Carbonato de calcio

Carbonato de calcio
Otros nombres La piedra caliza; calcita ; aragonita; tiza; mármol
Identificadores
CAS	471-34-1
Propiedades
Fórmula molecular	CaCO 3
Masa molar	100.087 g / mol
Apariencia	Polvo blanco.
Densidad	2,83 g / cm³, sólido.
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 químico con la fórmula química Ca C O _3. Es una sustancia común que se encuentra como roca en todas las partes del mundo, y es el componente principal de conchas de organismos marinos, caracoles, y cáscaras de huevo. El carbonato de calcio es el ingrediente activo en agrícola cal, y suele ser la principal causa de agua dura. Es comúnmente usado en medicina como calcio suplemento o como un antiácido.

Aparición

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

• Aragonito
• Calcita
• Vaterita o _(μ-CaCO3)
• Tiza
• Caliza
• Mármol
• Travertino

Para probar si un mineral o roca contiene carbonato de calcio, ácidos fuertes, tales como ácido clorhídrico , se puede añadir a la misma. Si la muestra contiene carbonato de calcio, se efervescencia y producir dióxido de carbono y agua. Los ácidos débiles tales como ácido acético van a reaccionar, aunque menos vigorosamente. Todas las rocas / minerales mencionados anteriormente reaccionará con el ácido.

Propiedades químicas

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

1. reacciona con ácidos fuertes, liberando dióxido de carbono:
   _CaCO3 + 2 HCl → _CaCl2 + _CO2 + _H2O
2. que libera dióxido de carbono por calentamiento (por encima de 840 ° C en el caso de CaCO _3), para formar óxido de calcio, comúnmente llamado cal:
   _CaCO3 → CaO + CO ₂

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

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

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

Preparación

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 alimentos o farmacéutico), puede producirse a partir de una fuente de cantera pura (generalmente de mármol).

Alternativamente, óxido de calcio se prepara calcinar el carbonato de calcio crudo. 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, 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 construcción, ya sea como un material de construcción en su propio derecho (por ejemplo, mármol) o piedra caliza agregada para la construcción de carreteras o como ingrediente de cemento o como material de partida para la preparación de la cal del constructor por la quema en un horno.

El carbonato de calcio también se utiliza en la purificación de hierro a partir de mineral de hierro en una alto horno. El carbonato de calcio se calcina in situ para dar óxido 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 emulsión mate, donde típicamente 30% en peso de la pintura es o tiza o mármol.

El carbonato de calcio también se usa ampliamente como un material de relleno en plásticos. Algunos ejemplos típicos incluyen alrededor de 15 a 20% de carga de tiza en la tubería de drenaje uPVC, 5 a 15% de carga de tiza recubierta estearato o mármol en el perfil de ventana uPVC. Carbonato de calcio molido fino es un ingrediente esencial en la película microporosa utilizada en los bebés ' pañales y algunas películas edificio que los poros son nucleados alrededor de las partículas de carbonato de calcio durante la fabricación de la película por estiramiento biaxial. También se ha mezclado con ABS, y otros ingredientes, para formar algunos tipos de moldeado por compresión "arcilla" Fichas de póquer.

El carbonato de calcio también se utiliza en una amplia gama de adhesivos comerciales y bricolaje, selladores, y cargas de decoración. Adhesivos para baldosas de cerámica típicamente contienen de 70 a 80% de caliza. Decoración rellenos de grietas contienen niveles similares de mármol o dolomita. También se mezcla con masilla en la creación 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 cerámica / aplicaciones de acristalamiento, donde se utiliza como 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 material fundente en el esmalte.

En América del Norte, carbonato de calcio ha comenzado a sustituir caolín en la producción de papel satinado. Europa ha estado practicando esta fabricación de papel como alcalina o la fabricación de papel libre de ácido durante algunas décadas. Los carbonatos están disponibles en formas: carbonato de calcio molido (GCC) o carbonato de calcio precipitado (PCC). Este último tiene un tamaño de partícula muy fina y controlada, del orden de 2 micrómetros de diámetro, útiles en recubrimientos para papel.

Se utiliza en las piscinas como corrector del pH para mantener "tampón" alcalinidad para compensar las propiedades ácidas del agente desinfectante.

Comúnmente 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 dietéticos 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 antiácido. Puede ser utilizado como una aglutinante de fosfato para el tratamiento de hiperfosfatemia (principalmente en pacientes con insuficiencia renal crónica) cuando carbonato de lantano no es prescrito. También se utiliza en la industria farmacéutica como un relleno inerte para pastillas y otros productos farmacéuticos. El carbonato de calcio también se utiliza en homeopatía. 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 ecológicas

En 1989, un investigador, Ken Simmons, presentó _CaCO3 en el Whetstone Brook en Massachusetts. Su esperanza era que el carbonato de calcio podría contrarrestar el ácido en la corriente de la lluvia ácida y guardar la trucha que había dejado de desovar. Aunque su experimento fue un éxito, 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 ácida en los ríos ecosistemas. Actualmente el carbonato de calcio se utiliza para neutralizar las condiciones ácidas en el suelo y el agua.

Equilibrio calcinación

La calcinación de piedra caliza usando fuegos de carbón 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 el 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 carbonato de calcio. A temperatura ambiente, el equilibrio favorece abrumadoramente carbonato de calcio, debido a que la presión de equilibrio de CO ₂ es sólo una pequeña fracción de la presión parcial de CO ₂ en el aire, que está a unos 0.035 k Pa.

A temperaturas superiores a 550 ° C la presión de equilibrio de CO ₂ comienza a superar la presión de CO ₂ en el aire. Así que por encima de 550 ° C, carbonato de calcio comienza a outgas CO ₂ en el aire. Pero 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 k Pa.

La tabla muestra que esta presión de equilibrio no se alcanza hasta que la temperatura es de casi 800 ° C. Para la emisión de gases de _CO2 de carbonato de calcio para suceder 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 k Pa, lo que sucede en 898 ° C.

Solubilidad

Con variación de la presión de CO ₂

Solubilidad de los iones de calcio como una función de CO 2 presión 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 solución viene dada por la ecuación (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 ecuación es que el producto de la concentración molar de iones de calcio ( moles de Ca ²⁺ disuelto por litro de solución) con la concentración molar de CO disuelto ₃ ^2- no pueden exceder el valor de K _sp. Esta ecuación solubilidad aparentemente simple, sin embargo, se debe tomar junto con el más complicado equilibrio de dióxido de carbono con el agua (véase ácido carbónico). Algunos de los CO ₃ ^2- combina con H ⁺ en la solución 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 más soluble en agua que el carbonato de calcio - de hecho sólo existe en solución.

Algunos de los HCO ₃ ^- combina con H ⁺ en solución 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 dióxido de carbono disuelto en función de:

H2O + CO2 (disuelto) ⇋ 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 a:

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

Para el aire ambiente, es de alrededor de 3,5 × 10 ^-4 atmósferas (o equivalentemente 35 Pa). La última ecuación anterior fija la concentración de CO ₂ disuelto como una función de , Independiente de la concentración de CaCO ₃ disuelto. A la presión parcial atmosférica de CO _2, se disolvió la concentración de CO ₂ es de 1,2 × 10 ^-5 moles / litro. La ecuación antes 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 ⇋ 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 las 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).

La tabla de la derecha muestra el resultado de [Ca ^{2 +]} y [H ^+] (en forma de p H) como una función de la presión parcial de CO ₂ ambiente (K _sp = 4,47 × 10 ^-9 se ha dado por el calculo). En los niveles atmosféricos de CO ₂ ambiente la tabla indica la solución será ligeramente alcalino. Las tendencias muestra la tabla son

1) Como CO ambiente se reduce ₂ presión parcial debajo de los niveles atmosféricos, la solución se vuelve más y más alcalino. En extremadamente baja , Disuelto CO _2, ion bicarbonato, y carbonato de ion evaporarse en gran parte de la solución, dejando una solución altamente alcalina de hidróxido de calcio, que es más soluble que el CaCO _3.

2) Como ambientales CO ₂ aumenta la presión parciales 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 el día a día de las personas que tienen agua dura. El agua en los acuíferos subterráneos puede estar expuesto a niveles de CO ₂ mucho más alta que la atmosférica. Como tal el agua se filtra a través 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 desgasificación 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 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]], puede precipitar de agua en condiciones ambientales y persistir como fases metaestables.

Con diferentes p H

Consideremos ahora el problema de la solubilidad máxima de carbonato de calcio en condiciones atmosféricas normales ( = 3,5 × 10 ^-4 atm) cuando se ajusta la p H de la solución. Este es por ejemplo el caso en una piscina donde se mantiene la p H entre 7 y 8 (mediante la adición de NaHSO ₄ para disminuir el p H o de NaHCO ₃ 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 [Ca2 ^+] pueden deducirse fácilmente:

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

Comentarios:

• la disminución de la p H 8-7 aumenta el máximo de concentración de Ca2 ⁺ por un factor 100
• tenga en cuenta que la concentración 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 óptima HClO / OCl ^- relación en el caso del mantenimiento de "cloro") se traduce en un máximo de concentración de Ca2 ⁺ de 1.010 mg / L. Esto significa que los ciclos sucesivos de la evaporación del agua y la renovación parcial puede resultar en una muy agua dura antes de CaCO ₃ precipitados. La adición de un secuestrante de calcio o completa la renovación en el agua va a resolver el problema.

Solubilidad en una solución de ácido fuerte o débil

Soluciones de fuerte ( HCl ) o débiles ( acético , fosfórico ) ácidos están comercialmente disponibles. Ellos son comúnmente utilizados para eliminar depósitos de cal. 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 anteriores.

• En el caso de una fuerte monoácido con la disminución de la concentración [A] = [A ^-], obtenemos (con CaCO masa molar ₃ = 100 g):

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 ácido fuerte, todas las especies tienen una concentración insignificante en el estado final con respecto a Ca ^{2 +} y A ^- de manera que la ecuación de la neutralidad reduce aproximadamente a 2 [Ca2 ^+] = [A ^-] dando . Cuando la concentración disminuye, [HCO ₃ ^-] se convierte en no despreciable de modo que la expresión anterior ya no es válida. Para las concentraciones de ácido de fuga, recuperamos la p H final y la solubilidad de CaCO ₃ en agua pura.

• En el caso de un monoácido débil (aquí tomamos ácido acético con p K _A = 4,76) con la disminución de la concentración [A] = [A ^-] + [AH], obtenemos:

Vemos que para la misma concentración de ácido total, el p H inicial del ácido débil es menos ácido que el del 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 p H 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 complicada, 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

donde [A] = [H ₃ PO _4] + [H ₂ PO ₄ ^-] + [HPO ₄ ^2-] + [PO ₄ ^3-]. Vemos que el ácido fosfórico es más eficiente que un monoácido ya que al final de casi neutral p H, la segunda concentración en estado disociado [HPO ₄ ^2-] no es despreciable (ver ácido fosfórico ).