Home › De meertalige Index van het Archief › Het carbonaat van het calcium

 Top 10 artikelen Goole Koreaanse thee nasza-klasa.pl Creditcardfraude Het zingen Misbruik Muziek van Indonesië Tchiluba De Provincie van Balkh Provincie van Balkh Thermische straling

News:

Het carbonaat van het calcium

Het carbonaat van het calcium
Andere namen	Kalksteen; kalkspaat; aragonite; krijt; marmer
Herkenningstekens
CAS aantal	[471-34-1]
Eigenschappen
Moleculaire formule	CaCO3
Maal massa	100.087 g/mol
Verschijning	Wit poeder.
Dichtheid	2.71 g/cm ³ (kalkspaat); 2.83 g/cm ³ (aragonite)
Smeltpunt	825 °C ontbinden
Kookpunt	Ontbindt
Oplosbaarheid in water	Onoplosbaar
Structuur
Moleculaire vorm	Lineair
Gevaren
Belangrijkst gevaren	Niet gevaarlijk.
NFPA 704	0 0 0
R-uitdrukkingen	R36, R37, R38
S-uitdrukkingen	S26, S36
Vlampunt	Onontvlambaar.
Behalve waar anders van nota genomen, de gegevens voor worden gegeven materialen in hun standaard staat (bij 25 °C, kPa 100) De ontkenning en de verwijzingen van Infobox

Het carbonaat van het calcium is a chemische samenstelling met chemische formule CaCO₃. Het is een gemeenschappelijke substantie gevonden zoals rots in alle delen van de wereld, en is de belangrijkste component van shells van mariene organismen, slakken, en eierschalen. Het carbonaat van het calcium is binnen het actieve ingrediënt landbouw kalk, en is gewoonlijk de belangrijkste oorzaak van hard water. Het wordt algemeen gebruikt medisch als a calcium vul of aan als antacid, maar de hoge consumptie kan gevaarlijk zijn.

Inhoud 1 Voorkomen 2 Chemische eigenschappen 3 Voorbereiding 4 Gebruik 4.1 Industriële toepassingen 4.2 Gezondheid en dieettoepassingen 4.3 Ecologische toepassingen 5 Het evenwicht van het calcineren 6 Oplosbaarheid 6.1 Met variërend Co2 druk 6.2 Met variërende pH 6.3 Oplosbaarheid in een sterke of zwakke zure oplossing 7 Zie ook 8 Verwijzingen 9 Externe verbindingen

Voorkomen

Het carbonaat van het calcium wordt gevonden natuurlijk als het volgende mineralen en rotsen:

• Aragonite
• Kalkspaat
• Vaterite of (μ-CaCO₃)
• Krijt
• Kalksteen
• Marmer
• Travertijn

Chemische eigenschappen

Zie ook: Carbonaat

Het carbonaat van het calcium deelt de typische eigenschappen van andere carbonaten. In het bijzonder:

1. het reageert met sterke zuren, vrijgevend kooldioxide:
   CaCO_{3 (s)} + 2HCl_(aq) → CaCl_{2 (aq)} + Co_{2 (g)} + H₂O_(l)
2. het geeft kooldioxide bij het verwarmen vrij (aan hierboven 840 °C in het geval van CaCO₃), aan vorm calcium oxyde, algemeen geroepen ongebluste kalk, met reactie enthalpie 178 kJ/mol:
   CaCO₃ → CaO + Co₂

Het carbonaat van het calcium zal met water reageren dat met kooldioxide verzadigd is om de oplosbare stof te vormen calcium bicarbonaat.

CaCO₃ + Co₂ + H₂O → Ca (HCO₃)₂

Deze reactie is belangrijk in erosie van carbonaat rotsen, het vormen zich holen, en leidt tot hard water in vele gebieden.

Voorbereiding

De overgrote meerderheid van calciumcarbonaat die in de industrie wordt gebruikt wordt gehaald door te ontginnen of uit te hakken. Zuiver calciumcarbonaat (b.v. voor voedsel of farmaceutisch gebruik), kan uit een zuivere uitgehakte bron (gewoonlijk marmer) worden geproduceerd.

Alternatief, calcium oxyde langs voorbereidingen getroffen het calcineren ruw calciumcarbonaat. Het water wordt toegevoegd om te geven calcium hydroxyde, en kooldioxide wordt overgegaan door deze oplossing om het gewenste calciumcarbonaat te storten, dat in de industrie als gestort calciumcarbonaat wordt bedoeld (PCC):^[1]

CaCO₃ → CaO + Co₂

CaO + H₂O → Ca (OH)₂

Ca (OH)₂ + Co₂ → CaCO₃ + H₂O

Gebruik

Industriële toepassingen

Het belangrijkste gebruik van calciumcarbonaat is in de bouwnijverheid, of als uit eigen beweging bouwmateriaal (b.v. marmer) of kalksteencomplex voor wegenaanleg of als ingrediënt van cement of als beginnend materiaal voor de voorbereiding van de kalk van de bouwer door in een oven te branden.

Het carbonaat van het calcium wordt ook gebruikt in de reiniging van ijzer van ijzererts in a hoogoven. Het carbonaat van het calcium wordt gecalcineerd ter plaatse calciumoxyde geven, dat slakken met diverse aanwezige onzuiverheden vormt, en scheidt van het gezuiverde ijzer.^[2]

Het carbonaat van het calcium wordt ook gebruikt in de olie industrie in borings vloeistoffen als wegingsmateriaal om de dichtheid tot controledownhole druk te verhogen.

Het carbonaat van het calcium wordt wijd gebruikt als vergroting in verven,^[3] in het bijzonder de verf van de steenemulsie waar typisch 30% bij het gewicht van de verf of krijt of marmer is.

Het carbonaat van het calcium wordt ook wijd gebruikt als vuller in plastieken.^[3] Sommige typische voorbeelden omvatten rond 15 tot 20% lading van krijt in uPVCrioolbuis, 5 tot 15% lading van stearate met een laag bedekt krijt of marmer in het profiel van het uPVCvenster. Het fijne carbonaat van het grondcalcium is een essentieel ingrediënt in de microporous film die in babys wordt gebruikt diapers en sommige de bouwfilms als poriën zijn nucleated rond de deeltjes van het calciumcarbonaat tijdens de vervaardiging van de film door zich tweeassige uit te rekken. Het is ook gemengd met ABS, en andere ingrediënten, om sommige soorten compressie te vormen vormden de spaanders van de „klei“ Pook.

Het carbonaat van het calcium wordt ook gebruikt in een brede waaier van handel en kleefstoffen DIY, dichtingsproducten, en het verfraaien van vullers.^[3] De ceramiektegelkleefstoffen bevatten 70 tot 80% typisch kalksteen. Verfraaiend barst bevatten de vullers gelijkaardige niveaus van marmer of dolomiet. Het wordt ook gemengd met stopverf in het plaatsen bevlekt glas de vensters, en als verzetten tegenzich om glas te verhinderen om planken te plakken te eesten wanneer het vuren verglaast en bij op hoge temperatuur schildert.

Het carbonaat van het calcium is gekend als wijtingen in keramiek/glazing toepassingen,^[3] waar het als gemeenschappelijk ingrediënt voor velen verglaast in zijn witte gepoederde vorm wordt gebruikt. Wanneer een glans die dit materiaal bevat in een oven in brand wordt gestoken, doet de wijting dienst als a stroom materiaal in de glans.

In Noord-Amerika, is het calciumcarbonaat begonnen te vervangen porseleinaarde in de productie van glanzend document. Europa heeft dit als alkalische papierfabricage of zuurvrije papierfabricage voor enkele decennia uitgeoefend. De carbonaten zijn beschikbaar in vormen: het carbonaat van het grondcalcium (GCC) of gestort calciumcarbonaat (PCC). De laatstgenoemde heeft een zeer fijne en gecontroleerde deeltjesgrootte, op de orde van 2 micrometers in diameter, nuttig in deklagen voor document.

Gebruikt in zwembaden als pH corrector voor het handhaven alkaliteit „buffer“ om de zuurrijke eigenschappen van de desinfecterende agent te compenseren.

Het wordt algemeen geroepen krijt aangezien het een belangrijke component van bordkrijt is geweest. Het krijt kan uit of calciumcarbonaat bestaan of gips, gehydrateerd calcium sulfaat CaSO₄·2H₂O.

Gezondheid en dieettoepassingen

Het carbonaat van het calcium wordt wijd gebruikt medisch als goedkoop dieetcalciumsupplement of antacid.^[4] Het kan als a worden gebruikt fosfaat bindmiddel voor de behandeling van hyperphosphatemia (hoofdzakelijk in patiënten met chronische niermislukking). Het wordt ook gebruikt in de farmaceutische industrie als inerte vuller voor tabletten en andere geneesmiddelen.^[5] Het carbonaat van het calcium wordt ook gebruikt in Homeopathie. Het is één van de constitutionele remedies.

Het bovenmatige calcium van supplementen, versterkt voedsel en high-calcium diëten, kan de „melk alkalisyndroom veroorzaken,“ dat ernstige giftigheid heeft en kan fataal zijn. In 1915, introduceerde Bertram Sippy het „regime Sippy“ van opname per uur van melk en room, en de geleidelijke toevoeging van eieren en kookte graangewas, 10 dagen, die met alkalisch poeder worden gecombineerd, dat symptomatische hulp voor peptische zweerziekte verstrekte. In de loop van de daarna verscheidene decennia, resulteerde het regime Sippy in niermislukking, alkalosis, en hypercalemia, meestal bij mensen met peptische zweerziekte. Deze ongunstige gevolgen werden omgekeerd toen het regime ophield, maar het was fataal in sommige patiënten met het voortgezette braken. Daalde het alkalisyndroom van de melk bij mensen na efficiënte behandelingen voor peptische zweerziekte. Maar tijdens de afgelopen 15 jaar, is het in vrouwen gemeld die calciumsupplementen boven de geadviseerde waaier van 1200 tot 1500 mg dagelijks, voor preventie en behandeling van osteoporose nemen, en verergerd door dehydratie. Het calcium is toegevoegd aan producten over de toonbank, dat tot achteloze bovenmatige opname bijdraagt. De bovenmatige calciumopname kan leiden tot hypercalcemia, de complicaties van wat brakende, buikpijn en veranderde geestelijke status omvatten.^[6]

Een vorm van additief voor levensmiddelen wordt aangewezen als E170.^[7] Het wordt gebruikt in wat soja melk producten als bron van dieetcalcium; één studie suggereert dat het calciumcarbonaat zou kunnen zijn bioavailable als calcium in de melk van de koe.^[8]

Ecologische toepassingen

In 1989, een onderzoeker, Ken Simmons, geïntroduceerdee CaCO₃ in de Beek van de Wetsteen in Massachusetts.^[9] Zijn hoop was dat het calciumcarbonaat tegen het zich zuur in de stroom van zure regen zou verzetten en de forel zou bewaren die had opgehouden kuit te schieten. Hoewel zijn experiment een succes was, verhoogde het de hoeveelheden aluminiumionen op het gebied van de beek die niet met het kalksteen werd behandeld. Dit toont dat CaCO₃ kan worden toegevoegd om de gevolgen van zure regen binnen te neutraliseren rivier ecosystemen. Momenteel wordt het calciumcarbonaat gebruikt om zuurrijke voorwaarden in zowel grond als water te neutraliseren.^[10][11]

Het evenwicht van het calcineren

De Druk van het evenwicht van Co2 over CaCO3[12]
550 °C	0.055 kPa
587 °C	0.13 kPa
605 °C	0.31 kPa
680 °C	1.80 kPa
727 °C	5.9 kPa
748 °C	9.3 kPa
777 °C	14 kPa
800 °C	24 kPa
830 °C	34 kPa
852 °C	51 kPa
871 °C	72 kPa
881 °C	80 kPa
891 °C	91 kPa
898 °C	101 kPa
937 °C	179 kPa
1082 °C	901 kPa
1241 °C	3961 kPa

Calcineren van kalksteen dat houtskoolbranden gebruikt aan opbrengst ongebluste kalk is gepraktizeerd sinds antiquiteit door culturen helemaal over de wereld. De temperatuur waarbij het kalksteen calciumoxyde opbrengt wordt gewoonlijk gegeven als 825 °C, maar verklaren van een absolute drempel is misleidend. Carbonaat van het calcium er bestaat in evenwicht met calciumoxyde en kooldioxide bij om het even welke temperatuur. Bij elke temperatuur is er a gedeeltelijke druk van kooldioxide die in evenwicht met calciumcarbonaat is. Bij kamertemperatuur keurt het evenwicht overweldigend calciumcarbonaat goed, omdat evenwichtsCo₂ de druk is slechts een uiterst kleine fractie van gedeeltelijk Co₂ druk in lucht, die ongeveer 0.035 k isPa.

Bij temperaturen boven 550 °C evenwichtsCo₂ de druk begint Co te overschrijden₂ druk in lucht. Zo boven 550 °C, begint het calciumcarbonaat aan outgasCo₂ in lucht. Maar in een houtskool stak oven, de concentratie van in brand Co₂ veel hoger zal zijn dan het in lucht is. Als al zuurstof in de oven in de brand wordt verbruikt namelijk, toen de gedeeltelijke druk van Co₂ in de oven kan zo hoog zijn zoals 20 kPa.

De lijst toont aan dat deze evenwichtsdruk niet wordt bereikt tot de temperatuur bijna 800 °C. is. Voor outgassing van Co₂ van calciumcarbonaat om aan een economisch nuttig tarief te gebeuren, moet de evenwichtsdruk de omringende druk van Co beduidend overschrijden₂. En voor het om snel te gebeuren, moet de evenwichtsdruk totale atmosferische druk van 101 k overschrijdenPa, wat bij 898 °C. gebeurt.

Oplosbaarheid

Met variërend Co₂ druk

De ionenoplosbaarheid van het calcium als functie van Co2 gedeeltelijke druk bij 25 °C
(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

Het carbonaat van het calcium is slecht oplosbaar in zuiver water. Het evenwicht van zijn oplossing wordt gegeven door de vergelijking (met opgelost calciumcarbonaat op het recht):

CaCO3 ⇋ Ca2+ + Co32–

KSP = 3.7×10–9 aan 8.7×10–9 bij 25 °C

waar oplosbaarheids product voor [Ca²⁺] [Co₃^2–] wordt gegeven zoals overal van K_SP = 3.7×10^–9 aan K_SP = 8.7×10^–9 bij 25 °C, die van de gegevensbron afhangen.^[13][12] Wat het vergelijkingsmiddel dat het product van maalconcentratie van calciumionen is (mollen van opgeloste Ca²⁺ per liter oplossing) met de maalconcentratie van opgelost Co₃^2– kan de waarde van overschrijden niet K_SP. Deze schijnbaar eenvoudige oplosbaarheidsvergelijking, echter, moet samen met het ingewikkeldere evenwicht van worden genomen kooldioxide met water (zie koolzuur). Enkele Co₃^2– combineert met H⁺ in de oplossing volgens:

HCO3– ⇋ H+ + Co32–

Ka2 = 5.61×10–11 bij 25 °C

HCO₃^– is gekend als bicarbonaat ion. Het bicarbonaat van het calcium is vaak oplosbaarder in water dan calciumcarbonaat -- het bestaat namelijk slechts in oplossing.

Enkele HCO₃^– combineert met H⁺ in oplossing volgens:

H2Co3 ⇋ H+ + HCO3–

Ka1 = 2.5×10–4 bij 25 °C

Enkele H₂Co₃ verdeelt in water en opgeloste kooldioxide volgens:

H2O + CO2(opgelost) ⇋ H2Co3

Kh = 1.70×10–3 bij 25 °C

En de opgeloste kooldioxide is in evenwicht met atmosferische kooldioxide volgens:

waar kH = 29.76 ATM (mol/L) bij 25 °C (De constante van Henry), zijnd Co2 gedeeltelijke druk.

Voor omringende lucht, is rond 3.5×10^–4 atmosferen (of equivalently 35 Pa). De laatste vergelijking bevestigt hierboven de concentratie van opgelost Co₂ als functie van , onafhankelijk van de concentratie van opgeloste CaCO₃. Bij atmosferische gedeeltelijke druk van Co₂, opgelost Co₂ de concentratie is 1.2×10^–5 mollen/liter. De vergelijking vóór dat bevestigt de concentratie van H₂Co₃ als functie van [Co₂]. Voor [Co₂]=1.2×10^–5, binnen voort vloeit het [H₂Co₃]=2.0×10^–8 mollen per liter. Wanneer [H₂Co₃] is het geweten, de resterende drie vergelijkingen samen met

H2O ⇋ H+ + OH–

K = 10–14 bij 25 °C

(wat voor alle oplossingen in water) waar is, en het feit dat de oplossing elektrisch neutraal moet zijn,

2 [Ca²⁺] + [H⁺] = [HCO₃^–] + 2 [Co₃^2–] + [OH^–]

maak het mogelijk om gelijktijdig voor de resterende vijf onbekende concentraties op te lossen (merk op dat de bovengenoemde vorm van de neutraliteitsvergelijking geldig is slechts als het calciumcarbonaat in contact met is gezet zuiver water of met een neutrale pH oplossing; in het geval waar het oplosmiddel van het oorsprongswater pH niet neutraal is, wordt de vergelijking gewijzigd).

De lijst aangaande het recht geeft het resultaat voor weer [Ca²⁺] en [H⁺] (in de vorm van pH) als functie van omringende gedeeltelijke druk van Co₂ (K_SP = 4.47×10⁻⁹ is genomen voor de berekening). Op atmosferische niveaus van omringend Co₂ de lijst wijst op de oplossing lichtjes alkalisch zal zijn. De tendensen de lijst toont zijn

1) Als omringend Co₂ de gedeeltelijke druk wordt verminderd onder atmosferische niveaus, wordt de oplossing meer en meer alkalisch. Bij uiterst laag , opgelost Co₂, verdampen het bicarbonaation, en het carbonaation grotendeels van de oplossing, verlatend een hoogst alkalische oplossing van calcium hydroxyde, wat oplosbaarder is dan CaCO₃.

2) Als omringend Co₂ de gedeeltelijke druk stijgt tot niveaus boven atmosferische, pH dalingen, en veel van het carbonaation wordt omgezet in bicarbonaation, dat in hogere oplosbaarheid van Ca resulteert²⁺.

Het effect van de laatstgenoemden is vooral duidelijk in het leven van dag tot dag van mensen die hebben hard water. Het water in watervoerende lagen kan ondergronds aan niveaus van Co worden blootgesteld₂ veel hoger dan atmosferisch. Als dusdanig filtert het water door de rots van het calciumcarbonaat, CaCO₃ lost volgens de tweede tendens op. Wanneer dat zelfde water dan uit de kraan te voorschijn komt, op tijd komt het in evenwicht met Co₂ niveaus in de lucht door outgassing zijn bovenmatig Co₂. Het calciumcarbonaat wordt minder oplosbaar dientengevolge en de bovenmatige precipitaten als kalkschaal. Dit zelfde proces is de oorzaak van de vorming van stalactites en stalagmites in kalksteenholen.

Twee gehydrateerde fasen van calciumcarbonaat, monohydrocalcite, CaCO₃·H₂O en ikaite, CaCO₃·6H₂O]], kan precipitaat van water bij omringende voorwaarden en duur voort als metastabiele fasen.

Met variërend pH

Wij overwegen nu het probleem van de maximumoplosbaarheid van calciumcarbonaat in normale atmosferische voorwaarden ( = 3.5 × 10⁻⁴ ATM) wanneer pH van de oplossing wordt aangepast. Dit is bijvoorbeeld het geval in een zwembad waar pH wordt gehandhaafd tussen 7 en 8 (door toevoeging van NaHSO₄ om p te verminderenH of van NaHCO₃ om het) te verhogen. Van de bovengenoemde vergelijkingen voor het oplosbaarheidsproduct, de hydratationreactie en de twee zure reacties, de volgende uitdrukking voor het maximum [Ca²⁺] kan gemakkelijk worden afgeleid:

binnen tonend een vierkantige afhankelijkheid [H⁺]. De numerieke toepassing met de bovengenoemde waarden van de constanten geeft

pH		7.0	7.2	7.4	7.6	7.8	8.0	8.2	8.27	8.4
[Ca2+]maximum (10-4mol/L of °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

Becommentari�ërt:

• het verminderen van pH van 8 tot 7 verhogingen maximumCa²⁺ concentratie door een factor 100
• merk op dat Ca²⁺ de concentratie van de vorige lijst wordt teruggekregen voor pH = 8.27
• het houden van pH aan 7.4 in een zwembad (dat optimale HClO/OCl geeft⁻ verhouding in het geval van de resultaten van het „chloor“ onderhoud) in maximumCa²⁺ concentratie van 1010 mg/l. Dit betekent dat de opeenvolgende cycli van waterverdamping en het gedeeltelijke vernieuwen in kunnen zeer resulteren hard water vóór CaCO₃ precipitaten. De toevoeging van calcium het sequestrant of volledige vernieuwen van het water zal het probleem oplossen.

Oplosbaarheid in een sterke of zwakke zure oplossing

Oplossingen van sterk (HCl) of zwak (azijn, fosfor) de zuren zijn commercieel beschikbaar. Zij worden algemeen gebruikt om te verwijderen limescale stortingen. De maximumhoeveelheid CaCO₃ dat kan door één liter een zure oplossing „worden opgelost“ kan worden berekend gebruikend de bovengenoemde evenwichtsvergelijkingen.

• In het geval van een sterk mono-acide met dalende concentratie [A] = [A⁻], verkrijgen wij (met CaCO₃ maal massa = 100 g):

[A] (mol/L)		1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
Aanvankelijk pH		0.00	1.00	2.00	3.00	4.00	5.00	6.00	6.79	7.00
Definitief pH		6.75	7.25	7.75	8.14	8.25	8.26	8.26	8.26	8.27
Opgeloste CaCO3 (g per liter zuur)		50.0	5.00	0.514	0.0849	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

waar de aanvankelijke staat de zure oplossing zonder Ca is²⁺ (rekening houdend met geen mogelijk Co₂ ontbinding) en de definitieve staat is de oplossing met verzadigde Ca²⁺. Voor sterke zure concentraties, hebben alle soorten een te verwaarlozen concentratie in de definitieve staat met betrekking tot Ca²⁺ en A⁻ zodat de neutraliteitsvergelijking ongeveer tot 2 vermindert [Ca²⁺] = [A⁻] het opbrengen . Wanneer de concentratie vermindert, [HCO₃⁻] wordt niet te verwaarlozen zodat de voorafgaande uitdrukking niet meer geldig is. Voor het verdwijnen zure concentraties, krijgen wij definitief p terugH en de oplosbaarheid van CaCO₃ in zuiver water.

• In het geval van een zwak mono-acide (nemen wij hier azijnzuur met pK_A = 4.76) met dalende concentratie [A] = [A⁻] + [AH], verkrijgen wij:

[A] (mol/L)		1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
Aanvankelijk pH		2.38	2.88	3.39	3.91	4.47	5.15	6.02	6.79	7.00
Definitief pH		6.75	7.25	7.75	8.14	8.25	8.26	8.26	8.26	8.27
Opgeloste CaCO3 (g per liter zuur)		49.5	4.99	0.513	0.0848	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

Wij zien dat voor de zelfde totaal zuurconcentratie, aanvankelijk pH van het zwakke zuur is minder zuur dan één van het sterke zuur; nochtans, de maximumhoeveelheid CaCO₃ welke kan worden opgelost is ongeveer het zelfde. Dit is omdat in de definitieve staat, pH is groter dat pK_A, zodat het zwakke zuur bijna helemaal wordt gescheiden, opbrengend uiteindelijk zo veel H⁺ ionen als sterk zuur het calciumcarbonaat „om op te lossen“.

• De berekening in het geval van fosfor zuur (wat het wijdst gebruikt voor binnenlandse toepassingen) is is ingewikkelder aangezien de concentraties van scheiding vier verklaart het beantwoorden aan dit zuur moet worden berekend samen met [HCO₃⁻], [Co₃²⁻], [Ca²⁺], [H⁺] en [OH⁻]. Het systeem kan tot een zevende graadvergelijking voor worden verminderd [H⁺] de numerieke oplossing waarvan geeft

[A] (mol/L)		1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
Aanvankelijk pH		1.08	1.62	2.25	3.05	4.01	5.00	5.97	6.74	7.00
Definitief pH		6.71	7.17	7.63	8.06	8.24	8.26	8.26	8.26	8.27
Opgeloste CaCO3 (g per liter zuur)		62.0	7.39	0.874	0.123	0.0536	0.0477	0.0471	0.0471	0.0470

waar [A] = [H₃Portugal₄] + [H₂Portugal₄⁻] + [HPO₄²⁻] + [Portugal₄³⁻]. Wij zien dat het fosforzuur efficiënter is dan een mono-acide sindsdien bij definitief bijna neutraal pH, de tweede gescheiden staatsconcentratie [HPO₄²⁻] is niet te verwaarlozen (zie fosfor zuur ).

Zie ook

• Oceaan verzuring
• Gesso
• Inktvissen
• Cuttlebone
• Marmer Industrieel gebruik van (grond) marmer

Verwijzingen

Externe verbindingen

• Internationale Kaart 1193 van de Chemische Veiligheid
• CID 516889 van PubChem
• ATC codes: A02AC01 en A12AA04