant les poudres sèches anti-incendie, il est deux fois plus efficace que le bicarbonate de sodium, même s'il est employé souvent en mélange avec lui. Utilisé pour les feux de classes B et C, dans le secteur de l’automobile.
    • Levure chimique : il se décompose sous l'effet de la température, à l'instar du bicarbonate de sodium .
    • Gazéification des eaux. Le CO2 est libéré grâce à de l'acide citrique.
    • Comprimés effervescents : ils se désagrègent dans un verre d'eau

Notes et références

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