Caco3 название синоним

Карбонат кальция (Углекислый кальций)  — неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция.

Синонимы: Мел, Кальций карбонат, Кальциевая соль угольной кислоты, Кальцит

Молярная масса: 100,0869 г/моль

Химическая формула: CaCO3

Международное название: Calcium carbonate

Плотность: 2,71 г/см³

Температура плавления: 825°C

Нерастворим в воде и этаноле.

В природе встречается в виде минералов — кальцита, арагонита и ватерита, является главной составной частью известняка, мрамора.

Применение:

— В бумажной пр-ти

— В пищевой промышленности

— При производстве пластмасс, красок, резины, продукции бытовой химии, в строительстве. 

Производители бумаги используют карбонат кальция одновременно в качестве отбеливателя, наполнителя (заменяя им дорогостоящие волокна и красители), а также раскислителя.

Производители стеклянной посуды, бутылок, стекловолокна используют карбонат кальция в огромных количествах в качестве источника кальция — одного из основных элементов, необходимых для производства стекла. 

Условия хранения: В сухом, хорошо проветриваемом помещении.

Фасовка: Мешок 40 кг

КАЛЬЦИЯ КАРБОНАТ

Определение и формула

Карбонат кальция

Неорганическое соединение, соль угольной кислоты и кальция

Альтернативное название

Кальций углекислый

Формула

СаСО₃

Формула карбоната кальция

Химическая формула: CaCO₃.

Краткая характеристика карбоната кальция:

Карбонат кальция – неорганическое вещество белого цвета.

Химическая формула карбоната кальция СаСО₃.

Карбонат кальция (углекислый кальций) – неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция. 

Практически не растворяется в воде. Не растворяется в этаноле. Легко растворяется в кислотах с выделением углекислого газа. 

Карбонат кальция при прокаливании разлагается. Однако при избыточном давлении углекислого газа (СО₂) плавится без разложения.

Карбонат кальция – основная составная часть осадочных и горных пород (известняк, мел, мрамор, доломит, травертин, арагонит, известковые туфы), а также входит в состав скорлупы яиц птиц. Природные запасы карбоната кальция огромны, является распространенным минералом, обнаружен на всех континентах Земли. Некоторые из указанных горных пород практически полностью состоят из карбоната кальция с небольшими примесями.

Встречается в виде трех кристаллических модификаций:

– кальцита (известняк, мел, мрамор);

– арагонита;

– фатерита или ватерита.

Кальцит и арагонит являются устойчивыми кристаллическими модификациями. Фатерит является наименее стабильной разновидностью карбоната кальция, и очень быстро превращается в воде либо в кальцит, либо в арагонит. Фатерит в природе встречается относительно редко.

Зарегистрирован как белый пищевой краситель E170.

Физические свойства карбоната кальция:

Плотность карбоната кальция

Плотность (кальцит) 2,74 г/см³, (арагонит) 2,83 г/см³.

Температура плавления карбонат кальция

Температура плавления (кальцит) 825° C, (арагонит) 1339° C,

Температура разложения карбоната кальция

Температура разложения 900-1000° C.

Химические свойства карбоната кальция. Химические реакции карбоната кальция:

Карбонат кальция – это средняя соль, образованная сильным основанием (гидроксид кальция Ca(OH)₂) и слабой кислотой (угольная кислота H₂CO₃).

Водные растворы CaCO₃ имеют слабую щелочную реакцию.

Химические свойства карбоната кальция аналогичны свойствам карбонатов других металлов.

Химические свойства

При нагревании до 900—1000 °C разлагается на кислотный оксид — углекислый газ CO₂ и основный оксид — негашёную известь CaO:

CaCO₃ ⟶ CaO + CO₂↑ .

Растворяется в воде при избытке углекислого газа образуя кислую соль — гидрокарбонат кальция Ca(HCO₃)₂:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⟶ Ca(HCO₃)₂.

Из-за этой реакции образуются сталактиты, сталагмиты. Природные подземные воды, обильные углекислом газом, растворяют плохо растворимый карбонат кальция с образованием много лучше растворимого в воде гидрокарбоната кальция, при выделении подземной воды в виде капель с потолков пещер при попадании в воздух с низкой концентрацией углекислого газа происходит обратная реакция превращения гидрокарбоната кальция в плохо растворимый осадок карбоната кальция, образующего красивые природные формы в пещерах, и из-за этого же механизма образуются карстовые пещеры.

При обжиге с температурой свыше 1500 °C с углеродом, например, в форме кокса, образует карбид кальция и угарный газ:

CaCO₃ + 4C ⟶ CaC₂ + 3CO↑

Биологическое значение

Карбонат кальция считается нетоксичным веществом. ПДК 180 мг/дм³ (в воде, с обязательным контролем по ионам кальция). ЛД50 на крысах около 6400 мг/кг.

Получение карбоната кальция

Промышленный способ получения карбоната кальция заключается в разработке его месторождений в природе.

В лаборатории карбонат кальция получают гашением негашеной извести  и последующим продуванием углекислого газа.

Оксид кальция (негашеная известь) смешивается с водой. В результате образуется так называемое известковое молоко (гидроксид кальция).

CaO + H₂O → Ca(OH)₂.

Так как гидроксид кальция растворяется в воде в небольшом количестве, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор – известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диоксида углерода (углекислого газа). В результате образуется карбонат кальция, который выпадает в осадок.

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃.

Где добывают карбонат кальция?

Залежи карбоната кальция в форме меловых отложений имеются на всех континентах. Добычей занимается множество компаний, но 70 % производства принадлежит десятку фирм из Европы, среди которых лидируют швейцарская Omya и французская Imerys. Однако около 10 лет назад добычей природных карбонатов и изготовлением Е 170 активно занялись китайские предприятия. Сейчас их доля на рынке постоянно растет, постепенно сужая сбыт европейской продукции.

Меловые пласты, пригодные для добычи карбоната кальция, есть и на российской территории, например, в Белгороде и Воронеже.

Лучший порошок получается в результате промышленной обработки мрамора. Для изготовления фармацевтического компонента и пищевого красителя Е 170 камень подвергается измельчению и многоступенчатой очистке.

Получение

Подавляющее количество карбоната кальция, добывающееся из полезных ископаемых, используется в промышленности. Чистый карбонат кальция (например, для производства продуктов питания или использования в фармацевтических целях), может быть изготовлен из природного минерала с малым количеством вредных примесей, например, из мрамора.

В лаборатории карбонат кальция может быть приготовлен предварительным гашением оксида кальция — негашеной извести. При этом образуется гидроксид кальция, и затем в суспензию продувается углекислый газ для получения карбоната кальция:

CaO + H₂O ⟶ Ca(OH)₂ ,

Ca(OH)₂ + CO₂ ⟶ CaCO₃ + H₂O .

Нахождение в природе

Карбонат кальция находится в минералах в виде полиморфов:

• Арагонит
• Кальцит
• Фатерит (или μ-CaCO₃)

Тригональная кристаллическая структура кальцита является наиболее распространенной.

Минералы карбоната кальция находятся в следующих горных породах:

• Мел
• Известняк
• Мрамор
• Травертин
• Доломит

• 

  Кальцит

• 

  Арагонит

• 

  Мрамор

• 

  Травертин

Геология

Залежи карбоната кальция в виде известняковых и меловых пластов — распространенное явление в земной коре. Они имеют органическое, реже хемогенное происхождение.

Органическое происхождение связано отложениями останков древних морских организмов: зоопланктона, моллюсков, кораллов и др., в основном, в меловой период.

Такие горные породы как известняк, мел, мрамор, травертин и другие известковые туфы практически полностью состоят из карбоната кальция с различными примесями.

В природе встречаются три кристаллические модификации карбоната кальция (минералы с одинаковым химическим составом, но с различной кристаллической структурой): кальцит, арагонит и фатерит (ватерит).

Кальцит является наиболее устойчивой и распространённой кристаллической модификацией карбоната кальция. Около 10 % всех осадочных пород составляют известняки, сложенные кальцитовыми останками раковин простейших морских организмов.

Арагонит является второй по устойчивости и распространённости кристаллической модификацией CaCO_3. В основном формируется в раковинах моллюсков и скелетах кораллов. Также арагонит может образовываться при неорганических процессах (хемогенное происхождение), например, в карстовых пещерах или гидротермальных источниках в результате химического осаждения из водных растворов или при испарении воды.

Фатерит является наименее стабильной разновидностью карбоната кальция и очень быстро превращается в воде либо в кальцит, либо в арагонит. В природе встречается относительно редко, когда его кристаллическая структура стабилизирована теми или иными примесями.

Применение и использование карбоната кальция:

Карбонат кальция используется во множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд:

– для письма на досках;

– в быту для побелки потолков, покраски стволов деревьев;

– в целлюлозно-бумажной промышленности – в производстве бумаги в качестве отбеливателя, наполнителя, а также раскислителя;

– в качестве пищевой добавки в пищевой промышленности;

– в качестве наполнителя при производстве пластмасс, красок, резины, продукции бытовой химии и пр.;

– при производстве предметов гигиены (например, зубной пасты) и лекарственных средств;

– в медицине;

– при производстве силикатного стекла;

– в качестве наполнителя при производстве шпаклёвок и герметиков,

– в сельском хозяйстве для раскисления кислых почв.

Массовое производство/использование

Очищенный от примесей, карбонат кальция широко используется в бумажной и пищевой промышленности, в качестве наполнителя при производстве пластмасс, красок, резины, продукции бытовой химии, в строительстве.

При производстве бумаги карбонат кальция применяют одновременно в качестве отбеливателя, наполнителя, а также раскислителя.

Используется при производстве силикатного стекла, — материала для производства оконного стекла, стеклянных бутылок, стекловолокна.

Применяется при производстве предметов гигиены (например, зубной пасты), в медицине.

В пищевой промышленности часто используется в качестве препарата препятствующего слеживанию и для препятствования слипания в комки сухих молочных продуктах.

При употреблении сверх рекомендованной дозы (1,5 г в день) может вызывать молочно-щелочной синдром (синдром Бернетта). Рекомендован при болезнях костных тканей.

Производители пластмассы — одни из основных потребителей чистого карбоната кальция (более 50% всего потребления). Используемый в качестве наполнителя и красителя, карбонат кальция необходим при производстве поливинилхлорида (PVC), полиэфирных волокон (кримплен, лавсан, и т. п.), полиолефинов. Изделия из данных видов пластмасс распространены повсеместно — это трубы, сантехника, кафельная плитка, черепица, линолеум, ковровые покрытия, и т.п. Карбонат кальция составляет порядка 20% красящего пигмента, используемого при производстве красок.

В строительстве

Строительство — ещё один из основных потребителей карбоната кальция. Например, в качестве наполнителя шпаклёвок и герметиков.

Также карбонат кальция является важным составным элементом при производстве продукции бытовой химии — средств для чистки сантехники, кремов для обуви.

Карбонат кальция широко применяется для раскисления кислых почв.

Применение карбоната кальция в промышленности

Физико-химические свойства карбоната кальция обусловили широкий потенциал его применения в разных отраслях промышленности. Мел используется при производстве:

• бытовой химии — чистящих средств для сантехники, труб, посуды, обуви;
• бумажных материалов — как отбеливающий компонент при изготовлении мелованной бумаги, картона, бумвинила;
• гигиенических средств — зубных паст, специализированных составов для отбеливания зубов;
• стройматериалов — стекла, керамической плитки, линолеума, пластиковых конструкций, герметиков, шпаклевок, лакокрасочной продукции.

Также природный карбонат кальция задействуется в разнообразных промышленных системах очистки. Он эффективно заменяет опасные синтетические препараты, чем помогает сохранять экологию. Углекислый кальций полезен для сельхозугодий — с его помощью восстанавливают и поддерживают кислотно-щелочной баланс почвы.

Применение в продуктах питания

Природный карбонат кальция применим в кулинарии как натуральный пищевой краситель, разрыхлитель, регулятор кислотности, наполнитель.

Также вещество предупреждает слеживание и комкование сыпучих изделий.

Карбонат кальция встречается в составе молочных и молочнокислых продуктов: сыра, сгущенки, сливок, йогуртов. Также полезную добавку используют при приготовлении детского питания, консервов, шоколадных плиток.

Польза и вред карбоната кальция для организма

Как мы уже выяснили, карбонат кальция не несет вреда организму. Доказательством тому служит использование в фармацевтике: вещество присутствует в БАДах и витаминных препаратах, направленных на устранения дефицита кальция.

Польза Е 170 очевидна: вещество поддерживает жизнедеятельность организма, стабилизирует кровяное давление, стимулирует работу сердечной мышцы, отвечает за свертываемость крови и формирование костных структур.

Для лучшего усвоения карбонат кальция рекомендуется употреблять совместно с витамином D.

Фармакодинамика и фармакокинетика

При попадании средства в пищеварительный тракт происходит нейтрализация соляной кислоты, снижается кислотность желудочного сока в целом. Эффект от применения Карбоната Кальция наступает достаточно быстро, однако при прекращении действия может возникнуть обратное действие, секреция желудочного сока усиливается. Вещество нормализует уровень электролитов, угнетает активность остеокластов, замедляет процессы разрушения костной ткани.

Показания к применению

Углекислый кальций назначают:

• при заболеваниях пищеварительного тракта при гиперацидности желудочного сока (гастриты, язва желудка, острый дуоденит, симптоматическая язва любого происхождения, эрозия ЖКТ, изжога, рефлюкс-эзофагит
  
• пациентам с остеопорозом, в том числе во время постменопаузы
  
• при кариесе и рахите в детском возрасте;
• пациентам с остеомаляцией и тетанией
  
• беременным женщинам, во время кормления грудью;
• в период интенсивного роста ребенка;
• при гипокальциемии после длительного лечения ГК, при почечной остеодистрофии, гипопаратиреозе, замедленном всасывании кальция;
• в составе комплексного лечения аллергии.

Names
IUPAC name Calcium carbonate
Other names Aragonite; calcite; chalk; lime; limestone; marble; oyster; pearl
Identifiers
CAS Number	471-34-1
3D model (JSmol)	Interactive image Interactive image
ChEBI	CHEBI:3311
ChEMBL	ChEMBL1200539
ChemSpider	9708
DrugBank	DB06724
ECHA InfoCard	100.006.765
EC Number	207-439-9
E number	E170 (colours)
KEGG	D00932
PubChem CID	10112
RTECS number	FF9335000
UNII	H0G9379FGK
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID3036238
InChI InChI=1S/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2  Key: VTYYLEPIZMXCLO-UHFFFAOYSA-L  InChI=1/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2 Key: VTYYLEPIZMXCLO-NUQVWONBAS
SMILES [Ca+2].[O-]C([O-])=O C(=O)([O-])[O-].[Ca+2]
Properties
Chemical formula	CaCO3
Molar mass	100.0869 g/mol
Appearance	Fine white powder; chalky taste
Odor	odorless
Density	2.711 g/cm3 (calcite) 2.83 g/cm3 (aragonite)
Melting point	1,339 °C (2,442 °F; 1,612 K) (calcite) 825 °C (1,517 °F; 1,098 K) (aragonite)[4][5]
Boiling point	decomposes
Solubility in water	0.013 g/L (25 °C)[1][2]
Solubility product (Ksp)	3.3×10−9[3]
Solubility in dilute acids	soluble
Acidity (pKa)	9.0
Magnetic susceptibility (χ)	−3.82×10−5 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.59
Structure
Crystal structure	Trigonal
Space group	32/m
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	93 J·mol−1·K−1[6]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−1207 kJ·mol−1[6]
Pharmacology
ATC code	A02AC01 (WHO) A12AA04 (WHO)
Hazards
NFPA 704 (fire diamond)	0 0 0
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	6450 mg/kg (oral, rat)
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 15 mg/m3 (total) TWA 5 mg/m3 (resp)[7]
Safety data sheet (SDS)	ICSC 1193
Related compounds
Other anions	Calcium bicarbonate
Other cations	Beryllium carbonate Magnesium carbonate Strontium carbonate Barium carbonate Radium carbonate
Related compounds	Calcium sulfate
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Calcium carbonate is a chemical compound with the chemical formula CaCO₃. It is a common substance found in rocks as the minerals calcite and aragonite, most notably in chalk and limestone, eggshells, gastropod shells, shellfish skeletons and pearls. Materials containing much calcium carbonate or resembling it are described as calcareous. Calcium carbonate is the active ingredient in agricultural lime and is created when calcium ions in hard water react with carbonate ions to create limescale. It has medical use as a calcium supplement or as an antacid, but excessive consumption can be hazardous and cause hypercalcemia and digestive issues.^[8]

Chemistry[edit]

Calcium carbonate shares the typical properties of other carbonates. Notably it

• reacts with acids, releasing carbon dioxide (technically speaking, carbonic acid, but that disintegrates quickly to CO₂ and H₂O):

• releases carbon dioxide upon heating, called a thermal decomposition reaction, or calcination (to above 840 °C in the case of CaCO₃), to form calcium oxide, CaO, commonly called quicklime, with reaction enthalpy 178 kJ/mol:

Calcium carbonate reacts with water that is saturated with carbon dioxide to form the soluble calcium bicarbonate.

This reaction is important in the erosion of carbonate rock, forming caverns, and leads to hard water in many regions.

An unusual form of calcium carbonate is the hexahydrate ikaite, CaCO₃·6H₂O. Ikaite is stable only below 8 °C.

Preparation[edit]

The vast majority of calcium carbonate used in industry is extracted by mining or quarrying. Pure calcium carbonate (such as for food or pharmaceutical use), can be produced from a pure quarried source (usually marble).

Alternatively, calcium carbonate is prepared from calcium oxide. Water is added to give calcium hydroxide then carbon dioxide is passed through this solution to precipitate the desired calcium carbonate, referred to in the industry as precipitated calcium carbonate (PCC) This process is called carbonatation:^[9]

In a laboratory, calcium carbonate can easily be crystallized from calcium chloride (CaCl₂), by placing an aqueous solution of CaCl₂ in a desiccator alongside ammonium carbonate (NH4)₂CO₃.^[10] In the desiccator, ammonium carbonate is exposed to air and decomposes into ammonia, carbon dioxide, and water. The carbon dioxide then diffuses into the aqueous solution of calcium chloride, reacts with the calcium ions and the water, and forms calcium carbonate.

Structure[edit]

The thermodynamically stable form of CaCO₃ under normal conditions is hexagonal β-CaCO₃ (the mineral calcite).^[11] Other forms can be prepared, the denser (2.83 g/cm³) orthorhombic λ-CaCO₃ (the mineral aragonite) and hexagonal μ-CaCO₃, occurring as the mineral vaterite.^[11] The aragonite form can be prepared by precipitation at temperatures above 85 °C; the vaterite form can be prepared by precipitation at 60 °C.^[11] Calcite contains calcium atoms coordinated by six oxygen atoms; in aragonite they are coordinated by nine oxygen atoms.^[11] The vaterite structure is not fully understood.^[12] Magnesium carbonate (MgCO₃) has the calcite structure, whereas strontium carbonate (SrCO₃) and barium carbonate (BaCO₃) adopt the aragonite structure, reflecting their larger ionic radii.^[11]

Polymorphs[edit]

Calcium carbonate crystallizes in three anhydrous polymorphs,^[13][14] of which calcite is the thermodynamically most stable at room temperature, aragonite is only slightly less so, and vaterite is the least stable.^[15]

Crystal Structure[edit]

The calcite crystal structure is trigonal, with space group (No. 167 in the International Tables for Crystallography^[16]), and Pearson symbol .^[17] Aragonite is orthorhombic, with space group (No 62), and Pearson Symbol .^[18] Vaterite is composed of at least two different coexisting crystallographic structures. The major structure exhibits hexagonal symmetry in space group , the minor structure is still unknown.^[19]

Crystallization[edit]

All three polymorphs crystallize simultaneously from aqueous solutions under ambient conditions.^[15] In additive-free aqueous solutions, calcite forms easily as the major product, while aragonite appears only as a minor product.

At high saturation, vaterite is typically the first phase precipitated, which is followed by a transformation of the vaterite to calcite.^[20] This behavior seems to follow Ostwald’s rule, in which the least stable polymorph crystallizes first, followed by the crystallization of different polymorphs via a sequence of increasingly stable phases.^[21] However, aragonite, whose stability lies between those of vaterite and calcite, seems to be the exception to this rule, as aragonite does not form as a precursor to calcite under ambient conditions.^[15]

Aragonite occurs in majority when the reaction conditions inhibit the formation of calcite and/or promote the nucleation of aragonite. For example, the formation of aragonite is promoted by the presence of magnesium ions,^[22] or by using proteins and peptides derived from biological calcium carbonate.^[23] Some polyamines such as cadaverine and Poly(ethylene imine) have been shown to facilitate the formation of aragonite over calcite.^[15]

Selection by organisms[edit]

Organisms, such as molluscs and arthropods, have shown the ability to grow all three crystal polymorphs of calcium carbonate, mainly as protection (shells) and muscle attachments.^[24] Moreover, they exhibit a remarkable capability of phase selection over calcite and aragonite, and some organisms can switch between the two polymorphs. The ability of phase selection is usually attributed to the use of specific macromolecules or combinations of macromolecules by such organisms.^[25][26][27]

Occurrence[edit]

Geological sources[edit]

Calcite, aragonite and vaterite are pure calcium carbonate minerals. Industrially important source rocks which are predominantly calcium carbonate include limestone, chalk, marble and travertine.

Biological sources[edit]

Eggshells, snail shells and most seashells are predominantly calcium carbonate and can be used as industrial sources of that chemical.^[29] Oyster shells have enjoyed recent recognition as a source of dietary calcium, but are also a practical industrial source.^[30][31] Dark green vegetables such as broccoli and kale contain dietarily significant amounts of calcium carbonate, but they are not practical as an industrial source.^[32]

[edit]

Beyond Earth, strong evidence suggests the presence of calcium carbonate on Mars. Signs of calcium carbonate have been detected at more than one location (notably at Gusev and Huygens craters). This provides some evidence for the past presence of liquid water.^[33][34]

Geology[edit]

Carbonate is found frequently in geologic settings and constitutes an enormous carbon reservoir. Calcium carbonate occurs as aragonite, calcite and dolomite as significant constituents of the calcium cycle. The carbonate minerals form the rock types: limestone, chalk, marble, travertine, tufa, and others.

In warm, clear tropical waters corals are more abundant than towards the poles where the waters are cold. Calcium carbonate contributors, including plankton (such as coccoliths and planktic foraminifera), coralline algae, sponges, brachiopods, echinoderms, bryozoa and mollusks, are typically found in shallow water environments where sunlight and filterable food are more abundant. Cold-water carbonates do exist at higher latitudes but have a very slow growth rate. The calcification processes are changed by ocean acidification.

Where the oceanic crust is subducted under a continental plate sediments will be carried down to warmer zones in the asthenosphere and lithosphere. Under these conditions calcium carbonate decomposes to produce carbon dioxide which, along with other gases, give rise to explosive volcanic eruptions.

Carbonate compensation depth[edit]

The carbonate compensation depth (CCD) is the point in the ocean where the rate of precipitation of calcium carbonate is balanced by the rate of dissolution due to the conditions present. Deep in the ocean, the temperature drops and pressure increases. Calcium carbonate is unusual in that its solubility increases with decreasing temperature.^[35] Increasing pressure also increases the solubility of calcium carbonate. The carbonate compensation depth can range from 4,000 to 6,000 meters below sea level.

Role in taphonomy[edit]

Calcium carbonate can preserve fossils through permineralization. Most of the vertebrate fossils of the Two Medicine Formation—a geologic formation known for its duck-billed dinosaur eggs—are preserved by CaCO₃ permineralization.^[36] This type of preservation conserves high levels of detail, even down to the microscopic level. However, it also leaves specimens vulnerable to weathering when exposed to the surface.^[36]

Trilobite populations were once thought to have composed the majority of aquatic life during the Cambrian, due to the fact that their calcium carbonate-rich shells were more easily preserved than those of other species,^[37] which had purely chitinous shells.

Uses[edit]

Construction[edit]

The main use of calcium carbonate is in the construction industry, either as a building material, or limestone aggregate for road building, as an ingredient of cement, or as the starting material for the preparation of builders’ lime by burning in a kiln. However, because of weathering mainly caused by acid rain,^[38] calcium carbonate (in limestone form) is no longer used for building purposes on its own, but only as a raw primary substance for building materials.

Calcium carbonate is also used in the purification of iron from iron ore in a blast furnace. The carbonate is calcined in situ to give calcium oxide, which forms a slag with various impurities present, and separates from the purified iron.^[39]

In the oil industry, calcium carbonate is added to drilling fluids as a formation-bridging and filtercake-sealing agent; it is also a weighting material which increases the density of drilling fluids to control the downhole pressure. Calcium carbonate is added to swimming pools, as a pH corrector for maintaining alkalinity and offsetting the acidic properties of the disinfectant agent.^[40]

It is also used as a raw material in the refining of sugar from sugar beet; it is calcined in a kiln with anthracite to produce calcium oxide and carbon dioxide. This burnt lime is then slaked in fresh water to produce a calcium hydroxide suspension for the precipitation of impurities in raw juice during carbonatation.^[41]

Calcium carbonate in the form of chalk has traditionally been a major component of blackboard chalk. However, modern manufactured chalk is mostly gypsum, hydrated calcium sulfate CaSO₄·2H₂O. Calcium carbonate is a main source for growing biorock. Precipitated calcium carbonate (PCC), pre-dispersed in slurry form, is a common filler material for latex gloves with the aim of achieving maximum saving in material and production costs.^[42]

Fine ground calcium carbonate (GCC) is an essential ingredient in the microporous film used in diapers and some building films, as the pores are nucleated around the calcium carbonate particles during the manufacture of the film by biaxial stretching. GCC and PCC are used as a filler in paper because they are cheaper than wood fiber. Printing and writing paper can contain 10–20% calcium carbonate. In North America, calcium carbonate has begun to replace kaolin in the production of glossy paper. Europe has been practicing this as alkaline papermaking or acid-free papermaking for some decades. PCC used for paper filling and paper coatings is precipitated and prepared in a variety of shapes and sizes having characteristic narrow particle size distributions and equivalent spherical diameters of 0.4 to 3 micrometers.^{[citation needed]}

Calcium carbonate is widely used as an extender in paints,^[43] in particular matte emulsion paint where typically 30% by weight of the paint is either chalk or marble. It is also a popular filler in plastics.^[43] Some typical examples include around 15 to 20% loading of chalk in unplasticized polyvinyl chloride (uPVC) drainpipes, 5% to 15% loading of stearate-coated chalk or marble in uPVC window profile. PVC cables can use calcium carbonate at loadings of up to 70 phr (parts per hundred parts of resin) to improve mechanical properties (tensile strength and elongation) and electrical properties (volume resistivity).^{[citation needed]} Polypropylene compounds are often filled with calcium carbonate to increase rigidity, a requirement that becomes important at high usage temperatures.^[44] Here the percentage is often 20–40%. It also routinely used as a filler in thermosetting resins (sheet and bulk molding compounds)^[44] and has also been mixed with ABS, and other ingredients, to form some types of compression molded «clay» poker chips.^[45] Precipitated calcium carbonate, made by dropping calcium oxide into water, is used by itself or with additives as a white paint, known as whitewashing.^[46][47]

Calcium carbonate is added to a wide range of trade and do it yourself adhesives, sealants, and decorating fillers.^[43] Ceramic tile adhesives typically contain 70% to 80% limestone. Decorating crack fillers contain similar levels of marble or dolomite. It is also mixed with putty in setting stained glass windows, and as a resist to prevent glass from sticking to kiln shelves when firing glazes and paints at high temperature.^{[48][49][50][51]}

In ceramic glaze applications, calcium carbonate is known as whiting,^[43] and is a common ingredient for many glazes in its white powdered form. When a glaze containing this material is fired in a kiln, the whiting acts as a flux material in the glaze. Ground calcium carbonate is an abrasive (both as scouring powder and as an ingredient of household scouring creams), in particular in its calcite form, which has the relatively low hardness level of 3 on the Mohs scale, and will therefore not scratch glass and most other ceramics, enamel, bronze, iron, and steel, and have a moderate effect on softer metals like aluminium and copper. A paste made from calcium carbonate and deionized water can be used to clean tarnish on silver.^[52]

Health and diet[edit]

Calcium carbonate is widely used medicinally as an inexpensive dietary calcium supplement for gastric antacid^[53] (such as Tums and Eno). It may be used as a phosphate binder for the treatment of hyperphosphatemia (primarily in patients with chronic kidney failure). It is used in the pharmaceutical industry as an inert filler for tablets and other pharmaceuticals.^[54]

Calcium carbonate is used in the production of calcium oxide as well as toothpaste and has seen a resurgence as a food preservative and color retainer, when used in or with products such as organic apples.^[55]

Calcium carbonate is used therapeutically as phosphate binder in patients on maintenance haemodialysis. It is the most common form of phosphate binder prescribed, particularly in non-dialysis chronic kidney disease. Calcium carbonate is the most commonly used phosphate binder, but clinicians are increasingly prescribing the more expensive, non-calcium-based phosphate binders, particularly sevelamer.

Excess calcium from supplements, fortified food, and high-calcium diets can cause milk-alkali syndrome, which has serious toxicity and can be fatal. In 1915, Bertram Sippy introduced the «Sippy regimen» of hourly ingestion of milk and cream, and the gradual addition of eggs and cooked cereal, for 10 days, combined with alkaline powders, which provided symptomatic relief for peptic ulcer disease. Over the next several decades, the Sippy regimen resulted in kidney failure, alkalosis, and hypercalcaemia, mostly in men with peptic ulcer disease. These adverse effects were reversed when the regimen stopped, but it was fatal in some patients with protracted vomiting. Milk-alkali syndrome declined in men after effective treatments for peptic ulcer disease arose. Since the 1990s it has been most frequently reported in women taking calcium supplements above the recommended range of 1.2 to 1.5 grams daily, for prevention and treatment of osteoporosis,^[56][57] and is exacerbated by dehydration. Calcium has been added to over-the-counter products, which contributes to inadvertent excessive intake. Excessive calcium intake can lead to hypercalcemia, complications of which include vomiting, abdominal pain and altered mental status.^[58]

As a food additive it is designated E170,^[59] and it has an INS number of 170. Used as an acidity regulator, anticaking agent, stabilizer or color it is approved for usage in the EU,^[60] US^[61] and Australia and New Zealand.^[62] It is «added by law to all UK milled bread flour except wholemeal».^[63][64] It is used in some soy milk and almond milk products as a source of dietary calcium; at least one study suggests that calcium carbonate might be as bioavailable as the calcium in cow’s milk.^[65] Calcium carbonate is also used as a firming agent in many canned and bottled vegetable products.

Several calcium supplement formulations have been documented to contain the chemical element lead,^[66] posing a public health concern.^[67] Lead is commonly found in natural sources of calcium.^[66]

Agriculture and aquaculture[edit]

Agricultural lime, powdered chalk or limestone, is used as a cheap method for neutralising acidic soil, making it suitable for planting, also used in aquaculture industry for pH regulation of pond soil before initiating culture.^[68]

Household cleaning[edit]

Calcium carbonate is a key ingredient in many household cleaning powders like Comet and is used as a scrubbing agent.

Pollution mitigation[edit]

In 1989, a researcher, Ken Simmons, introduced CaCO₃ into the Whetstone Brook in Massachusetts.^[69] His hope was that the calcium carbonate would counter the acid in the stream from acid rain and save the trout that had ceased to spawn. Although his experiment was a success, it did increase the amount of aluminium ions in the area of the brook that was not treated with the limestone. This shows that CaCO₃ can be added to neutralize the effects of acid rain in river ecosystems. Currently calcium carbonate is used to neutralize acidic conditions in both soil and water.^[70][71][72] Since the 1970s, such liming has been practiced on a large scale in Sweden to mitigate acidification and several thousand lakes and streams are limed repeatedly.^[73]

Calcium carbonate is also used in flue gas desulfurisation applications eliminating harmful SO₂ and NO₂ emissions from coal and other fossil fuels burnt in large fossil fuel power stations.^[70]

Calcination equilibrium[edit]

Calcination of limestone using charcoal fires to produce quicklime has been practiced since antiquity by cultures all over the world. The temperature at which limestone yields calcium oxide is usually given as 825 °C, but stating an absolute threshold is misleading. Calcium carbonate exists in equilibrium with calcium oxide and carbon dioxide at any temperature. At each temperature there is a partial pressure of carbon dioxide that is in equilibrium with calcium carbonate. At room temperature the equilibrium overwhelmingly favors calcium carbonate, because the equilibrium CO₂ pressure is only a tiny fraction of the partial CO₂ pressure in air, which is about 0.035 kPa.

At temperatures above 550 °C the equilibrium CO₂ pressure begins to exceed the CO₂ pressure in air. So above 550 °C, calcium carbonate begins to outgas CO₂ into air. However, in a charcoal fired kiln, the concentration of CO₂ will be much higher than it is in air. Indeed, if all the oxygen in the kiln is consumed in the fire, then the partial pressure of CO₂ in the kiln can be as high as 20 kPa.^[74]

The table shows that this partial pressure is not achieved until the temperature is nearly 800 °C. For the outgassing of CO₂ from calcium carbonate to happen at an economically useful rate, the equilibrium pressure must significantly exceed the ambient pressure of CO₂. And for it to happen rapidly, the equilibrium pressure must exceed total atmospheric pressure of 101 kPa, which happens at 898 °C.

Equilibrium pressure of CO₂ over CaCO₃ (P) versus temperature (T).^[75]

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

Solubility[edit]

With varying CO₂ pressure[edit]

Calcium carbonate is poorly soluble in pure water (47 mg/L at normal atmospheric CO₂ partial pressure as shown below).

The equilibrium of its solution is given by the equation (with dissolved calcium carbonate on the right):

CaCO3 ⇌ Ca2+ + CO2−3

Ksp = 3.7×10−9 to 8.7×10−9 at 25 °C

where the solubility product for [Ca²⁺][CO2−3] is given as anywhere from K_sp = 3.7×10⁻⁹ to K_sp = 8.7×10⁻⁹ at 25 °C, depending upon the data source.^[75][76] What the equation means is that the product of molar concentration of calcium ions (moles of dissolved Ca²⁺ per liter of solution) with the molar concentration of dissolved CO2−3 cannot exceed the value of K_sp. This seemingly simple solubility equation, however, must be taken along with the more complicated equilibrium of carbon dioxide with water (see carbonic acid). Some of the CO2−3 combines with H⁺ in the solution according to

HCO−3 ⇌ H+ + CO2−3

Ka2 = 5.61×10−11 at 25 °C

HCO−3 is known as the bicarbonate ion. Calcium bicarbonate is many times more soluble in water than calcium carbonate—indeed it exists only in solution.

Some of the HCO−3 combines with H⁺ in solution according to

H2CO3 ⇌ H+ + HCO−3

Ka1 = 2.5×10−4 at 25 °C

Some of the H₂CO₃ breaks up into water and dissolved carbon dioxide according to

H2O + CO2(aq) ⇌ H2CO3

Kh = 1.70×10−3 at 25 °C

And dissolved carbon dioxide is in equilibrium with atmospheric carbon dioxide according to

PCO2/[CO2] = kH

where kH = 29.76 atm/(mol/L) at 25 °C (Henry constant), PCO2 being the CO2 partial pressure.

For ambient air, P_CO2 is around 3.5×10⁻⁴ atmospheres (or equivalently 35 Pa). The last equation above fixes the concentration of dissolved CO₂ as a function of P_CO2, independent of the concentration of dissolved CaCO₃. At atmospheric partial pressure of CO₂, dissolved CO₂ concentration is 1.2×10⁻⁵ moles per liter. The equation before that fixes the concentration of H₂CO₃ as a function of CO₂ concentration. For [CO₂] = 1.2×10⁻⁵, it results in [H₂CO₃] = 2.0×10⁻⁸ moles per liter. When [H₂CO₃] is known, the remaining three equations together with

H2O ⇌ H+ + OH−

K = 10−14 at 25 °C

(which is true for all aqueous solutions), and the fact that the solution must be electrically neutral, i.e., the overall charge of dissolved positive ions [Ca²⁺] + 2 [H⁺] must be cancelled out by the overall charge of dissolved negative ions [HCO−3] + [CO2−3] + [OH⁻], make it possible to solve simultaneously for the remaining five unknown concentrations (note that the previously mentioned form of the neutrality is valid only if calcium carbonate has been put in contact with pure water or with a neutral pH solution; in the case where the initial water solvent pH is not neutral, the balance is not neutral).

The adjacent table shows the result for [Ca²⁺] and [H⁺] (in the form of pH) as a function of ambient partial pressure of CO₂ (K_sp = 4.47×10⁻⁹ has been taken for the calculation).

• At atmospheric levels of ambient CO₂ the table indicates that the solution will be slightly alkaline with a maximum CaCO₃ solubility of 47 mg/L.
• As ambient CO₂ partial pressure is reduced below atmospheric levels, the solution becomes more and more alkaline. At extremely low P_CO2, dissolved CO₂, bicarbonate ion, and carbonate ion largely evaporate from the solution, leaving a highly alkaline solution of calcium hydroxide, which is more soluble than CaCO₃. Note that for P_CO2 = 10⁻¹² atm, the [Ca²⁺][OH⁻]₂ product is still below the solubility product of Ca(OH)₂ (8×10⁻⁶). For still lower CO₂ pressure, Ca(OH)₂ precipitation will occur before CaCO₃ precipitation.
• As ambient CO₂ partial pressure increases to levels above atmospheric, pH drops, and much of the carbonate ion is converted to bicarbonate ion, which results in higher solubility of Ca²⁺.

The effect of the latter is especially evident in day-to-day life of people who have hard water. Water in aquifers underground can be exposed to levels of CO₂ much higher than atmospheric. As such water percolates through calcium carbonate rock, the CaCO₃ dissolves according to the second trend. When that same water then emerges from the tap, in time it comes into equilibrium with CO₂ levels in the air by outgassing its excess CO₂. The calcium carbonate becomes less soluble as a result, and the excess precipitates as lime scale. This same process is responsible for the formation of stalactites and stalagmites in limestone caves.

Two hydrated phases of calcium carbonate, monohydrocalcite CaCO₃·H₂O and ikaite CaCO₃·6H₂O, may precipitate from water at ambient conditions and persist as metastable phases.

With varying pH, temperature and salinity: CaCO₃ scaling in swimming pools[edit]

In contrast to the open equilibrium scenario above, many swimming pools are managed by addition of sodium bicarbonate (NaHCO₃) to about 2 mM as a buffer, then control of pH through use of HCl, NaHSO₄, Na₂CO₃, NaOH or chlorine formulations that are acidic or basic. In this situation, dissolved inorganic carbon (total inorganic carbon) is far from equilibrium with atmospheric CO₂. Progress towards equilibrium through outgassing of CO₂ is slowed by

In this situation, the dissociation constants for the much faster reactions

H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO−3 ⇌ 2 H⁺ + CO2−3

allow the prediction of concentrations of each dissolved inorganic carbon species in solution, from the added concentration of HCO−3 (which constitutes more than 90% of Bjerrum plot species from pH 7 to pH 8 at 25 °C in fresh water).^[78] Addition of HCO−3 will increase CO2−3 concentration at any pH. Rearranging the equations given above, we can see that [Ca²⁺] = K_sp/[CO2−3], and [CO2−3] = K_a2 [HCO−3]/[H⁺]. Therefore, when HCO−3 concentration is known, the maximum concentration of Ca²⁺ ions before scaling through CaCO₃ precipitation can be predicted from the formula:

[Ca²⁺]_max = K_sp/K_a2 × [H⁺]/[HCO−3]

The solubility product for CaCO₃ (K_sp) and the dissociation constants for the dissolved inorganic carbon species (including K_a2) are all substantially affected by temperature and salinity,^[78] with the overall effect that [Ca²⁺]_max increases from freshwater to saltwater, and decreases with rising temperature, pH, or added bicarbonate level, as illustrated in the accompanying graphs.

The trends are illustrative for pool management, but whether scaling occurs also depends on other factors including interactions with Mg²⁺, [B(OH)₄]⁻ and other ions in the pool, as well as supersaturation effects.^[79][80] Scaling is commonly observed in electrolytic chlorine generators, where there is a high pH near the cathode surface and scale deposition further increases temperature. This is one reason that some pool operators prefer borate over bicarbonate as the primary pH buffer, and avoid the use of pool chemicals containing calcium.^[81]

Solubility in a strong or weak acid solution[edit]

Solutions of strong (HCl), moderately strong (sulfamic) or weak (acetic, citric, sorbic, lactic, phosphoric) acids are commercially available. They are commonly used as descaling agents to remove limescale deposits. The maximum amount of CaCO₃ that can be «dissolved» by one liter of an acid solution can be calculated using the above equilibrium equations.

• In the case of a strong monoacid with decreasing acid concentration [A] = [A⁻], we obtain (with CaCO₃ molar mass = 100 g/mol):

[A] (mol/L)	1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
Initial pH	0.00	1.00	2.00	3.00	4.00	5.00	6.00	6.79	7.00
Final pH	6.75	7.25	7.75	8.14	8.25	8.26	8.26	8.26	8.27
Dissolved CaCO3 (g/L of acid)	50.0	5.00	0.514	0.0849	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

where the initial state is the acid solution with no Ca²⁺ (not taking into account possible CO₂ dissolution) and the final state is the solution with saturated Ca²⁺. For strong acid concentrations, all species have a negligible concentration in the final state with respect to Ca²⁺ and A⁻ so that the neutrality equation reduces approximately to 2[Ca²⁺] = [A⁻] yielding [Ca²⁺] ≈ 0.5 [A⁻]. When the concentration decreases, [HCO−3] becomes non-negligible so that the preceding expression is no longer valid. For vanishing acid concentrations, one can recover the final pH and the solubility of CaCO₃ in pure water.

• In the case of a weak monoacid (here we take acetic acid with pK_a = 4.76) with decreasing total acid concentration [A] = [A⁻] + [AH], we obtain:

[A] (mol/L)	[Ca2+] ≈ 0.5 [A−]	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
Initial pH	2.38	2.88	3.39	3.91	4.47	5.15	6.02	6.79	7.00
Final pH	6.75	7.25	7.75	8.14	8.25	8.26	8.26	8.26	8.27
Dissolved CaCO3 (g/L of acid)	49.5	4.99	0.513	0.0848	0.0504	0.0474	0.0471	0.0470	0.0470

For the same total acid concentration, the initial pH of the weak acid is less acid than the one of the strong acid; however, the maximum amount of CaCO₃ which can be dissolved is approximately the same. This is because in the final state, the pH is larger than the pK_a, so that the weak acid is almost completely dissociated, yielding in the end as many H⁺ ions as the strong acid to «dissolve» the calcium carbonate.

• The calculation in the case of phosphoric acid (which is the most widely used for domestic applications) is more complicated since the concentrations of the four dissociation states corresponding to this acid must be calculated together with [HCO−3], [CO2−3], [Ca²⁺], [H⁺] and [OH⁻]. The system may be reduced to a seventh degree equation for [H⁺] the numerical solution of which gives

[A] (mol/L)	1	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−10
Initial pH	1.08	1.62	2.25	3.05	4.01	5.00	5.97	6.74	7.00
Final pH	6.71	7.17	7.63	8.06	8.24	8.26	8.26	8.26	8.27
Dissolved CaCO3 (g/L of acid)	62.0	7.39	0.874	0.123	0.0536	0.0477	0.0471	0.0471	0.0470

where [A] = [H₃PO₄] + [H₂PO−4] + [HPO2−4] + [PO3−4] is the total acid concentration. Thus phosphoric acid is more efficient than a monoacid since at the final almost neutral pH, the second dissociated state concentration [HPO2−4] is not negligible (see phosphoric acid).

See also[edit]

References[edit]

External links[edit]

• International Chemical Safety Card 1193
• CID 516889 from PubChem
• ATC codes: A02AC01 (WHO) and A12AA04 (WHO)
• The British Calcium Carbonate Association – What is calcium carbonate Archived 24 May 2008 at the Wayback Machine
• CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards – Calcium Carbonate

CAS: 471-34-1

Синонимы: Карбонат кальция, Арагонит, Кальцит, Известняк, Мел, Мрамор, Фатерит, Calcium carbonate, Aragonite, Limestone, Calcite, Chalk, Allied Whiting, Calcene CO

Калий углекислый является неорганическим соединением, соль угольной кислоты и кальция.
Бесцветное кристаллическое вещество или белый порошок, не имеющий запаха и вкуса. Вещество практически не растворимо в воде и этаноле. Растворяется с кипением в разбавленных уксусной, соляной и азотной кислотах.
В окружающей среде встречается по всему миру в виде минералов горных пород, таких как мрамор, мел, известняк, доломит, травертин, а также в виде полиморфов аргонита, кальцита, фатерита, в том числе в раковинах моллюсков, яичной скорлупе рептилий и птиц.
Значительное количество кальцита для промышленных предприятий в основном добывается из полезных ископаемых. Другой способ получения является лабораторным в процессе гашения оксида кальция негашеной известью.

Физико-химические свойства:

Химическая формула: CaCO3 или CCaO3
Молярная масса: 100,09 г/моль
Плотность: 2,8 г/см³
Температура:
— плавления 825°C
— разложения 900−1000°C
— кипения 800°C

Меры безопасности:

Относится к нетоксичным и негорючим веществам.
Контакт с реактивом вызывает покраснение, серьезное повреждение глаз, раздражение кожи и дыхательных путей.
При работе рекомендуется использовать защитные очки, перчатки, избегать вдыхания пыли. Применять местную вытяжку.

Область применения:

В органической химии используется как полярный апротонный растворитель.
Для обнаружения и определения галогенов в органических соединениях.
В пищевой промышленности в производстве сухих молочных продуктов, а также зарегистрирован в качестве пищевого красителя под индексом Е170 и укрепляющего реагента.
Получил широкое применение в бумажной отрасли в качестве отбеливателя и раскислителя.
В медицине в качестве фосфатных целях буфера при гемодиализе, антацида при повышенной кислотности желудка для временного облегчения несварения желудка и изжоги а также, как добавка для профилактики и лечения остеопороза.
В строительстве является одним из компонентов в составе шпаклевки и герметиков.
В быту служит побелкой для потолков, для покраски стволов садовых деревьев.
А также используется в производстве краски, резины, силикатного стекла, бытовой химии, пластмассы для труб, кафельной плитки, черепицы, линолеума и ковров.