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Carbonato de cálcio

Carbonato de cálcio
Outros nomes Pedra calcária; calcite; aragonite; giz; mármore
Identificadores
Número do CAS [471-34-1]
Propriedades
Fórmula Molecular CaCO3
Massa Molar 100.087 g/mol
Aparência Pó branco.
Densidade ³ de 2.71 g/cm (calcite); ³ de 2.83 g/cm (aragonite)
Ponto de derretimento

o °C 825 Decomposes
Ponto fervendo

Decomposes
Solubility em água Insoluble
Estrutura
Forma Molecular Linear
Perigos
Principal perigos Nao perigoso.
NFPA 704
0
0
0
 
R-frases R36, R37, R38
S-frases S26, S36
Ponto Flash Non-flammable.
A não ser que onde notáveis de outra maneira, os dados sejam dados para
materiais no seu estado padrão
(25 no °C, kPa 100)
Disclaimer e referências de Infobox

Carbonato de cálcio é a composto do produto químico com fórmula química CACO3. É uma substância comum encontrada como rocha em todas as partes do mundo, e está o componente principal de escudos de organismos marinhos, caracóis, e eggshells. O carbonato de cálcio é o ingrediente ativo dentro cal agricultural, e é geralmente a causa principal de água dura. É usado geralmente medicinally como a cálcio suplemente ou como anti-ácido, mas o consumo elevado pode ser perigoso.

Índices

Ocorrência

O carbonato de cálcio é encontrado naturalmente como o seguinte minerais e rochas:

Propriedades químicas

Veja também: Carbonato

O carbonato de cálcio compartilha das propriedades típicas de outros carbonatos. Notàvelmente:

  1. reage com os ácidos fortes, liberando o dióxido de carbono:
    CaCO3 (s) + 2HCl(aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O(l)
  2. libera o dióxido de carbono no heating (ao °C 840 acima no exemplo de CaCO3), ao formulário óxido de cálcio, chamado geralmente quicklime, com reação enthalpy 178 kJ/toupeira:
    CaCO3 → CaO + CO2

O carbonato de cálcio reagirá com água que saturated com dióxido de carbono para dar forma ao soluble bicarbonato do cálcio.

CaCO3 + CO2 + H2→ CA de O (HCO3)2

Esta reação é importante no erosão de rochas do carbonato, dando forma cavernas, e conduz a água dura em muitas regiões.

Preparação

A maioria vasta do carbonato de cálcio usada na indústria é extraída minando ou quarrying. Carbonato de cálcio puro (por exemplo. para o alimento ou o uso pharmaceutical), pode ser produzido de uma fonte quarried pura (geralmente mármore).

Alternativamente, óxido de cálcio é preparado perto calcining carbonato de cálcio cru. A água é adicionada à elasticidade hydroxide de cálcio, e dióxido de carbono é passado através desta solução para precipitate o carbonato de cálcio desejado, consultado na indústria como o carbonato de cálcio precipitated (PCC):[1]

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

Usos

Aplicações industriais

O uso principal do carbonato de cálcio está na indústria de construção, ou como um material de edifício em sua própria direita (por exemplo. mármore) ou agregado da pedra calcária para roadbuilding ou como um ingrediente de cimento ou como o material começar para a preparação do cal do construtor queimando em um kiln.

O carbonato de cálcio é usado também no purification de ferro de minério de ferro em a alto-forno. O carbonato de cálcio calcined in situ dar o óxido de cálcio, que dá forma a um slag com as várias impurezas atuais, e separa do ferro purified.[2]

O carbonato de cálcio é usado também no indústria de óleo em líquidos perfurando como um material tornando mais pesado para aumentar a densidade às pressões do downhole do controle.

O carbonato de cálcio é usado extensamente como um extender nas pinturas,[3] na pintura matte particular do emulsion onde tipicamente 30% por peso da pintura é giz ou mármore.

O carbonato de cálcio é usado também extensamente como um enchimento nos plásticos.[3] Alguns exemplos típicos incluem o ao redor carregamento do giz na tubulação de dreno do uPVC, carregamento de 15 a de 20% de 5 a de 15% do giz revestido estearato ou mármore no perfil da janela do uPVC. O carbonato de cálcio à terra fino é um ingrediente essencial na película microporous usada nos bebês diapers e algumas películas do edifício como os pores são nucleated em torno das partículas do carbonato de cálcio durante a manufatura da película esticar biaxial. Foi misturado também com ABS, e outros ingredientes, para dar forma a alguns tipos de compressão moldaram microplaquetas do Poker da “argila”.

O carbonato de cálcio é usado também em uma escala larga do comércio e os adesivos de DIY, os vedadores, e decorar enchimentos.[3] Os adesivos da telha cerâmica contêm tipicamente a pedra calcária de 70 a de 80%. Decorando enchimentos da rachadura contenha níveis similares do mármore ou do dolomite. É misturado também com o putty no ajuste vidro manchado janelas, e como resistir para impedir que o vidro fure às prateleiras do kiln ao atear fogo a esmaltes e a pinturas na alta temperatura.

O carbonato de cálcio é sabido como pescadas em cerâmicaaplicações de /glazing,[3] onde é usado como um ingrediente comum para muitos esmaltes em seu formulário pulverizado branco. Quando um esmalte que contem este material é ateado fogo em um kiln, a pescada age como a fluxo material no esmalte.

Em America do Norte, o carbonato de cálcio começou a substituir kaolin na produção do papel lustroso. Europa tem praticado esta como o papermaking alcalino ou o papermaking acid-free por certas décadas. Os carbonatos estão disponíveis nos formulários: carbonato de cálcio à terra (GCC) ou carbonato de cálcio precipitated (PCC). O último tem um tamanho de partícula muito fino e controlado, na ordem de 2 micrometres no diâmetro, útil nos revestimentos para o papel.

Usado em pools de natação como um corrector do pH para manter alkalinity “amortecedor” para deslocar as propriedades acidic do agente disinfectant.

É chamado geralmente giz porque foi um componente principal do giz de quadro-negro. O giz pode consistir ou no carbonato de cálcio ou gypsum, hydrated sulfate de cálcio CaSO4·2H2O.

Saúde e aplicações dietéticas

O carbonato de cálcio é usado extensamente medicinally como um suplemento dietético barato ao cálcio ou anti-ácido.[4] Pode ser usado como a pasta de phosphate para o tratamento de hyperphosphatemia (primeiramente nos pacientes com falha renal crônica). É usado também na indústria pharmaceutical como um enchimento inerte para tabuletas e outros pharmaceuticals.[5] O carbonato de cálcio é usado também em Homeopathy. É um dos remédios constitutional.

O cálcio adicional dos suplementos, alimento fortified e dietas high-calcium, pode causar do “o syndrome do alcalóide leite,” que tem o toxicity sério e pode ser fatal. Em 1915, Bertram Sippy introduziu de “o regimen Sippy” do ingestion de hora em hora do leite e do creme, e a adição gradual dos ovos e cozinhou o cereal, por 10 dias, combinado com os pós alcalinos, que forneceram o relevo symptomatic para a doença peptic do ulcer. Sobre diversas décadas seguintes, o regimen de Sippy resultou na falha renal, no alkalosis, e no hypercalemia, na maior parte nos homens com doença peptic do ulcer. Estes efeitos adversos foram invertidos quando o regimen parado, mas era fatais em alguns pacientes com vomiting protracted. Ordenhe o syndrome do alcalóide declinado nos homens após tratamentos eficazes para a doença peptic do ulcer. Mas durante os 15 anos passados, relatou-se nas mulheres que fazem exame de suplementos ao cálcio acima da escala recomendada do diário 1200 a 1500 do magnésio, para a prevenção e o tratamento do osteoporosis, e exacerbated pela desidratação. O cálcio foi adicionado ao excesso - os produtos contrários, que contribui à entrada excessiva inadvertida. A entrada excessiva do cálcio pode conduzir a hypercalcemia, as complicações de que incluem vomiting, dor abdominal e status mental alterado.[6]

Um formulário de aditivo de alimento é designado como E170.[7] É usado em algum leite do soy produtos como uma fonte do cálcio dietético; um estudo sugere que o carbonato de cálcio pôde ser bioavailable como o cálcio no leite da vaca.[8]

Aplicações Ecological

Em 1989, um investigador, Ken Simmons, introduziu CaCO3 no ribeiro do Whetstone em Massachusetts.[9] Sua esperança era que o carbonato de cálcio oporia o ácido no córrego da chuva ácida e excepto a truta que tinha cessado de spawn. Embora sua experiência fosse um sucesso, aumentou as quantidades de íons do alumínio na área do ribeiro que não foi tratado com a pedra calcária. Isto mostra esse CaCO3 pode ser adicionado para neutralizar dentro os efeitos da chuva ácida rio ecosystems. O carbonato de cálcio é usado atualmente neutralizar condições acidic no solo e na água.[10][11]

Equilíbrio do Calcination

Pressão do equilíbrio do CO2 CaCO excedente3[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 da pedra calcária usando fogos do carvão de lenha produzir quicklime foi praticado desde o antiquity por culturas pelo mundo inteiro. A temperatura em que a pedra calcária rende o óxido de cálcio é dada geralmente como o °C 825, mas indicar um ponto inicial absoluto é enganadora. O carbonato de cálcio existe no equilíbrio com óxido de cálcio e dióxido de carbono em toda a temperatura. Em cada temperatura há a pressão parcial do dióxido de carbono que está no equilíbrio com carbonato de cálcio. Na temperatura de quarto o equilíbrio favorece overwhelmingly o carbonato de cálcio, porque o equilíbrio CO2 a pressão é somente uma fração minúscula do CO parcial2 pressão no ar, que é aproximadamente 0.035 kPa.

Em temperaturas acima do °C 550 o equilíbrio CO2 a pressão começa a exceder o CO2 pressão no ar. Assim acima do °C 550, o carbonato de cálcio começa aos outgas CO2 no ar. Mas em um carvão de lenha ateou fogo ao kiln, a concentração do CO2 seja muito mais elevado do que está no ar. Certamente se todo o oxigênio no kiln for consumido no fogo, então a pressão parcial do CO2 no kiln pode ser tão elevado quanto 20 kPa.

A tabela mostra que esta pressão do equilíbrio não está conseguida até que a temperatura esteja quase 800 °C. Para outgassing do CO2 do carbonato de cálcio a acontecer em uma taxa economicamente útil, a pressão do equilíbrio deve significativamente exceder a pressão ambiental do CO2. E para que aconteça ràpidamente, a pressão do equilíbrio deve exceder uma pressão atmosférica total de 101 kPa, que acontece em 898 °C.

Solubility

Com variar o CO2 pressão

Solubility do íon do cálcio
em função de CO2 pressão parcial no °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

O carbonato de cálcio é mal soluble na água pura. O equilíbrio de sua solução é dado pela equação (com carbonato de cálcio dissolvido na direita):

CaCO3 ⇋ CA2+ + CO32– Ksp = 3.7×10–9 a 8.7×10–9 no °C 25

onde produto do solubility para [CA2+] [CO32–] é dado como em qualquer lugar de Ksp = 3.7×10–9 a Ksp = 8.7×10–9 no °C 25, dependendo em cima da origem dos dados.[13][12] O que a equação significa é que o produto da concentração molar de íons do cálcio (toupeiras do CA dissolvido2+ por o litro da solução) com a concentração molar do CO dissolvido32– não pode exceder o valor de Ksp. Esta equação seemingly simples do solubility, entretanto, deve ser feita exame junto com o equilíbrio mais complicado de dióxido de carbono com água (veja ácido carbonic). Algum do CO32– ligas com H+ na solução de acordo com:

HCO3– ⇋ H+ + CO32–    Ka2 = 5.61×10–11 no °C 25

HCO3– é sabido como bicarbonato íon. Bicarbonato do cálcio é muitas vezes mais soluble na água do que o carbonato de cálcio -- certamente existe somente na solução.

Algum do HCO3– ligas com H+ na solução de acordo com:

H2CO3 ⇋ H+ + HCO3–    Ka1 = 2.5×10–4 no °C 25

Algum do H2CO3 quebra acima na água e no dióxido de carbono dissolvido de acordo com:

H2O + CO2(dissolvido) ⇋ H2CO3    Kh = 1.70×10–3 no °C 25

E o dióxido de carbono dissolvido está no equilíbrio com dióxido de carbono atmosférico de acordo com:

onde kH = 29.76 atm/(mol/L) no °C 25 (Constante do Henry), sendo o CO2 pressão parcial.

Para o ar ambiental, é em torno de 3.5×10–4 atmosferas (ou equivalente 35 Pa). A última equação acima repara a concentração do CO dissolvido2 em função de , independent da concentração de CaCO dissolvido3. Na pressão parcial atmosférica do CO2, CO dissolvido2 a concentração é 1.2×10–5 toupeiras/litro. A equação antes que repara a concentração de H2CO3 em função de [CO2]. Para [CO2]=1.2×10–5, resulta dentro [H2CO3]=2.0×10–8 toupeiras por o litro. Quando [H2CO3] é sabido, as três equações restantes junto com

H2O ⇋ H+ + OH– K = 10–14 no °C 25

(que é verdadeiro para todas as soluções aqueous), e o fato que a solução deve ser eletricamente o ponto morto,

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

faça possível resolver simultaneamente para as cinco concentrações desconhecidas restantes (nota que o formulário acima da equação do neutrality é válido somente se o carbonato de cálcio foi posto no contato com água pura ou com uma solução neutra do pH; no caso onde o solvente da água da origem pH não é neutro, a equação é modificada).

A tabela na direita mostra o resultado para [CA2+] e [H+] (no formulário de pH) em função da pressão parcial ambiental do CO2 (Ksp = 4.47×10−9 foi feito exame para o cálculo). Em níveis atmosféricos do CO ambiental2 a tabela indica que a solução será ligeiramente alcalina. As tendências as mostras da tabela são

1) Como o CO ambiental2 a pressão parcial é reduzida abaixo dos níveis atmosféricos, a solução torna-se mais e mais alcalina. Em extremamente baixo , CO dissolvido2, o íon do bicarbonato, e o íon do carbonato evaporam pela maior parte da solução, saindo de uma solução altamente alcalina de hydroxide de cálcio, que é mais soluble do que CaCO3.
2) Como o CO ambiental2 a pressão parcial aumenta aos níveis acima de atmosférico, o pH deixa cair, e muito do íon do carbonato é convertido ao íon do bicarbonato, que resulta em um solubility mais elevado do CA2+.

O efeito do último é especialmente evidente na vida do dia a dia dos povos que têm água dura. A água no subterrâneo dos aquifers pode ser exposta aos níveis do CO2 muito mais altamente do que atmosférico. Como tal água se filtra através da rocha do carbonato de cálcio, o CaCO3 dissolve-se de acordo com a segunda tendência. Quando essa mesma água emerge então da torneira, a tempo vem no equilíbrio com CO2 níveis no ar outgassing seu excesso CO2. O carbonato de cálcio torna-se mais menos soluble em conseqüência e os precipitates do excesso como a escala do cal. Este mesmo processo é responsável para a formação de stalactites e stalagmites em cavernas da pedra calcária.

Duas fases hydrated do carbonato de cálcio, monohydrocalcite, CaCO3·H2O e ikaite, CaCO3·6H2O]], pode precipitate da água em circunstâncias ambientais e persista como fases metastable.

Com variar pH

Nós consideramos agora o problema do solubility máximo do carbonato de cálcio em circunstâncias atmosféricas normais ( = 3.5 × 10−4 atm) quando o pH da solução é ajustado. Este é por exemplo o caso em um pool de natação onde o pH é mantido entre 7 e 8 (pela adição de NaHSO4 para diminuir o pH ou de NaHCO3 para aumentá-lo). Das equações acima para o produto do solubility, a reação do hydratation e as duas reações ácidas, a seguinte expressão para o máximo [CA2+] pode fàcilmente ser deduzido:

mostrando uma dependência quadrática dentro [H+]. A aplicação numérica com os valores acima das constantes dá

pH 7.0 7.2 7.4 7.6 7.8 8.0 8.2 8.27 8.4
[CA2+]máximo (10-4mol/L ou °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

Comentários:

  • diminuindo o pH 8 a 7 aumentos o máximo CA2+ concentração por um fator 100
  • anote que o CA2+ a concentração da tabela precedente é recuperada para pH = 8.27
  • mantendo o pH a 7.4 em um pool de natação (que dá HClO o melhor/OCl− relação no exemplo da manutenção do “cloro”) resulta em um máximo CA2+ concentração de 1010 Mg/L. Isto significa que os ciclos sucessivos da evaporação da água e de renovar parcial podem resultar no muito água dura antes de CaCO3 precipitates. A adição de renovar sequestrant ou completo do cálcio da água resolverá o problema.

Solubility em uma solução ácida forte ou fraca

Soluções de forte (HCl) ou fraco (acetic, phosphoric) os ácidos estão comercialmente disponíveis. São usados geralmente remover limescale depósitos. A quantidade máxima de CaCO3 isso pode “ser dissolvido” por um litro de uma solução ácida pode ser calculado usando as equações acima do equilíbrio.

  • No exemplo de um monoacid forte com concentração diminuindo [A] = [A−], nós obtemos (com CaCO3 massa 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 dissolvido3 (g por o litro do ácido) 50.0 5.00 0.514 0.0849 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

onde o estado inicial é a solução ácida com nenhum CA2+ (não fazendo exame no cliente CO possível2 a dissolução) e o estado final são a solução com CA saturated2+. Para concentrações ácidas fortes, todas as espécies têm uma concentração insignificante no estado final com respeito ao CA2+ e A− de modo que a equação do neutrality se reduza aproximadamente a 2 [CA2+] = [A−] rendendo . Quando a concentração diminuir, [HCO3−] torna-se non insignificante de modo que a expressão precedente seja já não válida. Para desaparecer concentrações ácidas, nós recuperamos o p finalH e o solubility de CaCO3 na água pura.

  • No exemplo de um monoacid fraco (aqui nós fazemos exame do ácido acetic com pKA = 4.76) com concentração diminuindo [A] = [A−] + [ampère-hora], nós obtemos:
[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 dissolvido3 (g por o litro do ácido) 49.5 4.99 0.513 0.0848 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

Nós vemos que para a mesma concentração do ácido total, o p inicialH do ácido fraco é menos ácido do que esse do ácido forte; entretanto, a quantidade máxima de CaCO3 qual pode ser dissolvido é aproximadamente o mesmo. Isto é porque no estado final, o pH é maior que o pKA, de modo que o ácido fraco dissociated quase completamente, rendendo na extremidade tanto como H+ os íons como o ácido forte “dissolvem” o carbonato de cálcio.

  • O cálculo no exemplo de ácido phosphoric (que é usado o mais extensamente para aplicações domésticas) é mais complicado desde que as concentrações dos quatro estados do dissociation que correspondem a este ácido devem ser calculadas junto com [HCO3−], [CO32−], [CA2+], [H+] e [OH−]. O sistema pode ser reduzido a uma sétima equação do grau para [H+] a solução numérica de que dá
[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 dissolvido3 (g por o litro do ácido) 62.0 7.39 0.874 0.123 0.0536 0.0477 0.0471 0.0471 0.0470

onde [A] = [H3PO4] + [H2PO4−] + [HPO42−] + [PO43−]. Nós vemos que o ácido phosphoric é mais eficiente do que um monoacid desde no final p quase neutroH, a segunda concentração dissociated do estado [HPO42−] não é insignificante (veja ácido phosphoric ).

Veja também

Referências

  1. ^ Carbonato de cálcio Precipitated Solvay: Produção. Solvay S. A. (2007-03-09). Recuperado sobre 2007-12-30.
  2. ^ Alto-forno. Dae (dispositivo automático de entrada) da ciência. Recuperado sobre 2007-12-30.
  3. ^ a b c d Pó do carbonato de cálcio. Materiais avançados de Reade (2006-02-04). Recuperado sobre 2007-12-30.
  4. ^ Carbonato de cálcio. Medline mais. Institutos nacionais da saúde (2005-10-01). Recuperado sobre 2007-12-30.
  5. ^ Herbert A. Lieberman, Leon Lachman, Joseph B. Schwartz (1990). Formulários de Dosage Pharmaceutical: Tabuletas, 153. ISBN 0824780442. 
  6. ^ Gabriely I, Leu JP, Barzel E.U. (maio 2008). “Problem-solving clínico. Para trás aos princípios ". N. Engl. J. Med. 358 (18): 1952–6. doi:10.1056/NEJMcps0706188. PMID 18450607. 
  7. ^ Food-Info.net: E-números: Carbonato de cálcio E170. 080419 food-info.net
  8. ^ Y. Zhao, B. R. Martin e C. M. Weaver (2005). "O Bioavailability do cálcio do Soymilk Fortified do carbonato de cálcio é equivalente ao leite da vaca em mulheres novas". J. Nutr. 135 (10): 2379-2382. 
  9. ^ Imprensa associada. "O distribuidor da pedra calcária luta a chuva ácida no córrego", Tempos de New York, 1989-06-13. 
  10. ^ R. K. Schreiber (1988). “O federal-estado cooperativo que cimenta a pesquisa sobre as águas de superfície impactou pelo deposition acidic”. Água, ar, & poluição do solo 41 (1): 53-73. doi:10.1007/BF00160344. 
  11. ^ Dan Kircheis; Dill de Richard (2006). Efeitos do pH baixo e do alumínio elevado em smolts dos salmões Atlantic em Maine oriental e em cimentar a análise da praticabilidade do projeto (reprinted no Federation Salmon de Downeast). Serviço marinho nacional dos Fisheries e Commission dos salmões Atlantic de Maine.
  12. ^ a b Manual do CRC do Chemistry e da física 44th ed.
  13. ^ Produtos selecionados do Solubility e constantes da formação no °C 25. Universidade de estado de Califórnia, montes de Dominguez.

Ligações externas

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