Fra svag kulsyre (det erustabilt og kan kun eksistere i fortyndede opløsninger), når de interagerer med alkalier, opnås sure og mellemsalte, der ellers kaldes hydrocarbonater og carbonater. Reaktionsligningerne kan skrives: H2CO3 + KOH → KHCO3 + H20 og H2CO3 + 2KOH → K2CO3 + 2H20. I det første opnås kaliumhydrogencarbonat, og i det andet kaliumcarbonat. Formlen for syresaltet er KHCO3, og gennemsnittet er K2CO3. Den molære masse af kaliumcarbonat er 138,2 g / mol. I udseende ligner saltet et hvidt, fint krystallinsk pulver, som ikke er brændbart, smelter ved 891 ° C uden at nå kogepunktet, saltet nedbrydes. Kaliumcarbonat er hygroskopisk, letopløseligt i vand: i 100 ml ved 20 ° C - 110,5 g og ved 100 ° C - 156 g salt. Men i alkohol eller acetone opløses dette stof ikke.
I gamle dage kaldes kaliumcarbonat kaliumchlorid, ordetkom fra det latinske navn "potassa". Kaliumcarbonat er et af de ældste salte, der har været kendt for folk for længe siden. I Europa var kaliumchlorid indtil det sidste århundrede et af de vigtigste kemiske reagenser af industriel betydning. I Rusland blev der i 1721 etableret et monopol for produktion af kaliumchlorid af Peter den Store. I øjeblikket er dette kemikalie omfattet af interstate standard GOST 10690-73 på territoriet i Den Russiske Føderation samt i Armenien, Kasakhstan, Hviderusland, Ukraine, Turkmenistan, Moldova, Usbekistan. Potash tilhører ifølge GOST 12.1.005-88 stoffer af den tredje fareklasse, når de udsættes for slimhinder eller våd hud forårsager irritation.
Hvis du blander kaliumcarbonat med vand, så med densopløsning af meget varme, det vil sige reaktionen ved hydrolyse af K2CO3 er eksoterm og dannelsen af nye stoffer under påvirkning af vand. Saltet af dibasisk carbonsyre hydrolyseres trinvist. Først dannes et syresalt: H20 + K2CO3 → KHCO3 + KOH. Derefter fortsætter den anden fase med nedbrydning med vand af allerede surt salt svagt: H20 + KHCO3 → H2CO3 + KOH. Da hydrolysen af kaliumcarbonat, ligesom andre salte af svage syrer, fortsætter med dannelsen af OH-hydroxylioner, er pH-værdien af deres vandige opløsninger altid mere end 7, og mediet er alkalisk.
Kulsyre kalium i det 17. århundrede i Rusland modtagetudvaskning af træaske. I trætrug blev der fremstillet en opløsning af alkali, der hældte aske med varmt vand. Derefter hældes denne opløsning i en murstenhård med brændende træ. Kaliumcarbonatet blev krystalliseret ved et meget tæt lag på bunden af ilden, ved hjælp af skrot blev kalciumet mineret og lagt i tønder og tilstoppet dem forseglet. Det krævede en vis færdighed for at lade opløsningen fordampe, og ilden gik ikke ud. Derfor begyndte håndværket af "polivachs" at blive undervist i ungdomsårene, og kun efter få år erhvervede arbejderen visse færdigheder og blev en mester af hans håndværk. For eksempel: Når der brænder en ild, er der altid dannet hvid aske, det meste er kaliumchlorid. I dag er en anden industriel metode blevet realiseret: Kuldioxid ledes gennem elektrolyse af kaliumcarbonat: 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O. Resultatet er kaliumchlorid og vand.
Kaliumcarbonat anvendes til fremstilling af sæbe ogglas. I laboratoriet bruges det som et blødt tørremiddel i tilfælde, hvor andre stoffer, såsom calciumchlorid eller magnesiumsulfat, ikke er tilladt. Det er ikke egnet til tørring af sure forbindelser, men kan bruges til at tørre organiske produkter med et lavt indhold af sure urenheder. Kaliumcarbonat bruges til at slukke brande i klasse B, da det refererer til kemiske pulvere, som både kan hæmme og slukke forbrændingsprocessen. Det har mere ildslukningseffekt end salte såsom natriumcarbonat, natriumsulfat, natriumfluorid eller natriumhydrogencarbonat. Dens hæmmende effektivitet af forbrændingsprocesser er også højere end for natriumcarbonat, natriumsulfat, aluminiumoxid og calciumcarbonat. I glasindustrien anvendes K2CO3 til fremstilling af laboratorium (ildfast), optisk eller kaliumglas, såvel som glas til opvaskning. Derudover er kaliumcarbonat efterspurgt inden for kemiske, landbrugs-, medicinske og fødevareindustrier.
