Le carbonate de calcium

Le carbonate de calcium
Autres noms Calcaire; calcite ; aragonite; craie; marbre
Identificateurs
Num??ro CAS	471-34-1
Propri??t??s
Formule mol??culaire	CaCO 3
Masse molaire	100,087 g / mol
Apparence	Poudre blanche.
Densit??	2,83 g / cm??, solide.
Point de fusion	825 ?? C
Point d'??bullition	D??compose
Solubilit?? dans l'eau	Insoluble
Structure
Forme mol??culaire	Lin??aire
Risques
Phrases-R	R36, R37, R38
Phrases S	S26, S36
Principal dangers	Non dangereux.
Point d'??clair	Ininflammable.
Sauf indication contraire, les donn??es sont donn??es pour le mat??riel dans leur ??tat standard (?? 25 ?? C, 100 kPa)
R??f??rences d'Infobox

Le carbonate de calcium est un compos?? chimique , ?? la formule chimique Ca C O _3. Ce est une substance commune constat?? que la roche dans toutes les parties du monde, et est la principale composante de coquilles des organismes marins, escargots, et coquilles d'??ufs. Le carbonate de calcium est l'ingr??dient actif dans agricole de la chaux, et est g??n??ralement la principale cause de l'eau dure. Il est couramment utilis?? en m??decine comme le calcium ou comme un compl??ment antiacide.

Occurrence

Le carbonate de calcium se trouve naturellement que les suivantes min??raux et roches:

• Aragonite
• Calcite
• Ou vat??rite (μ-CaCO ₃₎
• Craie
• Calcaire
• Marbre
• Travertin

Pour tester si un min??ral ou roche contient du carbonate de calcium, des acides forts, tels que l'acide chlorhydrique , peut ??tre ajout??. Si l'??chantillon contient du carbonate de calcium, il fizz et produire du dioxyde de carbone et eau. Les acides faibles tels que l'acide ac??tique r??agissent, mais moins vigoureusement. Toutes les roches / min??raux mentionn??s ci-dessus vont r??agir avec de l'acide.

Propri??t??s chimiques

Le carbonate de calcium part les propri??t??s typiques d'autres carbonates. Notamment:

1. il r??agit avec les acides forts, lib??rant du dioxyde de carbone:
   CaCO ₃ + 2HCl → CaCl ₂ + CO ₂ + H ₂ O
2. il lib??re du dioxyde de carbone en chauffant (?? 840 ?? C au-dessus dans le cas de CaCO _3), pour former oxyde de calcium, commun??ment appel??e la chaux vive:
   CaCO ₃ → CaO + CO ₂

Le carbonate de calcium r??agit avec l'eau qui est satur?? avec du dioxyde de carbone pour former le soluble bicarbonate de calcium.

CaCO ₃ + CO ₂ + H ₂ O → Ca (HCO _{3) 2}

Cette r??action est importante dans l' ??rosion de roches carbonat??es, formant des cavernes , et conduit ?? l'eau dure dans de nombreuses r??gions.

Pr??paration

La grande majorit?? de carbonate de calcium utilis?? dans l'industrie est extrait par mines ou les carri??res. Le carbonate de calcium pur (par exemple pour une utilisation pharmaceutique ou alimentaire), peut ??tre produit ?? partir d'une source de carri??re pur (g??n??ralement de marbre).

Alternativement, l'oxyde de calcium est pr??par?? par calcination de carbonate de calcium brut. De l'eau est ajout??e pour donner l'hydroxyde de calcium et le dioxyde de carbone est pass?? ?? travers cette solution pour faire pr??cipiter le carbonate de calcium d??sir??, appel?? dans l'industrie comme le carbonate de calcium pr??cipit?? (PCC):

CaCO ₃ → CaO + CO ₂

CaO + H ₂ O → Ca (OH) ₂

Ca (OH) ₂ + CO ₂ → CaCO ₃ + H ₂ O

Utilisations

Applications industrielles

La principale utilisation de carbonate de calcium se trouve dans le secteur de la construction, soit en tant que mat??riau de construction ?? part enti??re (par exemple, marbre) ou granulats calcaires pour la construction de routes ou comme ingr??dient de ciment ou comme mati??re de d??part pour la pr??paration de la chaux du g??n??rateur par la combustion dans un four.

Le carbonate de calcium est ??galement utilis??e dans la purification du fer ?? partir de minerai de fer dans un haut-fourneau. Le carbonate de calcium est calcin?? in situ pour donner l'oxyde de calcium, qui forme un laitier avec diff??rentes impuret??s pr??sentes, et se s??pare du fer purifi??.

Le carbonate de calcium est largement utilis?? comme diluant dans les peintures, en particulier de la peinture en ??mulsion mate o?? typiquement 30% en poids de la peinture est soit la craie ou le marbre.

Le carbonate de calcium est aussi largement utilis?? comme charge dans les mati??res plastiques. Quelques exemples typiques comprennent de 15 ?? 20% de charge de craie dans le tuyau de vidange PVC, 5 ?? 15% de charge de craie rev??tu de st??arate ou marbre dans PVC profil de fen??tre. Beaux carbonate de calcium broy?? est un ingr??dient essentiel dans le film microporeux utilis?? chez les b??b??s ?? des films et des couches de construction que les pores sont nucl????s autour des particules de carbonate de calcium lors de la fabrication du film par ??tirage biaxial. Il a ??galement ??t?? m??lang?? avec de l'ABS, et d'autres ingr??dients, pour former certains types de moulage par compression "argile" jetons de poker.

Le carbonate de calcium est aussi utilis?? dans un large ??ventail de commerce et de bricolage adh??sifs, de mastics, et des charges de d??coration. Adh??sifs pour carreaux de c??ramique contiennent typiquement 70 ?? 80% de calcaire. D??coration charges de crack contiennent des niveaux similaires de marbre ou de dolomite. Il est ??galement m??lang?? avec du mastic dans la mise en vitraux des fen??tres, et comme un r??sister ?? emp??cher le verre de coller ?? ??tag??res du four lors de la cuisson des ??maux et des peintures ?? haute temp??rature.

Le carbonate de calcium est connu comme merlan dans c??ramiques / applications de vitrage, o?? il est utilis?? comme un ingr??dient commun pour de nombreux glacis dans sa forme de poudre blanche. Quand une gla??ure contenant ce mat??riau est cuite dans un four, le merlan agit comme un mat??riau de flux dans la gla??ure.

En Am??rique du Nord, le carbonate de calcium a commenc?? ?? remplacer kaolin dans la production de papier glac??. L'Europe a ??t?? la pratique de ce papier que alcaline ou la fabrication du papier sans acide pour quelques d??cennies. Les carbonates sont disponibles sous des formes: carbonate de calcium broy?? (GCC) ou de carbonate de calcium pr??cipit?? (PCC). Ce dernier a une taille tr??s fine et contr??l??e, de l'ordre de 2 microm??tres de diam??tre, utiles dans des rev??tements pour papier.

Utilis?? dans les piscines comme un correcteur de pH pour maintenir l'alcalinit?? "tampon" pour compenser les propri??t??s acides de l'agent d??sinfectant.

Il est commun??ment appel?? craie comme cela a ??t?? une composante majeure de craie. Craie peut consister en du carbonate de calcium ou le gypse hydrat?? du sulfate de calcium CaSO ₄ ?? 2H ₂ O.

applications de sant?? et di??t??tiques

500 milligrammes de calcium suppl??ments ?? base de carbonate de calcium

Le carbonate de calcium est largement utilis?? en m??decine comme un suppl??ment de calcium alimentaire ou peu co??teux antiacide. Il peut ??tre utilis?? en tant que liant phosphate pour le traitement de hyperphosphat??mie (principalement chez les patients souffrant insuffisance r??nale chronique) lorsque le carbonate de lanthane ne est pas prescrite. Il est ??galement utilis?? dans l'industrie pharmaceutique en tant que charge inerte pour Les comprim??s et autres produits pharmaceutiques. Le carbonate de calcium est ??galement utilis??e en hom??opathie. Il est l'un des recours constitutionnels.

Comme un additif alimentaire, il est utilis?? dans certaines des produits de lait de soja en tant que source de calcium alimentaire; une ??tude conclut que le carbonate de calcium est tel que biodisponible que le calcium dans le lait de vache normal.

Applications ??cologiques

En 1989, un chercheur, Ken Simmons, introduit dans le _CaCO3 Whetstone Brook dans le Massachusetts. Son espoir ??tait que le carbonate de calcium serait contrer l'acide dans le courant de la pluie acide et de sauver la truite qui avait cess?? pour frayer. Bien que son exp??rience a ??t?? un succ??s, il l'a fait augmenter les quantit??s d'ions aluminium dans la r??gion du ruisseau qui n'a pas ??t?? trait?? avec le calcaire. Cela montre que CaCO ₃ peut ??tre ajout?? pour neutraliser les effets des pluies acides dans la rivi??re ??cosyst??mes. Actuellement carbonate de calcium est utilis?? pour neutraliser des conditions acides dans le sol et l'eau.

Calcination ??quilibre

Calcination du calcaire en utilisant les feux de charbon de bois pour produire la chaux vive a ??t?? pratiqu?? depuis l'antiquit?? par les cultures du monde entier. La temp??rature ?? laquelle l'oxyde rendements de calcaire de calcium est g??n??ralement donn?? comme 825 ?? C, mais indiquant un seuil absolu est trompeuse. Le carbonate de calcium existe en ??quilibre avec de l'oxyde de calcium et du dioxyde de carbone ?? une temp??rature quelconque. A chaque temp??rature, il se agit d'un pression partielle de dioxyde de carbone qui est en ??quilibre avec du carbonate de calcium. A temp??rature ambiante favorise massivement l'??quilibre carbonate de calcium, parce que le CO ₂ pression d'??quilibre ne est qu'une infime partie de la pression partielle de CO ₂ dans l'air, qui est d'environ 0,035 k Pa.

Aux temp??ratures sup??rieures ?? 550 ?? C, la pression de CO ₂ ?? l'??quilibre commence ?? d??passer la pression de CO ₂ dans l'air. Donc, au-dessus de 550 ?? C, le carbonate de calcium commence ?? d??gazer le CO ₂ dans l'air. Mais dans un four tir?? du charbon, la concentration de CO ₂ sera beaucoup plus ??lev??e que dans l'air. En effet, si tout l'oxyg??ne dans le four est consomm??e dans le feu, la pression partielle de CO ₂ dans le four peut ??tre aussi ??lev??e que 20 k Pa.

Le tableau montre que cette pression d'??quilibre ne est pas atteint tant que la temp??rature est pr??s de 800 ?? C. Pour le d??gazage du CO ₂ ?? partir de carbonate de calcium se produise ?? un rythme ??conomiquement utile, la pression d'??quilibre doit ??tre sup??rieure ?? la pression ambiante de mani??re significative de CO _2. Et pour que cela se produise rapidement, la pression d'??quilibre doit ??tre sup??rieure ?? la pression atmosph??rique total de 101 k Pa, ce qui arrive ?? 898 ?? C.

Solubilit??

Avec varier la pression de CO ₂

solubilit?? d'ions de calcium en fonction du CO 2 pression partielle ?? 25 ?? C
(Atm)	p H	[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

Le carbonate de calcium est faiblement soluble dans l'eau pure. L'??quilibre de la solution est donn??e par l'??quation (avec du carbonate de calcium dissous ?? droite):

CaCO3 ⇋ Ca 2+ + CO 3 2-

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

o?? le produit de solubilit?? de [Ca2 ^+] [CO ₃ ^2-] est donn??e ?? partir de ne importe o?? K _sp = 3,7 ?? 10 ^-9 ?? K _sp = 8,7 ?? 10 ^-9 ?? 25 ?? C, en fonction de la source de donn??es. Signification de l'??quation, ce est que le produit de la concentration molaire des ions calcium ( moles de Ca ²⁺ dissous par litre de solution) avec la concentration molaire de CO ₃ ^2- dissous ne peut pas d??passer la valeur de K _sp. Cette ??quation de solubilit?? apparemment simple, cependant, doit ??tre pris avec l'??quilibre plus complexe de dioxyde de carbone avec de l'eau (voir l'acide carbonique). Une partie du CO ₃ ^2- combine avec H ⁺ dans la solution en fonction de:

HCO 3 - ⇋ H + + CO 3 2-

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

HCO ₃ ^- est connue comme la ion bicarbonate. Le bicarbonate de calcium est beaucoup plus soluble dans l'eau que le carbonate de calcium - en fait elle ne existe que dans la solution.

Une partie du HCO ₃ ^- se combine avec H ⁺ en solution en fonction de:

H 2 CO 3 ⇋ H + + HCO 3 -

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

Une partie de l'H ₂ CO ₃ se d??compose en eau et en dioxyde de carbone dissous en fonction de:

H 2 O + CO 2 (dissous) ⇋ H 2 CO 3

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

Et de dioxyde de carbone dissous est en ??quilibre avec l'atmosph??re de dioxyde de carbone selon:

o?? k H = 29,76 atm / (mol / L) ?? 25 ?? C ( Constante de Henry), ??tant la pression partielle de CO 2.

Pour l'air ambiant, est d'environ 3,5 ?? 10 ^-4 atmosph??res (ou ??quivalente 35 Pa). La derni??re ??quation ci-dessus corrige la concentration de CO ₂ dissous en fonction de , Ind??pendant de la concentration en CaCO ₃ dissous. A la pression atmosph??rique partielle de CO _2, CO ₂ dissous concentration est de 1,2 ?? 10 ^-5 moles / litre. L'??quation avant qui fixe la concentration de H ₂ CO ₃ en fonction de [CO _2]. Pour [CO _2] = 1,2 x 10 ^-5, il en r??sulte [H ₂ CO _3] = 2,0 x 10 ^-8 mole par litre. Lorsque [H ₂ CO _3] est connu, les trois ??quations restantes ensemble avec

H 2 O ⇋ H + + OH -

K = 10 -14 ?? 25 ?? C

(Ce qui est vrai pour toutes les solutions aqueuses), et le fait que la solution doit ??tre ??lectriquement neutre,

2 ^[Ca2 *] + [H ^+] = [HCO ₃ ^-] 2 + [CO ₃ ^2-] + [OH ^-]

permettent de r??soudre simultan??ment les cinq concentrations inconnues restantes (noter que le formulaire ci-dessus de l'??quation de la neutralit?? ne est valable que si le carbonate de calcium a ??t?? mis en contact avec de l'eau pure ou avec une solution de pH neutre; dans le cas o?? l'eau de l'origine pH solvant ne est pas neutre, l'??quation est modifi??e).

Le tableau de droite montre le r??sultat de [Ca ^2+] et [H ^+] (sous la forme de p H) en fonction de la pression partielle ambiante de CO ₂ (K = 4,47 ?? _sp 10 ^-9 a ??t?? pris pour le calcul). Aux niveaux atmosph??riques de CO ₂ ambiante le tableau indique la solution sera l??g??rement alcalin. Les tendances le montre le tableau sont

1) Comme CO ₂ ambiante pression partielle est r??duite en dessous des niveaux atmosph??riques, la solution devient de plus en plus alcalin. Au extr??mement faible , CO _2, l'ion bicarbonate, carbonate et d'ions dissous en grande partie l'??vaporation de la solution, en laissant une solution fortement alcaline de l'hydroxyde de calcium, qui est plus soluble que le CaCO _3.

2) En ce qui ambiantes CO ₂ augmente la pression partielle ci-dessus ?? des niveaux atmosph??rique, le pH diminue, et une grande partie de l'ion carbonate est convertie en ion bicarbonate, ce qui entra??ne une plus grande solubilit?? de Ca ^2+.

L'effet de ce dernier est particuli??rement ??vident dans la vie de tous les jours des gens qui ont l'eau dure. Eau dans les aquif??res souterrains peut ??tre expos?? ?? des niveaux de CO ₂ beaucoup plus ??lev?? que atmosph??rique. Comme cette eau se infiltre dans le carbonate de calcium rock, _CaCO3 dissout selon la deuxi??me tendance. Lorsque cette m??me eau ??merge alors du robinet, dans le temps, il entre en ??quilibre avec niveaux de CO ₂ dans l'air par d??gazage son exc??s de CO _2. Le carbonate de calcium est moins soluble ?? la suite et l'exc??s pr??cipite sous forme de tartre. Ce m??me processus est responsable de la formation de stalactites et stalagmites dans les grottes calcaires.

Deux phases hydrat??es de carbonate de calcium, monohydrocalcite, CaCO ₃ ?? H ₂ O et ikaite, CaCO ₃ ?? 6H ₂ O]], peut pr??cipiter ?? partir de l'eau dans les conditions ambiantes et persistent comme des phases m??tastables.

Avec variant p H

Consid??rons maintenant le probl??me de la solubilit?? maximale du carbonate de calcium dans des conditions atmosph??riques normales ( = 3,5 ?? 10 ^-4 atm) lorsque le p H de la solution est ajust??. Ce est par exemple le cas dans une piscine o?? le p H est maintenu entre 7 et 8 (par addition de NaHSO ₄ pour diminuer le p H de NaHCO ₃ ou de l'augmenter). De les ??quations ci-dessus pour le produit de solubilit??, la r??action d'hydratation et les deux r??actions acides, l'expression suivante pour le maximum [Ca ^2+] peuvent ??tre facilement d??duit:

montrant une d??pendance quadratique de [H ^+]. L'application num??rique avec les valeurs ci-dessus donne des constantes

Commentaires:

• diminuer le p H 8-7 augmente la concentration de Ca ²⁺ au maximum d'un facteur 100
• noter que la concentration de Ca ²⁺ de la table pr??c??dente est r??cup??r??e pour p H = 8,27
• gardant le p H ?? 7,4 dans une piscine (qui donne optimale HClO / OCl ^- rapport dans le cas de l'entretien "de chlore") se traduit par une concentration maximale Ca ²⁺ de 1010 mg / L. Cela signifie que des cycles successifs de l'??vaporation partielle de l'eau et peuvent conduire ?? renouveler un tr??s eau dure avant CaCO ₃ pr??cipit??s. Ajout d'un s??questrant de calcium ou le renouvellement complet de l'eau permettra de r??soudre le probl??me.

Solubilit?? dans une solution d'acide fort ou faible

Solutions de forte ( HCl ) ou faible ( acide ac??tique , phosphorique ) acides sont disponibles dans le commerce. Ils sont couramment utilis??s pour supprimer les d??p??ts de calcaire. Le montant maximal de CaCO ₃ qui peuvent ??tre "dissous" par un litre d'une solution acide peut ??tre calcul??e en utilisant les ??quations d'??quilibre ci-dessus.

• Dans le cas d'un monoacide fort avec la diminution de la concentration [A] = [A ^-], on obtient (avec CaCO ₃ masse molaire = 100 g):

o?? l'??tat initial est la solution acide sans Ca ²⁺ (ne tenant pas compte du possible dissolution du CO ₂₎ et l'??tat final est la solution satur??e Ca ^2+. Pour les concentrations d'acide fort, toutes les esp??ces ont une concentration n??gligeable dans l'??tat final ?? l'??gard de Ca2 ⁺ et A ^- sorte que l'??quation de la neutralit?? r??duit approximativement ?? 2 [Ca ^2+] = [A ^-] rendement . Lorsque la concentration diminue, [HCO ₃ ^-] devient non n??gligeable de sorte que l'expression pr??c??dente ne est plus valide. Pour des concentrations en acide de fuite, on retrouve le p H finale et la solubilit?? de CaCO ₃ dans de l'eau pure.

• Dans le cas d'un monoacide faible (ici nous prenons l'acide ac??tique avec le p K _A = 4,76) avec la diminution de la concentration [A] = [A ^-] + [H], on obtient:

On voit que pour la m??me concentration totale en acide, la p H initial de l'acide faible est moins acide que celui de l'acide fort; Toutefois, la quantit?? maximale de CaCO ₃ qui peuvent ??tre dissoutes est approximativement la m??me. En effet, dans l'??tat final, le p H est plus grand que le p K _A, de sorte que l'acide faible est presque compl??tement dissoci??, ce qui donne en fin de compte le plus grand nombre d'ions H ⁺ que l'acide fort pour "dissoudre" le carbonate de calcium.

• Le calcul dans le cas de l'acide phosphorique (qui est le plus largement utilis?? pour des applications domestiques) est plus compliqu??e car les concentrations des quatre ??tats de dissociation correspondant ?? cet acide doivent ??tre calcul??s avec [HCO ₃ ^-], [CO ₃ ^2- ], [Ca ^2+], [H ^+] et [OH ^-]. Le syst??me peut ??tre r??duit ?? une ??quation de degr?? septi??me de [H ^+] de la solution num??rique qui donne des

o?? [A] = [H ₃ PO _4] + [H ₂ PO ₄ ^-] + [HPO ₄ ^2-] + [PO ₄ ^3-]. Nous voyons que l'acide phosphorique est plus efficace qu'un monoacide depuis au finale p pratiquement neutre H, la deuxi??me concentration dissoci??e de l'??tat [HPO ₄ ^2-] ne est pas n??gligeable (voir l'acide phosphorique ).