Калцијум-карбонат

Из Википедије, слободне енциклопедије
(преусмерено са Калцијум карбонат)
Иди на навигацију Иди на претрагу
Калцијум карбонат
Calcium carbonate.png
Calcium-carbonate-xtal-3D-SF.png
Calcium carbonate.jpg
Називи
IUPAC назив
Калцијум карбонат
Други називи
Идентификација
3D модел (Јмол)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.006.765
EC број 207-439-9
Е-бројеви E170 (боје)
KEGG[1]
RTECS FF9335000
UNII
Својства
CaCO3
Моларна маса 100,0869 g/mol
Агрегатно стање фини бели прах; кредасти укус
Мирис без мириса
Густина 2,711 g/cm3 (калцит)
2,83 g/cm3 (арагонит)
Тачка топљења 1.339 °C (2.442 °F; 1.612 K) (калцит)
825 °C (1517 °F; 1,098 K) (аргонат)[7][8]
Тачка кључања разлаже се
0,013 g/L (25 °C)[4][5]
Ksp 3,3×10 -9[6]
Растворљивост у разблажене киселине растворан је
Киселост (pKa) 9.0
Магнетна сусцептибилност -38.2·10−6 cm3/mol
Индекс рефракције (nD) 1.59
Структура
Кристална решетка/структура Тригонална
Кристалографска група 32/m
Термохемија
93 J·mol−1·K−1[9]
−1207 kJ·mol−1[9]
Фармакологија
A02AC01 (WHO) A12AA04
Опасности
Безбедност приликом руковања ICSC 1193
NFPA 704
Код запаљивости 0: Неће горети (нпр. вода)Здравствени код 0: Излагање под стањем ватре не би представљало опасност осим оне обичног горљивог материјала (нпр. натријум хлорид)Код реактивности 0: Нормално стабилан, чак и под стањем изложености ватри; није реактиван с водом (нпр. течни азот)Special hazards (white): no codeNFPA 704 four-colored diamond
0
0
0
Смртоносна доза или концентрација (LD, LC):
6450 mg/kg (орално, пацов)
Границе изложености здравља у САД (NIOSH):
PEL (дозвољено)
TWA 15 mg/m3 (укупно) TWA 5 mg/m3 (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).
ДаY верификуј (шта је ДаYНеН ?)
Референце инфокутије
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.[11][12]

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.

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

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 (PCC):[13]

Структура[уреди]

Термодинамички стабилна форма CaCO3 под нормалним условима је хексагонална β-CaCO3, (миниерал калцит).[14] Друге форме се могу припремити, гушћа,(2,83 g/cc) орторомбна λ-CaCO3 (минерал аргонит) и μ-CaCO3, која се јавља као минерал ватерит.[14] Арагонитна форма се може прирпемити 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 MgCO3 има калцитну структуру, док стронцијум и баријум карбонат (SrCO3 и BaCO3) попримају арагонитну структуру, што одражава њихове веће јонске радијусе.[14]

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).

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).

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

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.

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

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.

Индустријске примене[уреди]

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 in situ 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 pH 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 крећњак 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 CaSO4·2H2O. Калцијум карбонат је главни извор за раст биокамена. Исталожени калцијум карбонат (PCC), 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[уреди]

Геолошки извори[уреди]

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

Биолошки извори[уреди]

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] Тамно зелена вегетација као што су брокуле и кељ садрже знатне количине прехрамбеног калцијум карбоната, међутим то није практичан индустријски извор.[24]

Ванземаљски извори[уреди]

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[уреди]

Референце[уреди]

  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. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  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. ^ Aylward & Findlay 2008.
  5. ^ 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. 
  6. ^ Benjamin 2002.
  7. ^ „Occupational safety and health guideline for calcium carbonate” (PDF). US Dept. of Health and Human Services. Приступљено 31. 03. 2011. 
  8. ^ http://diyhpl.us/~nmz787/mems/unorganized/CRC%20Handbook%20of%20Chemistry%20and%20Physics%2085th%20edition.pdf
  9. 9,0 9,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A21. ISBN 978-0-618-94690-7. 
  10. ^ NIOSH Džepni vodič hemijskih hazarda 0090
  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 на датум 11. 01. 2014. Приступљено 11. 01. 2014. 
  14. 14,0 14,1 14,2 14,3 14,4 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 на датум 17. 12. 2007. 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 на датум 25. 07. 2014. 
  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 на датум 10. 09. 2013. 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; et al. (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.; et al. (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[уреди]

Спољашње везе[уреди]