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Kalziumkarbonat

Kalziumkarbonat
Andere Namen	Kalkstein; Calcit; aragonite; Kreide; Marmor
Bezeichner
CAS Zahl	[471-34-1]
Eigenschaften
Molekulare Formel	CaCO3
Molare Masse	100.087 g/mol
Aussehen	Weißes Puder.
Dichte	2.71 g/cm ³ (Calcit); 2.83 g/cm ³ (aragonite)
Schmelzpunkt	°C 825 zerlegt
Siedepunkt	Zerlegt
Löslichkeit in Wasser	Unlöslich
Struktur
Molekulare Form	Linear
Gefahren
Hauptsächlich Gefahren	Nicht gefährlich.
NFPA 704	0 0 0
R-Phrasen	R36, R37, R38
S-Phrasen	S26, S36
Flammpunkt	Nicht brennbar.
Für ausgenommen, wo anders gemerkt, Daten gegeben werden Materialien in ihrem Standardzustand (bei 25 °C, kPa 100) Infobox Verzicht und Hinweise

Kalziumkarbonat ist a Chemikaliemittel mit chemische Formel CACO₃. Es ist eine allgemeine Substanz, die wie gefunden wird Felsen in allen Teilen der Welt und ist der Hauptbestandteil von Oberteile der Marineorganismen, Schneckenund Eierschalen. Kalziumkarbonat ist- die Aktivsubstanz innen Kalkdüngerund normalerweise ist die Hauptursache von hartes Wasser. Es ist medizinisch als a allgemein verwendet Kalzium ergänzen Sie oder als Antiacidum, aber hoher Verbrauch kann gefährlich sein.

Inhalt 1 Auftreten 2 Chemische Eigenschaften 3 Vorbereitung 4 Gebrauch 4.1 Industrielle Anwendungen 4.2 Gesundheit und diätetische Anwendungen 4.3 Ökologische Anwendungen 5 Calcinationgleichgewicht 6 Löslichkeit 6.1 Mit dem Verändern von Co2 Druck 6.2 Mit dem Verändern von pH 6.3 Löslichkeit in einer starken oder schwachen sauren Lösung 7 Sehen Sie auch 8 Hinweise 9 Externe Verbindungen

Auftreten

Kalziumkarbonat wird natürlich als das folgende gefunden Mineralien und Felsen:

• Aragonite
• Calcit
• Vaterite oder (μ-CaCO₃)
• Kreide
• Kalkstein
• Marmor
• Travertin

Chemische Eigenschaften

Sehen Sie auch: Karbonat

Kalziumkarbonat teilt die typischen Eigenschaften anderer Karbonate. Vornehmlich:

1. es reagiert mit den starken Säuren und gibt Kohlendioxyd frei:
   CaCO_{3 (s)} + 2HCl_(aq) → CaCl_{2 (aq)} + CO_{2 (g)} + H₂O_(L)
2. es gibt Kohlendioxyd auf Heizung frei (zu oben genanntem °C 840 im Falle CaCO₃), zur Form Kalziumoxid, allgemein benannt ätzkalk, mit Reaktion Enthalpie 178 kJ/Mole:
   CaCO₃ → CaO + Co₂

Kalziumkarbonat reagiert mit Wasser, das mit Kohlendioxyd gesättigt wird, um das Lösliche zu bilden Kalziumbicarbonat.

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → CA (HCO₃)₂

Diese Reaktion ist in wichtig Abnutzung von Karbonatfelsen, bildend Höhlenund führt zu hartes Wasser in vielen Regionen.

Vorbereitung

Die beträchtliche Majorität des Kalziumkarbonats benutzt in der Industrie wird extrahiert, indem man gewinnt oder abbaut. Reines Kalziumkarbonat (z.B. für Nahrung oder pharmazeutischen Gebrauch), kann aus einer reinen abgebauten Quelle (normalerweise Marmor) produziert werden.

Wechselweise, Kalziumoxid wird vorbei vorbereitet Kalzinieren grobes Kalziumkarbonat. Wasser wird Geben hinzugefügt Kalziumhydroxidund Kohlendioxyd wird durch diese Lösung überschritten, um das gewünschte Kalziumkarbonat auszufällen, bezogen in der Industrie als ausgefälltes Kalziumkarbonat (PCC):^[1]

CaCO₃ → CaO + Co₂

CaO + H₂O → CA (OH-)₂

CA (OH-)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Gebrauch

Industrielle Anwendungen

Der Hauptgebrauch des Kalziumkarbonats ist- im Baugewerbe, entweder als Baumaterial aus eigenem Recht (z.B. Marmor) oder Kalksteingesamtheit für das Roadbuilding oder als Bestandteil von Kleber oder als das Ausgangsmaterial für die Vorbereitung des Kalkes des Erbauers durch das Brennen in einem Brennofen.

Kalziumkarbonat wird auch in der Reinigung von benutzt Eisen von Eisenerz in a Hochofen. Kalziumkarbonat wird kalziniert in situ Kalziumoxid zu geben, das eine Schlacke mit den verschiedenen vorhandenen Verunreinigungen bildet, und trennt sich vom gereinigten Eisen.^[2]

Kalziumkarbonat wird auch in benutzt Erdölindustrie in bohrenflüssigkeiten als belastendes Material, zum der Dichte auf Steuerdownhole Druck zu erhöhen.

Kalziumkarbonat ist- als Ergänzung in den Farben am meisten benutzt,^[3] insbesondere Mattemulsionfarbe, wo gewöhnlich 30% nach Gewicht der Farbe entweder Kreide oder Marmor ist.

Kalziumkarbonat ist- auch als Füller im Plastik am meisten benutzt.^[3] Einige typische Beispiele schließen das herum 15 bis 20% Laden der Kreide im uPVC Abflußrohr, 5 bis 15% Laden von Stearat beschichteter Kreide oder Marmor im uPVC Fensterprofil ein. Feines Grundkalziumkarbonat ist- ein wesentlicher Bestandteil im mikroporösen Film, der in den Babys benutzt wird Windeln und einige Gebäudefilme als die Poren sind um die Kalziumkarbonatpartikel während der Herstellung des Filmes durch das zweiachsige Ausdehnen kernhaltig. Es ist auch mit gemischt worden ABSund andere Bestandteile, etwas Arten Kompression zu bilden formten „Lehm“ Schürhakenspäne.

Kalziumkarbonat wird auch in einer breiten Strecke des Handels und DIY Kleber, Dichtungsmittel und Verzieren der Füller benutzt.^[3] Kleber der keramischen Fliese enthalten gewöhnlich 70 bis 80% den Kalkstein. Sprungfüller verzierend, enthalten Sie ähnliche Niveaus des Marmors oder des Dolomite. Es wird auch mit Kitt bei der Einstellung gemischt beflecktes Glas Fenster und wie widerstehen, zum zu verhindern, daß Glas an den Brennofenregalen haftet, wenn Glasuren und Farben an der Hochtemperatur abgefeuert werden.

Kalziumkarbonat bekannt wie Kalktünchen in Keramik/glazing Anwendungen,^[3] wo es wie ein allgemeiner Bestandteil für viele Glasuren in seiner weißen pulverisierten Form verwendet wird. Wenn eine Glasur, die dieses Material enthält, in einem Brennofen abgefeuert wird, dient die Kalktünche als a Fluß Material in der Glasur.

In Nordamerika hat Kalziumkarbonat angefangen, zu ersetzen Kaolin in der Produktion des glatten Papiers. Europa hat dieses als alkalische Papierherstellung oder säurefreie Papierherstellung für bestimmte Dekaden geübt. Karbonate sind in den Formen vorhanden: Grundkalziumkarbonat (GCC) oder ausgefälltes Kalziumkarbonat (PCC). Das letzte hat eine sehr feine und kontrollierte Teilchengröße, auf dem Auftrag von 2 Mikrometern im Durchmesser, nützlich in den Schichten für Papier.

Verwendet in den Swimming-pools als pH Korrektor für das Beibehalten Alkalinität „Puffer“, zum der säurehaltigen Eigenschaften des desinfizierenden Mittels zu versetzen.

Es wird allgemein benannt Kreide da es ein Hauptbestandteil der Tafelkreide gewesen ist. Kreide kann entweder aus Kalziumkarbonat bestehen oder Gips, hydratisiert Kalziumsulfat CaSO₄·2H₂O.

Gesundheit und diätetische Anwendungen

Kalziumkarbonat ist- medizinisch als billige diätetische Kalziumergänzung am meisten benutzt oder Antiacidum.^[4] Es kann als a verwendet werden Phosphatbinder für die Behandlung von Hyperphosphatämie (hauptsächlich bei Patienten mit chronischer Nierenausfall). Es wird auch in der pharmazeutischen Industrie als träger Füller für verwendet Tabletten und andere pharmazeutische Produkte.^[5] Kalziumkarbonat wird auch in der Homöopathie benutzt. Es ist eins der konstitutionellen Hilfsmittel.

Überschüssiges Kalzium von den Ergänzungen, verstärkte Nahrung und high-calcium Diäten, kann das „Milchalkalisyndrom verursachen,“, das ernste Giftigkeit hat und tödlich sein kann. 1915 stellte Bertram Sippy die „Sippy Regierung“ der stündlichen Einnahme von Milch und von Creme und die stufenweise Hinzufügung der Eier vor und kochte das Getreide, für 10 Tage, kombiniert mit alkalischen Pudern, die symptomatische Entlastung für Verdauungs- Geschwürkrankheit zur Verfügung stellten. Über den folgenden einigen Dekaden ergab die Sippy Regierung Nierenausfall, Alkalosis und hypercalemia, meistens in den Männern mit Verdauungs- Geschwürkrankheit. Diese schädlichen Wirkungen wurden aufgehoben, als die Regierung, die, aber gestoppt wurden, es bei einigen Patienten mit dem langwierigen Erbrechen tödlich waren. Melken Sie das Alkalisyndrom, das in den Männern nach wirkungsvollen Behandlungen für Verdauungs- Geschwürkrankheit gesunken wird. Aber während der letzten 15 Jahre, ist es in den Frauen berichtet worden, die Kalziumergänzungen über der empfohlenen Strecke Magnesium Tageszeitung 1200 bis 1500, für Verhinderung und Behandlung der Osteoporose nehmen und wird durch Dehydratisierung verbittert. Kalzium ist im Freiverkehr gehandelten Produkten hinzugefügt worden, das zum unbeabsichtigten übermäßigen Einlaß beiträgt. Übermäßiger Kalziumeinlaß kann zu führen hypercalcemia, von dem Komplikationen das Erbrechen einschließen, Abdominal- Schmerz und geänderter Geistesstatus.^[6]

Eine Form von Nahrungsmittelzusatz wird als E170 gekennzeichnet.^[7] Es wird in einigem verwendet Sojabohnenölmilch Produkte als Quelle des diätetischen Kalziums; eine Studie schlägt vor, daß Kalziumkarbonat sein konnte bioavailable als das Kalzium in der Milch der Kuh.^[8]

Ökologische Anwendungen

1989 führte ein Forscher, Ken Simmons, CaCO ein₃ in den whetstone-Bach in Massachusetts.^[9] Seine Hoffnung war, daß das Kalziumkarbonat der Säure im Strom vom sauren Regen und außer der Forelle widersprechen würde, die aufgehört hatte zu laichen. Obgleich sein Experiment ein Erfolg war, erhöhte es die Aluminiummengen Ionen im Bereich des Baches, der nicht mit dem Kalkstein behandelt wurde. Dieses zeigt dieses CaCO₃ kann hinzugefügt werden, um die Effekte des sauren Regens innen zu neutralisieren Fluß Oekosysteme. Z.Z. wird Kalziumkarbonat benutzt, um säurehaltige Bedingungen im Boden und im Wasser zu neutralisieren.^[10][11]

Calcinationgleichgewicht

Gleichgewicht-Druck von Co2 überCaCO3[12]
°C 550	0.055 kPA
°C 587	0.13 kPA
°C 605	0.31 kPA
°C 680	k 1.80PA
°C 727	5.9 kPA
°C 748	9.3 kPA
°C 777	14 kPA
°C 800	24 kPA
°C 830	34 kPA
°C 852	51 kPA
°C 871	72 kPA
°C 881	80 kPA
°C 891	91 kPA
°C 898	101 kPA
°C 937	179 kPA
°C 1082	901 kPA
°C 1241	3961 kPA

Calcination vom Kalkstein mit Holzkohlefeuern zu produzieren ätzkalk ist seit Altertum durch Kulturen auf der ganzen Erde geübt worden. Die Temperatur, bei der Kalkstein Kalziumoxid erbringt, wird normalerweise als °C 825 gegeben, aber Angeben einer Hörschwelle ist irreführend. Kalziumkarbonat besteht im Gleichgewicht mit Kalziumoxid und Kohlendioxyd bei jeder möglicher Temperatur. Bei jeder Temperatur gibt es a teilweiser Druck vom Kohlendioxyd, das im Gleichgewicht mit Kalziumkarbonat ist. Bei Zimmertemperatur bevorzugt das Gleichgewicht überwältigend Kalziumkarbonat, weil das Gleichgewicht Co₂ Druck ist nur ein kleiner Bruch der teilweisen Co₂ Druck in einer Luft, die ungefähr 0.035 k istPA.

Bei den Temperaturen über °C 550 das Gleichgewicht Co₂ Druck fängt an, die Co zu übersteigen₂ Druck in einer Luft. So über °C 550, fängt Kalziumkarbonat zu den outgas Co an₂ in Luft. Aber in einer Holzkohle feuerte Brennofen, die Konzentration von Co ab₂ seien Sie viel höher, als es in einer Luft ist. In der Tat, wenn aller Sauerstoff im Brennofen im Feuer verbraucht wird, dann der teilweise Druck von Co₂ im Brennofen kann wie 20 k so hoch seinPA.

Die Tabelle zeigt, daß dieser Gleichgewichtdruck nicht erzielt wird, bis die Temperatur fast 800 °C. ist. Für das Outgassing von Co₂ vom Kalziumkarbonat, zum mit einer ökonomisch nützlichen Rate zu geschehen, muß der Gleichgewichtdruck den umgebenden Druck von Co erheblich übersteigen₂. Und damit er schnell, der Gleichgewichtdruck muß totalatmosphärischen druck von 101 k übersteigen geschiehtPA, das bei 898 °C. geschieht.

Löslichkeit

Mit dem Verändern von Co₂ Druck

Kalziumionenlöslichkeit als Funktion von Co2 teilweiser Druck bei °C 25
(ATM)	pH	[CA2+] (mol/L)
10−12	12.0	5.19 × 10−3
10−10	11.3	1.12 × 10−3
10−8	10.7	2.55 × 10−4
10−6	9.83	1.20 × 10−4
10−4	8.62	3.16 × 10−4
3.5 × 10−4	8.27	4.70 × 10−4
10−3	7.96	6.62 × 10−4
10−2	7.30	1.42 × 10−3
10−1	6.63	3.05 × 10−3
1	5.96	6.58 × 10−3
10	5.30	1.42 × 10−2

Kalziumkarbonat ist- im reinen Wasser schlecht löslich. Das Gleichgewicht seiner Lösung wird durch die Gleichung gegeben (mit aufgelöstem Kalziumkarbonat auf dem Recht):

CaCO3 ⇋ CA2+ + CO32–

KSP = 3.7×10–9 zu 8.7×10–9 bei °C 25

wo Löslichkeitprodukt für [CA²⁺] [CO₃^2–] wird als überall von gegeben K_SP = 3.7×10^–9 zu K_SP = 8.7×10^–9 bei °C 25 hängend nach der Datenquelle ab.^[13][12] Was die Gleichung bedeutet, ist, daß das Produkt der molaren Konzentration der Kalziumionen (Molen von aufgelöstem CA²⁺ pro Liter der Lösung) mit der molaren Konzentration aufgelöster Co₃^2– kann nicht den Wert von übersteigen K_SP. Diese scheinbar einfache Löslichkeitgleichung muß zusammen mit dem schwierigeren Gleichgewicht von jedoch genommen werden Kohlendioxyd mit Wasser (sehen Sie Kohlensäure). Einige der Co₃^2– Mähdrescher mit H⁺ in der Lösung entsprechend:

HCO3– ⇋ H+ + CO32–

Ka2 = 5.61×10–11 bei °C 25

HCO₃^– bekannt als Bicarbonat Ion. Kalziumbicarbonat ist viele Mal löslicher im Wasser als Kalziumkarbonat -- in der Tat besteht er nur in gelöster Form.

Einiges des HCO₃^– Mähdrescher mit H⁺ in gelöster Form entsprechend:

H2Co3 ⇋ H+ + HCO3–

Ka1 = 2.5×10–4 bei °C 25

Etwas von dem H₂Co₃ zerbricht in Wasser und aufgelöstes Kohlendioxyd entsprechend:

H2O + CO2(aufgelöst) ⇋ H2Co3

Kh = 1.70×10–3 bei °C 25

Und aufgelöstes Kohlendioxyd ist im Gleichgewicht mit atmosphärischem Kohlendioxyd entsprechend:

wo kH = 29.76 ATM (mol/L) bei °C 25 (Henrykonstante), die Co sein2 teilweiser Druck.

Für umgebende Luft, ist um 3.5×10^–4 Atmosphären (oder gleichwertig 35 PA). Die letzte Gleichung oben regelt die Konzentration aufgelöster Co₂ als Funktion von , Unabhängiges der Konzentration von aufgelöstem CaCO₃. Mit atmosphärischem teilweisem Druck von Co₂, aufgelöste Co₂ Konzentration ist 1.2×10^–5 Molen/Liter. Die Gleichung vorher, die die Konzentration von H regelt₂Co₃ als Funktion von [Co₂]. Für [Co₂]=1.2×10^–5, resultiert es innen [H₂Co₃]=2.0×10^–8 Molen pro Liter. Wenn [H₂Co₃] bekannt, die restlichen drei Gleichungen zusammen mit

H2O ⇋ H+ + OH-–

K = 10–14 bei °C 25

(das für alle wässerigen Lösungen zutreffend ist) und die Tatsache, daß die Lösung Neutrales elektrisch sein muß,

2 [CA²⁺] + [H⁺] = [HCO₃^–] + 2 [CO₃^2–] + [OH-^–]

machen Sie es möglich, für die restlichen fünf unbekannten Konzentrationen gleichzeitig zu lösen (Anmerkung, daß die oben genannte Form der Neutralitätgleichung gültig ist, nur wenn Kalziumkarbonat in Verbindung mit gesetzt worden ist reines Wasser oder mit einer Nullph Lösung; im Fall, in dem das Ursprung Wasserlösungsmittel pH nicht Null ist, wird die Gleichung geändert).

Die Tabelle auf dem Recht zeigt das Resultat für [CA²⁺] und [H⁺] (in Form von pH) als Funktion des umgebenden teilweisen Drucks von Co₂ (K_SP = 4.47×10⁻⁹ ist für die Berechnung genommen worden). Auf atmosphärischen Niveaus umgebender Co₂ die Tabelle zeigt an, daß die Lösung etwas alkalisch ist. Die Tendenzen die Tabelle Erscheinen sind

1) Als umgebende Co₂ teilweiser Druck wird unterhalb der atmosphärischen Niveaus verringert, die Lösung wird immer mehr alkalisch. An extrem niedrig , aufgelöste Co₂, verdunsten Bicarbonation und Karbonation groß von der Lösung und verlassen eine in hohem Grade alkalische Lösung von Kalziumhydroxid, das löslicher als CaCO ist₃.

2) Als umgebende Co₂ teilweiser Druck erhöht sich auf Niveaus über atmosphärischem, fällt pH, und viel des Karbonations wird in Bicarbonation umgewandelt, das höhere Löslichkeit von CA ergibt²⁺.

Der Effekt vom letzten ist im täglichen Leben der Leute besonders offensichtlich, die haben hartes Wasser. Wasser im Aquifersuntergrund kann Niveaus von Co ausgesetzt werden₂ viel stark als atmosphärisch. Wie solches Wasser durch Kalziumkarbonatfelsen filtriert, das CaCO₃ löst sich entsprechend der zweiten Tendenz auf. Wenn dieses gleiche Wasser dann vom Hahn auftaucht, in der Zeit erbt es Gleichgewicht mit Co₂ Niveaus in der Luft durch das Outgassing seinen überfluß Co₂. Das Kalziumkarbonat wird infolgedessen und die überflußniederschläg als Kalkskala weniger löslich. Dieser gleiche Prozeß ist für die Anordnung von verantwortlich stalactites und stalagmites in den Kalksteinhöhlen.

Zwei hydratisierte Phasen des Kalziumkarbonats, monohydrocalcite, CaCO₃·H₂O und ikaite, CaCO₃·6H₂O]], kann Niederschlag vom Wasser an den umgebenden Bedingungen und bestehen Sie als metastabile Phasen fort.

Mit dem Verändern von pH

Wir betrachten jetzt das Problem der maximalen Löslichkeit des Kalziumkarbonats in den normalen atmosphärischen Bedingungen ( = 3.5 × 10⁻⁴ ATM) wenn das pH von der Lösung wird justiert. Dieses zum Beispiel der Fall in einem Swimmingpool in dem das p istH wird zwischen 7 und 8 beibehalten (durch Hinzufügung von NaHSO₄ das p verringernH oder von NaHCO₃ es erhöhen). Von den oben genannten Gleichungen für das Löslichkeitprodukt, die Hydratationreaktion und die zwei sauren Reaktionen, der folgende Ausdruck für das Maximum [CA²⁺] kann leicht abgeleitet werden:

eine quadratische Abhängigkeit innen zeigen [H⁺]. Die numerische Anwendung mit den oben genannten Werten der Konstanten gibt

pH		7.0	7.2	7.4	7.6	7.8	8.0	8.2	8.27	8.4
[CA2+]Maximum (10-4mol/L oder °F)		1590	635	253	101	40.0	15.9	6.35	4.70	2.53
[CA2+]Maximum (mg/l)		6390	2540	1010	403	160	63.9	25.4	18.9	10.1

Anmerkungen:

• Verringern des pH von 8 bis 7 Zunahmen das Maximum CA²⁺ Konzentration durch einen Faktor 100
• merken Sie daß der CA²⁺ Konzentration der vorhergehenden Tabelle wird für p zurückgewonnenH = 8.27
• Halten des pH bis 7.4 in einem Swimmingpool (der optimales HClO/OCl gibt⁻ Verhältnis im Falle „der Chlor“ Wartung) ergibt ein Maximum CA²⁺ Konzentration von 1010 mg/l. Dies heißt, daß aufeinanderfolgende Zyklen der Wasserverdampfung und des teilweisen Erneuerns sehr ergeben können hartes Wasser vor CaCO₃ Niederschläg. Hinzufügung eines Kalziumsequestrant oder kompletten Erneuerns des Wassers löst das Problem.

Löslichkeit in einer starken oder schwachen sauren Lösung

Lösungen von stark (HCl) oder schwach (essigsauer, phosphorig) sind Säuren handelsüblich. Sie sind allgemein verwendet zu entfernen limescale Ablagerungen. Die maximale Menge von CaCO₃ das kann durch einen Liter einer sauren Lösung „aufgelöst werden“ kann mit den oben genannten Gleichgewichtgleichungen errechnet werden.

• Im Falle einer starken einbasigen Substanz mit abnehmender Konzentration [A] = [A⁻], erreichen wir (mit CaCO₃ molare Masse = 100 g):

[A] (mol/L)		1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
AusgangspH		0.00	1.00	2.00	3.00	4.00	5.00	6.00	6.79	7.00
Abschließendes pH		6.75	7.25	7.75	8.14	8.25	8.26	8.26	8.26	8.27
Aufgelöstes CaCO3 (g pro Liter Säure)		50.0	5.00	0.514	0.0849	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

wo der Ausgangszustand die saure Lösung ohne CA ist²⁺ (mögliche Co nicht, in Betracht ziehend₂ Auflösung) und der abschließende Zustand ist die Lösung mit gesättigtem CA²⁺. Für starke saure Konzentrationen haben alle Sorten eine unwesentliche Konzentration im abschließenden Zustand in Bezug auf CA²⁺ und A⁻ damit die Neutralitätgleichung sich ungefähr bis 2 verringert [CA²⁺] = [A⁻] erbringend . Wenn die Konzentration sich verringert, [HCO₃⁻] wird nicht unwesentlich, damit der vorhergehende Ausdruck nicht mehr gültig ist. Für das Verschwinden der sauren Konzentrationen, gewinnen wir das abschließende p zurückH und die Löslichkeit von CaCO₃ im reinen Wasser.

• Im Falle einer schwachen einbasigen Substanz (hier nehmen wir Essigsäure mit pK_A = 4.76) mit abnehmender Konzentration [A] = [A⁻] + [AH], erreichen wir:

[A] (mol/L)		1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
AusgangspH		2.38	2.88	3.39	3.91	4.47	5.15	6.02	6.79	7.00
Abschließendes pH		6.75	7.25	7.75	8.14	8.25	8.26	8.26	8.26	8.27
Aufgelöstes CaCO3 (g pro Liter Säure)		49.5	4.99	0.513	0.0848	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

Wir sehen daß für die gleiche Gesamtsäurekonzentration, das AusgangspH von der schwachen Säure ist weniger Säure als die der starken Säure; jedoch die maximale Menge von CaCO₃ welches aufgelöst werden kann, ist ungefähr das selbe. Dieses ist weil im abschließenden Zustand, das pH daß ist das p größerK_A, damit die schwache Säure fast vollständig getrennt wird und im Ende da vieles H erbringt⁺ Ionen als die starke Säure „lösen“ das Kalziumkarbonat auf.

• Die Berechnung im Falle phosphorige Säure (das für inländische Anwendungen das am meisten benutzteste ist), ist schwieriger, da die Konzentrationen der vier Auflösungzustände, die dieser Säure entsprechen, zusammen mit errechnet werden müssen [HCO₃⁻], [CO₃²⁻], [CA²⁺], [H⁺] und [OH-⁻]. Das System kann auf einer 7. Gradgleichung für verringert werden [H⁺] die numerische Lösung, von der gibt

[A] (mol/L)		1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
AusgangspH		1.08	1.62	2.25	3.05	4.01	5.00	5.97	6.74	7.00
Abschließendes pH		6.71	7.17	7.63	8.06	8.24	8.26	8.26	8.26	8.27
Aufgelöstes CaCO3 (g pro Liter Säure)		62.0	7.39	0.874	0.123	0.0536	0.0477	0.0471	0.0471	0.0470

wo [A] = [H₃PO₄] + [H₂PO₄⁻] + [HPO₄²⁻] + [PO₄³⁻]. Wir sehen, daß phosphorige Säure leistungsfähiger als eine einbasige Substanz seit dem an der Endrunde fast Nullp istH, die zweite getrennte Zustandkonzentration [HPO₄²⁻] ist nicht unwesentlich (sehen Sie phosphorige Säure ).

Sehen Sie auch

• Ozeansäurebildung
• Gesso
• Kopffüßer
• Cuttlebone
• Marmor Industrieller Gebrauch (des Boden) Marmors

Hinweise

Externe Verbindungen

• Internationale chemische Sicherheit Karte 1193
• CID 516889 von PubChem
• ATC Codes: A02AC01 und A12AA04