Le carbonate de calcium

Le carbonate de calcium
Autres noms Calcaire; calcite ; aragonite; craie; marbre
Identificateurs
Numéro CAS	471-34-1
Propriétés
Formule moléculaire	CaCO 3
Masse molaire	100,087 g / mol
Apparence	Poudre blanche.
Densité	2,83 g / cm³, solide.
Point de fusion	825 ° C
Point d'ébullition	Décompose
Solubilité dans l'eau	Insoluble
Structure
Forme moléculaire	Linéaire
Risques
Phrases-R	R36, R37, R38
Phrases S	S26, S36
Principal dangers	Non dangereux.
Point d'éclair	Ininflammable.
Sauf indication contraire, les données sont données pour le matériel dans leur état standard (à 25 ° C, 100 kPa)
Références d'Infobox

Le carbonate de calcium est un composé chimique , à la formule chimique Ca C O _3. Ce est une substance commune constaté que la roche dans toutes les parties du monde, et est la principale composante de coquilles des organismes marins, escargots, et coquilles d'œufs. Le carbonate de calcium est l'ingrédient actif dans agricole de la chaux, et est généralement la principale cause de l'eau dure. Il est couramment utilisé en médecine comme le calcium ou comme un complément antiacide.

Occurrence

Le carbonate de calcium se trouve naturellement que les suivantes minéraux et roches:

• Aragonite
• Calcite
• Ou vatérite (μ-CaCO ₃₎
• Craie
• Calcaire
• Marbre
• Travertin

Pour tester si un minéral ou roche contient du carbonate de calcium, des acides forts, tels que l'acide chlorhydrique , peut être ajouté. Si l'échantillon contient du carbonate de calcium, il fizz et produire du dioxyde de carbone et eau. Les acides faibles tels que l'acide acétique réagissent, mais moins vigoureusement. Toutes les roches / minéraux mentionnés ci-dessus vont réagir avec de l'acide.

Propriétés chimiques

Le carbonate de calcium part les propriétés typiques d'autres carbonates. Notamment:

1. il réagit avec les acides forts, libérant du dioxyde de carbone:
   CaCO ₃ + 2HCl → CaCl ₂ + CO ₂ + H ₂ O
2. il libère du dioxyde de carbone en chauffant (à 840 ° C au-dessus dans le cas de CaCO _3), pour former oxyde de calcium, communément appelée la chaux vive:
   CaCO ₃ → CaO + CO ₂

Le carbonate de calcium réagit avec l'eau qui est saturé avec du dioxyde de carbone pour former le soluble bicarbonate de calcium.

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

Cette réaction est importante dans l' érosion de roches carbonatées, formant des cavernes , et conduit à l'eau dure dans de nombreuses régions.

Préparation

La grande majorité de carbonate de calcium utilisé dans l'industrie est extrait par mines ou les carrières. Le carbonate de calcium pur (par exemple pour une utilisation pharmaceutique ou alimentaire), peut être produit à partir d'une source de carrière pur (généralement de marbre).

Alternativement, l'oxyde de calcium est préparé par calcination de carbonate de calcium brut. De l'eau est ajoutée pour donner l'hydroxyde de calcium et le dioxyde de carbone est passé à travers cette solution pour faire précipiter le carbonate de calcium désiré, appelé dans l'industrie comme le carbonate de calcium précipité (PCC):

CaCO ₃ → CaO + CO ₂

CaO + H ₂ O → Ca (OH) ₂

Ca (OH) ₂ + CO ₂ → CaCO ₃ + H ₂ O

Utilisations

Applications industrielles

La principale utilisation de carbonate de calcium se trouve dans le secteur de la construction, soit en tant que matériau de construction à part entière (par exemple, marbre) ou granulats calcaires pour la construction de routes ou comme ingrédient de ciment ou comme matière de départ pour la préparation de la chaux du générateur par la combustion dans un four.

Le carbonate de calcium est également utilisée dans la purification du fer à partir de minerai de fer dans un haut-fourneau. Le carbonate de calcium est calciné in situ pour donner l'oxyde de calcium, qui forme un laitier avec différentes impuretés présentes, et se sépare du fer purifié.

Le carbonate de calcium est largement utilisé comme diluant dans les peintures, en particulier de la peinture en émulsion mate où typiquement 30% en poids de la peinture est soit la craie ou le marbre.

Le carbonate de calcium est aussi largement utilisé comme charge dans les matières plastiques. Quelques exemples typiques comprennent de 15 à 20% de charge de craie dans le tuyau de vidange PVC, 5 à 15% de charge de craie revêtu de stéarate ou marbre dans PVC profil de fenêtre. Beaux carbonate de calcium broyé est un ingrédient essentiel dans le film microporeux utilisé chez les bébés » des films et des couches de construction que les pores sont nucléés autour des particules de carbonate de calcium lors de la fabrication du film par étirage biaxial. Il a également été mélangé avec de l'ABS, et d'autres ingrédients, pour former certains types de moulage par compression "argile" jetons de poker.

Le carbonate de calcium est aussi utilisé dans un large éventail de commerce et de bricolage adhésifs, de mastics, et des charges de décoration. Adhésifs pour carreaux de céramique contiennent typiquement 70 à 80% de calcaire. Décoration charges de crack contiennent des niveaux similaires de marbre ou de dolomite. Il est également mélangé avec du mastic dans la mise en vitraux des fenêtres, et comme un résister à empêcher le verre de coller à étagères du four lors de la cuisson des émaux et des peintures à haute température.

Le carbonate de calcium est connu comme merlan dans céramiques / applications de vitrage, où il est utilisé comme un ingrédient commun pour de nombreux glacis dans sa forme de poudre blanche. Quand une glaçure contenant ce matériau est cuite dans un four, le merlan agit comme un matériau de flux dans la glaçure.

En Amérique du Nord, le carbonate de calcium a commencé à remplacer kaolin dans la production de papier glacé. L'Europe a été la pratique de ce papier que alcaline ou la fabrication du papier sans acide pour quelques décennies. Les carbonates sont disponibles sous des formes: carbonate de calcium broyé (GCC) ou de carbonate de calcium précipité (PCC). Ce dernier a une taille très fine et contrôlée, de l'ordre de 2 micromètres de diamètre, utiles dans des revêtements pour papier.

Utilisé dans les piscines comme un correcteur de pH pour maintenir l'alcalinité "tampon" pour compenser les propriétés acides de l'agent désinfectant.

Il est communément appelé craie comme cela a été une composante majeure de craie. Craie peut consister en du carbonate de calcium ou le gypse hydraté du sulfate de calcium CaSO ₄ · 2H ₂ O.

applications de santé et diététiques

500 milligrammes de calcium suppléments à base de carbonate de calcium

Le carbonate de calcium est largement utilisé en médecine comme un supplément de calcium alimentaire ou peu coûteux antiacide. Il peut être utilisé en tant que liant phosphate pour le traitement de hyperphosphatémie (principalement chez les patients souffrant insuffisance rénale chronique) lorsque le carbonate de lanthane ne est pas prescrite. Il est également utilisé dans l'industrie pharmaceutique en tant que charge inerte pour Les comprimés et autres produits pharmaceutiques. Le carbonate de calcium est également utilisée en homéopathie. Il est l'un des recours constitutionnels.

Comme un additif alimentaire, il est utilisé dans certaines des produits de lait de soja en tant que source de calcium alimentaire; une étude conclut que le carbonate de calcium est tel que biodisponible que le calcium dans le lait de vache normal.

Applications écologiques

En 1989, un chercheur, Ken Simmons, introduit dans le _CaCO3 Whetstone Brook dans le Massachusetts. Son espoir était que le carbonate de calcium serait contrer l'acide dans le courant de la pluie acide et de sauver la truite qui avait cessé pour frayer. Bien que son expérience a été un succès, il l'a fait augmenter les quantités d'ions aluminium dans la région du ruisseau qui n'a pas été traité avec le calcaire. Cela montre que CaCO ₃ peut être ajouté pour neutraliser les effets des pluies acides dans la rivière écosystèmes. Actuellement carbonate de calcium est utilisé pour neutraliser des conditions acides dans le sol et l'eau.

Calcination équilibre

Calcination du calcaire en utilisant les feux de charbon de bois pour produire la chaux vive a été pratiqué depuis l'antiquité par les cultures du monde entier. La température à laquelle l'oxyde rendements de calcaire de calcium est généralement donné comme 825 ° C, mais indiquant un seuil absolu est trompeuse. Le carbonate de calcium existe en équilibre avec de l'oxyde de calcium et du dioxyde de carbone à une température quelconque. A chaque température, il se agit d'un pression partielle de dioxyde de carbone qui est en équilibre avec du carbonate de calcium. A température ambiante favorise massivement l'équilibre carbonate de calcium, parce que le CO ₂ pression d'équilibre ne est qu'une infime partie de la pression partielle de CO ₂ dans l'air, qui est d'environ 0,035 k Pa.

Aux températures supérieures à 550 ° C, la pression de CO ₂ à l'équilibre commence à dépasser la pression de CO ₂ dans l'air. Donc, au-dessus de 550 ° C, le carbonate de calcium commence à dégazer le CO ₂ dans l'air. Mais dans un four tiré du charbon, la concentration de CO ₂ sera beaucoup plus élevée que dans l'air. En effet, si tout l'oxygène dans le four est consommée dans le feu, la pression partielle de CO ₂ dans le four peut être aussi élevée que 20 k Pa.

Le tableau montre que cette pression d'équilibre ne est pas atteint tant que la température est près de 800 ° C. Pour le dégazage du CO ₂ à partir de carbonate de calcium se produise à un rythme économiquement utile, la pression d'équilibre doit être supérieure à la pression ambiante de manière significative de CO _2. Et pour que cela se produise rapidement, la pression d'équilibre doit être supérieure à la pression atmosphérique total de 101 k Pa, ce qui arrive à 898 ° C.

Solubilité

Avec varier la pression de CO ₂

solubilité d'ions de calcium en fonction du CO 2 pression partielle à 25 ° C
(Atm)	p H	[Ca2 +] (mol / L)
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

Le carbonate de calcium est faiblement soluble dans l'eau pure. L'équilibre de la solution est donnée par l'équation (avec du carbonate de calcium dissous à droite):

CaCO3 ⇋ Ca 2+ + CO 3 2-

K sp = 3,7 × 10 -9 à 8,7 × 10 -9 à 25 ° C

où le produit de solubilité de [Ca2 ^+] [CO ₃ ^2-] est donnée à partir de ne importe où K _sp = 3,7 × 10 ^-9 à K _sp = 8,7 × 10 ^-9 à 25 ° C, en fonction de la source de données. Signification de l'équation, ce est que le produit de la concentration molaire des ions calcium ( moles de Ca ²⁺ dissous par litre de solution) avec la concentration molaire de CO ₃ ^2- dissous ne peut pas dépasser la valeur de K _sp. Cette équation de solubilité apparemment simple, cependant, doit être pris avec l'équilibre plus complexe de dioxyde de carbone avec de l'eau (voir l'acide carbonique). Une partie du CO ₃ ^2- combine avec H ⁺ dans la solution en fonction de:

HCO 3 - ⇋ H + + CO 3 2-

K a2 = 5,61 × 10 -11 à 25 ° C

HCO ₃ ^- est connue comme la ion bicarbonate. Le bicarbonate de calcium est beaucoup plus soluble dans l'eau que le carbonate de calcium - en fait elle ne existe que dans la solution.

Une partie du HCO ₃ ^- se combine avec H ⁺ en solution en fonction de:

H 2 CO 3 ⇋ H + + HCO 3 -

K a1 = 2,5 × 10 -4 à 25 ° C

Une partie de l'H ₂ CO ₃ se décompose en eau et en dioxyde de carbone dissous en fonction de:

H 2 O + CO 2 (dissous) ⇋ H 2 CO 3

K h = 1,70 × 10 -3 à 25 ° C

Et de dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec l'atmosphère de dioxyde de carbone selon:

où k H = 29,76 atm / (mol / L) à 25 ° C ( Constante de Henry), étant la pression partielle de CO 2.

Pour l'air ambiant, est d'environ 3,5 × 10 ^-4 atmosphères (ou équivalente 35 Pa). La dernière équation ci-dessus corrige la concentration de CO ₂ dissous en fonction de , Indépendant de la concentration en CaCO ₃ dissous. A la pression atmosphérique partielle de CO _2, CO ₂ dissous concentration est de 1,2 × 10 ^-5 moles / litre. L'équation avant qui fixe la concentration de H ₂ CO ₃ en fonction de [CO _2]. Pour [CO _2] = 1,2 x 10 ^-5, il en résulte [H ₂ CO _3] = 2,0 x 10 ^-8 mole par litre. Lorsque [H ₂ CO _3] est connu, les trois équations restantes ensemble avec

H 2 O ⇋ H + + OH -

K = 10 -14 à 25 ° C

(Ce qui est vrai pour toutes les solutions aqueuses), et le fait que la solution doit être électriquement neutre,

2 ^[Ca2 *] + [H ^+] = [HCO ₃ ^-] 2 + [CO ₃ ^2-] + [OH ^-]

permettent de résoudre simultanément les cinq concentrations inconnues restantes (noter que le formulaire ci-dessus de l'équation de la neutralité ne est valable que si le carbonate de calcium a été mis en contact avec de l'eau pure ou avec une solution de pH neutre; dans le cas où l'eau de l'origine pH solvant ne est pas neutre, l'équation est modifiée).

Le tableau de droite montre le résultat de [Ca ^2+] et [H ^+] (sous la forme de p H) en fonction de la pression partielle ambiante de CO ₂ (K = 4,47 × _sp 10 ^-9 a été pris pour le calcul). Aux niveaux atmosphériques de CO ₂ ambiante le tableau indique la solution sera légèrement alcalin. Les tendances le montre le tableau sont

1) Comme CO ₂ ambiante pression partielle est réduite en dessous des niveaux atmosphériques, la solution devient de plus en plus alcalin. Au extrêmement faible , CO _2, l'ion bicarbonate, carbonate et d'ions dissous en grande partie l'évaporation de la solution, en laissant une solution fortement alcaline de l'hydroxyde de calcium, qui est plus soluble que le CaCO _3.

2) En ce qui ambiantes CO ₂ augmente la pression partielle ci-dessus à des niveaux atmosphérique, le pH diminue, et une grande partie de l'ion carbonate est convertie en ion bicarbonate, ce qui entraîne une plus grande solubilité de Ca ^2+.

L'effet de ce dernier est particulièrement évident dans la vie de tous les jours des gens qui ont l'eau dure. Eau dans les aquifères souterrains peut être exposé à des niveaux de CO ₂ beaucoup plus élevé que atmosphérique. Comme cette eau se infiltre dans le carbonate de calcium rock, _CaCO3 dissout selon la deuxième tendance. Lorsque cette même eau émerge alors du robinet, dans le temps, il entre en équilibre avec niveaux de CO ₂ dans l'air par dégazage son excès de CO _2. Le carbonate de calcium est moins soluble à la suite et l'excès précipite sous forme de tartre. Ce même processus est responsable de la formation de stalactites et stalagmites dans les grottes calcaires.

Deux phases hydratées de carbonate de calcium, monohydrocalcite, CaCO ₃ · H ₂ O et ikaite, CaCO ₃ · 6H ₂ O]], peut précipiter à partir de l'eau dans les conditions ambiantes et persistent comme des phases métastables.

Avec variant p H

Considérons maintenant le problème de la solubilité maximale du carbonate de calcium dans des conditions atmosphériques normales ( = 3,5 × 10 ^-4 atm) lorsque le p H de la solution est ajusté. Ce est par exemple le cas dans une piscine où le p H est maintenu entre 7 et 8 (par addition de NaHSO ₄ pour diminuer le p H de NaHCO ₃ ou de l'augmenter). De les équations ci-dessus pour le produit de solubilité, la réaction d'hydratation et les deux réactions acides, l'expression suivante pour le maximum [Ca ^2+] peuvent être facilement déduit:

montrant une dépendance quadratique de [H ^+]. L'application numérique avec les valeurs ci-dessus donne des constantes

Commentaires:

• diminuer le p H 8-7 augmente la concentration de Ca ²⁺ au maximum d'un facteur 100
• noter que la concentration de Ca ²⁺ de la table précédente est récupérée pour p H = 8,27
• gardant le p H à 7,4 dans une piscine (qui donne optimale HClO / OCl ^- rapport dans le cas de l'entretien "de chlore") se traduit par une concentration maximale Ca ²⁺ de 1010 mg / L. Cela signifie que des cycles successifs de l'évaporation partielle de l'eau et peuvent conduire à renouveler un très eau dure avant CaCO ₃ précipités. Ajout d'un séquestrant de calcium ou le renouvellement complet de l'eau permettra de résoudre le problème.

Solubilité dans une solution d'acide fort ou faible

Solutions de forte ( HCl ) ou faible ( acide acétique , phosphorique ) acides sont disponibles dans le commerce. Ils sont couramment utilisés pour supprimer les dépôts de calcaire. Le montant maximal de CaCO ₃ qui peuvent être "dissous" par un litre d'une solution acide peut être calculée en utilisant les équations d'équilibre ci-dessus.

• Dans le cas d'un monoacide fort avec la diminution de la concentration [A] = [A ^-], on obtient (avec CaCO ₃ masse molaire = 100 g):

où l'état initial est la solution acide sans Ca ²⁺ (ne tenant pas compte du possible dissolution du CO ₂₎ et l'état final est la solution saturée Ca ^2+. Pour les concentrations d'acide fort, toutes les espèces ont une concentration négligeable dans l'état final à l'égard de Ca2 ⁺ et A ^- sorte que l'équation de la neutralité réduit approximativement à 2 [Ca ^2+] = [A ^-] rendement . Lorsque la concentration diminue, [HCO ₃ ^-] devient non négligeable de sorte que l'expression précédente ne est plus valide. Pour des concentrations en acide de fuite, on retrouve le p H finale et la solubilité de CaCO ₃ dans de l'eau pure.

• Dans le cas d'un monoacide faible (ici nous prenons l'acide acétique avec le p K _A = 4,76) avec la diminution de la concentration [A] = [A ^-] + [H], on obtient:

On voit que pour la même concentration totale en acide, la p H initial de l'acide faible est moins acide que celui de l'acide fort; Toutefois, la quantité maximale de CaCO ₃ qui peuvent être dissoutes est approximativement la même. En effet, dans l'état final, le p H est plus grand que le p K _A, de sorte que l'acide faible est presque complètement dissocié, ce qui donne en fin de compte le plus grand nombre d'ions H ⁺ que l'acide fort pour "dissoudre" le carbonate de calcium.

• Le calcul dans le cas de l'acide phosphorique (qui est le plus largement utilisé pour des applications domestiques) est plus compliquée car les concentrations des quatre états de dissociation correspondant à cet acide doivent être calculés avec [HCO ₃ ^-], [CO ₃ ^2- ], [Ca ^2+], [H ^+] et [OH ^-]. Le système peut être réduit à une équation de degré septième de [H ^+] de la solution numérique qui donne des

où [A] = [H ₃ PO _4] + [H ₂ PO ₄ ^-] + [HPO ₄ ^2-] + [PO ₄ ^3-]. Nous voyons que l'acide phosphorique est plus efficace qu'un monoacide depuis au finale p pratiquement neutre H, la deuxième concentration dissociée de l'État [HPO ₄ ^2-] ne est pas négligeable (voir l'acide phosphorique ).