Carbonato de cálcio

Carbonato de cálcio
Outros nomes Calcário; calcita ; aragonite; giz; mármore
Identificadores
Número CAS	471-34-1
Propriedades
Fórmula molecular	CaCO3
Massa molar	100,087 g / mol
Aparência	Pó branco.
Densidade	2,83 g / cm³, sólido.
Ponto de fusão	825 ° C
Ponto de ebulição	Decompõe
Solubilidade em água	Insolúvel
Estrutura
Forma molecular	Linear
Perigos
Frases R	R36, R37, R38
Frases-S	S26, S36
Principal Perigos	Não é perigoso.
Ponto de centelha	Não inflamável.
Excepto quando indicado, os dados são dados para materiais no seu estado normal (a 25 ° C, 100 kPa)
Referências de Infobox

O carbonato de cálcio é um composto químico , com a fórmula química Ca C O _3. É uma substância comum encontrado como rocha em todas as partes do mundo, e é o componente principal de conchas de organismos marinhos, caracóis, e cascas de ovo. O carbonato de cálcio é o ingrediente activo em agricultural cal, e é geralmente a principal causa de água dura. É comumente utilizada medicinalmente como um cálcio suplemento ou como uma antiácido.

Ocorrência

O carbonato de cálcio é encontrado naturalmente como os seguintes minerais e rochas:

• Aragonite
• Calcita
• Vaterite ou (μ-CaCO ₃₎
• Giz
• Calcário
• Mármore
• Travertino

Para testar se um mineral ou rocha contém carbonato de cálcio, ácidos fortes, tais como ácido clorídrico , pode ser adicionada a ele. Se a amostra não contenha o carbonato de cálcio, que vai espumar e produzir dióxido de carbono e água. Os ácidos fracos tais como ácido acético reagirá, embora menos vigorosamente. Todas as rochas / minerais mencionados acima irá reagir com ácido.

Propriedades químicas

O carbonato de cálcio compartilha as propriedades típicas de outros carbonatos. Nomeadamente:

1. ele reage com ácidos fortes, liberando dióxido de carbono:
   _CaCO3 + 2HCl → _CaCl2 + _CO2 + _H2O
2. que liberta dióxido de carbono no aquecimento (acima de 840 ° C, no caso de CaCO _3), para formar óxido de cálcio, comummente chamada cal:
   _CaCO3 → CaO + _CO2

O carbonato de cálcio reage com a água que está saturada com dióxido de carbono para formar o solúvel bicarbonato de cálcio.

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

Esta reacção é importante na erosão de rochas carbonáticas, formando cavernas , e leva a água dura em muitas regiões.

Preparação

A grande maioria de carbonato de cálcio utilizado na indústria é extraído por minas ou pedreiras. Carbonato de cálcio puro (por exemplo, para alimentar ou utilização farmacêutica), pode ser produzido a partir de uma fonte de cantaria puro (normalmente mármore).

Alternativamente, óxido de cálcio é preparado fazendo calcinar carbonato de cálcio em bruto. A água é adicionada para dar hidróxido de cálcio e dióxido de carbono é passada através desta solução para precipitar o carbonato de cálcio desejado, referidos na indústria como carbonato de cálcio precipitado (PCC):

_CaCO3 → CaO + _CO2

CaO + _H2O → Ca (OH) ₂

Ca (OH) ₂ + _CO2 → _CaCO3 + _H2O

Usos

Aplicações industriais

A principal utilização de carbonato de cálcio está na indústria de construção, quer como um material de construção em si mesmo (por exemplo, mármore) ou calcário agregado para construção de estradas ou como ingrediente de cimento ou como material de partida para a preparação de cal do construtor por queima num forno.

O carbonato de cálcio é também utilizada na purificação de ferro a partir de minério de ferro em uma alto-forno. O carbonato de cálcio é calcinado in situ para dar o óxido de cálcio, o qual forma uma escória com diversas impurezas presentes, e separa-se o ferro purificada.

O carbonato de cálcio é amplamente usado como um extensor em tintas, em especial tintas de emulsão fosco onde tipicamente 30% em peso da tinta é ou giz ou mármore.

O carbonato de cálcio também é largamente utilizado como um agente de enchimento em plásticos. Alguns exemplos típicos incluem cerca de 15 a 20% de carga de giz em uPVC tubo de drenagem, de 5 a 15% de carga de giz revestido ou estearato de mármore em uPVC perfil da janela. Carbonato de cálcio moído fino é um ingrediente essencial na película microporosa usado em bebês ' fraldas e alguns filmes edifício que os poros são nucleadas em torno das partículas de carbonato de cálcio durante o fabrico da película por estiramento biaxial. Também tem sido misturado com o ABS, e outros ingredientes, para formar alguns tipos de argila moldada por compressão "" chips de Poker.

O carbonato de cálcio também é utilizado numa vasta gama de produtos adesivos comerciais e bricolage, selantes, materiais de enchimento e de decoração. Adesivos de azulejos cerâmicos contêm tipicamente 70 a 80% de calcário. Decorando cargas de crack contêm níveis semelhantes de mármore ou dolomita. Ele também é misturado com massa de vidraceiro na criação de vitrais janelas, e como resistir a prevenir vidro de degola para prateleiras do forno quando queima esmaltes e tintas a alta temperatura.

O carbonato de cálcio é conhecido como badejo no Cerâmica / aplicações de envidraçamento, onde ele é usado como um ingrediente comum para muitos esmaltes na sua forma de pó branco. Quando um esmalte contendo esse material é acionado em um forno, o badejo atua como um material de fluxo no esmalte.

Na América do Norte, carbonato de cálcio começou a substituir caulino na produção de papel brilhante. Europa tem praticado este fabricação de papel como alcalino ou fabricação de papel sem ácido para algumas décadas. Carbonatos estão disponíveis em formas: carbonato de cálcio moído (GCC) ou carbonato de cálcio precipitado (PCC). Este último tem um tamanho de partícula muito fina e controlada, da ordem de 2 micrómetros de diâmetro, úteis em revestimentos para papel.

Usado em piscinas como um corrector de pH para a manutenção de "tampão" alcalinidade para compensar as propriedades ácidas do agente desinfetante.

É comumente chamado giz, uma vez que tem sido um dos principais componentes de giz. Giz pode consistir em carbonato de cálcio ou gesso , hidratada sulfato de cálcio _CaSO4 · 2H ₂ O.

Aplicações de saúde e alimentares

500 miligrama suplementos de cálcio fabricados a partir de carbonato de cálcio

O carbonato de cálcio é amplamente usado medicinalmente como um suplemento de cálcio dietético ou de baixo custo antiácido. Ele pode ser usado como um aglutinante de fosfato para o tratamento de hiperfosfatemia (principalmente em pacientes com insuficiência renal crônica) quando carbonato de lantânio não é prescrito. É também utilizado na indústria farmacêutica como um agente de enchimento inerte para comprimidos e outros produtos farmacêuticos. O carbonato de cálcio também é usado em homeopatia. É um dos remédios constitucionais.

Como uma aditivo alimentar, que é utilizado em alguns produtos de leite de soja como uma fonte de cálcio da dieta; Um estudo demonstrou que o carbonato de cálcio é tão biodisponíveis como o cálcio do leite de vaca normal.

Aplicações ecológicas

Em 1989, um pesquisador, Ken Simmons, introduziu _CaCO3 na Whetstone Brook em Massachusetts. Sua esperança era que o carbonato de cálcio iria contrariar o ácido na corrente da chuva ácida e salvar a truta que tinha deixado para desovar. Apesar de sua experiência foi um sucesso, ele fez aumentar as quantidades de íons de alumínio na área do riacho que não foi tratado com o calcário. Isto mostra que CaCO ₃ pode ser adicionado para neutralizar os efeitos da chuva ácida em rio ecossistemas. Actualmente carbonato de cálcio é utilizado para neutralizar as condições ácidas no solo e na água.

Equilíbrio de calcinação

Calcinação de calcário usando fogos de carvão para produzir cal virgem tem sido praticada desde a antiguidade por culturas em todo o mundo. A temperatura à qual o óxido de cálcio pedra calcária rendimentos geralmente é dado como 825 ° C, mas indicando um limite absoluto é enganadora. O carbonato de cálcio existe em equilíbrio com o óxido de cálcio e dióxido de carbono, em qualquer temperatura. Em cada temperatura existe uma a pressão parcial de dióxido de carbono que está em equilíbrio com o carbonato de cálcio. À temperatura ambiente o equilíbrio favorecem esmagadoramente carbonato de cálcio, porque o equilíbrio de _CO2 de pressão é apenas uma pequena fração do CO ₂ na pressão parcial do ar, que é de cerca de 0.035 k Pa.

A temperaturas acima de 550 ° C, o equilíbrio de CO ₂ a pressão começa a exceder a pressão de CO ₂ no ar. Assim, acima de 550 ° C, carbonato de cálcio começa a desgaseificar CO ₂ no ar. Mas num forno de carvão disparado, a concentração de CO ₂ será muito mais elevado do que é no ar. Com efeito, se todo o oxigénio no forno é consumido no fogo, em seguida, a pressão parcial de CO ₂ no interior do forno pode ser tão elevada como 20 k Pa.

A tabela mostra que esta pressão de equilíbrio não é alcançado até que a temperatura é cerca de 800 ° C. Para a saída dos gases de CO ₂ a partir de carbonato de cálcio a ocorrer a uma taxa economicamente úteis, a pressão de equilíbrio deve exceder significativamente a pressão ambiente de CO _2. E para que isso aconteça rapidamente, a pressão de equilíbrio deve exceder a pressão atmosférica total de 101 k Pa, que acontece em 898 ° C.

Solubilidade

Com variação da pressão de CO ₂

Solubilidade de iões de cálcio como uma função de CO 2 pressão parcial a 25 ° C
(Atm)	p H	[Ca 2+] (mol / L)
10 -12	12,0	5,19 x 10 -3
10 -10	11,3	1,12 x 10 -3
10 -8	10,7	2,55 x 10 -4
10 -6	9.83	1,20 x 10 -4
10 -4	8,62	3,16 x 10 -4
3,5 x 10 -4	8.27	4,70 x 10 -4
10 -3	7,96	6,62 x 10 -4
10 -2	7,30	1,42 x 10 -3
10 -1	6.63	3,05 x 10 -3
1	5.96	6,58 x 10 -3
10	5.30	1,42 x 10 -2

O carbonato de cálcio é fracamente solúvel em água pura. O equilíbrio da sua solução, é dado pela equação (com carbonato de cálcio dissolvido na direita):

CaCO3 ⇋ Ca 2+ + CO 3 2-

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

onde o produto de solubilidade para o [Ca2 ^+] [CO ₃ ^2-] é dada como em qualquer lugar a partir de K _sp = 3,7 x 10 ^-9 a K _sp = 8,7 x 10 ^-9 a 25 ° C, dependendo da fonte de dados. O que significa que a equação é que o produto da concentração molar de iões cálcio ( moles de Ca2 ⁺ dissolvido por litro de solução) com a concentração molar de CO ₃ ^2- dissolvido não pode exceder o valor de K _sp. Esta equação solubilidade aparentemente simples, no entanto, devem ser tomados juntamente com o equilíbrio mais complicado de dióxido de carbono com a água (ver ácido carbónico). Alguns dos CO ₃ ^2- combina com o H ⁺ na solução de acordo com:

HCO 3 - ⇋ H + + CO 3 2-

K a2 = 5,61 x 10 -11 a 25 ° C

HCO ₃ ^- é conhecido como o ião bicarbonato. Bicarbonato de cálcio é muitas vezes mais solúvel em água do que o carbonato de cálcio - de facto, existe apenas em solução.

Alguns dos HCO ₃ ^- combina com o H ⁺ na solução de acordo com:

H 2 CO 3 ⇋ H + + HCO3 -

K a1 = 2,5 x 10 -4 a 25 ° C

Alguns dos H ₂ CO ₃ se divide em água e dióxido de carbono dissolvido de acordo com:

H2O + CO2 (dissolvido) ⇋ H 2 CO 3

K H = 1,70 x 10 -3 a 25 ° C

E dióxido de carbono dissolvido se encontra em equilíbrio com o dióxido de carbono atmosférico de acordo com:

onde k H = 29,76 atm / (mol / L) a 25 ° C ( Constante de Henry), sendo a pressão parcial de CO 2.

Para ar ambiente, é de cerca de 3,5 × 10 ^-4 atmosferas (ou equivalentemente 35 Pa). A última equação acima corrige a concentração de CO ₂ dissolvido, como uma função de , Independente da concentração de CaCO ₃ dissolvido. À pressão atmosférica parcial de CO _2, CO ₂ dissolvido concentração é de 1,2 x 10 ^-5 mol / litro. A equação antes que corrige a concentração de H ₂ CO _3, como uma função da _[CO2]. Para [CO _2] = 1,2 x 10 ^-5, resulta em [H ₂ CO _3] = 2,0 x 10 ^-8 moles por litro. Quando [H ₂ CO _3] é conhecido, os restantes três equações, juntamente com

H2O ⇋ H + + OH -

K = 10 -14 a 25 ° C

(O que é verdade para todas as soluções aquosas), e o fato de que a solução tem de ser electricamente neutra,

2 [Ca ^2+] + [H ^+] = _[HCO3 ^-] 2 + [CO ₃ ^2-] + [OH ^-]

torná-lo possível resolver simultaneamente para as restantes cinco concentrações desconhecidas (note que a forma da equação acima neutralidade só é válida se o carbonato de cálcio tem sido posta em contacto com água pura ou com uma solução de pH neutro, no caso em que a água origem pH solvente não é neutro, a equação é modificado).

O quadro à direita mostra o resultado de [Ca2 ^+] e a [H ^+] (na forma de p H) como uma função da pressão parcial ambiente de CO ₂ (K _SP = 4,47 x 10 ^-9 foi tomado para o cálculo). Em níveis atmosféricos de CO ₂ ambiente a tabela indica a solução será ligeiramente alcalino. As tendências mostra a tabela são

1) Como CO ₂ ambiente pressão parcial é reduzida abaixo dos níveis atmosféricos, a solução torna-se mais e mais alcalino. No extremamente baixa , CO ₂ dissolvido, ião bicarbonato, e carbonato de iões evapora-se em grande parte a partir da solução, deixando uma solução altamente alcalina de hidróxido de cálcio, que é mais solúvel do que o _CaCO3.

2) Como ambiente de CO ₂ aumentos parciais de pressão a níveis acima da atmosférica, pH cai, e a maior parte do ião carbonato é convertido em iões de bicarbonato, o que resulta em maior solubilidade de Ca ^2+.

O efeito deste último é especialmente evidente na vida do dia a dia das pessoas que têm água dura. A água nos aquíferos subterrâneos pode ser exposto a níveis de _CO2 muito mais elevada do que a atmosférica. Como tal água se infiltra através de carbonato de cálcio rock, o _CaCO3 dissolve acordo com a segunda tendência. Quando essa mesma água, em seguida, sai da torneira, no momento em que entra em equilíbrio com níveis de CO ₂ no ar por desgaseificação seu excesso de CO _2. O carbonato de cálcio torna-se menos solúveis, como resultado eo excesso precipita como calcário. Este mesmo processo é responsável pela formação de estalactites e estalagmites em cavernas de calcário.

Duas fases hidratadas de carbonato de cálcio, monohydrocalcite, _CaCO3 · _H2O e ikaite, _CaCO3 · 6H _2, O]] pode precipitar a partir da água em condições ambientais e persistir como fases metaestáveis.

Com variando p H

Consideremos, agora, o problema da solubilidade máxima de carbonato de cálcio em condições atmosféricas normais ( = 3,5 x 10 ^-4 atm) quando o p H da solução é ajustado. Este é por exemplo o caso de uma piscina onde a p H é mantido entre 7 e 8 (por adição de _NaHSO4 a diminuir o p H ou de NaHCO ₃ a aumentá-la). A partir das equações acima para o produto de solubilidade, a reacção de hidratação e as duas reacções de ácido, a seguinte expressão para a máxima [Ca2 ^+] pode ser facilmente deduzido:

que mostra uma dependência quadrática em [H ^+]. A aplicação numérica com os valores acima das constantes dá

Comentários:

• diminuindo o p H 8-7 aumenta o máximo de concentração de Ca2 ⁺ por um factor de 100
• notar que a concentração do Ca2 ⁺ tabela anterior é recuperado para p H = 8,27
• mantendo a p H para 7,4 em uma piscina (que dá óptima HClO / OCl ^- ratio no caso de "cloro" manutenção) resulta em uma concentração de Ca2 ⁺ máxima de 1010 mg / L. Isto significa que os ciclos sucessivos de evaporação de água e a renovação parcial pode resultar numa muito água dura antes de CaCO ₃ precipitados. A adição de um sequestrante de cálcio ou total renovação da água vai resolver o problema.

Solubilidade em uma solução de ácido forte ou fraco

Soluções de forte ( HCl ) ou fracos ( acético , fosfórico ) ácidos estão disponíveis comercialmente. Eles são geralmente utilizados para remover depósitos de calcário. A quantidade máxima de CaCO _3, que pode ser "dissolvido" por um litro de uma solução de ácido pode ser calculada usando as equações de equilíbrio acima.

• No caso de um monoácido forte com a diminuição da concentração de [A] = [A ^-], obtém-se (com CaCO ₃ em massa molar = 100 g):

onde o estado inicial é a solução de ácido sem Ca ²⁺ (não tendo em conta a possível dissolução de CO ₂₎ eo estado final é a solução saturada com Ca ^2+. Para concentrações de ácido forte, todas as espécies têm uma concentração insignificante no estado final com respeito ao Ca2 ⁺ e A ^-, de modo que a equação reduz neutralidade aproximadamente 2 a [Ca2 ^+] = [A ^-] originando . Quando a concentração diminui, _[HCO3 ^-] torna-se não desprezável de modo que a expressão anterior não é válida. Para concentrações de ácido de fuga, que se recuperar o H p final e a solubilidade do _CaCO3 em água pura.

• No caso de um monoácido fraco (aqui tomarmos ácido acético com p _KA = 4,76) com a diminuição da concentração de [A] = [A ^-] + [AH], obtém-se:

Nós vemos que para a mesma concentração total de ácido, o p H inicial do ácido fraco é menos ácido do que o do ácido forte; no entanto, a quantidade máxima de CaCO _3, que pode ser dissolvido é aproximadamente a mesma. Isto é porque, no estado final, o p H é maior do que a p K _A, de modo que o ácido fraco é quase completamente dissociados, obtendo-se no final, como muitos iões H ⁺ como o ácido forte para "dissolver" o carbonato de cálcio.

• O cálculo no caso do ácido fosfórico (que é o mais amplamente utilizado para aplicações domésticas) é mais complicada uma vez que as concentrações dos quatro estados de dissociação correspondentes a esta ácido deve ser calculada em conjunto com _[HCO3 ^-], [CO ₃ ^2- ], [Ca2 ^+], [H ^+] e [OH ^-]. O sistema pode ser reduzido a um grau sétimo equação para [H ^+] a solução numérica dos quais dá

onde [A] = [H ₃ PO _4] + [H ₂ PO ₄ ^-] + [HPO ₄ ^2-] + [PO ₄ ^3-]. Vemos que o ácido fosfórico é mais eficiente do que um mono�ido uma vez que no final, quase neutro p H, o segundo estado dissociado concentração [HPO ₄ ^2-] não é desprezível (ver ácido fosfórico ).