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Carbonate de calcium

Carbonate de calcium
D'autres noms Pierre à chaux; calcite; aragonite; craie; marbre
Marques
Nombre de CAS [471-34-1]
Propriétés
Formule moléculaire CaCO3
La masse molaire 100.087 g/mol
Aspect Poudre blanche.
Densité ³ de 2.71 g/cm (calcite); ³ de 2.83 g/cm (aragonite)
Point de fusion

le °C 825 se décompose
Point d'ébullition

Se décompose
Solubilité dans l'eau Insoluble
Structure
Forme moléculaire Linéaire
Risques
Principal risques Non dangereux.
NFPA 704
0
0
0
 
R-expressions R36, R37, R38
S-expressions S26, S36
Point d'inflammabilité Inflammable.
À moins que pour où remarquables autrement, des données soient données
matériaux dans le leur état standard
(25 à °C, kPa 100)
Déni et références d'Infobox

Carbonate de calcium est a composé de produit chimique avec formule chimique CACO3. C'est une substance commune trouvée As roche dans toutes les régions du monde, et est le composant principal de coquilles des organizations marines, escargots, et coquilles d'oeuf. Le carbonate de calcium est la substance active dedans engrais calcique, et est habituellement la cause principale de eau calcareuse. Il est utilisé généralement médicinal comme a calcium complétez ou en tant que antiacide, mais la consommation élevée peut être dangereuse.

Table des matières

Occurrence

Le carbonate de calcium est trouvé naturellement en tant que suivant minerais et roches :

Propriétés chimiques

Voyez également : Carbonate

Le carbonate de calcium partage les propriétés typiques d'autres carbonates. Notamment :

  1. il réagit avec des acides forts, libérant l'anhydride carbonique :
    CaCO3 (s) + 2HCl(aq) → CACL2 (aq) + CO2 (g) + H2O(l)
  2. il libère l'anhydride carbonique sur le chauffage (à °C 840 ci-dessus dans le cas de CaCO3), à la forme oxyde de calcium, généralement appelé chaux vive, avec la réaction enthalpie 178 kJ/taupe :
    CaCO3 → cao + Co2

Le carbonate de calcium réagira avec de l'eau qui est saturé avec de l'anhydride carbonique pour former le soluble bicarbonate de calcium.

CaCO3 + CO2 + H2→ CA (HCO d'O3)2

Cette réaction est importante dans érosion de roches de carbonate, formant cavernes, et mène à eau calcareuse dans beaucoup de régions.

Préparation

La grande majorité de carbonate de calcium utilisée dans l'industrie est extraite par le mien ou l'extraction en carrière. Carbonate de calcium pur (par exemple. pour la nourriture ou l'usage pharmaceutique), peut être produit à partir d'une source extraite pure (habituellement marbre).

Alternativement, oxyde de calcium est préparé près calcination carbonate de calcium brut. L'eau est ajoutée à l'élasticité hydroxyde de calcium, et anhydride carbonique est passé par cette solution pour précipiter le carbonate de calcium désiré, désigné dans l'industrie sous le nom du carbonate de calcium précipité (PCC) :[1]

CaCO3 → cao + Co2
Cao + H2→ CA (OH) d'O2
CA (OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Utilisations

Applications industrielles

L'utilisation principale du carbonate de calcium est dans l'industrie du bâtiment, ou comme matériau de construction à son propre chef (par exemple. marbre) ou agrégat de pierre à chaux pour la construction de routes ou comme ingrédient de ciment ou comme produit de départ pour la préparation de la chaux du constructeur par la brûlure dans un four.

Le carbonate de calcium est également employé dans la purification de fer de minerai de fer dans a fourneau. Le carbonate de calcium est calciné in situ donner l'oxyde de calcium, qui forme des scories avec de diverses impuretés actuelles, et sépare du fer épuré.[2]

Le carbonate de calcium est également employé dans industrie pétrolière dans fluides de forage comme matériel pesant pour augmenter la densité aux pressions de downhole de commande.

Le carbonate de calcium est employé couramment comme unité d'extension en peintures,[3] en particulier peinture mate d'émulsion où en général 30% du poids de la peinture est craie ou marbre.

Le carbonate de calcium est également employé couramment comme remplisseur en plastiques.[3] Quelques exemples typiques incluent autour le chargement de 15 à de 20% de la craie dans le drain d'uPVC, chargement de 5 à de 15% de craie enduite par stéarate ou marbre dans le profil de fenêtre d'uPVC. Le carbonate de calcium moulu fin est un ingrédient essentiel dans le film microporeux utilisé dans les bébés couches-culottes et quelques films de bâtiment comme pores sont nucléés autour des particules de carbonate de calcium pendant la fabrication du film par l'étirage biaxiale. Il a été également mélangé à ABS, et d'autres ingrédients, pour former quelques types de compression ont moulé des morceaux de tisonnier de « argile ».

Le carbonate de calcium est également employé dans un éventail du commerce et des adhésifs de DIY, des mastics, et décorer des remplisseurs.[3] Les adhésifs de carreau de céramique contiennent typiquement la pierre à chaux de 70 à de 80%. En décorant des remplisseurs de fente contenez les niveaux semblables du marbre ou de la dolomite. Il est également mélangé au mastic dans le réglage verre souillé fenêtres, et comme une résistance pour empêcher le verre de coller aux étagères de four en mettant le feu à des lustres et à des peintures à température élevée.

Le carbonate de calcium est connu As merlans dans céramiqueapplications de /glazing,[3] là où il est employé comme un ingrédient commun pour beaucoup de lustres sous sa forme en poudre blanche. Quand un lustre contenant ce matériel est mis le feu dans un four, le merlan agit en tant qu'a flux matériel dans le lustre.

En Amérique du Nord, le carbonate de calcium a commencé à remplacer kaolin dans la production du papier glacé. L'Europe avait pratiqué ceci en tant que la fabrication du papier alkaline ou fabrication du papier sans acide pendant quelques décennies. Les carbonates sont disponibles sous les formes : carbonate de calcium moulu (GCC) ou carbonate de calcium précipité (PCC). Le dernier a une dimension particulaire très fine et commandée, sur l'ordre de 2 micromètres de diamètre, utile dans les enduits pour le papier.

Utilisé en piscines comme correcteur de pH pour le maintien alcalinité « amortisseur » pour excentrer les propriétés acides de l'agent désinfectant.

Il s'appelle généralement craie car c'a été un composant important de craie de tableau noir. La craie peut se composer ou du carbonate de calcium ou gypse, hydraté sulfate de calcium CaSO4·2H2O.

Santé et applications diététiques

Le carbonate de calcium est employé couramment médicinal comme supplément diététique peu coûteux de calcium ou antiacide.[4] Il peut être employé comme a reliure de phosphate pour le traitement de hyperphosphatémie (principalement dans les patients avec échec rénal chronique). Il est également employé dans l'industrie pharmaceutique comme remplisseur inerte pour comprimés et d'autres pharmaceutiques.[5] Le carbonate de calcium est également employé en homéopathie. Il est l'un des remèdes constitutionnels.

Le calcium excessif des suppléments, nourriture enrichie et régimes de teneur élevée en calcium, peut causer « le syndrome d'alcali de lait, » qui a la toxicité sérieuse et peut être mortel. En 1915, Bertram Sippy a présenté le « régime de Sippy » de l'ingestion horaire du lait et de la crème, et l'addition progressive des oeufs et a fait cuire la céréale, pendant 10 jours, combinée avec les poudres alkalines, qui ont fourni le soulagement symptomatique pour la maladie peptique d'ulcère. Pendant les plusieurs décennies suivantes, le régime de Sippy a eu comme conséquence l'échec rénal, l'alcalose, et le hypercalemia, la plupart du temps chez les hommes avec la maladie peptique d'ulcère. Ces effets nuisibles ont été renversés quand le régime arrêté, mais lui était mortel dans quelques patients présentant le vomissement prolongé. Trayez le syndrome d'alcali diminué chez les hommes après des traitements efficaces pour la maladie peptique d'ulcère. Mais pendant les 15 dernières années, on lui a rapporté chez les femmes prenant des suppléments de calcium au-dessus de la gamme recommandée du journal 1200 à 1500 de magnésium, pour la prévention et le traitement de l'ostéoporose, et est aggravé par déshydratation. Du calcium a été ajouté à l'excédent - les contre- produits, qui contribue à la prise excessive négligente. La prise excessive de calcium peut mener à hypercalcemia, complications dont incluez en vomissant, douleur abdominale et statut mental changé.[6]

Une forme de additif est indiqué comme E170.[7] Il est employé dans certains lait de soja produits comme source de calcium diététique ; une étude suggère que le carbonate de calcium pourrait être bioavailable comme calcium en lait de la vache.[8]

Applications écologiques

En 1989, un chercheur, Ken Simmons, a présenté CaCO3 dans le ruisseau de Whetstone dans le Massachusetts.[9] Son espoir était que le carbonate de calcium parerait l'acide dans le jet des pluies acides et économiser la truite qui avait cessé d'engendrer. Bien que son expérience ait été un succès, elle a augmenté les quantités de l'aluminium ions dans le secteur du ruisseau qui n'a pas été traité avec de la pierre à chaux. Ceci montre ce CaCO3 peut être ajouté pour neutraliser les effets des pluies acides dedans fleuve écosystèmes. Actuellement le carbonate de calcium est employé pour neutraliser des conditions acides dans le sol et l'eau.[10][11]

Équilibre de calcination

Pression d'équilibre de Co2 CaCO fini3[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 de la pierre à chaux en utilisant les feux de charbon de bois pour produire chaux vive a été pratiqué depuis l'antiquité par des cultures partout dans le monde. La température à laquelle la pierre à chaux rapporte l'oxyde de calcium est habituellement indiquée comme °C 825, mais énoncer un seuil absolu est fallacieuse. Le carbonate de calcium existe dans l'équilibre avec de l'oxyde de calcium et l'anhydride carbonique à n'importe quelle température. À chaque température il y a d'a pression partielle de l'anhydride carbonique qui est dans l'équilibre avec du carbonate de calcium. À la température ambiante l'équilibre favorise primordialement le carbonate de calcium, parce que l'équilibre Co2 la pression est seulement une fraction minuscule de la Co partielle2 pression en air, qui est environ 0.035 kPA.

Aux températures au-dessus du °C 550 l'équilibre Co2 la pression commence à excéder la Co2 pression en air. Ainsi au-dessus du °C 550, le carbonate de calcium commence aux outgas Co2 dans l'air. Mais dans un charbon de bois a mis le feu au four, la concentration de la Co2 soyez beaucoup plus haut qu'il est en air. En effet si tout oxygène dans le four est consommé dans le feu, puis la pression partielle de la Co2 dans le four peut être aussi haut que 20 kPA.

La table prouve que cette pression d'équilibre n'est pas réalisée jusqu'à ce que la température soit presque 800 °C. Pour outgassing de la Co2 du carbonate de calcium à se produire à un taux économiquement utile, la pression d'équilibre doit de manière significative excéder la pression ambiante de la Co2. Et pour qu'elle se produise rapidement, la pression d'équilibre doit excéder la pression atmosphérique totale de 101 kPA, qui se produit à 898 °C.

Solubilité

Avec changer la Co2 pression

Solubilité d'ion de calcium
en fonction de Co2 pression partielle au °C 25
(atmosphère) pH [CA2+] (moles/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

Le carbonate de calcium est médiocrement soluble dans l'eau pure. L'équilibre de sa solution est donné par l'équation (avec du carbonate de calcium dissous du côté droit) :

CaCO3 ⇋ CA2+ + CO32– KPS = 3.7×10–9 à 8.7×10–9 au °C 25

là où produit de solubilité pour [CA2+] [CO32–] est donné en tant que n'importe où de KPS = 3.7×10–9 à KPS = 8.7×10–9 au °C 25, dépendant du point d'émission de données.[13][12] Ce que signifie l'équation est que le produit de la concentration molaire des ions de calcium (taupes du CA dissous2+ par litre de solution) avec la concentration molaire de la Co dissoute32– ne peut pas dépasser la valeur de KPS. Cette équation apparemment simple de solubilité, cependant, doit être prise avec l'équilibre plus compliqué de anhydride carbonique avec l'eau (voyez acide carbonique). Une partie de la Co32– cartels avec H+ dans la solution selon :

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

HCO3– est connu en tant que bicarbonate ion. Bicarbonate de calcium est beaucoup de temps plus soluble dans l'eau que le carbonate de calcium -- en effet il existe seulement en solution.

Une partie du HCO3– cartels avec H+ en solution selon :

H2Co3 ⇋ H+ + HCO3–    Ka1 = 2.5×10–4 au °C 25

Une partie du H2Co3 se casse vers le haut en eau et anhydride carbonique dissous selon :

H2O + CO2(dissous) ⇋ H2Co3    Kh = 1.70×10–3 au °C 25

Et l'anhydride carbonique dissous est dans l'équilibre avec de l'anhydride carbonique atmosphérique selon :

là où kH = 29.76 atmosphères (moles/l) au °C 25 (Constante d'Henry), étant la Co2 pression partielle.

Pour l'air ambiant, est autour de 3.5×10–4 les atmosphères (ou d'une manière equivalente 35 PA). La dernière équation ci-dessus fixe la concentration de la Co dissoute2 en fonction de , indépendant de la concentration de CaCO dissous3. À la pression partielle atmosphérique de la Co2, Co dissoute2 la concentration est 1.2×10–5 taupes/litre. L'équation avant qui fixe la concentration de H2Co3 en fonction de [Co2]. Pour [Co2]=1.2×10–5, il résulte dedans [H2Co3]=2.0×10–8 taupes par litre. Quand [H2Co3] est connu, les trois équations restantes ainsi que

H2O ⇋ H+ + l'OH– K = 10–14 au °C 25

(qui est vrai pour tous les solutés), et le fait que la solution doit être électriquement le neutre,

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

permettez pour résoudre simultanément pour les cinq concentrations inconnues restantes (note que la forme ci-dessus de l'équation de neutralité est valide seulement si le carbonate de calcium a été mis en contact avec l'eau pure ou avec une solution neutre de pH ; dans le cas où le dissolvant de l'eau d'origine pH n'est pas neutre, l'équation est modifiée).

La table du côté droit montre le résultat pour [CA2+] et [H+] (sous forme de pH) en fonction de la pression partielle ambiante de la Co2 (KPS = 4.47×10−9 a été pris pour le calcul). Aux niveaux atmosphériques de la Co ambiante2 la table indique que la solution sera légèrement alkaline. Les tendances les expositions de table sont

1) En tant que Co ambiante2 de la pression partielle est réduite au-dessous des niveaux atmosphériques, la solution devient de plus en plus alkaline. Extrêmement à bas , Co dissoute2, l'ion de bicarbonate, et l'ion de carbonate s'évaporent en grande partie de la solution, partant d'une solution fortement alkaline de hydroxyde de calcium, qui est plus soluble que CaCO3.
2) En tant que Co ambiante2 la pression partielle grimpe jusqu'aux niveaux au-dessus d'atmosphérique, le pH chute, et une grande partie de l'ion de carbonate est converti en ion de bicarbonate, qui a comme conséquence une solubilité plus élevée de CA2+.

L'effet du dernier est particulièrement évident dans la vie quotidienne des personnes qui ont eau calcareuse. L'eau en souterrain de couches aquifères peut être exposée aux niveaux de la Co2 beaucoup plus haut qu'atmosphérique. Comme une telle eau filtre par la roche de carbonate de calcium, le CaCO3 se dissout selon la deuxième tendance. Quand cette même eau émerge alors du robinet, à temps elle hérite l'équilibre avec la Co2 niveaux dans le ciel par outgassing son excès Co2. Le carbonate de calcium devient moins soluble en conséquence et les précipités d'excès comme balance de chaux. Ce même processus est responsable de la formation de stalactites et stalagmites en cavernes de pierre à chaux.

Deux phases hydratées de carbonate de calcium, monohydrocalcite, CaCO3·H2O et ikaite, CaCO3·6H2O]], peut précipité de l'eau aux conditions ambiantes et persistez en tant que phases métastables.

Avec changer pH

Nous considérons maintenant le problème de la solubilité maximum du carbonate de calcium en conditions atmosphériques normales ( = 3.5 × 10−4 atmosphère) quand le pH de la solution est ajusté. C'est par exemple le cas dans une piscine où le pH est maintenu entre 7 et 8 (par l'addition de NaHSO4 pour diminuer le pH ou de NaHCO3 pour l'augmenter). Des équations ci-dessus pour le produit de solubilité, la réaction de hydratation et les deux réactions acides, l'expression suivante pour le maximum [CA2+] peut être facilement déduit :

montrant une dépendance quadratique dedans [H+]. L'application numérique avec les valeurs ci-dessus des constantes donne

pH 7.0 7.2 7.4 7.6 7.8 8.0 8.2 8.27 8.4
[CA2+]maximum (10-4mole/l ou °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

Commentaires :

  • diminuer le pH de 8 à 7 augmentations le maximum CA2+ concentration par un facteur 100
  • notez que le CA2+ la concentration de la table précédente est récupérée pour pH = 8.27
  • garder le pH à 7.4 dans une piscine (qui donne HClO optimum/LCO− rapport dans le cas de l'entretien de « chlore ») a comme conséquence un maximum CA2+ concentration de 1010 mg/l. Ceci signifie que les cycles successifs de l'évaporation de l'eau et de remplacer partiel peuvent avoir comme conséquence très eau calcareuse avant CaCO3 précipités. L'addition de remplacer sequestrant ou complet de calcium de l'eau résoudra le problème.

Solubilité dans une solution acide forte ou faible

Solutions de fort (HCl) ou faible (acétique, phosphorique) les acides sont disponibles dans le commerce. Ils sont utilisés généralement pour enlever limescale dépôts. La quantité maximum de CaCO3 cela peut « être dissous » par un litre d'une solution acide peut être calculé en utilisant les équations ci-dessus d'équilibre.

  • Dans le cas d'un mono-acide fort avec la concentration décroissante [A] = [A−], nous obtenons (avec CaCO3 la masse molaire = 100 g) :
[A] (mole/l) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P initialH 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 dissous3 (g par litre d'acide) 50.0 5.00 0.514 0.0849 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

là où l'état initial est la solution acide sans le CA2+ (ne tenant pas compte de la Co possible2 la dissolution) et l'état final est la solution avec le CA saturé2+. Pour des concentrations acides fortes, toutes les espèces ont une concentration négligeable dans l'état final en ce qui concerne le CA2+ et A− de sorte que l'équation de neutralité réduise approximativement à 2 [CA2+] = [A−] rapportant . Quand la concentration diminue, [HCO3−] devient non négligeable de sorte que l'expression précédente ne soit plus valide. Pour disparaître des concentrations acides, nous récupérons le p finalH et la solubilité de CaCO3 dans l'eau pure.

  • Dans le cas d'un mono-acide faible (ici nous prenons l'acide acétique avec pKA = 4.76) avec la concentration décroissante [A] = [A−] + [OH], nous obtenons :
[A] (mole/l) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P initialH 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 dissous3 (g par litre d'acide) 49.5 4.99 0.513 0.0848 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

Nous voyons que pour la même concentration en acide total, le p initialH de l'acide faible est moins d'acide que celui de l'acide fort ; cependant, la quantité maximum de CaCO3 ce qui peut être dissous est approximativement identiques. C'est parce que dans l'état final, le pH est plus grand que le pKA, de sorte que l'acide faible presque totalement soit dissocié, rapportant à la fin autant de H+ les ions comme acide fort « dissolvent » le carbonate de calcium.

  • Le calcul dans le cas de acide phosphorique (qui est le plus employé couramment pour des applications domestiques) est plus compliqué puisque les concentrations des quatre états de dissociation correspondant à cet acide doivent être calculées ainsi que [HCO3−], [CO32−], [CA2+], [H+] et [l'OH−]. Le système peut être réduit à une septième équation de degré pour [H+] la solution numérique dont donne
[A] (mole/l) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P initialH 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 dissous3 (g par litre d'acide) 62.0 7.39 0.874 0.123 0.0536 0.0477 0.0471 0.0471 0.0470

là où [A] = [H3PO4] + [H2PO4−] + [HPO42−] + [PO43−]. Nous voyons que l'acide phosphorique est plus efficace qu'un mono-acide depuis à la finale p presque neutreH, la deuxième concentration dissociée d'état [HPO42−] n'est pas négligeable (voyez acide phosphorique ).

Voyez également

Références

  1. ^ Carbonate de calcium précipité par Solvay : Production. Solvay S. A. (2007-03-09). Recherché dessus 2007-12-30.
  2. ^ Fourneau. Aide de la Science. Recherché dessus 2007-12-30.
  3. ^ a b c d Poudre de carbonate de calcium. Matériaux avançés de Reade (2006-02-04). Recherché dessus 2007-12-30.
  4. ^ Carbonate de calcium. Medline plus. Instituts nationaux de santé (2005-10-01). Recherché dessus 2007-12-30.
  5. ^ Herbert A. Lieberman, Leon Lachman, Joseph B. Schwartz (1990). Formes galéniques pharmaceutiques : Comprimés, 153. ISBN 0824780442. 
  6. ^ Gabriely I, Leu JP, Barzel USA (le mai 2008). « Résolution des problèmes clinique. De nouveau aux fondations ". N. L'Angleterre. J. Med. 358 (18): 1952–6. doi:10.1056/NEJMcps0706188. PMID 18450607. 
  7. ^ Food-Info.net : E-nombres : Carbonate de calcium E170. 080419 food-info.net
  8. ^ Y. Zhao, B. R. Martin et C. M. Tisserand (2005). "La disponibilité biologique de calcium du lait de soja enrichi de carbonate de calcium est équivalente au lait de la vache dans de jeunes femmes". J. Nutr. 135 (10): 2379-2382. 
  9. ^ Associated Press. "Le distributeur de pierre à chaux combat les pluies acides dans le jet", Temps de New York, 1989-06-13. 
  10. ^ R. K. Schreiber (1988). « Le fédéral-état coopératif chaulant la recherche sur les eaux de surface a effectué par le dépôt acide ». L'eau, air, et pollution de sol 41 (1): 53-73. doi:10.1007/BF00160344. 
  11. ^ Dan Kircheis ; Aneth de Richard (2006). Effets de l'aluminium de pH faible et haut sur des smolts de saumons atlantiques au Maine oriental et en chaulant l'analyse de praticabilité de projet (réimprimé à la fédération saumonée de Downeast). Service marin national de pêche et Commission de saumons atlantiques du Maine.
  12. ^ a b Manuel de CRC de chimie et de physique quarante-quatrième E-D.
  13. ^ Produits choisis de solubilité et constantes de formation au °C 25. Université de l'Etat de la Californie, collines de Dominguez.

Liens externes

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