Карбонат кальция: свойства и все характеристики

Онлайн калькуляторы

На нашем сайте собрано более 100 бесплатных онлайн калькуляторов по математике, геометрии и физике.

Справочник

Основные формулы, таблицы и теоремы для учащихся. Все что нужно, чтобы сделать домашнее задание!

Заказать решение

Не можете решить контрольную?!
Мы поможем! Более 20 000 авторов выполнят вашу работу от 100 руб!

Характеристики и физические свойства карбоната кальция

Практически не растворяется в воде.

Рис. 1. Карбонат кальция. Внешний вид.

Основные характеристики карбоната кальция приведены в таблице ниже:

Получение карбоната кальция

Основной способ получения карбоната кальция заключается в смешивании твердого оксида кальция с водой — образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор – известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диоксида углерода.

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓.

Химические свойства карбоната кальция

Карбонат кальция — это средняя соль, образованная сильным основанием (гидроксид кальция Ca(OH)₂) и слабой кислотой (угольная H₂CO₃). В водном растворе он гидролизуется. Гидролиз протекает по аниону. Наличие анионов OH^— свидетельствует о щелочном характере среды.

CaCO₃↔ Ca²⁺ +CO₃^2-;

Ca²⁺ +CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^— + Ca²⁺ + OH^—;

CaCO₃ + HOH ↔ Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂↓.

Карбонат кальция взаимодействует с концентрированными растворами сильных минеральных кислот:

CaCO₃ + 2HCl_conc = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.

Он способен реагировать с щелочами в водных растворах:

CaCO₃ + 2NaOH_aq = Na₂CO₃ + Ca(OH)₂↓.

Взаимодействие карбоната кальция с другими солями возможно только если продукт взаимодействия выводится из реакционной среды:

CaCO₃ + 2NH₄Cl_con = CaCl₂ + 2NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O.

При нагревании данная соль разлагается:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ (t,^oС = 900 — 1000).

Пропускание диоксида углерода через раствор карбоната кальция приводит к образованию кислой соли – гидрокарбоната кальция:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ↔Ca(HCO₃)₂.

Применение карбоната кальция

Карбонат кальция нашел широкое применение в различных отраслях промышленности. Так, например, его используют в пищевой (добавка Е710 – белый краситель) и бумажной промышленности, при производстве полимеров, лакокрасочных материалов, бытовой химии и т.д.

Примеры решения задач

Карбонат кальция — хим. свойства и получение CHEMEGE.RU

Карбонат кальция CaCO₃ — соль кальция и угольной кислоты. Белый, при прокаливании разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением CO₂. Практически не растворяется в воде.

Относительная молекулярная масса M_r = 100,09; относительная плотность для тв. и ж. состояния d= 2,93; t_пл = 1242º C при избыточном давлении.

1. Карбонат кальция можно получить путем взаимодействия хлорида кальция и карбоната кальция, образуется карбонат кальция и хлорид натрия:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

2. В результате взаимодействия при комнатной температуре оксида кальция и углекислого газа происходит образование карбоната кальция:

CaO + CO₂ = CaCO₃

3. Гидроксид кальция вступает в взаимодействие с углекислым газом и образует карбонат кальция и воду:

Ca(OH)₂ + СO₂ = CaСO₃ + H₂O

Качественная реакция на карбонат кальция — взаимодействие его с раствором сильных кислот. В результате реакции происходит бурное выделение углекислого газа, образование которого можно проверить, если пропустить его через известковую воду, которая мутнеет из-за образования осадка:

1. При взаимодействии с хлороводородной кислотой, карбонат кальция образует хлорид кальция, углекислый газ и воду:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

1. Карбонат кальция разлагается при температуре выше 900 — 1200º С, с образованием оксида кальция и углекислого газа:

CaCO₃ = CaO + CO₂

2. Карбонат кальция вступает в реакцию со многими сложными веществами:

2.1. Карбонат кальция реагирует с оксидами:

2. 1.1. Карбонат лития вступает в взаимодействие с оксидом кремния при 800º С и образует на выходе силикат кальция и углекислый газ:

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂

2.2. Карбонат кальция реагирует с кислотами:

2.2.1.  При взаимодействии с разбавленной хлороводородной кислотой карбонат кальция образует хлорид кальция, углекислый газ и воду:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

2.2.2. Карбонат кальция  реагирует с разбавленной плавиковой кислотой. Взаимодействие карбоната кальция с плавиковой кислотой приводит к образованию фторида кальция, воды и углекислого газа:

CaCO₃ + 2HF = CaF₂↓ + CO₂↑ + H₂O

2. 2.3. Карбонат кальция взаимодействует с сероводородной кислотой при 900º С и образует сульфид кальция, воду и углекислый газ:

CaCO₃ + H₂S = CaS + H₂O + CO₂

3. Карбонат кальция реагирует с простыми веществами:

3.1. Карбонат кальция при 800 — 850º С вступает в реакцию с углеродом (коксом) образуя оксид кальция и угарный газ:

CaCO₃ + C = CaO + 2CO

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

Химия карбонатов — Science Learning Hub

Добавить в коллекцию

Карбонат кальция является основным минеральным компонентом известняка. Его химические и физические свойства лежат в основе современного использования известняка, а также уникальных известняковых ландшафтов сельской местности.

Карбонат кальция – минеральные формы

Основным минеральным компонентом известняка является кристаллическая форма карбоната кальция, известная как кальцит. Хотя кристаллы кальцита принадлежат к тригональной кристаллической системе, показанной ниже, встречается большое разнообразие форм кристаллов.

Одиночные кристаллы кальцита обладают оптическим свойством, называемым двойным лучепреломлением (двойное лучепреломление). Это сильное двойное лучепреломление приводит к тому, что объекты, рассматриваемые через чистый кусок кальцита, кажутся двойными.

Другая минеральная форма карбоната кальция называется арагонит. Его кристаллическая решетка отличается от кальцита, что приводит к другой форме кристаллов – орторомбической системе с игольчатыми кристаллами.

Растворимость

Карбонат кальция имеет очень низкую растворимость в чистой воде (15 мг/л при 25°C), но в дождевой воде, насыщенной углекислым газом, его растворимость увеличивается за счет образования более растворимого бикарбоната кальция. Карбонат кальция необычен тем, что его растворимость увеличивается при понижении температуры воды.

Повышенная растворимость карбоната кальция в дождевой воде, насыщенной углекислым газом, является движущей силой эрозии известняковых пород, приводящей к образованию в течение длительных периодов времени каверн, пещер, сталагмитов и сталактитов. Дождевая вода слабокислая, и когда она встречается с известняком, часть карбоната кальция вступает в реакцию с образованием раствора бикарбоната кальция.

СаСО 3 ( с )	+	CO 2 ( g )	+	H 2 O( l )	→	Ca(HCO 3 ) 2 ( aq )
В течение длительного времени дождевая вода растворяет часть известняка, создавая подземные каверны и пещеры. Образование сталактитов и сталагмитов, по сути, представляет собой обратный процесс растворения, поскольку богатая бикарбонатом вода, капающая с потолка пещеры, частично испаряется, оставляя после себя отложения карбоната кальция.
Ca(HCO 3 ) 2 ( aq )	→	CaCO 3 ( s )	+	CO 2 ( G )	+	H 2 O ( L )

Укористое декорация

, когда нагревает выше 840 ° С. и оставляя после себя оксид кальция – белое твердое вещество.

Оксид кальция известен как известь и является одним из 10 основных химических веществ, ежегодно производимых путем термического разложения известняка.

Термическое разложение карбоната кальция с образованием извести является одной из старейших известных химических реакций. В течение нескольких тысяч лет известь использовалась в растворе (паста из извести, песка и воды) для склеивания камней друг с другом в зданиях, стенах и дорогах. Схватывание раствора включает несколько химических реакций.

First, the lime is ‘slaked’ by the water to produce calcium hydroxide (slaked lime

Over time, this reacts with carbon dioxide in the air to form crystals of карбонат кальция, который связывает песчинки вместе, образуя твердый материал, похожий на камень.0003

Reaction with acids

Как и все карбонаты металлов, карбонат кальция реагирует с кислыми растворами с образованием углекислого газа. Именно эта реакция отвечает за шипение известняка при попадании на его поверхность разбавленной соляной кислоты.

Limestone, which consists mostly of calcium carbonate , используется в сельском хозяйстве на протяжении веков. Его разбрасывают по полям для нейтрализации кислых соединений в почве и снабжения кальцием, который является важным питательным веществом для растений. Сегодня, в зависимости от требований к почве, фермеру доступны следующие варианты:

• Лайм — CAO
• Slaked Lime — CA (OH) ₂
• Смешенный чистый кальцитовый известняк — Caco ₃
• Доломитский из известняка — CAMG (CO ₃ ) ₂

9

2929292929292929292925925925925925925925925555555555555555555555555555555555555555555555555929н. антациды, содержащие небольшое количество карбоната кальция, используются при лечении «кислотного желудка». Происходящая химическая реакция включает нейтрализацию избытка кислоты карбонатом кальция. Такие бренды, как Quick-Eze и TUMS, содержат карбонат кальция в качестве «активного» ингредиента.

CaCO 3 ( s ) antacid

+

2HCl( aq ) stomach acid

→

CO 2 ( G ) +

→

H 2 O ( L )

+

CACL 2930331 () )

+

+

7 ()0003

Природа науки

Пытаясь понять мир вокруг нас, ученые часто ищут модели поведения, которые позволяют сформулировать общие правила или принципы. Однако бдительный ученый должен быть непредвзятым и знать, что всегда есть исключения из общего правила, например, когда растворимость карбоната кальция уменьшается с повышением температуры.

Опубликовано 10 октября 2012 г. Статьи Reference Hub

Перейти к полному глоссарию

Добавить 0 пунктов в коллекцию

1. + Создать новую коллекцию

Скачать 0 пунктов

Скачать All

Calcium_carbonate

3 CARBIUMATE.
Другие названия	Известняк; кальцит; арагонит; мел; мрамор
Идентификаторы
CAS-номер	471-34-1
Недвижимость
Молекулярная формула	CaCO 3
Молярная масса	100,087 г/моль
Внешний вид	Белый порошок.
Плотность	2,83 г/см³, твердый.
Температура плавления	825 °С
Точка кипения	Разлагается
Растворимость в воде	Нерастворимый
Структура
Молекулярная форма	Линейный
Опасности
Основные опасности	Не опасен.
Фразы риска	Р36, Р37, Р38
S-фразы	С26, С36
Температура вспышки	Невоспламеняющийся.
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 °C, 100 кПа) Заявление об ограничении ответственности и ссылки на информацию

Карбонат кальция представляет собой химическое соединение с химической формулой CaCO ₃ . Это обычное вещество, встречающееся в виде камня во всех частях мира, и является основным компонентом раковин морских организмов, улиток и яичной скорлупы. Карбонат кальция является активным ингредиентом сельскохозяйственной извести и обычно является основной причиной жесткости воды. Он обычно используется в медицине в качестве добавки кальция или антацида.

Дополнительные рекомендуемые знания

Содержимое 1 Возникновение 2 Химические свойства 3 Подготовка 4 варианта использования 4.1 Промышленное применение 4.2 Применение для здоровья и диеты 4.3 Экологические применения 5 Равновесие прокаливания 6 Растворимость 6.1 С переменным давлением CO2 6.2 С переменным pH 6.3 Растворимость в растворе сильной или слабой кислоты 7 См. также 8 Каталожные номера

Возникновение

Карбонат кальция встречается в природе в виде следующих минералов и горных пород:

• Арагонит
• Кальцит
• ватерит или (μ-CaCO ₃ )
• Мел
• Известняк
• Мрамор
• Травертин

Чтобы проверить, содержит ли минерал или горная порода карбонат кальция, к ним можно добавить сильные кислоты, такие как соляная кислота. Если образец содержит карбонат кальция, он будет шипеть и выделять углекислый газ и воду. Слабые кислоты, такие как уксусная кислота, будут реагировать, хотя и менее энергично. Все камни/минералы, упомянутые выше, реагируют с кислотой.

Химические свойства

См. также: Карбонат

Карбонат кальция обладает типичными свойствами других карбонатов. В частности:

1. реагирует с сильными кислотами с выделением углекислого газа:
   CaCO ₃ + 2HCl → CaCl ₂ + CO ₂ + H ₂ O
2. выделяет диоксид углерода при нагревании (до температуры выше 840 °C в случае CaCO ₃ ) с образованием оксида кальция, обычно называемого негашеной известью:
   CaCO ₃ → CaO + CO ₂

Карбонат кальция реагирует с водой, насыщенной диоксидом углерода, с образованием растворимого бикарбоната кальция.

CaCO ₃ + CO ₂ + H ₂ O → Ca(HCO ₃ ) ₂

Эта реакция воды играет важную роль в эрозии твердых карбонатов и приводит к образованию каверн во многих регионах.

Подготовка

Подавляющее большинство карбоната кальция, используемого в промышленности, добывается при добыче полезных ископаемых. Чистый карбонат кальция (например, для пищевых или фармацевтических целей) может быть получен из чистого источника (обычно мрамора).

Альтернативно, оксид кальция получают прокаливанием неочищенного карбоната кальция. Добавляют воду, чтобы получить гидроксид кальция, и через этот раствор пропускают диоксид углерода для осаждения желаемого карбоната кальция, называемого в промышленности осажденным карбонатом кальция (ОКК): ^[1]

CaCO ₃ → CaO + CO ₂

CaO + H ₂ O → Ca(OH) ₂

Ca(OH) 2 CO 2 CO 9000

9 3 + Н ₂ О

Использование

Промышленное применение

В основном карбонат кальция используется в строительной отрасли либо в качестве самостоятельного строительного материала (например, мрамора), либо известнякового заполнителя для дорожного строительства, либо в качестве компонента цемента, либо в качестве исходного материала для получения строительной извести путем обжига. в печи.

Карбонат кальция также используется при очистке железа из железной руды в доменной печи. Карбонат кальция кальцинированный in situ с получением оксида кальция, который образует шлак с различными присутствующими примесями и отделяется от очищенного железа. ^[2]

Карбонат кальция широко используется в качестве наполнителя в красках, ^[3] , в частности, в матовых эмульсионных красках, где обычно 30% по весу краски составляют либо мел, либо мрамор.

Карбонат кальция также широко используется в качестве наполнителя в пластмассах. ^[3] Некоторые типичные примеры включают от 15 до 20% содержания мела в дренажной трубе из НПВХ, от 5 до 15% содержания мела или мрамора, покрытых стеаратом, в оконном профиле из НПВХ. Мелкоизмельченный карбонат кальция является важным ингредиентом микропористой пленки, используемой в детских подгузниках и некоторых строительных пленках, поскольку поры зарождаются вокруг частиц карбоната кальция во время изготовления пленки путем двухосного растяжения.

Карбонат кальция также используется в широком спектре клеев, герметиков и декоративных наполнителей, используемых в торговле и домашнем хозяйстве. ^[3] Клеи для керамической плитки обычно содержат от 70 до 80% известняка. Декоративные заполнители трещин содержат аналогичные уровни мрамора или доломита. Его также смешивают с замазкой при установке витражей и в качестве резиста, чтобы предотвратить прилипание стекла к полкам печи при обжиге глазурей и красок при высокой температуре.

Карбонат кальция известен как путассу в керамике/глазури, ^[3] , где он используется в качестве обычного ингредиента для многих глазурей в форме белого порошка. Когда глазурь, содержащую этот материал, обжигают в печи, белила действуют как флюс в глазури.

В Северной Америке карбонат кальция начал заменять каолин при производстве глянцевой бумаги. В Европе это практикуется как щелочное производство бумаги или бескислотное производство бумаги в течение нескольких десятилетий. Карбонаты доступны в формах: молотый карбонат кальция (GCC) или осажденный карбонат кальция (PCC). Последний имеет очень мелкий и контролируемый размер частиц, порядка 2 микрометров в диаметре, пригодный для покрытий для бумаги.

Используется в плавательных бассейнах в качестве корректора pH для поддержания «буфера» щелочности для компенсации кислотных свойств дезинфицирующего средства.

Его обычно называют мелом, так как он является основным компонентом мела для школьной доски. Мел может состоять либо из карбоната кальция, либо из гипса, гидратированного сульфата кальция CaSO ₄ ·2H ₂ O.

Применение для здоровья и диеты

Карбонат кальция широко используется в медицине в качестве недорогой пищевой добавки кальция или антацида. ^[4] Может применяться в качестве фосфатсвязывающего средства для лечения гиперфосфатемии (в первую очередь у больных с хронической почечной недостаточностью), когда карбонат лантана не назначается. Он также используется в фармацевтической промышленности в качестве инертного наполнителя для таблеток и других фармацевтических препаратов. ^[5]

В качестве пищевой добавки он используется в некоторых продуктах из соевого молока в качестве источника диетического кальция; одно исследование приходит к выводу, что карбонат кальция так же биодоступен, как обычное коровье молоко. ^[6]

Экологические приложения

В 1989 году исследователь Кен Симмонс внес CaCO ₃ в реку Уетстоун-Брук в штате Массачусетс. ^[7] Он надеялся, что карбонат кальция нейтрализует кислоту в ручье от кислотных дождей и спасет форель, которая перестала нереститься. Хотя его эксперимент удался, он увеличил количество ионов алюминия в той части ручья, которая не была обработана известняком. Это показывает, что CaCO ₃ можно добавить для нейтрализации воздействия кислотных дождей на речные экосистемы. В настоящее время карбонат кальция используется для нейтрализации кислых условий как в почве, так и в воде. ^{[8] [9]}

Равновесие прокаливания

Равновесное давление CO 2 над CaCO 3 [10]
550 °C	0,055 кПа
587 °С	0,13 кПа
605°С	0,31 кПа
680 °С	1,80 кПа
727 °С	5,9 кПа
748 °С	9,3 кПа
777 °С	14 кПа
800 °С	24 кПа
830 °С	34 кПа
852 °С	51 кПа
871 °С	72 кПа
881 °С	80 кПа
891 °С	91 кПа
898 °С	101 кПа
937 °С	179 кПа
1082 °С	901 кПа
1241 °С	3961 кПа

Прокаливание известняка с использованием древесного угля для производства негашеной извести практикуется с древних времен культурами всего мира. Температура, при которой известняк дает оксид кальция, обычно составляет 825 ° C, но указание абсолютного порога вводит в заблуждение. Карбонат кальция существует в равновесии с оксидом кальция и углекислым газом при любой температуре. При каждой температуре существует парциальное давление углекислого газа, которое находится в равновесии с карбонатом кальция. При комнатной температуре равновесие преимущественно благоприятствует карбонату кальция, потому что равновесие CO ₂ давление составляет лишь небольшую часть парциального давления CO ₂ в воздухе, которое составляет около 0,035 кПа.

При температуре выше 550 °C равновесное давление CO ₂ начинает превышать давление CO ₂ в воздухе. Таким образом, при температуре выше 550 ° C карбонат кальция начинает выделять CO ₂ в воздух. Но в угольной печи концентрация CO ₂ будет намного выше, чем в воздухе. Действительно, если весь кислород в печи израсходован в огне, то парциальное давление СО ₂ в печи может достигать 20 кПа.

Таблица показывает, что это равновесное давление не достигается до тех пор, пока температура не достигнет почти 800 °C. Чтобы дегазация CO ₂ из карбоната кальция происходила с экономически целесообразной скоростью, равновесное давление должно значительно превышать давление окружающей среды CO ₂ . А чтобы это произошло быстро, равновесное давление должно превышать общее атмосферное давление в 101 кПа, что и происходит при 898 °С.


Растворимость

С переменным давлением CO

₂

Растворимость ионов кальция в зависимости от CO 2 парциальное давление при 25 °C
(атм)	р Н	[Ca 2+ ] (моль/л)
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

Calcium carbonate is poorly растворим в чистой воде. Равновесие его раствора задается уравнением (с растворенным карбонатом кальция справа):

​​

​​

CaCO 3 ⇋ Ca 2+ + CO 3 2–

K sp = 3.7×10 –9 to 8.7×10 –9 при 25°С

, где продукт растворимости для [CA ²⁺ ] [CO ₃ ^2–] дается в любом месте от K _SP = 3,77 × ^{до до до до до до до до до до до до до до до до — ]. К _sp = 8,7×10 –9 при 25 °C, в зависимости от источника данных. [11] [10] Это уравнение означает, что произведение молярной концентрации ионов кальция (молей растворенного Ca 2+ на литр раствора) на молярную концентрацию растворенного CO ₃ 2 – не может превышать значение K _sp . Однако это, казалось бы, простое уравнение растворимости следует рассматривать вместе с более сложным уравнением равновесия углекислого газа с водой (см. Угольную кислоту). Некоторые из CO ₃ 2– сочетается с H + в растворе согласно:}

HCO 3 – ⇋ H + + CO 3 2–

К a2 = 5,61×10 –11 при 25 °C

HCO ₃ ^– известен как ион бикарбоната. Гидрокарбонат кальция во много раз лучше растворим в воде, чем карбонат кальция, — он действительно существует 9. 0649 только в растворе.

Некоторые из HCO ₃ ^– смешиваются с H ⁺ в растворе согласно:

H 2 CO 3 ⇋ H + + HCO 3 –

К a1 = 2,5×10 –4 при 25 °C

Некоторые из H ₂ CO ₃ распадаются на воду и растворенный диоксид углерода в соответствии с:

H 2 O + CO 2 (растворенный) ⇋ H 2 CO 3

К ч = 1,70×10 –3 при 25°С

А растворенный диоксид углерода находится в равновесии с атмосферным диоксидом углерода согласно:

где k H = 29,76 атм/(моль/л) при 25 °C (константа Генри), являющаяся CO 2 парциальное давление.

Для окружающего воздуха составляет около 3,5×10 ^–4 атмосфер (или эквивалентно 35 Па). Последнее вышеприведенное уравнение фиксирует концентрацию растворенного CO ₂ как функцию независимо от концентрации растворенного CaCO ₃ . При атмосферном парциальном давлении СО ₂ концентрация растворенного СО ₂ составляет 1,2×10 ^{–5 моль/л. Уравнение перед этим фиксирует концентрацию H ₂ CO ₃ в зависимости от [CO ₂ ]. Для [CO ₂ ]=1,2×10 –5 это дает [H ₂ CO ₃ ]=2,0×10 –8 молей на литр. Когда известно [H ₂ CO ₃ ], оставшиеся три уравнения вместе с}


H 2 O ⇋ H + + OH –

K = 10 °C 90 – 19900

(что верно для всех водных растворов), и тот факт, что раствор должен быть электрически нейтральным,

2 [CA ²⁺ ] + [H ⁺ ] = [HCO ₃ ^— ] + 2 [CO ₃ ^2–] + [OH ^–3030 2 ^2–] + [OH ₃ ^2–] + [OH ₃ ^2–] + [OH ₃ ^2–] + [OH ₃ ^2–] + 2 [CO ₃ ^2–] + 2 [CO ₃ ^2–] + 2

позволяют одновременно решить оставшиеся пять неизвестных концентраций (обратите внимание, что приведенная выше форма уравнения нейтральности действительна только в том случае, если карбонат кальция контактировал с чистая вода или раствор с нейтральным рН; в случае, когда рН исходного водного растворителя не является нейтральным, уравнение модифицируется).

В таблице справа показан результат для [Ca ²⁺ ] и [H ⁺ ] (в форме p H ) в зависимости от парциального давления окружающей среды CO ₂ ( K _sp = 4,47×10 ⁻⁹ . При атмосферном уровне окружающего CO ₂ в таблице указано, что раствор будет слегка щелочным. Тенденции, показанные в таблице,

1) По мере снижения парциального давления окружающей среды CO ₂ ниже атмосферного уровня раствор становится все более и более щелочным. При чрезвычайно низком растворенном CO ₂ , бикарбонат-ион и карбонат-ион в значительной степени испаряются из раствора, оставляя сильнощелочной раствор гидроксида кальция, который более растворим, чем CaCO ₃ .

2) По мере увеличения парциального давления CO ₂ выше атмосферного, pH падает, и большая часть карбонат-иона превращается в бикарбонат-ион, что приводит к повышению растворимости Ca ²⁺ .

Действие последнего особенно заметно в повседневной жизни людей с жесткой водой. Вода в подземных водоносных горизонтах может подвергаться воздействию уровней CO ₂ , намного превышающих атмосферные. Поскольку такая вода просачивается через карбонатно-кальциевую породу, CaCO ₃ растворяется в соответствии со второй тенденцией. Когда эта же вода течет из-под крана, со временем она приходит в равновесие с уровнями CO ₂ в воздухе, выделяя избыток CO ₂ . В результате карбонат кальция становится менее растворимым, а его избыток осаждается в виде известкового налета. Этот же процесс отвечает за образование сталактитов и сталагмитов в известняковых пещерах.

Две гидратированные фазы карбоната кальция, моногидрокальцита, CaCO ₃ ·H ₂ O, и икаита, CaCO ₃ ·6H ₂ O]], могут осаждаться из воды в условиях окружающей среды и сохраняться в виде метастабильных фаз.

С переменным p

H

Рассмотрим теперь задачу о максимальной растворимости карбоната кальция в нормальных атмосферных условиях ( = 3,5 · 10 ⁻⁴ атм) при корректировке p H раствора. Это имеет место, например, в случае плавательного бассейна, где p H поддерживается между 7 и 8 (путем добавления NaHSO ₄ для уменьшения p H или NaHCO ₃ для его увеличения). Из приведенных выше уравнений для произведения растворимости, реакции гидратации и двух кислотных реакций следующее выражение для максимума [Ca ²⁺ ] можно легко вывести:

, показывающий квадратичную зависимость в [H ⁺ ]. Численное приложение с указанными выше значениями констант дает

р Н		7,0	7.2	7.4	7,6	7,8	8,0	8.2	8,27	8.4
[Ca 2+ ] макс. (10 -4 моль/л или °F)		1590	635	253	101	40,0	15,9	6,35	4,70	2,53
[Ca 2+ ] макс. (мг/л)		6390	2540	1010	403	160	63,9	25,4	18,9	10.1

Комментарии:

• уменьшение p H с 8 до 7 увеличивает максимальную концентрацию Ca ²⁺ в 100 раз
• обратите внимание, что концентрация Ca ²⁺ из предыдущей таблицы восстановлена ​​для p H = 8,27
• поддержание p H на уровне 7,4 в плавательном бассейне (что дает оптимальное соотношение HClO/OCl ⁻ в случае поддержания «хлора») приводит к максимальной концентрации Ca ²⁺ 1010 мг/л. Это означает, что последовательные циклы испарения воды и частичного обновления могут привести к получению очень жесткой воды до содержания CaCO 9.0029 3 осадки. Добавление секвестранта кальция или полное обновление воды решит проблему.

Растворимость в растворе сильной или слабой кислоты

Растворы сильных (HCl) или слабых (уксусная, фосфорная) кислот имеются в продаже. Они обычно используются для удаления известковых отложений. Максимальное количество CaCO ₃ , которое может быть «растворено» одним литром раствора кислоты, можно рассчитать, используя приведенные выше уравнения равновесия.

• В случае сильной монокислоты с уменьшением концентрации [A] = [A ⁻ ] получаем (при молярной массе CaCO ₃ = 100 г):

[А] (моль/л)		1	10 −1	10 −2	10 −3	10 −4	10 −5	10 −6	10 −7	10 −10
Исходный p H		0,00	1,00	2,00	3,00	4,00	5,00	6,00	6,79	7,00
Конечный стр Н		6,75	7,25	7,75	8,14	8,25	8,26	8,26	8,26	8. 277
Растворенный CaCO 3 (г на литр кислоты)		50.0	5.00	0.514	0.0849	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

, где начальное состояние – кислый раствор без Ca ²⁺ (без учета возможного растворения CO ₂ ), а конечное состояние – раствор с насыщенным Ca ²⁺ . Для концентраций сильных кислот все виды имеют незначительную концентрацию в конечном состоянии по отношению к Ca ²⁺ и A ⁻ , так что уравнение нейтральности сводится приблизительно к 2[Ca ²⁺ ] = [A ⁻ ], что дает . Когда концентрация уменьшается, [HCO ₃ ⁻ ] становится непренебрежимо малым, так что предыдущее выражение становится недействительным. Для исчезающих концентраций кислоты мы восстанавливаем конечный p H и растворимость CaCO ₃ в чистой воде.

• В случае слабой монокислоты (здесь мы берем уксусную кислоту с р K _A = 4,76) с уменьшением концентрации [A] = [A ⁻ ]+[AH], получаем:

[А] (моль/л)		1	10 −1	10 −2	10 −3	10 −4	10 −5	10 −6	10 −7	10 −10
Исходный p H		2,38	2,88	3,39	3,91	4,47	5,15	6,02	6.79	7,00
Конечный стр Н		6,75	7,25	7,75	8,14	8,25	8,26	8,26	8,26	8.277
CaCO растворенный 3 (г на литр кислоты)		49. 5	4,99	0,513	0,0848	0,0504	0,0474	0,0471	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0470	0,0471	0,0470	0,0471

Мы видим, что при одинаковой общей концентрации кислоты начальный p H слабой кислоты меньше, чем p сильной кислоты; однако максимальное количество CaCO ₃ , которое может быть растворено, примерно такое же. Это связано с тем, что в конечном состоянии p H больше, чем p K _A , так что слабая кислота почти полностью диссоциирует, давая в конце столько же ионов H ⁺ , сколько и сильная кислота, чтобы «растворить» карбонат кальция.

• Расчет в случае фосфорной кислоты (которая наиболее широко используется в бытовых целях) более сложен, так как концентрации четырех состояний диссоциации, соответствующих этой кислоте, должны рассчитываться вместе с [HCO ₃ ⁻ ] , [СО ₃ ^2- ], [Ca ²⁺ ], [H ⁺ ] и [OH ^— ]. Систему можно свести к уравнению седьмой степени относительно [H ⁺ ], численное решение которого дает

[А] (моль/л)		1	10 −1	10 -2	10 -3	10 -4	10 –5	10 –5	10 –5	10 — 5 — 4	.0701	10 −10
Исходный p H		1,08	1,62	2,25	3,05	4,01	5,00	5,97	6,74	7,0077
Конечный стр Н		6.71	7,17	7,63	8,06	8,24	8,26	8,26	8,26	8.277
Растворенный CaCO 3 (г на литр кислоты)		62,0	7,39	0,874	0,123	0,0536	0,0477	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	0,0471	.