Carbonato de calcio

Carbonato de calcio
Otros nombres La piedra caliza; calcita ; aragonita; tiza; m??rmol
Identificadores
CAS	471-34-1
Propiedades
F??rmula molecular	CaCO 3
Masa molar	100.087 g / mol
Apariencia	Polvo blanco.
Densidad	2,83 g / cm??, s??lido.
Punto de fusion	825 ?? C
Punto de ebullicion	Se descompone
Solubilidad en agua	Insoluble
Estructura
Forma molecular	Lineal
Peligros
Frases R	R36, R37, R38
Frases S	S26, S36
Principal peligros	No peligroso.
Punto de inflamabilidad	No es inflamable.
Excepto cuando se indique lo contrario, los datos se den materiales en su condiciones normales (25 ?? C, 100 kPa)
Exenciones y referencias

El carbonato de calcio es un compuesto qu??mico con la f??rmula qu??mica Ca C O _3. Es una sustancia com??n que se encuentra como roca en todas las partes del mundo, y es el componente principal de conchas de organismos marinos, caracoles, y c??scaras de huevo. El carbonato de calcio es el ingrediente activo en agr??cola cal, y suele ser la principal causa de agua dura. Es com??nmente usado en medicina como calcio suplemento o como un anti??cido.

Aparici??n

El carbonato de calcio se encuentra naturalmente como los siguientes minerales y rocas:

• Aragonito
• Calcita
• Vaterita o _(μ-CaCO3)
• Tiza
• Caliza
• M??rmol
• Travertino

Para probar si un mineral o roca contiene carbonato de calcio, ??cidos fuertes, tales como ??cido clorh??drico , se puede a??adir a la misma. Si la muestra contiene carbonato de calcio, se efervescencia y producir di??xido de carbono y agua. Los ??cidos d??biles tales como ??cido ac??tico van a reaccionar, aunque menos vigorosamente. Todas las rocas / minerales mencionados anteriormente reaccionar?? con el ??cido.

Propiedades qu??micas

El carbonato de calcio comparte las propiedades t??picas de otros carbonatos. En particular:

1. reacciona con ??cidos fuertes, liberando di??xido de carbono:
   _CaCO3 + 2 HCl → _CaCl2 + _CO2 + _H2O
2. que libera di??xido de carbono por calentamiento (por encima de 840 ?? C en el caso de CaCO _3), para formar ??xido de calcio, com??nmente llamado cal:
   _CaCO3 → CaO + CO ₂

El carbonato de calcio reaccionar?? con el agua que est?? saturada con di??xido de carbono para formar el soluble bicarbonato de calcio.

_CaCO3 + _CO2 + _H2O → Ca (HCO _{3) 2}

Esta reacci??n es importante en la erosi??n de rocas carbonatadas, formando cavernas , y conduce a agua dura en muchas regiones.

Preparaci??n

La gran mayor??a de carbonato de calcio utilizado en la industria se extrae por la miner??a o la explotaci??n de canteras. Carbonato de calcio puro (por ejemplo, para alimentos o farmac??utico), puede producirse a partir de una fuente de cantera pura (generalmente de m??rmol).

Alternativamente, ??xido de calcio se prepara calcinar el carbonato de calcio crudo. Se a??ade agua para dar hidr??xido de calcio, y di??xido de carbono se hace pasar a trav??s de esta soluci??n para precipitar el carbonato de calcio deseada, a que se refiere en la industria como carbonato de calcio precipitado (PCC):

_CaCO3 → CaO + CO ₂

CaO + _H2O → Ca (OH) ₂

Ca (OH) ₂ + CO ₂ → _CaCO3 + _H2O

Usos

Aplicaciones industriales

El principal uso de carbonato de calcio se encuentra en la industria de la construcci??n, ya sea como un material de construcci??n en su propio derecho (por ejemplo, m??rmol) o piedra caliza agregada para la construcci??n de carreteras o como ingrediente de cemento o como material de partida para la preparaci??n de la cal del constructor por la quema en un horno.

El carbonato de calcio tambi??n se utiliza en la purificaci??n de hierro a partir de mineral de hierro en una alto horno. El carbonato de calcio se calcina in situ para dar ??xido de calcio, que forma una escoria con diversas impurezas presentes, y se separa de la plancha purificada.

El carbonato de calcio es ampliamente utilizado como un extensor en pinturas, en particular la pintura de emulsi??n mate, donde t??picamente 30% en peso de la pintura es o tiza o m??rmol.

El carbonato de calcio tambi??n se usa ampliamente como un material de relleno en pl??sticos. Algunos ejemplos t??picos incluyen alrededor de 15 a 20% de carga de tiza en la tuber??a de drenaje uPVC, 5 a 15% de carga de tiza recubierta estearato o m??rmol en el perfil de ventana uPVC. Carbonato de calcio molido fino es un ingrediente esencial en la pel??cula microporosa utilizada en los beb??s ' pa??ales y algunas pel??culas edificio que los poros son nucleados alrededor de las part??culas de carbonato de calcio durante la fabricaci??n de la pel??cula por estiramiento biaxial. Tambi??n se ha mezclado con ABS, y otros ingredientes, para formar algunos tipos de moldeado por compresi??n "arcilla" Fichas de p??quer.

El carbonato de calcio tambi??n se utiliza en una amplia gama de adhesivos comerciales y bricolaje, selladores, y cargas de decoraci??n. Adhesivos para baldosas de cer??mica t??picamente contienen de 70 a 80% de caliza. Decoraci??n rellenos de grietas contienen niveles similares de m??rmol o dolomita. Tambi??n se mezcla con masilla en la creaci??n de vidrios de colores ventanas, y como resistir para evitar que el vidrio se pegue a los estantes del horno cuando se dispara esmaltes y pinturas a alta temperatura.

El carbonato de calcio es conocido como pescadilla en cer??mica / aplicaciones de acristalamiento, donde se utiliza como un ingrediente com??n en muchos esmaltes en su forma de polvo blanco. Cuando un esmalte que contiene este material se cuece en un horno, la pescadilla act??a como material fundente en el esmalte.

En Am??rica del Norte, carbonato de calcio ha comenzado a sustituir caol??n en la producci??n de papel satinado. Europa ha estado practicando esta fabricaci??n de papel como alcalina o la fabricaci??n de papel libre de ??cido durante algunas d??cadas. Los carbonatos est??n disponibles en formas: carbonato de calcio molido (GCC) o carbonato de calcio precipitado (PCC). Este ??ltimo tiene un tama??o de part??cula muy fina y controlada, del orden de 2 micr??metros de di??metro, ??tiles en recubrimientos para papel.

Se utiliza en las piscinas como corrector del pH para mantener "tamp??n" alcalinidad para compensar las propiedades ??cidas del agente desinfectante.

Com??nmente se llama la tiza como lo ha sido un componente importante de tiza. Chalk puede tratarse bien de carbonato de calcio o yeso , hidratado sulfato de calcio CaSO ₄ ?? 2H ₂ O.

Salud y diet??ticos aplicaciones

500 suplementos de calcio miligramo hechos de carbonato de calcio

El carbonato de calcio es ampliamente utilizado en medicina como un suplemento de calcio en la dieta de bajo costo o anti??cido. Puede ser utilizado como una aglutinante de fosfato para el tratamiento de hiperfosfatemia (principalmente en pacientes con insuficiencia renal cr??nica) cuando carbonato de lantano no es prescrito. Tambi??n se utiliza en la industria farmac??utica como un relleno inerte para pastillas y otros productos farmac??uticos. El carbonato de calcio tambi??n se utiliza en homeopat??a. Es uno de los remedios constitucionales.

Como un aditivo alimentario, que se utiliza en algunos productos de leche de soja como fuente de calcio en la dieta; un estudio concluye que el carbonato de calcio es tan biodisponible como el calcio en la leche de vaca normal.

Aplicaciones ecol??gicas

En 1989, un investigador, Ken Simmons, present?? _CaCO3 en el Whetstone Brook en Massachusetts. Su esperanza era que el carbonato de calcio podr??a contrarrestar el ??cido en la corriente de la lluvia ??cida y guardar la trucha que hab??a dejado de desovar. Aunque su experimento fue un ??xito, lo hizo aumentar las cantidades de iones de aluminio en la zona del arroyo que no fue tratado con la piedra caliza. Esto demuestra que _CaCO3 se puede agregar a neutralizar los efectos de la lluvia ??cida en los r??os ecosistemas. Actualmente el carbonato de calcio se utiliza para neutralizar las condiciones ??cidas en el suelo y el agua.

Equilibrio calcinaci??n

La calcinaci??n de piedra caliza usando fuegos de carb??n para producir cal viva se ha practicado desde la antig??edad por las culturas de todo el mundo. La temperatura a la que el ??xido de rendimientos de piedra caliza de calcio se da generalmente como 825 ?? C, pero manifestando un umbral absoluto es enga??oso. El carbonato de calcio existe en equilibrio con el ??xido de calcio y di??xido de carbono a cualquier temperatura. A cada temperatura hay una presi??n parcial de di??xido de carbono que est?? en equilibrio con carbonato de calcio. A temperatura ambiente, el equilibrio favorece abrumadoramente carbonato de calcio, debido a que la presi??n de equilibrio de CO ₂ es s??lo una peque??a fracci??n de la presi??n parcial de CO ₂ en el aire, que est?? a unos 0.035 k Pa.

A temperaturas superiores a 550 ?? C la presi??n de equilibrio de CO ₂ comienza a superar la presi??n de CO ₂ en el aire. As?? que por encima de 550 ?? C, carbonato de calcio comienza a outgas CO ₂ en el aire. Pero en un horno de carb??n disparado, la concentraci??n de CO ₂ ser?? mucho mayor de lo que es en el aire. De hecho, si todo el ox??geno en el horno se consume en el fuego, entonces la presi??n parcial de CO ₂ en el horno puede ser tan alta como 20 k Pa.

La tabla muestra que esta presi??n de equilibrio no se alcanza hasta que la temperatura es de casi 800 ?? C. Para la emisi??n de gases de _CO2 de carbonato de calcio para suceder a un ritmo econ??micamente ??til, la presi??n de equilibrio debe superar significativamente la presi??n ambiental de CO _2. Y para que esto ocurra r??pidamente, la presi??n de equilibrio debe ser superior a la presi??n atmosf??rica total de 101 k Pa, lo que sucede en 898 ?? C.

Solubilidad

Con variaci??n de la presi??n de CO ₂

Solubilidad de los iones de calcio como una funci??n de CO 2 presi??n parcial a 25 ?? C
(Atm)	p H	[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

El carbonato de calcio es poco soluble en agua pura. El equilibrio de su soluci??n viene dada por la ecuaci??n (con carbonato de calcio disuelto a la derecha):

CaCO3 ⇋ Ca 2+ + CO 3 2-

K sp = 3,7 ?? 10 -9 a 8,7 ?? 10 -9 a 25 ?? C

donde el producto de solubilidad de [Ca2 ^+] [CO ₃ ^2-] se da como en cualquier lugar de K _sp = 3,7 ?? 10 ^-9 a K _sp = 8,7 ?? 10 ^-9 a 25 ?? C, dependiendo de la fuente de datos. Lo que significa la ecuaci??n es que el producto de la concentraci??n molar de iones de calcio ( moles de Ca ²⁺ disuelto por litro de soluci??n) con la concentraci??n molar de CO disuelto ₃ ^2- no pueden exceder el valor de K _sp. Esta ecuaci??n solubilidad aparentemente simple, sin embargo, se debe tomar junto con el m??s complicado equilibrio de di??xido de carbono con el agua (v??ase ??cido carb??nico). Algunos de los CO ₃ ^2- combina con H ⁺ en la soluci??n de acuerdo a:

HCO 3 - ⇋ H + + CO 3 2-

K a2 = 5,61 ?? 10 -11 a 25 ?? C

HCO ₃ ^- es conocido como el ion bicarbonato. Bicarbonato de calcio es muchas veces m??s soluble en agua que el carbonato de calcio - de hecho s??lo existe en soluci??n.

Algunos de los HCO ₃ ^- combina con H ⁺ en soluci??n de acuerdo con:

H 2 CO 3 ⇋ H + + HCO 3 -

K a1 = 2,5 ?? 10 -4 a 25 ?? C

Algunos de los H ₂ CO ₃ se descompone en agua y di??xido de carbono disuelto en funci??n de:

H2O + CO2 (disuelto) ⇋ H 2 CO 3

K h = 1,70 ?? 10 -3 a 25 ?? C

Y el di??xido de carbono disuelto est?? en equilibrio con el di??xido de carbono atmosf??rico de acuerdo a:

donde k H = 29,76 atm / (mol / L) a 25 ?? C ( Constante de Henry), siendo la presi??n parcial de CO 2.

Para el aire ambiente, es de alrededor de 3,5 ?? 10 ^-4 atm??sferas (o equivalentemente 35 Pa). La ??ltima ecuaci??n anterior fija la concentraci??n de CO ₂ disuelto como una funci??n de , Independiente de la concentraci??n de CaCO ₃ disuelto. A la presi??n parcial atmosf??rica de CO _2, se disolvi?? la concentraci??n de CO ₂ es de 1,2 ?? 10 ^-5 moles / litro. La ecuaci??n antes que fija la concentraci??n de H ₂ CO ₃ como una funci??n 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 ⇋ H + + OH -

K = 10 -14 a 25 ?? C

(Lo cual es cierto para todas las soluciones acuosas), y el hecho de que la soluci??n debe ser el??ctricamente neutro,

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

permiten resolver de forma simult??nea para las cinco concentraciones desconocidas restantes (tenga en cuenta que el formulario de arriba de la ecuaci??n de la neutralidad es v??lida s??lo si el carbonato de calcio se ha puesto en contacto con el agua pura o con una soluci??n de pH neutro, en el caso en el que el agua de origen pH disolvente no es neutral, la ecuaci??n se modifica).

La tabla de la derecha muestra el resultado de [Ca ^{2 +]} y [H ^+] (en forma de p H) como una funci??n de la presi??n parcial de CO ₂ ambiente (K _sp = 4,47 ?? 10 ^-9 se ha dado por el calculo). En los niveles atmosf??ricos de CO ₂ ambiente la tabla indica la soluci??n ser?? ligeramente alcalino. Las tendencias muestra la tabla son

1) Como CO ambiente se reduce ₂ presi??n parcial debajo de los niveles atmosf??ricos, la soluci??n se vuelve m??s y m??s alcalino. En extremadamente baja , Disuelto CO _2, ion bicarbonato, y carbonato de ion evaporarse en gran parte de la soluci??n, dejando una soluci??n altamente alcalina de hidr??xido de calcio, que es m??s soluble que el CaCO _3.

2) Como ambientales CO ₂ aumenta la presi??n parciales a niveles superiores a la atmosf??rica, pH cae, y gran parte del ion carbonato se convierte en i??n bicarbonato, lo que resulta en una mayor solubilidad de Ca ^2+.

El efecto de esto ??ltimo es especialmente evidente en el d??a a d??a de las personas que tienen agua dura. El agua en los acu??feros subterr??neos puede estar expuesto a niveles de CO ₂ mucho m??s alta que la atmosf??rica. Como tal el agua se filtra a trav??s de carbonato de calcio de la roca, el CaCO ₃ se disuelve de acuerdo con la segunda tendencia. Cuando esa misma agua se sale del grifo, en vez de que entre en equilibrio con los niveles _de CO2 en el aire por desgasificaci??n su exceso de CO _2. El carbonato de calcio se vuelve menos soluble y como resultado el exceso precipita en forma de cal. Este mismo proceso es responsable de la formaci??n 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]], puede precipitar de agua en condiciones ambientales y persistir como fases metaestables.

Con diferentes p H

Consideremos ahora el problema de la solubilidad m??xima de carbonato de calcio en condiciones atmosf??ricas normales ( = 3,5 ?? 10 ^-4 atm) cuando se ajusta la p H de la soluci??n. Este es por ejemplo el caso en una piscina donde se mantiene la p H entre 7 y 8 (mediante la adici??n de NaHSO ₄ para disminuir el p H o de NaHCO ₃ para aumentarla). De las ecuaciones anteriores para el producto de solubilidad, la reacci??n de hidrataci??n y de las dos reacciones de ??cido, la siguiente expresi??n para la m??xima [Ca2 ^+] pueden deducirse f??cilmente:

mostrando una dependencia cuadr??tica en [H ^+]. La aplicaci??n num??rica con los valores anteriores de las constantes da

Comentarios:

• la disminuci??n de la p H 8-7 aumenta el m??ximo de concentraci??n de Ca2 ⁺ por un factor 100
• tenga en cuenta que la concentraci??n de Ca2 ⁺ de la tabla anterior se recupera para p H = 8,27
• manteniendo el p H a 7,4 en una piscina (que da ??ptima HClO / OCl ^- relaci??n en el caso del mantenimiento de "cloro") se traduce en un m??ximo de concentraci??n de Ca2 ⁺ de 1.010 mg / L. Esto significa que los ciclos sucesivos de la evaporaci??n del agua y la renovaci??n parcial puede resultar en una muy agua dura antes de CaCO ₃ precipitados. La adici??n de un secuestrante de calcio o completa la renovaci??n en el agua va a resolver el problema.

Solubilidad en una soluci??n de ??cido fuerte o d??bil

Soluciones de fuerte ( HCl ) o d??biles ( ac??tico , fosf??rico ) ??cidos est??n comercialmente disponibles. Ellos son com??nmente utilizados para eliminar dep??sitos de cal. La cantidad m??xima de CaCO ₃ que puede ser "disolvi??" por un litro de una soluci??n de ??cido se puede calcular utilizando las ecuaciones de equilibrio anteriores.

• En el caso de una fuerte mono??cido con la disminuci??n de la concentraci??n [A] = [A ^-], obtenemos (con CaCO masa molar ₃ = 100 g):

donde el estado inicial es la soluci??n de ??cido sin Ca ²⁺ (sin tener en cuenta la posible disoluci??n de CO ₂₎ y el estado final es la soluci??n con soluci??n saturada de Ca ^2+. Para concentraciones de ??cido fuerte, todas las especies tienen una concentraci??n insignificante en el estado final con respecto a Ca ^{2 +} y A ^- de manera que la ecuaci??n de la neutralidad reduce aproximadamente a 2 [Ca2 ^+] = [A ^-] dando . Cuando la concentraci??n disminuye, [HCO ₃ ^-] se convierte en no despreciable de modo que la expresi??n anterior ya no es v??lida. Para las concentraciones de ??cido de fuga, recuperamos la p H final y la solubilidad de CaCO ₃ en agua pura.

• En el caso de un mono??cido d??bil (aqu?? tomamos ??cido ac??tico con p K _A = 4,76) con la disminuci??n de la concentraci??n [A] = [A ^-] + [AH], obtenemos:

Vemos que para la misma concentraci??n de ??cido total, el p H inicial del ??cido d??bil es menos ??cido que el del ??cido fuerte; sin embargo, la cantidad m??xima de CaCO ₃ que puede ser disuelto es aproximadamente la misma. Esto es porque en el estado final, el p H es mayor que el p K _A, de modo que el ??cido d??bil est?? casi completamente disociado, obteni??ndose al final, como muchos iones H ⁺ como el ??cido fuerte para "disolver" el carbonato de calcio.

• El c??lculo en el caso de ??cido fosf??rico (que es el m??s ampliamente utilizado para aplicaciones dom??sticas) es m??s complicada, ya que las concentraciones de los cuatro estados de disociaci??n correspondientes a este ??cido deben ser calculados junto con [HCO ₃ ^-], [CO ₃ ^2- ], [Ca ^{2 +],} [H ^+] y [OH ^-]. El sistema se puede reducir a una ecuaci??n de grado s??ptimo de [H ^+] la soluci??n num??rica de las cuales da

donde [A] = [H ₃ PO _4] + [H ₂ PO ₄ ^-] + [HPO ₄ ^2-] + [PO ₄ ^3-]. Vemos que el ??cido fosf??rico es m??s eficiente que un mono??cido ya que al final de casi neutral p H, la segunda concentraci??n en estado disociado [HPO ₄ ^2-] no es despreciable (ver ??cido fosf??rico ).