El carbonato de calcio es un compuesto químico con la fórmula Ca CO 3 . Es una sustancia común que se encuentra en rocas como los minerales calcita y aragonito (más notablemente como piedra caliza , que es un tipo de roca sedimentaria que consiste principalmente en calcita) y es el componente principal de cáscaras de huevo , caracoles , conchas marinas y perlas . El carbonato de calcio es el ingrediente activo de la cal agrícola y se crea cuando los iones de calcio en el agua dura reaccionan con los iones de carbonato.para crear cal . Tiene uso médico como suplemento de calcio o como antiácido , pero el consumo excesivo puede ser peligroso y causar hipercalcemia y problemas digestivos. [8]
Nombres | |||
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Nombre IUPAC Carbonato de calcio | |||
Otros nombres | |||
Identificadores | |||
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Modelo 3D ( JSmol ) | |||
CHEBI | |||
CHEMBL | |||
ChemSpider | |||
DrugBank | |||
Tarjeta de información ECHA | 100.006.765 | ||
Número CE |
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Número e | E170 (colores) | ||
KEGG | |||
PubChem CID |
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Número RTECS |
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UNII |
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Tablero CompTox ( EPA ) |
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InChI
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Sonrisas
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Propiedades | |||
Fórmula química | CaCO 3 | ||
Masa molar | 100,0869 g / mol | ||
Apariencia | Polvo blanco fino; sabor a tiza | ||
Olor | inodoro | ||
Densidad | 2,711 g / cm 3 ( calcita ) 2,83 g / cm 3 ( aragonito ) | ||
Punto de fusion | 1.339 ° C (2.442 ° F; 1.612 K) (calcita) 825 ° C (1.517 ° F; 1.098 K) (aragonito) [4] [5] | ||
Punto de ebullición | se descompone | ||
solubilidad en agua | 0.013 g / L (25 ° C) [1] [2] | ||
Producto de solubilidad ( K sp ) | 3,3 × 10 −9 [3] | ||
Solubilidad en ácidos diluidos | soluble | ||
Acidez (p K a ) | 9.0 | ||
Susceptibilidad magnética (χ) | −3,82 × 10 −5 cm 3 / mol | ||
Índice de refracción ( n D ) | 1,59 | ||
Estructura | |||
Estructura cristalina | Trigonal | ||
Grupo espacial | 3 2 / m | ||
Termoquímica | |||
Entropía molar estándar ( S | 93 J · mol −1 · K −1 [6] | ||
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 ) | −1207 kJ · mol −1 [6] | ||
Farmacología | |||
Código ATC | A02AC01 ( OMS ) A12AA04 ( OMS ) | ||
Peligros | |||
Ficha de datos de seguridad | ICSC 1193 | ||
NFPA 704 (diamante de fuego) | 0 0 0 | ||
Dosis o concentración letal (LD, LC): | |||
LD 50 ( dosis mediana ) | 6450 mg / kg (oral, rata) | ||
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |||
PEL (permitido) | TWA 15 mg / m 3 (total) TWA 5 mg / m 3 (resp) [7] | ||
Compuestos relacionados | |||
Otros aniones | Bicarbonato de calcio | ||
Otros cationes | Carbonato de berilio Carbonato de magnesio Carbonato de estroncio Carbonato de bario Carbonato de radio | ||
Compuestos relacionados | Sulfato de calcio | ||
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
verificar ( ¿qué es ?) | |||
Referencias de Infobox | |||
Química
El carbonato de calcio comparte las propiedades típicas de otros carbonatos. Cabe destacar que
- reacciona con los ácidos , liberando dióxido de carbono (técnicamente hablando, ácido carbónico , pero que se desintegra rápidamente en CO 2 y H 2 O):
- CaCO 3 ( s ) + 2 H + ( ac ) → Ca 2+ ( ac ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l )
- libera dióxido de carbono al calentarlo, lo que se denomina reacción de descomposición térmica o calcinación (por encima de 840 ° C en el caso del CaCO 3 ), para formar óxido de calcio , comúnmente llamado cal viva , con una entalpía de reacción de 178 kJ / mol:
- CaCO 3 ( s ) → CaO ( s ) + CO 2 ( g )
El carbonato de calcio reaccionará con agua saturada con dióxido de carbono para formar el bicarbonato de calcio soluble .
- CaCO 3 ( s ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) → Ca (HCO 3 ) 2 ( aq )
Esta reacción es importante en la erosión de la roca carbonatada , forma cavernas y conduce a agua dura en muchas regiones.
Una forma inusual de carbonato de calcio es el hexahidrato, ikaite , CaCO 3 · 6H 2 O. Ikaite es estable sólo por debajo de 8 ° C.
Preparación
La gran mayoría del carbonato de calcio utilizado en la industria se extrae mediante la minería o la explotación de canteras. El carbonato de calcio puro (como para uso alimentario o farmacéutico) se puede producir a partir de una fuente de cantera pura (generalmente mármol ).
Alternativamente, el carbonato de calcio se prepara a partir de óxido de calcio . Se agrega agua para dar hidróxido de calcio y luego se pasa dióxido de carbono a través de esta solución para precipitar el carbonato de calcio deseado, denominado en la industria como carbonato de calcio precipitado (PCC): [9]
- CaO + H 2 O → Ca (OH) 2
- Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO
3 ↓ + H 2 O
Estructura
La forma termodinámicamente estable de CaCO 3 en condiciones normales es β-CaCO 3 hexagonal (el mineral calcita ). [10] Se pueden preparar otras formas, la λ-CaCO 3 ortorrómbica más densa (2,83 g / cm 3 ) (el mineral aragonito ) y la µ-CaCO 3 hexagonal , que se presenta como el mineral vaterita . [10] La forma de aragonito se puede preparar mediante precipitación a temperaturas superiores a 85 ° C, la forma de vaterita se puede preparar mediante precipitación a 60 ° C. [10] La calcita contiene átomos de calcio coordinados por seis átomos de oxígeno, en aragonito están coordinados por nueve átomos de oxígeno. [10] La estructura de la vaterita no se comprende completamente. [11] El carbonato de magnesio (MgCO 3 ) tiene la estructura de la calcita, mientras que el carbonato de estroncio y el carbonato de bario (SrCO 3 y BaCO 3 ) adoptan la estructura de aragonito, reflejando sus radios iónicos más grandes . [10]
Ocurrencia
Fuentes geologicas
La calcita , aragonita y vaterita son minerales puros de carbonato de calcio. Las rocas generadoras de importancia industrial que son predominantemente carbonato de calcio incluyen piedra caliza , creta , mármol y travertino .
Fuentes biologicas
Las cáscaras de huevo , caracoles y la mayoría de las conchas marinas son predominantemente carbonato de calcio y pueden usarse como fuentes industriales de esa sustancia química. [13] Las conchas de ostra han disfrutado de un reconocimiento reciente como fuente de calcio en la dieta, pero también son una fuente industrial práctica. [14] [15] Las verduras de color verde oscuro como el brócoli y la col rizada contienen cantidades importantes de carbonato de calcio en la dieta, pero no son prácticas como fuente industrial. [dieciséis]
Extraterrestre
Más allá de la Tierra, una fuerte evidencia sugiere la presencia de carbonato de calcio en Marte . Se han detectado signos de carbonato de calcio en más de un lugar (especialmente en los cráteres Gusev y Huygens ). Esto proporciona alguna evidencia de la presencia pasada de agua líquida. [17] [18]
Geología
El carbonato se encuentra con frecuencia en entornos geológicos y constituye un enorme depósito de carbono . El carbonato de calcio se presenta como aragonito , calcita y dolomita como componentes importantes del ciclo del calcio . Los minerales de carbonato forman los tipos de rocas: piedra caliza , tiza , mármol , travertino , toba y otros.
En aguas tropicales cálidas y claras los corales son más abundantes que hacia los polos donde las aguas son frías. Los contribuyentes de carbonato de calcio, incluido el plancton (como los cocolitos y los foraminíferos plancticos ), las algas coralinas , las esponjas , los braquiópodos , los equinodermos , los briozoos y los moluscos , se encuentran típicamente en ambientes de aguas poco profundas donde la luz solar y los alimentos filtrables son más abundantes. Los carbonatos de agua fría existen en latitudes más altas, pero tienen una tasa de crecimiento muy lenta. Los procesos de calcificación se modifican por la acidificación de los océanos .
Donde la corteza oceánica está subducida bajo una placa continental, los sedimentos serán transportados a zonas más cálidas en la astenosfera y la litosfera . En estas condiciones, el carbonato de calcio se descompone para producir dióxido de carbono que, junto con otros gases, dan lugar a erupciones volcánicas explosivas .
Profundidad de compensación de carbonato
La profundidad de compensación de carbonato (CCD) es el punto en el océano donde la tasa de precipitación del carbonato de calcio se equilibra con la tasa de disolución debido a las condiciones presentes. En las profundidades del océano, la temperatura desciende y la presión aumenta. El carbonato de calcio es inusual porque su solubilidad aumenta al disminuir la temperatura. [19] El aumento de la presión también aumenta la solubilidad del carbonato de calcio. La profundidad de compensación de carbonato puede oscilar entre 4.000 y 6.000 metros por debajo del nivel del mar.
Papel en la tafonomía
El carbonato de calcio puede preservar los fósiles mediante la permineralización . La mayoría de los fósiles de vertebrados de la Formación de dos medicinas, una formación geológica conocida por sus huevos de dinosaurio con pico de pato , se conservan mediante la permineralización de CaCO 3 . [20] Este tipo de conservación conserva altos niveles de detalle, incluso hasta el nivel microscópico. Sin embargo, también deja a los especímenes vulnerables a la intemperie cuando se exponen a la superficie. [20]
Alguna vez se pensó que las poblaciones de trilobites componían la mayor parte de la vida acuática durante el Cámbrico , debido al hecho de que sus conchas ricas en carbonato de calcio se conservaban más fácilmente que las de otras especies, [21] que tenían conchas puramente quitinosas .
Usos
Aplicaciones industriales
El uso principal del carbonato de calcio es en la industria de la construcción, ya sea como material de construcción o agregado de piedra caliza para la construcción de carreteras, como ingrediente del cemento o como material de partida para la preparación de cal de construcción mediante combustión en un horno . Sin embargo, debido a la erosión causada principalmente por la lluvia ácida , [22] el carbonato de calcio (en forma de piedra caliza) ya no se usa para fines de construcción por sí solo, sino solo como una sustancia primaria en bruto para materiales de construcción.
El carbonato de calcio también se utiliza en la purificación de hierro a partir de mineral de hierro en un alto horno . El carbonato se calcina in situ para dar óxido de calcio , que forma una escoria con varias impurezas presentes y se separa del hierro purificado. [23]
En la industria petrolera , el carbonato de calcio se agrega a los fluidos de perforación como un agente sellante de la torta de filtración y puente de formación; también es un material de ponderación que aumenta la densidad de los fluidos de perforación para controlar la presión de fondo de pozo. Se agrega carbonato de calcio a las piscinas , como corrector de pH para mantener la alcalinidad y contrarrestar las propiedades ácidas del agente desinfectante . [24]
También se utiliza como materia prima en el refinado de azúcar de remolacha azucarera ; se calcina en un horno con antracita para producir óxido de calcio y dióxido de carbono. Esta cal quemada se apaga luego en agua dulce para producir una suspensión de hidróxido de calcio para la precipitación de impurezas en el jugo crudo durante la carbonatación . [25]
El carbonato de calcio en forma de tiza ha sido tradicionalmente un componente importante de la tiza de pizarra . Sin embargo, la tiza de fabricación moderna es principalmente yeso , sulfato de calcio hidratado CaSO 4 · 2H 2 O. El carbonato de calcio es una fuente principal para el cultivo de biorock . El carbonato de calcio precipitado (PCC), predispersado en forma de suspensión , es un material de relleno común para guantes de látex con el objetivo de lograr el máximo ahorro en materiales y costos de producción. [26]
El carbonato de calcio molido fino (GCC) es un ingrediente esencial en la película microporosa utilizada en los pañales y algunas películas de construcción, ya que los poros se nuclean alrededor de las partículas de carbonato de calcio durante la fabricación de la película mediante estiramiento biaxial. GCC y PCC se utilizan como relleno en papel porque son más baratos que la fibra de madera . En términos de volumen de mercado, los GCC son los tipos de cargas más importantes que se utilizan actualmente. [27] El papel de impresión y escritura puede contener entre un 10 y un 20% de carbonato de calcio. En América del Norte, el carbonato de calcio ha comenzado a reemplazar al caolín en la producción de papel brillante . Europa ha estado practicando esto como fabricación de papel alcalino o fabricación de papel libre de ácidos durante algunas décadas. El PCC utilizado para el relleno de papel y revestimientos de papel se precipita y se prepara en una variedad de formas y tamaños que tienen distribuciones de tamaño de partículas estrechas características y diámetros esféricos equivalentes de 0,4 a 3 micrómetros. [ cita requerida ]
El carbonato de calcio se usa ampliamente como diluyente en pinturas , [28] en particular pintura de emulsión mate donde típicamente el 30% en peso de la pintura es tiza o mármol. También es un relleno popular en plásticos. [28] Algunos ejemplos típicos incluyen alrededor de 15 a 20% de carga de tiza en tuberías de drenaje de cloruro de polivinilo no plastificado (uPVC) , 5% a 15% de carga de tiza o mármol recubiertos de estearato en el perfil de ventana de uPVC. Los cables de PVC pueden usar carbonato de calcio en cargas de hasta 70 phr (partes por cien partes de resina) para mejorar las propiedades mecánicas (resistencia a la tracción y elongación) y las propiedades eléctricas (resistividad volumétrica). [ cita requerida ] Los compuestos de polipropileno a menudo se rellenan con carbonato de calcio para aumentar la rigidez, un requisito que se vuelve importante a altas temperaturas de uso. [29] Aquí el porcentaje suele ser del 20 al 40%. También se utiliza habitualmente como relleno en resinas termoendurecibles (compuestos de moldeo en láminas y a granel) [29] y también se ha mezclado con ABS y otros ingredientes para formar algunos tipos de fichas de póquer de "arcilla" moldeadas por compresión . [30] El carbonato de calcio precipitado, que se obtiene al dejar caer óxido de calcio en agua, se usa solo o con aditivos como pintura blanca, lo que se conoce como blanqueo . [31] [32]
El carbonato de calcio se agrega a una amplia gama de adhesivos, selladores y rellenos para decoración de hágalo usted mismo . [28] Los adhesivos para baldosas cerámicas normalmente contienen entre un 70% y un 80% de piedra caliza. Los rellenos para decoración de grietas contienen niveles similares de mármol o dolomita. También se mezcla con masilla para colocar vidrieras y como una capa protectora para evitar que el vidrio se adhiera a los estantes del horno al cocer esmaltes y pinturas a alta temperatura. [33] [34] [35] [36] [37]
En las aplicaciones de esmaltes cerámicos , el carbonato de calcio se conoce como merlán , [28] y es un ingrediente común para muchos esmaltes en su forma de polvo blanco. Cuando un esmalte que contiene este material se cuece en un horno, el merlán actúa como un material fundente en el esmalte. El carbonato de calcio molido es un abrasivo (tanto como polvo desengrasante como ingrediente de las cremas desengrasantes domésticas), en particular en su forma de calcita, que tiene un nivel de dureza relativamente bajo de 3 en la escala de Mohs y, por lo tanto, no rayará el vidrio ni la mayoría de las veces. otras cerámicas , esmalte , bronce , hierro y acero , y tienen un efecto moderado sobre metales más blandos como el aluminio y el cobre . Se puede usar una pasta hecha de carbonato de calcio y agua desionizada para limpiar el deslustre de la plata . [38]
Aplicaciones dietéticas y de salud
El carbonato de calcio se usa ampliamente con fines medicinales como un suplemento dietético de calcio económico para antiácidos gástricos [39] (como Tums ). Puede utilizarse como quelante de fosfato para el tratamiento de la hiperfosfatemia (principalmente en pacientes con insuficiencia renal crónica ). Se utiliza en la industria farmacéutica como relleno inerte para tabletas y otros productos farmacéuticos . [40]
El carbonato de calcio se utiliza en la producción de óxido de calcio, así como en pasta de dientes y ha experimentado un resurgimiento como conservante de alimentos y retenedor del color, cuando se utiliza en o con productos como las manzanas orgánicas. [41]
El carbonato de calcio se utiliza terapéuticamente como quelante de fosfato en pacientes en hemodiálisis de mantenimiento . Es la forma más común de quelante de fosfato prescrita, particularmente en la enfermedad renal crónica no sometida a diálisis. El carbonato de calcio es el quelante de fosfato más comúnmente utilizado, pero los médicos prescriben cada vez más los quelantes de fosfato sin calcio, más costosos, en particular sevelamer .
El exceso de calcio de los suplementos, los alimentos enriquecidos y las dietas ricas en calcio puede provocar el síndrome de la leche y los álcalis , que tiene una toxicidad grave y puede ser mortal. En 1915, Bertram Sippy introdujo el "régimen Sippy" de ingestión de leche y nata cada hora, y la adición gradual de huevos y cereales cocidos, durante 10 días, combinados con polvos alcalinos, lo que proporcionó un alivio sintomático de la úlcera péptica. Durante las siguientes décadas, el régimen Sippy resultó en insuficiencia renal , alcalosis e hipercalcemia , principalmente en hombres con enfermedad de úlcera péptica. Estos efectos adversos se revirtieron cuando se interrumpió el régimen, pero fueron fatales en algunos pacientes con vómitos prolongados. El síndrome de leche-álcali disminuyó en los hombres después de que surgieron tratamientos efectivos para la úlcera péptica . Desde la década de 1990, se ha informado con mayor frecuencia en mujeres que toman suplementos de calcio por encima del rango recomendado de 1,2 a 1,5 gramos al día, para la prevención y el tratamiento de la osteoporosis, [42] [43] y se ve agravada por la deshidratación . Se ha agregado calcio a los productos de venta libre, lo que contribuye a una ingesta excesiva inadvertida. La ingesta excesiva de calcio puede provocar hipercalcemia , cuyas complicaciones incluyen vómitos, dolor abdominal y alteración del estado mental. [44]
Como aditivo alimentario se denomina E170 , [45] y tiene un número de SIN 170. Se utiliza como regulador de la acidez , agente antiaglutinante , estabilizador o colorante y está aprobado para su uso en la UE, [46] EE . UU. [47] y Australia y Nueva Zelanda . [48] Se "añade por ley a toda la harina de pan molida del Reino Unido, excepto a la integral". [49] [50] Se utiliza en algunas leches de soja y productos lácteos de almendras como fuente de calcio en la dieta; al menos un estudio sugiere que el carbonato de calcio podría ser tan biodisponible como el calcio en la leche de vaca . [51] El carbonato de calcio también se usa como agente reafirmante en muchos productos vegetales enlatados y embotellados.
Uso agrícola y acuícola
La cal agrícola , tiza en polvo o piedra caliza, se utiliza como un método económico para neutralizar el suelo ácido , haciéndolo adecuado para la siembra, también se utiliza en la industria de la acuicultura para la regulación del pH del suelo del estanque antes de iniciar el cultivo. [52]
Uso doméstico
El carbonato de calcio es un ingrediente clave en muchos polvos de limpieza domésticos como Comet y se utiliza como agente de limpieza.
Aplicaciones ambientales
En 1989, un investigador, Ken Simmons, introdujo CaCO 3 en Whetstone Brook en Massachusetts . [53] Su esperanza era que el carbonato de calcio contrarrestaría el ácido de la corriente de la lluvia ácida y salvaría a las truchas que habían dejado de desovar. Aunque su experimento fue un éxito, sí aumentó la cantidad de iones de aluminio en el área del arroyo que no fue tratada con la piedra caliza. Esto muestra que se puede agregar CaCO 3 para neutralizar los efectos de la lluvia ácida en los ecosistemas fluviales . Actualmente, el carbonato de calcio se usa para neutralizar las condiciones ácidas tanto en el suelo como en el agua. [54] [55] [56] Desde la década de 1970, este encalado se ha practicado a gran escala en Suecia para mitigar la acidificación y varios miles de lagos y arroyos se encalan repetidamente. [57]
El carbonato de calcio también se utiliza en aplicaciones de desulfuración de gases de combustión eliminando las emisiones nocivas de SO 2 y NO 2 del carbón y otros combustibles fósiles quemados en grandes centrales eléctricas de combustibles fósiles. [54]
Equilibrio de calcinación
La calcinación de la piedra caliza utilizando fuegos de carbón vegetal para producir cal viva ha sido practicada desde la antigüedad por culturas de todo el mundo. La temperatura a la que la piedra caliza produce óxido de calcio generalmente se da como 825 ° C, pero establecer un umbral absoluto es engañoso. El carbonato de calcio existe en equilibrio con el óxido de calcio y el dióxido de carbono a cualquier temperatura. A cada temperatura hay una presión parcial de dióxido de carbono que está en equilibrio con el carbonato de calcio. A temperatura ambiente, el equilibrio favorece abrumadoramente el carbonato de calcio, porque la presión de equilibrio de CO 2 es solo una pequeña fracción de la presión parcial de CO 2 en el aire, que es de aproximadamente 0,035 kPa.
A temperaturas superiores a 550 ° C, la presión de equilibrio de CO 2 comienza a superar la presión de CO 2 en el aire. Así que por encima de 550 ° C, carbonato de calcio comienza a desgasificación CO 2 en el aire. Sin embargo, en un horno de carbón vegetal, la concentración de CO 2 será mucho mayor que en el aire. De hecho, si todo el oxígeno del horno se consume en el fuego, la presión parcial de CO 2 en el horno puede llegar a 20 kPa. [58]
La tabla muestra que esta presión parcial no se alcanza hasta que la temperatura es cercana a los 800 ° C. Para que la desgasificación del CO 2 del carbonato de calcio se produzca a una tasa económicamente útil, la presión de equilibrio debe superar significativamente la presión ambiental del CO 2 . Y para que suceda rápidamente, la presión de equilibrio debe superar la presión atmosférica total de 101 kPa, lo que ocurre a 898 ° C.
Presión de equilibrio de CO 2 sobre CaCO 3 ( P ) versus temperatura ( T ). [59] P (kPa) 0,055 0,13 0,31 1,80 5.9 9.3 14 24 34 51 72 80 91 101 179 901 3961 T (° C) 550 587 605 680 727 748 777 800 830 852 871 881 891 898 937 1082 1241
Solubilidad
Con presión de CO 2 variable
El carbonato de calcio es poco soluble en agua pura (47 mg / L en condiciones normales atmosférica de CO 2 presión parcial tal como se muestra a continuación).
El equilibrio de su solución viene dado por la ecuación (con carbonato de calcio disuelto a la derecha):
CaCO 3 ⇌ Ca 2+ + CO2−
3K sp =3,7 × 10 −9 hasta8,7 × 10 −9 a 25 ° C
donde el producto de solubilidad para [Ca 2+ ] [ CO2−
3] se da como en cualquier lugar de K sp =3,7 × 10 −9 a K sp =8,7 × 10 −9 a 25 ° C, según la fuente de datos. [59] [60] Lo que significa la ecuación es que el producto de la concentración molar de iones de calcio ( moles de Ca 2+ disuelto por litro de solución) con la concentración molar de CO disuelto2−
3no puede exceder el valor de K sp . Sin embargo, esta ecuación de solubilidad aparentemente simple debe tomarse junto con el equilibrio más complicado de dióxido de carbono con agua (ver ácido carbónico ). Algunos de los CO2−
3se combina con H + en la solución según
HCO-
3⇌ H + + CO2−
3K a2 =5,61 × 10 −11 a 25 ° C
HCO-
3se conoce como ion bicarbonato . El bicarbonato de calcio es muchas veces más soluble en agua que el carbonato de calcio; de hecho, solo existe en solución.
Algunas de las HCO-
3se combina con H + en solución según
H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO-
3K a1 =2,5 × 10 −4 a 25 ° C
Parte del H 2 CO 3 se descompone en agua y disuelve dióxido de carbono de acuerdo con
H 2 O + CO 2 ( aq ) ⇌ H 2 CO 3 K h =1,70 × 10 −3 a 25 ° C
Y el dióxido de carbono disuelto está en equilibrio con el dióxido de carbono atmosférico de acuerdo con
donde k H = 29.76 atm / (mol / L) a 25 ° C ( constante de Henry ), siendo P CO 2 la presión parcial de CO 2 .
Para el aire ambiente, el P CO 2 es aproximadamente3,5 × 10 −4 atmósferas (o equivalentemente 35 Pa ). La última ecuación anterior fija la concentración de CO 2 disuelto en función del P CO 2 , independientemente de la concentración de CaCO 3 disuelto . A la presión parcial atmosférica de CO 2 , disuelve CO 2 concentración es1,2 × 10 −5 moles por litro. La ecuación anterior fija la concentración de H 2 CO 3 en función de la concentración de CO 2 . Para [CO 2 ] =1.2 × 10 −5 , resulta en [H 2 CO 3 ] =2,0 × 10 −8 moles por litro. Cuando se conoce [H 2 CO 3 ], las tres ecuaciones restantes junto con
P CO 2 (atm) | pH | [Ca 2+ ] (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 |
H 2 O ⇌ H + + OH - K = 10 −14 a 25 ° C
(que es cierto para todas las soluciones acuosas), y el hecho de que la solución debe ser eléctricamente neutra,
- 2 [Ca 2+ ] + [H + ] = [ HCO-
3] + 2 [ CO2−
3] + [OH - ]
permiten resolver simultáneamente las cinco concentraciones desconocidas restantes (tenga en cuenta que la forma anterior de la ecuación de neutralidad es válida solo si el carbonato de calcio se ha puesto en contacto con agua pura o con una solución de pH neutro; en el caso de que el agua inicial el pH del disolvente no es neutro, la ecuación se modifica).
La tabla adyacente muestra el resultado para [Ca 2+ ] y [H + ] (en forma de pH) en función de la presión parcial ambiental de CO 2 ( K sp =Se ha tomado 4,47 × 10 −9 para el cálculo).
- A niveles atmosféricos de CO 2 ambiental, la tabla indica que la solución será ligeramente alcalina con una solubilidad máxima de CaCO 3 de 47 mg / L.
- Como ambiente CO 2 se reduce la presión parcial por debajo de los niveles atmosféricos, la solución se vuelve más y más alcalino. En extremadamente baja P CO 2 , se disolvió CO 2 , ion bicarbonato, y ion carbonato se evaporan en gran parte de la solución, dejando una solución altamente alcalina de hidróxido de calcio , que es más soluble que el CaCO 3 . Tenga en cuenta que para P CO 2 = 10-12 atm, el producto [Ca 2+ ] [OH - ] 2 todavía está por debajo del producto de solubilidad de Ca (OH) 2 (8 × 10 −6 ). Para una presión de CO 2 aún más baja, la precipitación de Ca (OH) 2 ocurrirá antes de la precipitación de CaCO 3 .
- A medida que la presión parcial del CO 2 ambiental aumenta a niveles por encima de la atmosférica, el pH desciende y gran parte del ión carbonato se convierte en ión bicarbonato, lo que da como resultado una mayor solubilidad del Ca 2+ .
El efecto de este último es especialmente evidente en el día a día de las personas que tienen agua dura. El agua de los acuíferos subterráneos puede estar expuesta a niveles de CO 2 mucho más altos que los atmosféricos. A medida que el agua se filtra a través de la roca de carbonato de calcio, el CaCO 3 se disuelve de acuerdo con la segunda tendencia. Cuando esa misma agua sale del grifo, con el tiempo se equilibra con los niveles de CO 2 en el aire al desgasificar su exceso de CO 2 . Como resultado, el carbonato de calcio se vuelve menos soluble y el exceso se precipita como incrustaciones de cal. Este mismo proceso es responsable de la formación de estalactitas y estalagmitas en cuevas de piedra caliza.
Dos fases hidratadas de carbonato de calcio, monohidrocalcita CaCO 3 · H 2 O e ikaite CaCO 3 · 6H 2 O, pueden precipitar del agua en condiciones ambientales y persistir como fases metaestables.
Con pH, temperatura y salinidad variables: incrustaciones de CaCO 3 en piscinas
En contraste con el escenario de equilibrio abierto anterior, muchas piscinas se gestionan mediante la adición de bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) a aproximadamente 2 mM como tampón, luego se controla el pH mediante el uso de HCl, NaHSO 4 , Na 2 CO 3 , NaOH o formulaciones de cloro que son ácidas o básicas. En esta situación, el carbono inorgánico disuelto (carbono inorgánico total ) está lejos del equilibrio con el CO 2 atmosférico . El progreso hacia el equilibrio a través de la desgasificación de CO 2 se ralentiza por
- la lenta reacción
- H 2 CO 3 ⇌ CO 2 ( ac ) + H 2 O; [61]
- aireación limitada en una columna de agua profunda; y
- reposición periódica de bicarbonato para mantener la capacidad tampón (a menudo se estima mediante la medición de la 'alcalinidad total' ).
En esta situación, las constantes de disociación para reacciones mucho más rápidas
- H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO-
3⇌ 2 H + + CO2−
3
Permitir la predicción de concentraciones de cada especie de carbono inorgánico disuelto en solución, a partir de la concentración añadida de HCO.-
3(que constituye más del 90% de las especies de parcelas de Bjerrum de pH 7 a pH 8 a 25 ° C en agua dulce). [62] Adición de HCO-
3aumentará el CO2−
3concentración a cualquier pH. Reordenando las ecuaciones dadas arriba, podemos ver que [Ca 2+ ] =K sp/[ CO2−
3]y [ CO2−
3] = K a2 [ HCO-
3]/[H + ]. Por lo tanto, cuando HCO-
3Si se conoce la concentración máxima, la concentración máxima de iones de Ca 2+ antes de escalar a través de la precipitación de CaCO 3 se puede predecir a partir de la fórmula:
El producto de solubilidad de CaCO 3 ( K sp ) y las constantes de disociación para las especies carbono inorgánico disuelto (incluyendo K a2 ) son todos sustancialmente afectada por la temperatura y la salinidad , [62] con el efecto general que [Ca 2+ ] max aumenta desde agua dulce a agua salada, y disminuye con el aumento de la temperatura, el pH o el nivel de bicarbonato agregado, como se ilustra en los gráficos adjuntos.
Las tendencias son ilustrativas para la gestión de piscinas, pero si se produce escalado también depende de otros factores, incluidas las interacciones con Mg 2+ , B (OH)- 4y otros iones en la piscina, así como efectos de sobresaturación. [63] [64] Las incrustaciones se observan comúnmente en los generadores de cloro electrolítico, donde hay un pH alto cerca de la superficie del cátodo y la deposición de incrustaciones aumenta aún más la temperatura. Esta es una de las razones por las que algunos operadores de piscinas prefieren el borato sobre el bicarbonato como tampón de pH primario y evitan el uso de productos químicos para piscinas que contienen calcio. [sesenta y cinco]
Solubilidad en una solución ácida fuerte o débil
Las soluciones de ácidos fuertes ( HCl ), moderadamente fuertes ( sulfámico ) o débiles ( acético , cítrico , sórbico , láctico , fosfórico ) están disponibles comercialmente. Se utilizan comúnmente como agentes desincrustantes para eliminar los depósitos de cal . La cantidad máxima de CaCO 3 que se puede "disolver" en un litro de una solución ácida se puede calcular usando las ecuaciones de equilibrio anteriores.
- En el caso de un monoácido fuerte con concentración de ácido decreciente [A] = [A - ], obtenemos (con CaCO 3 masa molar = 100 g / mol):
[A] (mol / L) 1 10 −1 10 -2 10 −3 10 −4 10 −5 10 −6 10 −7 10 −10 PH inicial 0,00 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 6,79 7.00 PH final 6,75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27 CaCO 3 disuelto
( g / L de ácido)50,0 5,00 0.514 0.0849 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470
- donde el estado inicial es la solución ácida sin Ca 2+ (sin tener en cuenta la posible disolución del CO 2 ) y el estado final es la solución con Ca 2+ saturado . Para concentraciones de ácidos fuertes, todas las especies tienen una concentración insignificante en el estado final con respecto a Ca 2+ y A - por lo que la ecuación de neutralidad se reduce aproximadamente a 2 [Ca 2+ ] = [A - ] produciendo [Ca 2+ ] ≈ 1/2[A - ] . Cuando la concentración disminuye, [ HCO-
3] se vuelve no despreciable, por lo que la expresión anterior ya no es válida. Para las concentraciones de ácido que desaparecen, se puede recuperar el pH final y la solubilidad del CaCO 3 en agua pura.
- En el caso de un monoácido débil (aquí tomamos ácido acético con p K a = 4.76) con una concentración de ácido total decreciente [A] = [A - ] + [AH] , obtenemos:
[A] (mol / L) 1 10 −1 10 -2 10 −3 10 −4 10 −5 10 −6 10 −7 10 −10 PH inicial 2,38 2,88 3.39 3,91 4.47 5.15 6.02 6,79 7.00 PH final 6,75 7.25 7.75 8.14 8.25 8.26 8.26 8.26 8.27 CaCO 3 disuelto
( g / L de ácido)49,5 4,99 0.513 0.0848 0.0504 0.0474 0.0471 0.0470 0.0470
- Para la misma concentración de ácido total, el pH inicial del ácido débil es menos ácido que el del ácido fuerte; sin embargo, la cantidad máxima de CaCO 3 que se pueden disolver es aproximadamente la misma. Esto se debe a que en el estado final, el pH es mayor que el p K a , por lo que el ácido débil se disocia casi por completo, produciendo al final tantos iones H + como el ácido fuerte para "disolver" el carbonato cálcico.
- El cálculo en el caso del ácido fosfórico (que es el más utilizado para aplicaciones domésticas) es más complicado ya que las concentraciones de los cuatro estados de disociación correspondientes a este ácido deben calcularse junto con [ HCO-
3], [ CO2−
3], [Ca 2+ ], [H + ] y [OH - ]. El sistema puede reducirse a una ecuación de séptimo grado para [H + ] cuya solución numérica da
[A] (mol / L) 1 10 −1 10 -2 10 −3 10 −4 10 −5 10 −6 10 −7 10 −10 PH inicial 1.08 1,62 2,25 3,05 4.01 5,00 5,97 6,74 7.00 PH final 6,71 7.17 7,63 8.06 8.24 8.26 8.26 8.26 8.27 CaCO 3 disuelto
( g / L de ácido)62,0 7.39 0,874 0,123 0.0536 0.0477 0.0471 0.0471 0.0470
- donde [A] = [H 3 PO 4 ] + [ H
2correos-
4] + [ HPO2−
4] + [ PO3−
4] es la concentración de ácido total. Por tanto, el ácido fosfórico es más eficaz que un monoácido, ya que en el pH final casi neutro, la concentración del segundo estado disociado [ HPO2−
4] no es despreciable (ver ácido fosfórico ).
Ver también
- Jibión
- Calamar
- Yeso
- Cal
- Mármol
- Acidificación oceánica
- Evento de merlán
- Lista de temas de ingeniería climática
- Lisoclina
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enlaces externos
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- CID 516889 de PubChem
- Códigos ATC : A02AC01 ( OMS ) y A12AA04 ( OMS )
- La Asociación Británica de Carbonato de Calcio - ¿Qué es el carbonato de calcio?
- CDC - Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos - Carbonato de calcio