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Carbonato di calcio

Carbonato di calcio
Altri nomi Calcare; calcite; aragonite; gesso; marmo
Contrassegni
Numero di CAS [471-34-1]
Proprietà
Formula molecolare CaCO3
Massa molare 100.087 g/mol
Apparenza Polvere bianca.
Densità un ³ di 2.71 g/cm (calcite); un ³ di 2.83 g/cm (aragonite)
Punto di fusione

il °C 825 si decompone
Punto di ebollizione

Si decompone
Solubilità in acqua Insolubile
Struttura
Figura molecolare Lineare
Rischi
Principale rischi Non pericoloso.
NFPA 704
0
0
0
 
R-frasi R36, R37, R38
S-frasi S26, S36
Punto Ininfiammabile.
A meno che dove celebri al contrario, i dati siano dati per
materiali in loro il campione dichiara
(25 a °C, kPa 100)
Diniego e riferimenti di Infobox

Carbonato di calcio è la a residuo del prodotto chimico con formula chimica CACO3. È una sostanza comune trovata As roccia in tutte le parti del mondo ed è il componente principale di coperture degli organismi marini, lumachee eggshells. Il carbonato di calcio è l'ingrediente attivo dentro calce fertilizzanteed è solitamente la causa principale di acqua dura. È comunemente usato medicinale come a calcio completi o come antiacido, ma l'alto consumo può essere pericoloso.

Indice

Caso

Il carbonato di calcio è trovato naturalmente come quanto segue minerali e roccie:

Proprietà chimiche

Veda inoltre: Carbonato

Il carbonato di calcio ripartisce le proprietà tipiche di altri carbonati. Considerevolmente:

  1. reagisce con gli acidi forti, liberanti l'anidride carbonica:
    CaCO3 (s) + 2HCl(aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O(l)
  2. libera l'anidride carbonica sul heating (aa °C superiore 840 nel caso di CaCO3), alla forma ossido di calcio, denominato comunemente calce viva, con reazione entalpia 178 kJ/talpa:
    CaCO3 → cao + CO2

Il carbonato di calcio reagirà con acqua che è saturata con l'anidride carbonica per formare la sostanza solubile bicarbonato del calcio.

CaCO3 + CO2 + H2→ CA (HCO della O3)2

Questa reazione è importante in erosione di roccie del carbonato, formando spelonchee conduce a acqua dura in molte regioni.

Preparazione

La vasta maggioranza del carbonato di calcio usata nell'industria è estratta estraendo o estraendo. Carbonato di calcio puro (per esempio. per alimento o uso farmaceutico), può essere prodotto da una fonte estratta pura (solitamente marmo).

Alternativamente, ossido di calcio è preparato vicino calcinazione carbonato di calcio grezzo. L'acqua è aggiunta a give idrossido di calcioe anidride carbonica è passato attraverso questa soluzione per precipitare il carbonato di calcio voluto, citato nell'industria come carbonato di calcio precipitato (PCC):[1]

CaCO3 → cao + CO2
Cao + H2→ CA (OH) della O2
CA (OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Usi

Applicazioni industriali

L'utilizzazione principale del carbonato di calcio è nell'industria edilizia, o come materiale da costruzione nella relativa propria destra (per esempio. marmo) o complesso del calcare per roadbuilding o come ingrediente di cemento o come il prodotto base per la preparazione della calce del costruttore bruciandosi in un forno.

Il carbonato di calcio inoltre è usato nella purificazione di ferro da minerale ferroso in a forno. Il carbonato di calcio è calcinato in situ dare l'ossido di calcio, che forma lle scorie con le varie impurità presenti e separa dal ferro purificato.[2]

Il carbonato di calcio inoltre è usato in industria petrolifera petrolifera in liquidi perforanti come materiale appesantente per aumentare la densità alle pressioni del downhole di controllo.

Il carbonato di calcio è ampiamente usato come carica in vernici,[3] in particolare vernice opaca dell'emulsione dove in genere 30% del peso della vernice è gesso o marmo.

Il carbonato di calcio è inoltre ampiamente usato come riempitore in plastica.[3] Alcuni esempi tipici includono l'intorno caricamento del gesso in tubo di scarico del uPVC, caricamento di 20% - di 15 di 15% - di 5 di gesso ricoperto stearato o marmo nel profilo della finestra del uPVC. Il carbonato di calcio a terra fine è un fattore essenziale nella pellicola microporosa usata in bambini diapers ed alcune pellicole della costruzione come i pori sono nucleated intorno alle particelle del carbonato di calcio durante la fabbricazione della pellicola dall'allungamento biassiale. Inoltre è stato mescolato con ABSed altri ingredienti, formare alcuni tipi di compressioni hanno modellato i circuiti integrati della mazza “dell'argilla„.

Il carbonato di calcio inoltre è usato in una vasta gamma di commercio ed adesivi di DIY, sigillante e decorare i riempitori.[3] Gli adesivi delle mattonelle di ceramica contengono tipicamente il calcare di 80% - di 70. Decorando i riempitori della crepa contenga i livelli simili di marmo o di dolomite. Inoltre è mescolato con mastice nella regolazione vetro macchiato finestre e come una resistenza per impedire vetro attaccare alle mensole del forno quando infornano le glasse e le vernici alla temperatura elevata.

Il carbonato di calcio è conosciuto As merlani in ceramicaapplicazioni di /glazing,[3] dove è usato come un ingrediente comune per molte glasse nella relativa forma in polvere bianca. Quando una glassa che contiene questo materiale è infornata in un forno, il merlano funge da a cambiamento continuo materiale nella glassa.

In America del Nord, il carbonato di calcio ha cominciato a sostituire caolino nella produzione di carta lucida. Europa sta esercitandosi in questa come la fabbricazione della carta alcalina o fabbricazione della carta priva di acido per determinate decadi. I carbonati sono disponibili nelle forme: carbonato di calcio a terra (GCC) o carbonato di calcio precipitato (PCC). Il posteriore ha una dimensione delle particelle molto fine e controllata, sull'ordine di 2 micrometri di diametro, utile in rivestimenti per carta.

Usato nelle piscine come correttore di pH per effettuare alcalinità “amplificatore„ per sfalsare le proprietà silicee dell'agente disinfettante.

È denominato comunemente gesso poichè è stato un componente importante del gessetto per lavagna. Il gesso può consistere o del carbonato di calcio o gesso, idratato solfato di calcio CaSO4·2H2O.

Salute ed applicazioni dietetiche

Il carbonato di calcio è ampiamente usato medicinale come supplemento dietetico economico del calcio o antiacido.[4] Può essere usato come a raccoglitore di fosfato per il trattamento di iperfosfatemia (soprattutto in pazienti con indebolimento renale cronico). Inoltre è usato nell'industria farmaceutica come riempitore inerte per ridurre in pani ed altri prodotti farmaceutici.[5] Il carbonato di calcio inoltre è usato in Homeopathy. È uno dei rimedi costituzionali.

Il calcio eccedente dai supplementi, alimento fortificato e diete high-calcium, può causare “la sindrome dell'alcali del latte,„ che ha tossicità seria e può essere mortale. In 1915, Bertram Sippy ha introdotto “il regime di Sippy„ di ingestione oraria di latte e di crema e l'aggiunta graduale delle uova ed ha cucinato il cereale, per 10 giorni, unito con le polveri alcaline, che hanno fornito il rilievo sintomatico per la malattia peptica dell'ulcera. Durante le parecchie decadi prossime, il regime di Sippy ha provocato l'indebolimento renale, l'alcalosi e hypercalemia, principalmente negli uomini con la malattia peptica dell'ulcera. Questi effetti contrari sono stati invertiti quando il regime interrotto, ma esso era mortali in alcuni pazienti con il vomito prolungato. Munga la sindrome dell'alcali ribassante negli uomini dopo i trattamenti efficaci per la malattia peptica dell'ulcera. Ma durante i 15 anni scorsi, è stato segnalato in donne che prendono i supplementi del calcio sopra la gamma suggerita di quotidiano 1200 - 1500 del magnesio, per la prevenzione ed il trattamento di osteoporosis ed è esacerbato da disidratazione. Il calcio è stato aggiunto all'eccedenza - i contro prodotti, che contribuisce a presa eccessiva eventuale. La presa eccessiva del calcio può condurre a hypercalcemia, le complicazioni di che includono il vomito, dolore addominale e condizione mentale alterata.[6]

Una forma di additivo alimentare è indicato come E170.[7] È usato in alcuno latte della soia prodotti come fonte di calcio dietetico; uno studio suggerisce che il carbonato di calcio potrebbe essere bioavailable come calcio in latte della mucca.[8]

Applicazioni ecologiche

In 1989, un ricercatore, Ken Simmons, ha introdotto CaCO3 nel ruscello del Whetstone in Massachusetts.[9] La sua speranza era che il carbonato di calcio ricambierebbe l'acido nel flusso da pioggia acida e risparmi la trota che era cessato di deporre le uova. Anche se il suo esperimento era un successo, ha aumentato gli importi degli ioni dell'alluminio nella zona del ruscello che non è stato trattato con il calcare. Ciò mostra quel CaCO3 può essere aggiunto per neutralizzare gli effetti di pioggia acida dentro fiume ecosistemi. Attualmente il carbonato di calcio è usato per neutralizzare i termini silicei in sia terreno che acqua.[10][11]

Equilibrio di calcinazione

Pressione di equilibrio del CO2 CaCO eccessivo3[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

Calcinazione di calcare usando i fuochi del carbone di legna per produrre calce viva si è esercitato in dall'antichità dalle colture dappertutto. La temperatura a cui il calcare rende l'ossido di calcio è data solitamente come °C 825, ma dichiarare una soglia assoluta è ingannevole. Il carbonato di calcio esiste nell'equilibrio con l'ossido di calcio e l'anidride carbonica a tutta la temperatura. Ad ogni temperatura ci è a pressione parziale dell'anidride carbonica che è nell'equilibrio con il carbonato di calcio. Alla temperatura ambiente l'equilibrio in modo schiacciante favorisce il carbonato di calcio, perché l'equilibrio CO2 la pressione è soltanto una frazione molto piccola del CO parziale2 pressione in aria, che è circa 0.035 KPA.

Alle temperature superiore a °C 550 l'equilibrio CO2 la pressione comincia ad eccedere il CO2 pressione in aria. Così superiore a °C 550, il carbonato di calcio comincia ai outgas CO2 in aria. Ma in un carbone di legna ha infornato il forno, la concentrazione del CO2 sia molto superiore a è in aria. Effettivamente se tutto l'ossigeno nel forno è consumato nel fuoco, allora la pressione parziale del CO2 nel forno può essere alto quanto 20 KPA.

La tabella indica che questa pressione di equilibrio non è realizzata fino a che la temperatura non sia quasi 800 °C. Per outgassing del CO2 dal carbonato di calcio da accadere ad un tasso economicamente utile, la pressione di equilibrio deve eccedere significativamente la pressione ambiente del CO2. Ed affinchè accada velocemente, la pressione di equilibrio deve eccedere una pressione atmosferica totale di 101 KPA, che accade a 898 °C.

Solubilità

Con la variazione del CO2 pressione

Solubilità dello ione del calcio
in funzione di CO2 pressione parziale a °C 25
(atmosfera) 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

Il carbonato di calcio è male solubile in acqua pura. L'equilibrio della relativa soluzione è dato dall'equazione (con il carbonato di calcio dissolto a destra):

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

dove prodotto di solubilità per [CA2+] [CO32–] è dato come dovunque da KPS = 3.7×10–9 a KPS = 8.7×10–9 a °C 25, dipendendo dalla fonte di dati.[13][12] Che cosa l'equazione significa è che il prodotto di concentrazione molare degli ioni del calcio (talpe del CA dissolto2+ per il litro di soluzione) con la concentrazione molare del CO dissolto32– non può eccedere il valore di KPS. Questa equazione apparentemente semplice di solubilità, tuttavia, deve essere presa con l'equilibrio più complicato di anidride carbonica con acqua (veda acido carbonico). Alcuno del CO32– combines con la H+ nella soluzione secondo:

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

HCO3– è conosciuto come bicarbonato ione. Bicarbonato del calcio è molte volte più solubile in acqua che il carbonato di calcio -- effettivamente esiste soltanto in soluzione.

Alcuno del HCO3– combines con la H+ in soluzione secondo:

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

Alcuna della H2CO3 si rompe in su in acqua e nell'anidride carbonica dissolta secondo:

H2O + CO2(dissolto) ⇋ H2CO3    Kh = 1.70×10–3 a °C 25

E l'anidride carbonica dissolta è nell'equilibrio con l'anidride carbonica atmosferica secondo:

dove KH = 29.76 atmosfere (mol/L) a °C 25 (Costante di Henry), essendo il CO2 pressione parziale.

Per aria ambientale, è intorno a 3.5×10–4 atmosfera (o equivalente 35 PA). L'ultima equazione qui sopra ripara la concentrazione del CO dissolto2 in funzione di , indipendente dalla concentrazione di CaCO dissolto3. A pressione parziale atmosferica del CO2, CO dissolto2 la concentrazione è 1.2×10–5 talpe/litro. L'equazione prima che ripara la concentrazione della H2CO3 in funzione di [CO2]. Per [CO2]=1.2×10–5, risulta dentro [H2CO3]=2.0×10–8 talpe per il litro. Quando [H2CO3] è conosciuto, le tre equazioni restanti insieme a

H2O ⇋ H+ + l'OH– K = 10–14 a °C 25

(che è allineare per tutte le soluzioni acquose) ed il fatto che la soluzione deve essere elettricamente il neutrale,

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

permetta di risolvere simultaneamente per le cinque concentrazioni sconosciute restanti (nota che la suddetta forma dell'equazione di neutralità è valida soltanto se il carbonato di calcio è stato messo in contatto con acqua pura o con una soluzione neutra di pH; nel caso dove il solvente dell'acqua di origine pH non è neutro, l'equazione è modificata).

La tabella a destra mostra il risultato per [CA2+] e [H+] (sotto forma di la pH) in funzione di pressione parziale ambientale del CO2 (KPS = 4.47×10−9 è stato preso per il calcolo). Ai livelli atmosferici del CO ambientale2 la tabella indica che la soluzione sarà un po'alcalina. Le tendenze le esposizioni della tabella sono

1) Come CO ambientale2 la pressione parziale è ridotta sotto i livelli atmosferici, la soluzione diventa sempre più alcalina. Ad estremamente basso , CO dissolto2, lo ione del bicarbonato e lo ione del carbonato in gran parte si volatilizzano dalla soluzione, lasciante una soluzione altamente alcalina di idrossido di calcio, che è più solubile di CaCO3.
2) Come CO ambientale2 la pressione parziale aumenta ai livelli sopra atmosferico, il pH cade e gran parte dello ione del carbonato è convertito in ione del bicarbonato, che provoca l'più alta solubilità del CA2+.

L'effetto del posteriore è particolarmente evidente nella vita quotidiana della gente che ha acqua dura. L'acqua in underground degli strati acquiferi può essere esposta ai livelli del CO2 molto più superiore atmosferico. Come tale acqua filtra attraverso la roccia del carbonato di calcio, il CaCO3 si dissolve secondo la seconda tendenza. Quando quell'stessa acqua allora emerge dal colpetto, a tempo entra nell'equilibrio con il CO2 livelli nell'aria outgassing il relativo eccesso CO2. Il carbonato di calcio diventa meno solubile di conseguenza ed i precipitati di eccesso come scala della calce. Questo stesso processo è responsabile della formazione di stalactites e stalagmites in caverne del calcare.

Due fasi idratate del carbonato di calcio, monohydrocalcite, CaCO3·H2O e ikaite, CaCO3·6H2La O]], può precipitato da acqua alle circostanze ambientali e persist come fasi metastabili.

Con la variazione della pH

Ora consideriamo il problema della solubilità massima del carbonato di calcio nelle circostanze atmosferiche normali ( = 3.5 × 10−4 atmosfera) quando la pH della soluzione è registrato. Ciò è per esempio il caso in una piscina in cui la pH è effettuato fra 7 e 8 (tramite l'aggiunta di NaHSO4 per fare diminuire la pH o di NaHCO3 per aumentarlo). Dalle suddette equazioni per il prodotto di solubilità, la reazione di hydratation e le due reazioni acide, la seguente espressione per il massimo [CA2+] può essere dedotto facilmente:

mostrando una dipendenza quadratica dentro [H+]. L'applicazione numerica con i suddetti valori dei costanti dà

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

Osservazioni:

  • fare diminuire la pH 8 - 7 aumenti il massimo CA2+ concentrazione da un fattore 100
  • si noti che il CA2+ la concentrazione della tabella precedente è recuperata per la pH = 8.27
  • mantenere la pH a 7.4 in una piscina (che dà HClO ottimale/OCl− rapporto nel caso di manutenzione “del cloro„) provoca un massimo CA2+ una concentrazione di 1010 mg/l. Ciò significa che i cicli successivi di evaporazione dell'acqua e di rinnovamento parziale possono provocare molto acqua dura prima di CaCO3 precipitati. L'aggiunta di un rinnovamento sequestrant o completo del calcio dell'acqua risolverà il problema.

Solubilità in una soluzione acida forte o debole

Soluzioni di forte (HCl) o debole (acetico, fosforico) gli acidi sono disponibili nel commercio. Sono comunemente usati rimuovere limescale depositi. La quantità massima di CaCO3 quello può “essere dissolto„ da un litro di soluzione acida può essere calcolato usando le suddette equazioni di equilibrio.

  • Nel caso di un monoacido forte con concentrazione di diminuzione [A] = [A−], ci verifichiamo (con CaCO3 massa molare = 100 g):
[A] (mol/L) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P inizialeH 0.00 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 6.00 6.79 7.00
P finaleH 6.75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27
CaCO dissolto3 (g per il litro di acido) 50.0 5.00 0.514 0.0849 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

dove l'iniziale dichiara è la soluzione acida senza il CA2+ (non considerando il CO possibile2 la dissoluzione) ed il finale dichiarano è la soluzione con il CA saturato2+. Per le concentrazioni acide forti, tutte le specie fanno dichiarare una concentrazione trascurabile nel finale riguardo al CA2+ ed A− in modo che l'equazione di neutralità riduca approssimativamente a 2 [CA2+] = [A−] rendendo . Quando la concentrazione diminuisce, [HCO3−] diventa non trascurabile in modo che l'espressione preceding non sia più valida. Per la sparizione delle concentrazioni acide, recuperiamo la p finaleH e solubilità di CaCO3 in acqua pura.

  • Nel caso di un monoacido debole (qui prendiamo l'acido acetico con la pKA = 4.76) con concentrazione di diminuzione [A] = [A−] + [AH], ci verifichiamo:
[A] (mol/L) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P inizialeH 2.38 2.88 3.39 3.91 4.47 5.15 6.02 6.79 7.00
P finaleH 6.75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27
CaCO dissolto3 (g per il litro di acido) 49.5 4.99 0.513 0.0848 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

Vediamo che per la stessa concentrazione nell'acido totale, la p inizialeH dell'acido debole è meno acido che quello dell'acido forte; tuttavia, la quantità massima di CaCO3 quale può essere dissolto è approssimativamente lo stessi. Ciò è perché nel finale dichiari, la pH è più grande che la pKA, di modo che l'acido debole quasi completamente è dissociato, rendente alla fine altretanta H+ gli ioni come l'acido forte “dissolvono„ il carbonato di calcio.

  • Il calcolo nel caso di acido fosforico (che è l'più ampiamente usato per le applicazioni domestiche) è più complicato poiché le concentrazioni dei quattro che la dissociazione dichiara corrispondere a questo acido devono essere calcolate insieme a [HCO3−], [CO32−], [CA2+], [H+] e [l'OH−]. Il sistema può essere ridotto ad una settima equazione di grado per [H+] la soluzione numerica di cui dà
[A] (mol/L) 1 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−10
P inizialeH 1.08 1.62 2.25 3.05 4.01 5.00 5.97 6.74 7.00
P finaleH 6.71 7.17 7.63 8.06 8.24 8.26 8.26 8.26 8.27
CaCO dissolto3 (g per il litro di acido) 62.0 7.39 0.874 0.123 0.0536 0.0477 0.0471 0.0471 0.0470

dove [A] = [H3PO4] + [H2PO4−] + [HPO42−] + [PO43−]. Vediamo che l'acido fosforico è da allora più efficiente di un monoacido al finale p quasi neutraH, il secondo dissociato dichiara la concentrazione [HPO42−] non è trascurabile (veda acido fosforico ).

Veda inoltre

Riferimenti

  1. ^ Carbonato di calcio precipitato Solvay: Produzione. Solvay S. A. (2007-03-09). Richiamato sopra 2007-12-30.
  2. ^ Forno. Sussidio di scienza. Richiamato sopra 2007-12-30.
  3. ^ a b c d Polvere del carbonato di calcio. Materiali avanzati di Reade (2006-02-04). Richiamato sopra 2007-12-30.
  4. ^ Carbonato di calcio. Medline più. Istituti nazionali di salute (2005-10-01). Richiamato sopra 2007-12-30.
  5. ^ Herbert A. Lieberman, Leon Lachman, Joseph B. Schwartz (1990). Forme di dosaggio farmaceutiche: Ridurre in pani, 153. ISBN 0824780442. 
  6. ^ Gabriely I, Leu JP, Barzel Stati Uniti (il maggio 2008). “Risoluzione di problemi clinica. Di nuovo ai principi fondamentali ". N. L'Inghilterra. J. Med. 358 (18): 1952–6. doi:10.1056/NEJMcps0706188. PMID 18450607. 
  7. ^ Food-Info.net: E-numeri: Carbonato di calcio E170. 080419 food-info.net
  8. ^ Y. Zhao, B. R. Martin e C. M. Tessitore (2005). "La biodisponibilità del calcio del latte di soia fortificato del carbonato di calcio è equivalente al latte della mucca in donne giovani". J. Nutr. 135 (10): 2379-2382. 
  9. ^ Pressa collegata. "L'erogatore del calcare combatte la pioggia acida in flusso", Tempi de New York, 1989-06-13. 
  10. ^ R. K. Schreiber (1988). “La cooperativa federale-dichiara concimare la ricerca con calce sulle acque di superficie incastrate su tramite il deposito siliceo„. Acqua, aria, & inquinamento del terreno 41 (1): 53-73. doi:10.1007/BF00160344. 
  11. ^ Dan Kircheis; Aneto del Richard (2006). Effetti di alluminio a basso pH ed alto sugli smolts dei salmoni atlantici in Maine orientale e concimare analisi con calce di possibilità di progetto (ristampato a federazione di color salmone di Downeast). Servizio marino nazionale delle industrie della pesca e Commissione dei salmoni atlantici della Maine.
  12. ^ a b Manuale di CRC di chimica e di fisica quarantaquattresimo E-D.
  13. ^ Prodotti selezionati di solubilità e costanti di formazione a °C 25. La California l'università di Stato, colline del Dominguez.

Collegamenti esterni

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