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Carbonato de calcio

Carbonato de calcio
Otros nombres Piedra caliza; calcita; aragonite; tiza; mármol
Identificadores
Número del CAS [471-34-1]
Características
Fórmula molecular CaCO3
Masa molar 100.087 g/mol
Aspecto Polvo blanco.
Densidad ³ de 2.71 g/cm (calcita); ³ de 2.83 g/cm (aragonite)
Punto de fusión

el °C 825 se descompone
Punto que hierve

Se descompone
Solubilidad en agua Insoluble
Estructura
Forma molecular Linear
Peligros
Principal peligros No peligroso.
NFPA 704
0
0
0
 
R-frases R36, R37, R38
S-frases S26, S36
Punto de destello Inflamable.
A menos que para donde observados de otra manera, los datos se den
materiales en su estado estándar
(en 25 el °C, kPa 100)
Negación y referencias de Infobox

Carbonato de calcio es a compuesto del producto químico con fórmula químico CACO3. Es una sustancia común encontrada como roca en todas las partes del mundo, y está el componente principal de cáscaras de mamíferos marinos, caracoles, y cáscaras de huevo. El carbonato de calcio es el ingrediente activo adentro abono cálcico, y está generalmente la causa principal de agua dura. Es de uso general medicinal como a calcio supla o como antiacido, solamente la alta consumición puede ser peligrosa.

Contenido

Ocurrencia

El carbonato de calcio se encuentra naturalmente como el siguiente minerales y rocas:

Características químicas

Vea también: Carbonato

El carbonato de calcio comparte las características típicas de otros carbonatos. Notablemente:

  1. reacciona con los ácidos fuertes, lanzando el bióxido de carbono:
    CaCO3 (s) + 2HCl(aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O(l)
  2. lanza el bióxido de carbono en la calefacción (al °C antedicho 840 en el caso de CaCO3), a la forma óxido de calcio, llamado comúnmente cal viva, con la reacción entalpia 178 kJ/topo:
    CaCO3 → CaO + CO2

El carbonato de calcio reaccionará con agua que se sature con bióxido de carbono para formar el soluble bicarbonato del calcio.

CaCO3 + CO2 + H2→ CA (HCO de O3)2

Esta reacción es importante en erosión de rocas del carbonato, formando cavernas, y conduce a agua dura en muchas regiones.

Preparación

Sacando extrae a la mayoría extensa de carbonato de calcio usada en industria minando o. Carbonato de calcio puro (e.g. para el alimento o el uso farmacéutico), puede ser producido de una fuente sacada pura (generalmente mármol).

Alternativomente, óxido de calcio está preparado cerca calcinación carbonato de calcio crudo. El agua se agrega a la elasticidad hidróxido de calcio, y bióxido de carbono se pasa a través de esta solución para precipitar el carbonato de calcio deseado, mencionado en la industria como carbonato de calcio precipitado (PCC):[1]

CaCO3 → CaO + CO2
CaO + H2→ CA (OH) de O2
CA (OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Aplicaciones

Usos industriales

El uso principal del carbonato de calcio está en la industria de construcción, o como material de construcción por derecho propio (e.g. mármol) o agregado de la piedra caliza para roadbuilding o como ingrediente de cemento o como el material que comienza para la preparación de la cal del constructor quemándose en un horno.

El carbonato de calcio también se utiliza en la purificación de hierro de mineral de hierro en a alto horno alto. Se calcina el carbonato de calcio in situ dar el óxido de calcio, que forma una escoria con las varias impurezas presentes, y se separa del hierro purificado.[2]

El carbonato de calcio también se utiliza en industria de petróleo en líquidos que perforan como material que carga para aumentar la densidad a las presiones del downhole del control.

El carbonato de calcio es ampliamente utilizado como suplemento en pinturas,[3] particularmente pintura mate de la emulsión donde está tiza o mármol el típicamente 30% en peso de la pintura.

El carbonato de calcio es también ampliamente utilizado como llenador de plásticos.[3] Algunos ejemplos típicos incluyen el alrededor cargamento de la tiza en tubo de desagüe del uPVC, cargamento de 15 a del 20% de 5 a del 15% de tiza cubierta estearato o mármol en perfil de la ventana del uPVC. El carbonato de calcio de tierra fino es un ingrediente esencial en la película microporosa usada en los bebés pañales y algunas películas del edificio como los poros son nucleated alrededor de las partículas del carbonato de calcio durante la fabricación de la película por estirar biaxial. También se ha mezclado con ABS, y otros ingredientes, formar algunos tipos de compresión moldearon virutas del póker de la “arcilla”.

El carbonato de calcio también se utiliza en una amplia gama del comercio y los pegamentos de DIY, los sellantes, y adornar llenadores.[3] Los pegamentos de la baldosa cerámica contienen típicamente la piedra caliza de 70 a del 80%. Adornando llenadores de la grieta contenga los niveles similares del mármol o de la dolomía. También se mezcla con masilla en fijar cristal manchado ventanas, y como un resistir para evitar que el cristal se pegue a los estantes del horno al encender esmaltes y las pinturas en la temperatura alta.

Se conoce el carbonato de calcio como pescadillas en cerámicausos de /glazing,[3] donde se utiliza como un ingrediente común para muchos esmaltes en su forma pulverizada blanca. Cuando un esmalte que contiene este material se enciende en un horno, la pescadilla actúa como a flujo material en el esmalte.

En Norteamérica, el carbonato de calcio ha comenzado a substituir caolín en la producción del papel brillante. Europa ha estado practicando esto como la fabricación de papel alcalina o fabricación de papel sin ácido por algunas décadas. Los carbonatos están disponibles en formas: carbonato de calcio de tierra (GCC) o carbonato de calcio precipitado (PCC). El último tiene un tamaño de partícula muy fino y controlado, en la pedido de 2 micrómetros en diámetro, útil en las capas para el papel.

Utilizado en piscinas como corrector del pH para mantener alcalinidad “almacenador intermediario” para compensar las características ácidas del agente desinfectante.

Se llama comúnmente tiza pues ha sido un componente importante de la tiza de pizarra. La tiza puede consistir en o el carbonato de calcio o yeso, hidratado sulfato de calcio CaSO4·2H2O.

Salud y usos dietéticos

El carbonato de calcio es ampliamente utilizado medicinal como suplemento dietético barato del calcio o antiacido.[4] Puede ser utilizado como a carpeta de fosfato para el tratamiento de hyperphosphatemia (sobre todo en pacientes con falta renal crónica). También se utiliza en la industria farmacéutica como llenador inerte para tabletas y otros productos farmacéuticos.[5] El carbonato de calcio también se utiliza en Homeopathy. Es uno de los remedios constitucionales.

Exceso del calcio de los suplementos, alimento fortificado y dietas de alto grado de calcio, puede causar “el síndrome del álcali de la leche,” que tiene toxicidad seria y puede ser fatal. En 1915, Bertram Sippy introdujo el “régimen de Sippy” de la ingestión cada hora de la leche y de la crema, y la adición gradual de huevos y cocinó el cereal, por 10 días, combinado con los polvos alcalinos, que proporcionaron la relevación sintomática para la enfermedad péptica de la úlcera. Durante las varias décadas próximas, el régimen de Sippy dio lugar a falta renal, a alkalosis, y a hypercalemia, sobre todo en hombres con enfermedad péptica de la úlcera. Estos efectos nocivos fueron invertidos cuando el régimen parado, pero él era fatales en algunos pacientes con vomitar prolongado. Ordeñe el síndrome del álcali declinado en hombres después de los tratamientos eficaces para la enfermedad péptica de la úlcera. Pero durante los últimos 15 años, se ha divulgado en las mujeres que tomaban suplementos del calcio sobre la gama recomendada del diario 1200 a 1500 del magnesio, para la prevención y el tratamiento del osteoporosis, y es exacerbado por la deshidratación. El calcio se ha agregado al excedente - los productos contrarios, que contribuye al producto excesivo inadvertido. El producto excesivo del calcio puede conducir a hypercalcemia, las complicaciones de que incluyen vomitar, dolor abdominal y estado mental alterado.[6]

Una forma de aditivo alimenticio se señala como E170.[7] Se utiliza en alguno leche de la soja productos como fuente del calcio dietético; un estudio sugiere que el carbonato de calcio pudiera ser bioavailable como el calcio en la leche de la vaca.[8]

Usos ecológicos

En 1989, un investigador, Ken Simmons, introdujo CaCO3 en el arroyo de la piedra de afilar en Massachusetts.[9] Su esperanza era que el carbonato de calcio contradiría el ácido en la corriente de la lluvia ácida y excepto la trucha que había dejado de frezar. Aunque su experimento era un éxito, aumentó las cantidades de iones del aluminio en el área del arroyo que no fue tratado con la piedra caliza. Esto demuestra ese CaCO3 puede ser agregado para neutralizar los efectos de la lluvia ácida adentro río ecosistemas. El carbonato de calcio se utiliza actualmente para neutralizar condiciones ácidas en suelo y agua.[10][11]

Equilibrio de la calcinación

Presión del equilibrio del CO2 CaCO excesivo3[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

Calcinación de la piedra caliza usando los fuegos del carbón de leña para producir cal viva ha sido practicado desde antigüedad por las culturas por todo el mundo. La temperatura en la cual la piedra caliza rinde el óxido de calcio se da generalmente como el °C 825, pero indicación de un umbral absoluto es engañosa. El carbonato de calcio existe en equilibrio con el óxido de calcio y el bióxido de carbono en cualquier temperatura. En cada temperatura hay a presión parcial del bióxido de carbono que está en equilibrio con carbonato de calcio. En la temperatura ambiente el equilibrio favorece de forma aplastante el carbonato de calcio, porque el equilibrio CO2 la presión es solamente una fracción minúscula del CO parcial2 presión en el aire, que es cerca de 0.035 kPA.

En las temperaturas sobre el °C 550 el equilibrio CO2 la presión comienza a exceder el CO2 presión en aire. Tan sobre el °C 550, el carbonato de calcio comienza a los outgas CO2 en el aire. Pero en un carbón de leña encendió el horno, la concentración del CO2 sea mucho más alto que está en aire. De hecho si todo el oxígeno en el horno se consume en el fuego, entonces la presión parcial del CO2 en el horno puede ser tan alto como 20 kPA.

La tabla demuestra que esta presión del equilibrio no está alcanzada hasta que la temperatura es casi 800 °C. Para outgassing del CO2 del carbonato de calcio a suceder en una tarifa económicamente útil, la presión del equilibrio debe exceder perceptiblemente la presión ambiente del CO2. Y para que suceda rápidamente, la presión del equilibrio debe exceder la presión atmosférica total de 101 kPA, que sucede en 898 °C.

Solubilidad

Con variar el CO2 presión

Solubilidad del ion del calcio
en función de CO2 presión parcial en el °C 25
(atmósfera) 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

El carbonato de calcio es mal soluble en agua pura. El equilibrio de su solución es dado por la ecuación (con carbonato de calcio disuelto a la derecha):

CaCO3 ⇋ CA2+ + CO32– KSP = 3.7×10–9 a 8.7×10–9 en el °C 25

donde producto de la solubilidad para [CA2+] [CO32–] se da como dondequiera de KSP = 3.7×10–9 a KSP = 8.7×10–9 en el °C 25, dependiendo de la fuente de datos.[13][12] Qué la ecuación significa es que el producto de la concentración molar de los iones del calcio (topos del CA disuelto2+ por el litro de solución) con la concentración molar del CO disuelto32– no puede exceder el valor de KSP. Esta ecuación aparentemente simple de la solubilidad, sin embargo, se debe tomar junto con el equilibrio más complicado de bióxido de carbono con agua (véase ácido carbónico). Algo del CO32– cosechadoras con H+ en la solución según:

HCO3– ⇋ H+ + CO32–    Ka2 = 5.61×10–11 en el °C 25

HCO3– se conoce como bicarbonato ion. Bicarbonato del calcio es muchas veces más soluble en agua que el carbonato de calcio -- existe de hecho solamente en la solución.

Algo del HCO3– cosechadoras con H+ en la solución según:

H2CO3 ⇋ H+ + HCO3–    Ka1 = 2.5×10–4 en el °C 25

Algo del H2CO3 se rompe para arriba en el agua y el bióxido de carbono disuelto según:

H2O + CO2(disuelto) ⇋ H2CO3    Kh = 1.70×10–3 en el °C 25

Y el bióxido de carbono disuelto está en equilibrio con bióxido de carbono atmosférico según:

donde kH = 29.76 atmósferas (mol/L) en el °C 25 (Constante del Henrio), siendo el CO2 presión parcial.

Para el aire ambiente, está alrededor de 3.5×10–4 atmósferas (o equivalente 35 PA). La ecuación pasada arriba fija la concentración del CO disuelto2 en función de , independiente de la concentración de CaCO disuelto3. En la presión parcial atmosférica del CO2, CO disuelto2 la concentración es 1.2×10–5 topos/litro. La ecuación antes que fija la concentración de H2CO3 en función de [CO2]. Para [CO2]=1.2×10–5, resulta adentro [H2CO3]=2.0×10–8 topos por litro. Cuando [H2CO3] se sabe, las tres ecuaciones restantes junto con

H2O ⇋ H+ + OH– K = 10–14 en el °C 25

(que es verdad para todas las soluciones acuosas), y el hecho de que la solución debe ser eléctricamente el hilo neutro,

2 [CA2+] + [H+] = [HCO3–] + 2 [CO32–] + [OH–]

permita solucionar simultáneamente para las cinco concentraciones desconocidas restantes (nota que la forma antedicha de la ecuación de la neutralidad es válida solamente si el carbonato de calcio se ha puesto en contacto con agua pura o con una solución neutral del pH; en el caso donde no está neutral el solvente del agua del origen pH, se modifica la ecuación).

La tabla a la derecha demuestra el resultado para [CA2+] y [H+] (bajo la forma de pH) en función de la presión parcial ambiente del CO2 (KSP = 4.47×10−9 se ha tomado para el cálculo). En los niveles atmosféricos del CO ambiente2 la tabla indica que la solución será levemente alcalina. Las tendencias las demostraciones de la tabla son

1) Como CO ambiente2 la presión parcial se reduce debajo de niveles atmosféricos, la solución llega a ser cada vez más alcalina. En extremadamente bajo , CO disuelto2, el ion del bicarbonato, y el ion del carbonato se evaporan en gran parte de la solución, saliendo de una solución altamente alcalina de hidróxido de calcio, que es más soluble que CaCO3.
2) Como CO ambiente2 la presión parcial aumenta a los niveles sobre atmosférico, el pH cae, y mucho del ion del carbonato se convierte al ion del bicarbonato, que da lugar a una solubilidad más alta del CA2+.

El efecto del último es especialmente evidente en la vida cotidiana de la gente que tiene agua dura. El agua en subterráneo de los acuíferos se puede exponer a los niveles del CO2 mucho más arriba que atmosférico. Como tal agua se infiltra a través de roca del carbonato de calcio, el CaCO3 disuelve según la segunda tendencia. Cuando esa misma agua entonces emerge del golpecito, a tiempo entra en equilibrio con el CO2 niveles en el aire outgassing su exceso CO2. El carbonato de calcio llega a ser menos soluble consecuentemente y los precipitados del exceso como escala de la cal. Este mismo proceso es responsable de la formación de stalactites y stalagmites en cuevas de la piedra caliza.

Dos fases hidratadas del carbonato de calcio, monohydrocalcite, CaCO3·H2O y ikaite, CaCO3·6H2O]], puede precipitado del agua en las condiciones ambiente y persista como fases metastable.

Con variar pH

Ahora consideramos el problema de la solubilidad máxima del carbonato de calcio en condiciones atmosféricas normales ( = 3.5 × 10−4 atmósfera) cuando el pH de la solución se ajusta. Está por ejemplo el caso éste en una piscina donde el pH se mantiene entre 7 y 8 (por la adición de NaHSO4 para disminuir el pH o de NaHCO3 para aumentarlo). De las ecuaciones antedichas para el producto de la solubilidad, la reacción de la hidratación y las dos reacciones ácidas, la expresión siguiente para el máximo [CA2+] puede ser deducido fácilmente:

demostrando una dependencia cuadrática adentro [H+]. El uso numérico con los valores antedichos de las constantes da

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

Comentarios:

  • disminuir el pH a partir 8 a 7 aumentos el máximo CA2+ concentración por un factor 100
  • observe que el CA2+ la concentración de la tabla anterior se recupera para pH = 8.27
  • guardar el pH a 7.4 en una piscina (que da HClO óptimo/OCl− cociente en el caso de mantenimiento de la “clorina”) da lugar a un máximo CA2+ concentración de 1010 mg/l. Esto significa que los ciclos sucesivos de la evaporación del agua y de la renovación parcial pueden dar lugar a muy agua dura antes de CaCO3 precipitados. La adición de una renovación sequestrant o completa del calcio del agua solucionará el problema.

Solubilidad en una solución ácida fuerte o débil

Soluciones de fuerte (HCl) o débil (acético, fosfórico) los ácidos son disponibles en el comercio. Son de uso general quitar limescale depósitos. La cantidad máxima de CaCO3 eso se puede “disolver” por un litro de una solución ácida se puede calcular usando las ecuaciones antedichas del equilibrio.

  • En el caso de un monoácido fuerte con la concentración que disminuye [A] = [A−], obtenemos (con CaCO3 masa molar = 100 g):
[A] (mol/L) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P inicialH 0.00 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 6.00 6.79 7.00
P finalH 6.75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27
CaCO disuelto3 (g por el litro de ácido) 50.0 5.00 0.514 0.0849 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

donde está la solución el estado inicial ácida sin el CA2+ (no considerando el CO posible2 la disolución) y el estado final es la solución con el CA saturado2+. Para las concentraciones ácidas fuertes, todas las especies tienen una concentración insignificante en el estado final con respecto al CA2+ y A− de modo que la ecuación de la neutralidad reduzca aproximadamente a 2 [CA2+] = [A−] rindiendo . Cuando la concentración disminuye, [HCO3−] llega a ser no insignificante de modo que la expresión precedente sea no más válida. Para desaparecer concentraciones ácidas, recuperamos el p finalH y la solubilidad de CaCO3 en agua pura.

  • En el caso de un monoácido débil (aquí tomamos el ácido acético con pKA = 4.76) con la concentración que disminuye [A] = [A−] + [AH], obtenemos:
[A] (mol/L) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P inicialH 2.38 2.88 3.39 3.91 4.47 5.15 6.02 6.79 7.00
P finalH 6.75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27
CaCO disuelto3 (g por el litro de ácido) 49.5 4.99 0.513 0.0848 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

Vemos que para la misma concentración del ácido total, el p inicialH del ácido débil está menos ácido que el que está del ácido fuerte; sin embargo, la cantidad máxima de CaCO3 cuál puede ser disuelto es aproximadamente igual. Esto es porque en el estado final, el pH es más grande que el pKA, para disociar el ácido débil casi totalmente, rindiendo en el extremo tanto H+ los iones como el ácido fuerte “disuelven” el carbonato de calcio.

  • El cálculo en el caso de ácido fosfórico (que es el más ampliamente utilizado para los usos domésticos) es más complicado puesto que las concentraciones de los cuatro estados de la disociación que corresponden a este ácido deben ser calculadas junto con [HCO3−], [CO32−], [CA2+], [H+] y [OH−]. El sistema se puede reducir a una séptima ecuación del grado para [H+] la solución numérica de la cual da
[A] (mol/L) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P inicialH 1.08 1.62 2.25 3.05 4.01 5.00 5.97 6.74 7.00
P finalH 6.71 7.17 7.63 8.06 8.24 8.26 8.26 8.26 8.27
CaCO disuelto3 (g por el litro de ácido) 62.0 7.39 0.874 0.123 0.0536 0.0477 0.0471 0.0471 0.0470

donde [A] = [H3PO4] + [H2PO4−] + [HPO42−] + [PO43−]. Vemos que el ácido fosfórico es más eficiente que un monoácido desde entonces en el final p casi neutralH, la segunda concentración disociada del estado [HPO42−] no es insignificante (véase ácido fosfórico ).

Vea también

Referencias

  1. ^ Carbonato de calcio precipitado Solvay: Producción. Solvay S. A. (2007-03-09). Recuperado encendido 2007-12-30.
  2. ^ Alto horno alto. Ayuda de la ciencia. Recuperado encendido 2007-12-30.
  3. ^ a b c d Polvo del carbonato de calcio. Materiales avanzados de Reade (2006-02-04). Recuperado encendido 2007-12-30.
  4. ^ Carbonato de calcio. Medline más. Institutos nacionales de la salud (2005-10-01). Recuperado encendido 2007-12-30.
  5. ^ Herberto A. Lieberman, Leon Lachman, José B. Schwartz (1990). Formas de dosificación farmacéuticas: Tabletas, 153. ISBN 0824780442. 
  6. ^ Gabriely I, Leu JP, Barzel los E.E.U.U. (el mayo de 2008). “Solucion de problemas clínica. De nuevo a fundamentos ". N. Inglés. J. Med. 358 (18): 1952–6. doi:10.1056/NEJMcps0706188. PMID 18450607. 
  7. ^ Food-Info.net: E-números: Carbonato de calcio E170. 080419 food-info.net
  8. ^ Y. Zhao, B. R. Martin y C. M. Tejedor (2005). "La biodisponibilidad del calcio de la leche de soja fortificada del carbonato de calcio es equivalente a la leche de la vaca en mujeres jóvenes". J. Nutr. 135 (10): 2379-2382. 
  9. ^ Prensa asociada. "El dispensador de la piedra caliza lucha la lluvia ácida en corriente", Tiempos de Nueva York, 1989-06-13. 
  10. ^ R. K. Schreiber (1988). El “federal-estado cooperativo que abonaba la investigación con cal sobre las aguas superficiales afectó por la deposición ácida”. Agua, aire, y contaminación del suelo 41 (1): 53-73. doi:10.1007/BF00160344. 
  11. ^ Dan Kircheis; Eneldo de Richard (2006). Efectos del pH bajo y del aluminio alto en smolts de los salmones atlánticos en Maine del este y abonar análisis de la viabilidad con cal del proyecto (reimpreso en la federación de color salmón de Downeast). Servicio marina nacional de las industrias pesqueras y Comisión de salmones atlánticos de Maine.
  12. ^ a b Manual del CRC de la química y de la física 44.o ed.
  13. ^ Productos seleccionados de la solubilidad y constantes de la formación en el °C 25. Universidad de estado de California, colinas de Dominguez.

Acoplamientos externos

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