Калцијум карбонат

Из Википедије, слободне енциклопедије
Калцијум карбонат
Calcium carbonate.png
Calcium-carbonate-xtal-3D-vdW.png
IUPAC име
Други називи Кречњак; калцит; арагонит; креда; мермер; бисер
Идентификација
CAS регистарски број 471-34-1 YesY
ChemSpider[1] 9708 YesY
КЕГГ[2] D00932
База података биолошки релевантних молекула 3311
RTECS FF9335000
СМИЛЕС
InChI
Својства
Молекулска формула CaCO3
Тачна маса 100.0869 g/mol
Агрегатно стање Фине бели прах
Густина 2.71 g/cm3 (калцит)
2.83 g/cm3 (арагонит)
Тачка топљења

825 °C (арагонит)
1339 °C (калцит)[4]

Тачка кључања

разлаже се

Растворљивост у води 0.00015 mol/L (25 °C)
Ksp 4.8×10-9[3]
Растворљивост у разређене киселине растворан је
pKa 9.0
Индекс рефракције (nD) 1.59
Структура
Кристална решетка/структура Тригонална
Кристалографска група 32/m
Опасност
Подаци о безбедности приликом руковања (MSDS) ICSC 1193
EU-индекс Није на листи
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
0
0
 
Тачка паљења Није запаљив
Сродна једињења
Други анјони Калцијум бикарбонат
Други катјони Магнезијум карбонат
Стронцијум карбонат
Баријум карбонат
Сродна једињења Калцијум сулфат

 YesY (шта је ово?)   (верификуј)

Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање (25 °C, 100 kPa) материјала

Infobox references
Кристална структура калцита

Калцијум-карбонат је хемијско једињење које спада у класу неорганских соли. Молекуларна формула калцијум-карбоната је CaCO3. Најчешћи облици калцијум карбоната су кречњак, креда и мермер.[5][6]

Добијање[уреди]

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.

Ca(OH)_2 + H_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 + 2H_2O

Ca(OH)_2 + CO_2 \rightarrow CaCO_3 + H_2O

CaO + H_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 + H_2O

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.

Ca(NO_3)_2 + Na_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 + 2NaNO_3

Физичке особине[уреди]

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

Хемијске особине[уреди]

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

Реакције[уреди]

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

CaCO_3 + H_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + CO_2 + H_2O

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).

CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2

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

CaCO_3 + Na_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + Na_2CO_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.

CaCO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow Ca(HCO_3)_2

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

CaCO_3 \rightarrow Ca^{2+} + CO_3^{2-}

Примена[уреди]

Примењује се у медицинске сврхе као антацид (неутралише кицелину 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.

Налажење у природи[уреди]

Калцијум-карбонат се може у природи наћи у разним минералима заједно са другим солима, нпр. у доломиту (MgCO_3 x CaCO_3).

Види још[уреди]

Референце[уреди]

  1. ^ Hettne KM, Williams AJ, van Mulligen EM, Kleinjans J, Tkachenko V, Kors JA. (2010). „Automatic vs. manual curation of a multi-source chemical dictionary: the impact on text mining“. J Cheminform 2 (1): 3. DOI:10.1186/1758-2946-2-3. PMID 20331846.  edit
  2. ^ 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. 
  3. ^ Patnaik, Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8 Приступљено 6. 6. 2009.. 
  4. ^ „Occupational safety and health guidline for calcium carbonate“. US Dept. of Health and Human Services Приступљено 31. 3. 2011.. 
  5. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  6. ^ Holleman A. F., Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st edition ed.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. 

Литература[уреди]


Спољашње везе[уреди]