Калцијум-карбонат

Калцијум-карбонат је хемијско једињење које припада групи неорганских соли. Молекуларна формула калцијум-карбоната је ₃. Најчешћи облици калцијум-карбоната су кречњак, креда и мермер.^[11][12]

Калцијум карбонат

Називи
назив Калцијум карбонат
Други називи калцит; аргонит; креда; креч; каменац; мермер; острига; бисер;
Идентификација
број	471-34-1 Y
3Д модел ()	интерактивна слика интерактивна слика
	CHEBI:3311 Y
	9708 Y
	100.006.765
број	207-439-9
Е-бројеви	E170 (боје)
KEGG[1]	D00932 Y
[2][3]	10112
	FF9335000
UNII	H0G9379FGK Y
InChI=1S/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2 Y Кључ: VTYYLEPIZMXCLO-UHFFFAOYSA-L Y InChI=1/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2 Кључ: VTYYLEPIZMXCLO-NUQVWONBAS
Својства
Хемијска формула	3
Моларна маса
Агрегатно стање	фини бели прах; кредасти укус
Мирис	без мириса
Густина
Тачка топљења	1.339 °C (2.442 °F; 1.612 K) (калцит) 825° (аргонат)[4][5]
Тачка кључања	разлаже се
Растворљивост у води	0,013 [6][7]
	3,3×10 -9[8]
Растворљивост у разблажене киселине	растворан је
Киселост (pKa)	9.0
Магнетна сусцептибилност	-38.2·10−6
Индекс рефракције ()	1.59
Структура
Кристална решетка/структура	Тригонална
Кристалографска група	32/m
Термохемија
Стандардна моларна ентропија (So298)	93 −1[9]
Стандардна енталпија стварања (ΔfHo298)	−1207 −1[9]
Фармакологија
код	A02AC01 (WHO) A12AA04
Опасности
Безбедност приликом руковања	1193
NFPA 704	0 0 0
Смртоносна доза или концентрација ():
50 (средња доза)	6450 (орално, пацов)
Границе изложености здравља у САД ():
(дозвољено)	3 (укупно) 3 (resp)[10]
Сродна једињења
Други анјони	Калцијум бикарбонат
Други катјони	Магнезијум карбонат стронцијум каргонат баријум карбонат
Сродна једињења	Калцијум сулфат
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
Y верификуј (шта је YН ?)
Референце инфокутије

Кристална структура калцита

Добијање

Калцијум-карбонат се добија у реакцији између калцијум-хидроксида и угљене киселине. Може се добити и реакцијом између калцијумовог оксида и угљен-диоксида, или комбинација једног од ових једињења са једним од претходна два. Преко било које од испод написаних реакција може се добити калцијум-карбонат.

${\displaystyle Ca(OH)_{2}+H_{2}CO_{3}\rightarrow CaCO_{3}+2H_{2}O}$

${\displaystyle Ca(OH)_{2}+CO_{2}\rightarrow CaCO_{3}+H_{2}O}$

${\displaystyle CaO+H_{2}CO_{3}\rightarrow CaCO_{3}+H_{2}O}$

${\displaystyle CaO+CO_{2}\rightarrow CaCO_{3}}$

Калцијум-карбонат може се добити и на друге начине, нпр. у двогубој измени соли. Ова је реакција могућа зато што је калцијум-карбонат талог.

${\displaystyle Ca(NO_{3})_{2}+Na_{2}CO_{3}\rightarrow CaCO_{3}+2NaNO_{3}}$

Алтернативно, калцијум карбонат се може припремити из калцијум оксида. Вода се се додаје чиме се формира калцијум хидроксид, и затим се угљен диоксид проводи кроз тај раствор до би се исталожио жељени калцијум карбонат, који се у индустрији назива преципитираним калцијум карбонатом ():^[13]

${\displaystyle {\ce {CaO + H2O -> Ca(OH)2}}}$

${\displaystyle {\ce {Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3(v) + H2O}}}$

Структура

Термодинамички стабилна форма ₃ под нормалним условима је хексагонална ₃, (минерал калцит).^[14] Друге форме се могу припремити, гушћа,(2,83 ) орторомбна λ-₃ (минерал аргонит) и μ-₃, која се јавља као минерал ватерит.^[14] Арагонитна форма се може припремити преципитацијом на температурама изнад 85 °C, ватеритна форма се може припремити преципитацијом на 60 °C.^[14] Калцит садржи атоме калцијума координисане са 6 атома кисеоника, док су у арагониту они координисани са 9 атома кисеоника.^[14] The vaterite structure is not fully understood.^[15] Магнезијум карбонат ₃ има калцитну структуру, док стронцијум и баријум карбонат (₃ и ₃) попримају арагонитну структуру, што одражава њихове веће јонске радијусе.^[14]

Физичке особине

Калцијум-карбонат је прашкаста со беле боје. Ова је со нерастворљива у води. Приликом мешања са водом настаје талог.

Хемијске особине

Калцијум-карбонат са индикаторима реагује базно јер је база која га гради јача од киселине која га гради.

Реакције

Калцијум-карбонат може да реагује у свим хемијским реакцијама које су карактеристичне за карбонате (соли угљене киселине).

${\displaystyle CaCO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+CO_{2}+H_{2}O}$

Сумпорна киселина је јача од угљене киселине (као и све остале неорганске киселине) и зато може да је истисне из њених соли. Пошто је угљена киселина веома непостојана, она се одмах распада на угљен-диоксид и воду. У реакцији се добија и одговарајућа со калцијума (у овом случају калцијум-сулфат).

${\displaystyle CaCO_{3}\rightarrow CaO+CO_{2}}$

На температурама од око 825 °C калцијум-карбонат се распада на угљен-диоксид и калцијум-оксид.

${\displaystyle CaCO_{3}+Na_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+Na_{2}CO_{3}}$

Оба реакција зобе се двогуба измена соли. Двогуба измена соли је могућа само ако настаје слаборастворно једињење или гас (у овом случају, настаје талог - калцијум-карбонат).

Ако се на калцијум-карбонат дода воде и угљен-диоксида, доћи ће до реакције и наградиће се калцијум-хидрогенкарбонат.

${\displaystyle CaCO_{3}+CO_{2}+H_{2}O\rightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}$

Калцијум-карбонат је електролит. Испод је написана реакција електролитичке дисоцијације калцијум-карбоната.

${\displaystyle CaCO_{3}\rightarrow Ca^{2+}+CO_{3}^{2-}}$

Примена

Примењује се у медицинске сврхе као антацид (неутралише киселину у желуцу). Користи се и у производњи школских креда заједно са калцијум-сулфатом. Велика је и примена калцијум-карбоната у грађевинарству. Користи се сам по себи (нпр. мермер) или као један од састојака цемента. У керамици калцијум-карбонат је користан јер се његов прах користи као један од главних састојака у праху за глазуру.

Индустријске примене

Главна употреба калцијум карбоната је у грађевинској индустрији, било као грађевински материјал или као агрегат кречњака за изградњу путева или као састојак цемента или као полазни материјал за припрему грађевинског кречњака печењем у пећи. Међутим, због старења углавном узрокованог киселим кишама,^[16] калцијум карбонат (у виду кречњака) се више самостално не користи у грађевинарству, већ једино као сировина/примарна супстанца за грађевинске материјале.

Калцијум карбонат се исто тако користи у пречишћавању гвожђа из руде гвожђа у високим пећима. Карбонат се преводи у калцијум оксид, који формира троску са различитим присуством нечистоћа, и издваја се из пречишћеног гвожђа.^[17]

У нафтној индустрији, калцијум карбонат се додаје у флуиде за бушење као средство за формационо премошћавање и заптивање филтерског колача; он је такође отежавајући материјал који повећава густину флуида за бушење да би се контролисао притисак у бушотини. Калцијум карбонат се додаје у пливачке базене, као средство за корекцију вредности ради одржавања алкалинитета и уравнотежавање киселих својстава дезинфекционог агенса.^[18]

Он се исто тако користи као сировина у рафинирању шећера из шећерне репе. Он се калцинира у пећи са антрацитом да би се формирао калцијум оксид и угљен диоксид. Овај термички обрађени кречњак се затим гаси у слаткој води да би се произвела суспензија калцијум хидроксида за преципитацију нечистоћа у сировом соку током карбонације.^[19]

Калцијум карбонат је традиционално био главна компонента креде за писање на табли. Међутим, модерна креда се углавном састоји од гипса, хидратисаног калцијум сулфата . Калцијум карбонат је главни извор за раст биокамена. Исталожени калцијум карбонат (), у предиспергованом облику се често користи као пунилачки материјал за израду латекс рукавица ради остваривања максималне уштеде на материјалу и снижења производних трошкова.^[20]

Налажење у природи

Геолошки извори

Калцијум-карбонат се може у природи наћи у разним минералима заједно са другим солима, нпр. у доломиту (${\displaystyle MgCO_{3}xCaCO_{3}}$).

• 
  Калцит
• 
  Арагонит
• 
  Мермер
• 
  Травертин

Биолошки извори

Љуске јаја, оклоп пужева и већина морских шкољки се углавном састоје од калцијум карбоната и могу се користити као индустријски извори те хемикалије.^[21] Шкољке острига су недавно препознате као извор прехрамбеног калцијума. Оне су исто тако практични индустријски извор.^[22][23] Тамнозелена вегетација као што су брокуле и кељ садрже знатне количине прехрамбеног калцијум карбоната, међутим то није практичан индустријски извор.^[24]

Ванземаљски извори

Изван Земље, поздана евиденција сугерише да је калцијум карбонат присутан на Марсу. Знаци калцијум карбоната су детектовани на више локација (посебно у Гусевом и Хајгенсовом кратеру). То пружа извесну евиденцију о ранијем присуству течне воде.^[25][26]

Види још

• Кречна вода

Референце

1. Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H.
2.  уреди
3. Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
4. „Occupational safety and health guideline for calcium carbonate” (PDF). US Dept. of Health and Human Services. Приступљено 31. 03. 2011.
5. „Архивирана копија” (PDF). Архивирано из оригинала (PDF) 29. 10. 2018. г. Приступљено 09. 01. 2019.
6. Aylward & Findlay 2008.
7. Rohleder, J.; Kroker, E. (2001). Calcium Carbonate: From the Cretaceous Period Into the 21st Century. Springer Science & Business Media. ISBN 978-3-7643-6425-0.
8. Benjamin 2002.
9. Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
10. NIOSH Џепни водич хемијских хазарда. „#0090”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH).
11. Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
12. Holleman A. F.; Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st изд.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.
13. „Precipitated Calcium Carbonate”. Архивирано из оригинала 11. 01. 2014. г. Приступљено 11. 01. 2014.
14. R C Ropp Elsevier (06. 03. 2013). Encyclopedia of the alkaline earth compounds. Elsevier. стр. 359—370. ISBN 9780444595508.
15. Demichelis, Raffaella; Raiteri, Paolo; Gale, Julian D.; Dovesi, Roberto (2013). „The Multiple Structures of Vaterite”. Crystal Growth & Design. 13 (6): 2247—2251. ISSN 1528-7483. doi:10.1021/cg4002972.
16. „Effects of Acid Rain”. US Environmental Protection Agency. Приступљено 14. 03. 2015.
17. „Blast Furnace”. Science Aid. Архивирано из оригинала 17. 12. 2007. г. Приступљено 30. 12. 2007.
18. Sfetcu, Nicolae (02. 05. 2014). Health & Drugs: Disease, Prescription & Medication (на језику: енглески). Nicolae Sfetcu.
19. McGinnis, R.A. Beet-Sugar Technology (2nd изд.). Beet Sugar Development Foundation. стр. 178.
20. „Precipitated Calcium Carbonate uses”. Архивирано из оригинала 25. 07. 2014. г.
21. Horne, Francis (23. 10. 2006). „How are seashells created?”. Scientific American. Приступљено 25. 04. 2012.
22. „WebMD: Oyster shell calcium”. WebMD. Приступљено 25. 04. 2012.
23. „Oyster Shell Calcium Carbonate”. Caltron Clays &amp Chemicals. Архивирано из оригинала 10. 09. 2013. г. Приступљено 09. 01. 2019.
24. Heaney, R.P.; Weaver, C.M.; Hinders, SM.; Martin, B.; Packard, P.T. (1993). „Absorbability of Calcium from Brassica Vegetables: Broccoli, Bok Choy, and Kale”. Journal of Food Science. 58 (6): 1378—1380. doi:10.1111/j.1365-2621.1993.tb06187.x.
25. Boynton, WV; Ming, DW; Kounaves, SP; . (2009). „Evidence for Calcium Carbonate at the Mars Phoenix Landing Site” (PDF). Science. 325 (5936): 61—64. Bibcode:2009Sci...325...61B. PMID 19574384. doi:10.1126/science.1172768.
26. Clark; Arvidson, R. E.; Gellert, R.; . (2007). „Evidence for montmorillonite or its compositional equivalent in Columbia Hills, Mars” (PDF). Journal of Geophysical Research. 112 (E6): E06S01. Bibcode:2007JGRE..112.6S01C. doi:10.1029/2006JE002756.

Литература

• McGinnis, R.A. Beet-Sugar Technology (2nd изд.). Beet Sugar Development Foundation. стр. 178.
• R C Ropp Elsevier (06. 03. 2013). Encyclopedia of the alkaline earth compounds. Elsevier. стр. 359—370. ISBN 9780444595508.
• Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
• Benjamin, Mark M. (2002). Water Chemistry. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-238390-4.
• Rohleder, J.; Kroker, E. (2001). Calcium Carbonate: From the Cretaceous Period Into the 21st Century. Springer Science & Business Media. ISBN 978-3-7643-6425-0.
• Aylward, Gordon; Findlay, Tristan (2008). SI Chemical Data Book (4th ed.). John Wiley & Sons Australia, Ltd. ISBN 978-0-470-81638-7.
• Patnaik, Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8. Приступљено 06. 06. 2009.

Спољашње везе

• Интернационална карта хемијске безбедности 1193
• 516889
• АТЦ класификација: A02AC01 and A12AA04