Carbonato de calcio

De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a: navegación , búsqueda
Carbonato de calcio
Identificadores
Número del CAS 471-34-1 Sí Y
PubChem 10112
Propiedades físicas 9708 Sí Y
UNII H0G9379FGK Sí Y
Número CE 207-439-9
KEGG D00932 Sí Y
ChEBI CHEBI: 3311 Sí Y
ChEMBL CHEMBL1200539 N
Número RTECS FF9335000
Código ATC A02 AC01 , A12 AA04
Jmol imágenes 3D Imagen 1
Imagen 2
Propiedades
Fórmula molecular CaCO3
Masa molar 100.0869 g / mol
Apariencia Polvo blanco fino, sabor calcáreo
Olor inodoro
Densidad 2,711 g / cm 3 ( calcita )
2,83 g / cm 3 ( aragonita )
Punto de fusión

825 ° C (aragonita)
1339 ° C (calcita) [2]

Punto de ebullición

se descompone

Solubilidad en agua 0,0013 g/100 ml (25 ° C) [3]
Producto de solubilidad , K sp 4,8 × 10 -9 [1]
Solubilidad en ácidos diluidos soluble
Acidez (p K a) 9.0
Índice de refracción (nD) 1.59
Estructura
Estructura cristalina Trigonal
Grupo espacial 3 2 / m
Termoquímica
Std. entalpía de
formación
Δ f H o 298
-1207 KJ · mol -1 [4]
Molar estándar
entropía
S o 298
93 J · mol -1 · K -1 [4]
Peligros
MSDS ICSC 1193
Índice de la UE No está listado
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
1
0
Punto de inflamación 825 ° C
LD 50 6450 mg / kg (oral, rata)
Compuestos relacionados
Otros aniones Bicarbonato de calcio
Otros cationes El carbonato de magnesio
Carbonato de estroncio
Carbonato de bario
Compuestos relacionados El sulfato de calcio
N (verificar) (lo que es: Sí Y / N?)
Excepto donde se indique lo contrario, los datos se den materiales en su estado estándar (a 25 ° C, 100 kPa)
Referencias listadas
Estructura cristalina de la calcita

El carbonato de calcio es un compuesto químico con la fórmula Ca C O 3. Es una sustancia común que se encuentra en rocas en todas partes del mundo, y es el principal componente de las conchas de organismos marinos , caracoles , bolas de carbón , las perlas y las cáscaras de huevo . El carbonato de calcio es el ingrediente activo en cal agrícola , y se crea cuando los iones de Ca en agua dura reaccionan con los iones de carbonato creación de depósitos de cal . Es comúnmente usado medicinalmente como calcio suplemento o como un antiácido , pero el consumo en exceso puede ser peligroso.

Química [ edit ]

El carbonato de calcio comparte las propiedades típicas de otros carbonatos. En particular:

CaCO3 (s) + 2 HCl (ac)CaCl2 (ac) + CO 2 (g) + H2O (l)
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO 2 (g)

El carbonato de calcio reaccionará con el agua que está saturada con dióxido de carbono para formar el soluble en bicarbonato de calcio .

CaCO3 + CO 2 + H 2 O → Ca (HCO 3) 2

Esta reacción es importante en la erosión de las rocas carbonatadas , formando cavernas , y conduce al agua dura en muchas regiones.

Una inusual forma de carbonato de calcio es ikaite con agua cristalina, CaCO3 · 6H 2 O. Ikaite es estable sólo por debajo de 6 ° C.

Preparación [ editar ]

La gran mayoría de carbonato de calcio utilizado en la industria se extrae por la minería o la explotación de canteras. Carbonato de calcio puro (por ejemplo, para uso alimentario o farmacéutico), puede producirse a partir de una fuente de cantera pura (por lo general de mármol).

Alternativamente, el carbonato de calcio se prepara a partir de óxido de calcio . Se añade agua para dar hidróxido de calcio , y dióxido de carbono se hace pasar a través de esta solución para precipitar el carbonato de calcio deseada, se hace referencia en la industria como carbonato de calcio precipitado (PCC): [5]

CaCO3 → CaO + CO 2
CaO + H2O → Ca (OH) 2
Ca (OH) 2 + CO2CaCO3 + H2O

Ocurrencia [ edit ]

Fuentes geológicas [ edit ]

Calcita , aragonita y vaterita son minerales de carbonato de calcio puro. Industrialmente importantes rocas madres que son predominantemente carbonato de calcio incluyen la piedra caliza , yeso , mármol y travertino .

Fuentes biológicas [ editar ]

Las cáscaras de huevo, conchas de caracol y la mayoría de conchas marinas son predominantemente de carbonato de calcio y pueden ser utilizados como fuentes industriales de ese producto químico. [6] Las conchas han disfrutado de reciente reconocimiento como fuente de calcio en la dieta, sino que también son una fuente industrial práctica. [7] [ 8] Si bien no es práctica como fuente industrial, verduras de color verde oscuro como el brócoli y la col rizada contienen cantidades significativas dietarily de carbonato de calcio. [9]

Geología [ editar ]

El carbonato se encuentra con frecuencia en entornos geológicos y constituyen un enorme reservorio de carbono . El carbonato de calcio se produce como aragonita y calcita . Los minerales de carbonato forman los tipos de rocas: piedra caliza , tiza , mármol , travertino , toba , y otros. Pureza de carbonato de calcio se ha encontrado en algunas minas para ser 99,2% puro. [10]

En los entornos tropicales, las aguas son cálidas y claras. corales son más abundantes en este ambiente que hacia los polos, donde las aguas son frías. Contribuyentes de carbonato de calcio, incluyendo plancton (como cocolitos y planctónicos foraminíferos ), algas coralinas , esponjas , braquiópodos , equinodermos , briozoos y moluscos , se encuentran típicamente en los ambientes de aguas poco profundas donde la luz solar y la comida filtrable son más abundantes. Carbonatos de agua fría no existir en latitudes más altas, pero tienen una tasa de crecimiento muy lento. Los calcificación procesos se cambian por la acidificación de los océanos .

Cuando la corteza oceánica se hunde bajo una placa continental sedimentos se llevará a zonas más cálidas en la astenosfera y la mesosfera donde el carbonato de calcio se descompone en dióxido de carbono lo que dará lugar a explosivas erupciones volcánicas .

La profundidad de compensación del carbonato [ edit ]

La profundidad de compensación del carbonato de (CCD) es el punto en el océano, donde la tasa de precipitación del carbonato de calcio es equilibrada por la velocidad de disolución debido a las condiciones presentes. En lo profundo del océano, la temperatura desciende y la presión aumenta. El carbonato de calcio es inusual en que su solubilidad aumenta con la disminución de la temperatura. El aumento de la presión también aumenta la solubilidad del carbonato de calcio. El CCD puede oscilar 4-6 km bajo el nivel del mar.

Tafonomía [ edit ]

El carbonato de calcio puede preservar fósiles a través permineralización. La mayoría de los fósiles de vertebrados de la Formación Two Medicine , una formación geológica conocida por su pico de pato huevos de dinosaurios son preservados por CaCO3 permineralización . [11] Este tipo de preservación conserva un alto nivel de detalle, incluso hasta el nivel microscópico. [11] Sin embargo, también deja especímenes vulnerables a la intemperie cuando se expone a la superficie. [11]

Usos [ editar ]

Aplicaciones industriales [ edit ]

El principal uso de carbonato de calcio está en la industria de la construcción, ya sea como un material de construcción o agregado de piedra caliza para la construcción de carreteras o como un ingrediente de cemento o como material de partida para la preparación de la cal del constructor por la quema en un horno. Sin embargo, debido a la erosión causada principalmente por la lluvia ácida , el carbonato de calcio (en forma de piedra caliza) ya no se usa con fines de construir por sí mismo, y sólo como una sustancia prima / primaria para materiales de construcción.

El carbonato de calcio también se utiliza en la purificación de hierro a partir de mineral de hierro en un alto horno . El carbonato se calcina in situ para dar óxido de calcio, que forma una escoria con diversas impurezas presentes, y se separa de la plancha purificada. [12]

En la industria del petróleo , se añade carbonato de calcio para los fluidos de perforación como una formación de puente-y agente de filtración de sellado, sino que también es un material de ponderación que aumenta la densidad de los fluidos de perforación para controlar la presión de fondo de pozo. El carbonato de calcio se añade a las piscinas, como un pH corrector para mantener la alcalinidad y la compensación de las propiedades ácidas del agente desinfectante.

El carbonato de calcio ha sido tradicionalmente un componente importante de la pizarra de tiza. Sin embargo, la tiza fabricado moderna es principalmente de yeso , hidratada de sulfato de calcio CaSO 4 · 2H 2 O. El carbonato de calcio es una fuente principal para el cultivo de Seacrete , o Biorock . Carbonato de calcio precipitado (PCC), pre-dispersa en forma de suspensión, es un material de relleno común para los guantes de látex con el objetivo de conseguir el máximo ahorro en los costos de material y producción. [13] [ enlace roto ]

Carbonato cálcico molido fino (CCG) es un ingrediente esencial en la película microporosa utilizada en bebés pañales y algunas películas de construcción como los poros están nucleados alrededor de las partículas de carbonato de calcio durante la fabricación de la película por estiramiento biaxial. GCC o PCC se utiliza como un material de carga en papel porque son más baratos que la fibra de madera. En términos de volumen de mercado, GCC son los tipos más importantes de materiales de relleno utilizados en la actualidad. [14] La impresión y papel para escribir pueden contener 10-20% de carbonato de calcio. En América del Norte, carbonato de calcio ha comenzado a sustituir caolín en la producción de papel satinado. Europa ha estado practicando esto como alcalina fabricación de papel o de la fabricación de papel libre de ácido durante algunas décadas. PCC tiene un tamaño de partícula muy fina y controlada, del orden de 2 micrómetros de diámetro, útiles en recubrimientos para papel .

El carbonato de calcio es ampliamente utilizado como un extensor en pinturas, [15] , en particular, pintura de emulsión mate donde típicamente 30% en peso de la pintura es bien tiza o mármol. También es un relleno popular en los plásticos. [15] Algunos ejemplos típicos incluyen alrededor de 15 a 20% de carga de tiza en cloruro de polivinilo no plastificado (PVC) tubo de desagüe, de 5 a 15% de carga de estearato de tiza o recubierto de mármol en el perfil de ventana de PVC. PVC cables pueden utilizar carbonato de calcio con cargas de hasta 70 phr (partes por cien partes de resina) para mejorar las propiedades mecánicas (resistencia a la tracción y elongación) y las propiedades eléctricas (resistividad de volumen). polipropileno compuestos suelen estar llenos de carbonato de calcio para aumentar la rigidez , la exigencia de que se vuelve importante a altas temperaturas de uso. [16] Aquí el porcentaje suele ser un 20-40%. También utiliza rutinariamente como relleno en resinas termoestables (compuestos de hojas y de moldeo a granel) [16] y también se ha mezclado con ABS , y otros ingredientes, para formar algunos tipos de compresión moldeadas "arcilla" fichas de póquer. Carbonato de calcio precipitado, hecho al dejar caer el óxido de calcio en agua, se utiliza por sí mismo o con aditivos como una pintura blanca, conocido como blanqueo .

El carbonato de calcio se añade a una amplia gama de comercio y lo hace usted mismo los adhesivos, selladores y rellenos de decoración. [15] adhesivos para baldosas de cerámica contienen típicamente de 70 a 80% de caliza. Decorar rellenos de grietas contienen niveles similares de mármol o dolomita. También se mezcla con masilla en la creación de vitrales ventanas, y como resistir para evitar que el vidrio se pegue a los estantes del horno cuando la cocción de esmaltes y pinturas a alta temperatura.

En la cerámica aplicaciones / vidrio, carbonato de calcio se conoce como la pescadilla, [15] y es un ingrediente común en muchos esmaltes en su forma de polvo blanco. Cuando un esmalte que contiene este material se cuece en un horno, la pescadilla actúa como un flujo de material en el esmalte. Carbonato de calcio molido es un abrasivo (tanto como detergente en polvo y como ingrediente de cremas para fregar hogar), en particular en su forma de calcita, que cuenta con el relativamente bajo nivel de dureza de 3 en la escala de Mohs de la dureza mineral , por lo que no se raya vidrio y la mayoría de otros cerámica , esmalte , bronce , hierro , y de acero , y tienen un efecto moderado sobre los metales más blandos como el aluminio y el cobre . Una pasta hecha de carbonato de calcio y agua desionizada se puede utilizar para limpiar el deslustre en plata . [17]

Salud y dieta aplicaciones [ edit ]

500 miligramos suplementos de calcio a base de carbonato de calcio

El carbonato de calcio se utiliza ampliamente en medicina como un suplemento de calcio en la dieta de bajo costo o antiácido gástrico . [18] Se puede utilizar como un aglutinante de fosfato para el tratamiento de la hiperfosfatemia (principalmente en pacientes con insuficiencia renal crónica ). También se utiliza en la industria farmacéutica como un material inerte de relleno para tabletas y otros productos farmacéuticos . [19]

El carbonato de calcio es conocido entre IBS enfermos para ayudar a reducir la diarrea [ cita requerida ]. Algunas personas dicen estar libre de síntomas desde el inicio de la suplementación. El proceso en el que el carbonato de calcio reduce la diarrea es por el agua de unión en el intestino, lo que crea un taburete que es más firme y mejor formadas. Suplementos de carbonato de calcio se combinan a menudo con el magnesio en diversas proporciones. Esto debe tenerse en cuenta como se conoce de magnesio a causar diarrea .

El carbonato de calcio se utiliza en la producción de pasta de dientes y se ha visto un resurgimiento como conservante de alimentos y color de retención, cuando se usa en o con productos tales como manzanas orgánicas o alimentos. [20]

El exceso de calcio de los suplementos, alimentos fortificados y las dietas altas en calcio, puede hacer que el síndrome de leche y alcalinos , que tiene una toxicidad grave y puede ser fatal. En 1915, Bertram Sippy introdujo el "régimen de Sippy" de ingestión por hora de leche y crema, y ​​la incorporación gradual de los huevos y cereal cocido, durante 10 días, en combinación con polvos alcalinos, que proporcionó el alivio sintomático de la enfermedad de úlcera péptica. Durante las próximas décadas, el régimen de Sippy resultó en insuficiencia renal , alcalosis , y la hipercalcemia , sobre todo en los hombres con la enfermedad de úlcera péptica. Estos efectos adversos se invirtieron cuando el régimen se detuvo, pero fue fatal en algunos pacientes con vómitos prolongados. El síndrome de leche-alcalino se redujo en los hombres después de los tratamientos eficaces para la úlcera péptica surgió la enfermedad. Durante los últimos 15 años, se ha informado en las mujeres que tomaban suplementos de calcio por encima de la gama recomendada de 1.2 a 1.5 g al día, para la prevención y tratamiento de la osteoporosis, y se ve agravada por la deshidratación . El calcio se ha añadido al exceso de productos de venta libre, que contribuye a la ingesta excesiva involuntaria. Ingesta excesiva de calcio puede conducir a hipercalcemia , las complicaciones de los cuales incluyen vómitos, dolor abdominal y alteración del estado mental. [21]

Como aditivo alimentario es designado E170; [22] INS número 170. Se utiliza como un regulador de la acidez, antiaglutinante, estabilizador o color que sea aprobado para el uso en la UE, [23] EE.UU. [24] y Australia y Nueva Zelanda . [25] Se utiliza en algunos leche de soya y la leche de almendra productos como fuente de calcio en la dieta; un estudio sugiere que el carbonato de calcio puede ser tan biodisponible . como el calcio de la leche de vaca [26] El carbonato de calcio también se utiliza como un agente reafirmante en muchos productos enlatados o vegetales embotellada.

Aplicaciones medioambientales [ edit ]

En 1989, un investigador, Ken Simmons, introdujo CaCO3 en el Whetstone Brook en Massachusetts . [27] Su esperanza era que el carbonato de calcio podría contrarrestar el ácido en el torrente de la lluvia ácida y guardar las truchas que había dejado de reproducirse. Aunque su experimento fue un éxito, que hizo aumentar la cantidad de iones de aluminio en la zona del arroyo que no fue tratado con la piedra caliza. Esto muestra que CaCO3 se puede añadir a neutralizar los efectos de la lluvia ácida en los ríos ecosistemas. Actualmente el carbonato de calcio se utiliza para neutralizar las condiciones ácidas en el suelo y el agua. [28] [29] [30] Desde la década de 1970, como el encalado se ha practicado a gran escala en Suecia para mitigar la acidificación y varios miles de lagos y arroyos están encalados . repetidamente [31]

El carbonato de calcio se utiliza también en desulfuración de gases de combustión aplicaciones eliminando dañinos SO 2 y NO 2 emisiones de carbón y otros combustibles fósiles quemados en grandes centrales eléctricas de combustibles fósiles. [32]

Equilibrio calcinación [ edit ]

La calcinación de piedra caliza utilizando carbón incendios para producir cal viva se ha practicado desde la antigüedad por las culturas de todo el mundo. La temperatura a la que el óxido de rendimientos de piedra caliza de calcio se da generalmente como 825 ° C, pero manifestando un umbral absoluto es engañoso. El carbonato de calcio existe en equilibrio con óxido de calcio y dióxido de carbono a cualquier temperatura. A cada temperatura hay una presión parcial de dióxido de carbono que está en equilibrio con el carbonato de calcio. A temperatura ambiente, el equilibrio favorece abrumadoramente carbonato de calcio, ya que el equilibrio de presión de CO2 es sólo una pequeña fracción de la presión parcial de CO 2 en el aire, que es aproximadamente 0.035 kPa.

A temperaturas superiores a 550 ° C, el equilibrio de CO 2 de presión comienza a superar la presión de CO 2 en el aire. Así que por encima de 550 ° C, el carbonato de calcio comienza a liberar gas CO 2 en el aire. Sin embargo, en un horno de carbón disparado, la concentración de CO 2 será mucho mayor de lo que es en el aire. De hecho, si todo el oxígeno en el horno se consume en el fuego, entonces la presión parcial de CO 2 en el horno puede ser tan alta como 20 kPa. [5]

La tabla muestra que esta presión de equilibrio no se consigue hasta que la temperatura es de casi 800 ° C. Para la emisión de gases de CO 2 a partir de carbonato de calcio que ocurra a un ritmo económicamente útil, la presión de equilibrio debe superar significativamente la presión ambiental de CO 2. Y para que esto ocurra rápidamente, la presión de equilibrio debe ser superior a la presión atmosférica total de 101 kPa, lo que sucede en 898 ° C.

Presión de equilibrio de CO 2 sobre CaCO 3 (P) frente a la temperatura (T). [33]
P (kPa) 0.055 0.13 0.31 1.80 5.9 9.3 14 24 34 51 72 80 91 101 179 901 3961
T (° C) 550 587 605 680 727 748 777 800 830 852 871 881 891 898 937 1082 1241

Solubilidad [ edit ]

Con variación de la presión de CO 2 [ edit ]

Travertino depósitos de carbonato de calcio de una fuente termal

El carbonato de calcio es poco soluble en agua pura (47 mg / L en CO 2 presión parcial atmosférica normal como se muestra a continuación).

El equilibrio de su solución viene dada por la ecuación (con carbonato de calcio disuelto a la derecha):

CaCO3 está en equilibrio con Ca 2 + + CO 3 2 - K sp = 3,7 × 10 -9 a 8,7 × 10 -9 a 25 ° C

en el que el producto de solubilidad de la [Ca 2 +] [CO 3 2 -] se da como en cualquier lugar de K ps = 3,7 × 10 -9 a K ps = 8,7 × 10 -9 a 25 ° C, dependiendo de la fuente de datos. [ 33] [34] ¿Qué significa la ecuación es que el producto de la concentración molar de iones de calcio ( moles de Ca 2 + disueltos por litro de solución) con la concentración molar de CO disuelto 3 2 - no puede exceder el valor de K sp. Esta ecuación de solubilidad aparentemente simple, sin embargo, se debe tomar junto con el más complicado equilibrio del dióxido de carbono con el agua (véase el ácido carbónico ). Algunos de la CO 3 2 - combina con H + en la solución de acuerdo con:

HCO 3 - está en equilibrio con H + + CO 3 2 - K a2 = 5,61 × 10 -11 a 25 ° C

HCO 3 - es conocido como el bicarbonato . ión bicarbonato de calcio es mucho más soluble en agua que el carbonato de calcio-en realidad sólo existe en solución.

Algunos de los HCO 3 - se combina con H + en solución de acuerdo a:

H 2 CO 3 está en equilibrio con H + + HCO 3 - K a1 = 2,5 × 10 -4 a 25 ° C

Algunos de los H 2 CO 3 se descompone en agua y dióxido de carbono disuelto de acuerdo a:

H 2 O + CO 2 (disuelto) está en equilibrio con H 2 CO 3 K h = 1,70 × 10 -3 a 25 ° C

Y el dióxido de carbono disuelto está en equilibrio con el dióxido de carbono atmosférico de acuerdo con:

\ Frac {P_ {\ text {CO} _2}} {[\ text {CO} _2]} \ = \ k_ \ text {H} donde k H = 29,76 atm / (mol / l) a 25 ° C ( constante de Henry ), \ P_ scriptstyle {\ text {CO} _2} siendo la presión parcial de CO 2.

Para el aire ambiente, \ P_ scriptstyle {\ text {CO} _2} es de alrededor de 3,5 × 10 -4 atmósferas (o equivalentemente 35 Pa ). La última ecuación anterior fija la concentración de CO2 disuelto como una función de \ P_ scriptstyle {\ text {CO} _2} , Independiente de la concentración de CaCO disuelto 3. A la presión parcial del CO 2 atmosférico, se disolvió la concentración de CO2 es de 1,2 × 10 -5 moles / litro. La ecuación antes de que fija la concentración de H 2 CO 3 como una función de [CO 2]. Para [CO 2] = 1,2 × 10 -5, da lugar a [H 2 CO 3] = 2,0 × 10 -8 moles por litro. Cuando [H 2 CO 3] Se sabe, las tres ecuaciones restantes junto con

H 2 O está en equilibrio con H + + OH - K = 10 -14 a 25 ° C

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

2 [Ca 2 +] + [H +] = [HCO 3 -] + 2 [CO 3 2 -] + [OH -]

permiten resolver de forma simultánea para los cinco concentraciones desconocidas restantes (tenga en cuenta que el formulario de arriba de la ecuación de la neutralidad es válida sólo si el carbonato de calcio se ha puesto en contacto con el agua pura o con una solución de pH neutro, en el caso en el que el agua de origen pH disolvente no es neutral, la ecuación se modifica).

El calcio iónico solubilidad como una función de
CO 2 presión parcial a 25 ° C (K ps = 4,47 × 10 -9)
\ P_ scriptstyle {\ text {CO} _2} (Atm) pH [Ca 2 +] (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

La tabla de la derecha muestra el resultado de [Ca 2 +] y [H +] (en forma de pH) en función de la presión parcial de CO 2 ambiente (K sp = 4,47 × 10 -9 se ha tomado para la cálculo).

  • En los niveles atmosféricos de CO ambiente la tabla 2 indica la solución será ligeramente alcalina, con un máximo de CaCO 3 solubilidad de 47 mg / L.
  • Como se reduce CO 2 presión parcial ambiente por debajo de los niveles atmosféricos, la solución se vuelve más y más alcalino. En muy baja \ P_ scriptstyle {\ text {CO} _2} , Disuelto CO 2, ion bicarbonato, y de iones carbonato se evaporan en gran parte de la solución, dejando una solución altamente alcalina de hidróxido de calcio , que es más soluble que el CaCO 3. Tenga en cuenta que para \ P_ scriptstyle {\ text {CO} _2} = 10 -12 atm, la [Ca 2 +] [OH -] 2 producto aún está por debajo del producto de solubilidad de Ca (OH) 2 (8 × 10 -6). Para aún más bajo la presión de CO 2, Ca (OH) 2 precipitación ocurrirá antes de CaCO3 precipitación.
  • Como ambiente de CO 2 aumenta la presión parcial a niveles superiores a la atmosférica, pH cae, y gran parte del ion carbonato se convierte en ión bicarbonato, lo que resulta en una mayor solubilidad de Ca 2 +.

El efecto de esto último es especialmente evidente en la vida del día a día de las personas que tienen agua dura. El agua en los acuíferos subterráneos puede estar expuesto a niveles de CO 2 muy superiores a la atmosférica. Como tal el agua se filtra a través de roca de carbonato de calcio, el CaCO3 se disuelve de acuerdo con la segunda tendencia. Cuando esa misma agua surge entonces de la llave, en el momento en que entra en equilibrio con niveles de CO 2 en el aire por la desgasificación su exceso de CO 2. El carbonato de calcio se convierte en menos soluble y como resultado el exceso precipita en forma de cal. Este mismo proceso es el responsable de la formación de estalactitas y estalagmitas en las cuevas de piedra caliza.

Dos fases hidratadas de carbonato de calcio, monohydrocalcite , CaCO3 · H 2 O y ikaite , CaCO3 · 6H 2 O, pueden precipitar a partir de agua en condiciones ambientales y persistir como fases metaestables.

Con pH variable [ edit ]

La solubilidad máxima de carbonato de calcio en condiciones atmosféricas normales ( \ P_ scriptstyle {\ mathrm {CO} _2} = 3,5 × 10 -4 atm) varía a medida que el pH de la solución se ajusta. Este es por ejemplo el caso en una piscina donde se mantiene el pH entre 7 y 8 (mediante la adición de bisulfato de sodio NaHSO4 para disminuir el pH o de bicarbonato de sodio NaHCO3 para aumentarla). De las ecuaciones anteriores para el producto de solubilidad, la reacción de hidratación y de las dos reacciones de ácido, la siguiente expresión para la máxima [Ca 2 +] puede deducirse fácilmente:

[\ Text {Ca} ^ {2 +}] _ \ text {max} = \ frac {K_ \ text {sp} k_ \ text {H}} {K_ \ text {h} K_ \ text {a1} K_ \ text {a2}} \ frac {[\ text {H} ^ +] ^ 2} {P_ {\ text {CO} _2}}

mostrando una dependencia cuadrática en [H +]. La aplicación numérica con los valores anteriores de las constantes da [ cita requerida ]

pH 7.0 7.2 7.4 7.6 7.8 8.0 8.2 8.27 8.4
[Ca 2 +] max (10 -6 mol / L) 180 71.7 28.5 11.4 4.52 1.80 0.717 0.519 0.285
[Ca 2 +] max (mg / L) 7.21 2.87 1.14 0.455 0.181 0.0721 0.0287 0.0208 0.0114

Comentarios:

  • disminuir el pH de 8 a 7 aumenta la máxima concentración de Ca + 2 por un factor de 100. El agua con un pH mantenido a 7 puede disolver hasta 15,9 mg / l de CaCO3. Esto explica la alta concentración de Ca + 2 en algunas aguas minerales con un pH cercano a 7.
  • en cuenta que la concentración de la tabla anterior Ca 2 + se recupera para pH = 8,27
  • manteniendo el pH a 7,4 en una piscina (que da una óptima HClO / ClO - relación en el caso de "cloro" mantenimiento) da lugar a una concentración máxima de Ca 2 + de 1010 mg / L. Esto significa que los ciclos sucesivos de la evaporación del agua y la renovación parcial puede resultar en un muy agua dura antes de CaCO 3 precipitados (agua con una concentración de Ca2 + por encima de 120 mg / L se considera muy difícil). La adición de calcio agente secuestrante o completa la renovación en el agua va a resolver el problema.

La solubilidad en una solución de ácido fuerte o débil [ edit ]

Soluciones de fuerte ( HCl ), moderadamente fuerte ( sulfámico ) o débil ( acético , cítrico , sórbico , láctico , fosfórico ) ácidos están comercialmente disponibles. Se utilizan comúnmente como agentes desincrustantes para eliminar depósitos calcáreos depósitos. La cantidad máxima de CaCO 3 que puede ser "disolvió" por un litro de una solución de ácido se puede calcular utilizando las ecuaciones de equilibrio por encima.

  • En el caso de una fuerte monoácido con la disminución de la concentración de ácido [A] = [A -], se obtiene (con CaCO masa 3 molar = 100 g):
[A] (mol / l) 1 10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 -10
PH inicial 0.00 1.00 2.00 3.00 4.00 5.00 6.00 6.79 7.00
El pH final 6.75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27
Disuelto CaCO3 (g por litro de ácido) 50.0 5.00 0.514 0.0849 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

donde el estado inicial es la solución de ácido sin Ca 2 + (sin tener en cuenta la posible disolución de CO 2) y el estado final es la solución con solución saturada de Ca 2 +. Para concentraciones de ácidos fuertes, todas las especies tienen una concentración insignificante en el estado final con respecto a Ca 2 + y A - por lo que la ecuación de la neutralidad reduce aproximadamente a 2 [Ca 2 +] = [A -] dando \ Scriptstyle [\ mathrm {Ca} ^ {2 +}] \ simeq \ frac {[\ mathrm {A} ^ -]} {2} . Cuando la concentración disminuye, [HCO 3 -] se convierte en no despreciable de modo que la expresión anterior ya no es válido. Para las concentraciones de ácido de fuga, se puede recuperar el pH final y la solubilidad de CaCO 3 en agua pura.

  • En el caso de un mono ácido débil (aquí tomamos ácido acético con p K A = 4,76) con la disminución de la concentración de ácido total [A] = [A -] + [AH], se obtiene:
[A] (mol / l) 1 10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 -10
PH inicial 2.38 2.88 3.39 3.91 4.47 5.15 6.02 6.79 7.00
El pH final 6.75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27
Disuelto CaCO3 (g por litro de ácido) 49.5 4.99 0.513 0.0848 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470

Para la misma concentración total de ácido, el pH inicial del ácido débil es menos ácido que el de la ácido fuerte, sin embargo, la cantidad máxima de CaCO 3 que puede ser disuelto es aproximadamente la misma. Esto es porque en el estado final, el pH es mayor que el p K A, de modo que el ácido débil está casi completamente disociado, obteniéndose al final, como muchos iones H + como el ácido fuerte para "disolver" el carbonato de calcio.

  • El cálculo en el caso de ácido fosfórico (que es el más ampliamente utilizado para aplicaciones domésticas) es más complicado ya que las concentraciones de los cuatro estados de disociación correspondientes a este ácido deben ser calculados junto con [HCO 3 -], [CO 3 2 - ], [Ca 2 +], [H +] y [OH -]. El sistema se puede reducir a una ecuación de grado séptimo de [H +] la solución numérica de las cuales da
[A] (mol / l) 1 10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 -10
PH inicial 1.08 1.62 2.25 3.05 4.01 5.00 5.97 6.74 7.00
El pH final 6.71 7.17 7.63 8.06 8.24 8.26 8.26 8.26 8.27
Disuelto CaCO3 (g por litro de ácido) 62.0 7.39 0.874 0.123 0.0536 0.0477 0.0471 0.0471 0.0470

donde [A] = [H 3 PO 4] + [H 2 PO 4 -] + [HPO 4 2 -] + [PO 4 3 -] es la concentración total de ácido. Ácido fosfórico Por lo tanto es más eficiente que un monoácido ya que en el pH casi neutro final, el segundo disociado concentración en estado [2 HPO 4 -] no es despreciable (ver ácido fosfórico ).

Véase también [ editar ]

Referencias [ editar ]

  1. ^ Patnaik, Pradyot (2003). Manual de Inorgánicos Compuestos Químicos . McGraw-Hill. ISBN 0-07-049439-8 . Consultado el 2009-06-06.  
  2. ^ "la seguridad y salud ocupacional para la directriz de carbonato de calcio" . Departamento de Salud y Servicios Humanos de los EE.UU.. Consultado el 31 de marzo de 2011.  
  3. ^ Gordon Aylward, Tristan Findlay. SI Química Data Book (4 ª ed.). John Wiley & Sons Australia, Ltd. ISBN 978-0-470-81638-7 .  
  4. ^ un b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios de Química, 6 ª ed. Houghton Mifflin Company. p. A21. ISBN 0-618-94690-X .  
  5. ^ un b "Solvay carbonato de calcio precipitado: Producción" . Solvay SA 2007-03-09. Consultado el 2007-12-30.  
  6. ^ Francis Horne (23 de octubre de 2006). "¿Cómo se crean conchas?" . Scientific American. Consultado el 25 de abril de 2012.  
  7. ^ "WebMD: calcio cáscara de la ostra" . WebMD. Consultado el 25 de abril de 2012.  
  8. ^ "Carbonato de Calcio Oyster Shell" . Caltron Arcillas y Productos Químicos.  
  9. ^ Heaney, RP; Weaver, CM; Hinders, SM;. Martin, B.; Packard, PT (1993). "La habilidad de absorción de calcio a partir de Brassica Verduras: Brócoli, Bok Choy, y Kale" Journal of Food Science 58 (6):.. 1378-1380 doi : 10.1111/j.1365-2621.1993.tb06187.x .  
  10. ^ "CongCal, McGraths Limestone Works Ltd, Cong, Co. Mayo, Irlanda" . congcal.com. Consultado el 5 de agosto de 2013.  
  11. ^ un b c Trexler, D., 2001, Dos Formación Medicina, Montana: la geología y la fauna : En:. Mesozoico Vertebrados Vida, editado por Tanke, DH, y Carpenter, K., Indiana University Press, pp 298-309 ISBN 0-253-33907-3
  12. ^ "Alto Horno" . La ayuda de la Ciencia. Consultado el 2007-12-30.  
  13. ^ "precipitados de calcio Carbonato de usos" .  
  14. ^ Mercado Rellenos Estudio, 2 ª ed., publicados por Ceresana, septiembre de 2011
  15. ^ un b c d "carbonato de calcio en polvo" . Reade Advanced Materials. 2006-02-04. Consultado el 2007-12-30.  
  16. ^ un b "El carbonato de calcio en las aplicaciones de plástico" . Imerys Minerals Rendimiento. Consultado el 2008-08-01.  
  17. ^ "Blog Ohio Historical Society: Make It Shine" . Sociedad Histórica de Ohio.  
  18. ^ "carbonato de calcio" . Medline Plus. Institutos Nacionales de Salud . 2005-10-01. Archivado desde el original en 2007-10-17. Consultado el 2007-12-30.  
  19. ^ . Herbert A. Lieberman, Leon Lachman, Joseph B. Schwartz (1990) Pharmaceutical Dosage Forms: Tablets. Nueva York: Dekker. p. 153. ISBN 0-8247-8044-2 .  
  20. ^ Aditivos Alimentarios - Nombres A partir de C Chemistry.about.com (2012-04-10).. Consultado el 2012-05-24.
  21. ^ Ilan Gabriely et al. (2008). "Resolución de problemas clínicos, volver a lo básico" New England Journal of Medicine 358 (18):. 1952-6. doi : 10.1056/NEJMcps0706188 . PMID 18450607 .  
  22. ^ "Food-Info.net: números E: E170 El carbonato de calcio" .   080419 comida-info.net
  23. ^ Agencia de Normas Alimentarias del Reino Unido: "Current UE aprobó aditivos y sus números E" . Consultado el 2011-10-27.  
  24. ^ EE.UU. Food and Drug Administration: "Inclusión de la Food Additives Estado Parte I" . Consultado el 2011-10-27.  
  25. ^ Australia Nueva Zelanda Código de Normas Alimentarias "Norma 1.2.4 - Etiquetado de los ingredientes" . Consultado el 2011-10-27.  
  26. ^ Y. Zhao, BR Martin y CM Weaver (2005). "Calcium Bioavailability of Calcium Carbonate Fortified Soymilk Is Equivalent to Cow's Milk in Young Women". J. Nutr. 135 (10): 2379–2382. PMID 16177199 .  
  27. ^ Associated Press (1989-06-13). "Limestone Dispenser Fights Acid Rain in Stream" . New York Times.  
  28. ^ "Environmental Uses for Calcium Carbonate" . http://www.congcal.com/markets/environmental/ . Congcal . Retrieved 5 August 2013 .  
  29. ^ RK Schreiber (1988). "Cooperative federal-state liming research on surface waters impacted by acidic deposition". Water, Air, & Soil Pollution 41 (1): 53–73. doi : 10.1007/BF00160344 .  
  30. ^ Dan Kircheis; Richard Dill (2006). "Effects of low pH and high aluminum on Atlantic salmon smolts in Eastern Maine and liming project feasibility analysis" (reprinted at Downeast Salmon Federation). National Marine Fisheries Service and Maine Atlantic Salmon Commission.  
  31. ^ M. Guhren, C. Bigler and I. Renberg (2007). "Liming placed in a long-term perspective: A paleolimnological study of 12 lakes in the Swedish liming program". Journal of Paleolimnology 37 (2): 247–258. doi : 10.1007/s10933-006-9014-9 .  
  32. ^ "Calcium Carbonate in Flue Gas Desulphurisation" . http://www.congcal.com/markets/environmental/ . Congcal . Retrieved 5 August 2013 .  
  33. ^ a b Lide, DR, ed. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5 .  
  34. ^ "Selected Solubility Products and Formation Constants at 25 °C" . California State University, Dominguez Hills .  

Enlaces externos [ editar ]