Kalcijum karbonat

Izvor: Wikipedia
Kalcijum karbonat
Calcium carbonate.png
Calcium-carbonate-xtal-3D-vdW.png
Calcium carbonate.jpg
IUPAC ime
Drugi nazivi Krečnjak; kalcit; aragonit; kreda; mermer; biser
Identifikacija
CAS registarski broj 471-34-1 YesY
ChemSpider[1] 9708 YesY
UNII H0G9379FGK YesY
KEGG[2] D00932
ChEBI 3311
RTECS registarski broj toksičnosti FF9335000
Jmol-3D slike Slika 1
Slika 2
Svojstva
Molekulska formula CaCO3
Agregatno stanje Fine beli prah
Gustina 2.71 g/cm3 (kalcit)
2.83 g/cm3 (aragonit)
Tačka topljenja

825 °C (aragonit)
1339 °C (kalcit)[4]

Tačka ključanja

razlaže se

Rastvorljivost u vodi 0.00015 mol/L (25 °C)
Ksp 4.8×10-9[3]
Rastvorljivost u razređene kiseline rastvoran je
pKa 9.0
Indeks refrakcije (nD) 1.59
Struktura
Kristalna rešetka/struktura Trigonalna
Kristalografska grupa 32/m
Opasnost
Podaci o bezbednosti prilikom rukovanja (MSDS) ICSC 1193
EU-indeks Nije na listi
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
0
0
 
Tačka paljenja Nije zapaljiv
Srodna jedinjenja
Drugi anjoni Kalcijum bikarbonat
Drugi katjoni Magnezijum karbonat
Stroncijum karbonat
Barijum karbonat
Сродна једињења Kalcijum sulfat

 YesY (šta je ovo?)   (verifikuj)

Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje (25 °C, 100 kPa) materijala

Infobox references
Kristalna struktura kalcita

Kalcijum-karbonat je hemijsko jedinjenje koje spada u klasu neorganskih soli. Molekularna formula kalcijum-karbonata je CaCO3. Najčešći oblici kalcijum karbonata su krečnjak, kreda i mermer.[5][6]

Dobijanje[uredi - уреди]

Kalcijum-karbonat se dobija u reakciji između kalcijum-hidroksida i ugljene kiseline. Može se dobiti i reakcijom između kalcijumovog oksida i ugljen-dioksida, ili kombinacija jednog od ovih jedinjenja sa jednim od prethodna dva. Preko bilo koje od ispod napisanih reakcija može se dobiti kalcijum karbonat.

Ca(OH)_2 + H_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 + 2H_2O

Ca(OH)_2 + CO_2 \rightarrow CaCO_3 + H_2O

CaO + H_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 + H_2O

CaO + CO_2 \rightarrow CaCO_3

Kalcijum-karbonat može se dobiti i na druge načine, npr. u dvoguboj izmeni soli. Ova je reakcija moguća zato što je kalcijum-karbonat talog.

Ca(NO_3)_2 + Na_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 + 2NaNO_3

Fizičke osobine[uredi - уреди]

Kalcijum-karbonat je praskašta so bele boje. Ova je so nerastvorljiva u vodi. Prilikom mešanja sa vodom nastaje talog.

Hemijske osobine[uredi - уреди]

Kalcijum-karbonat sa indikatorima reaguje bazno jer je baza koja ga gradi jača od kiseline koja ga gradi.

Reakcije[uredi - уреди]

Kalcijum-karbonat može da reaguje u svim hemijskim rekacijama koje su karakteristične za karbonate (soli ugljene kiseline).

CaCO_3 + H_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + CO_2 + H_2O

Sumporna kiselina je jača od ugljene kiseline (kao i sve ostale neorganske kiseline) i zato može da je istisne iz njenih soli. Pošto je ugljena kiselina veoma nepostojana, ona se odmah raspada na ugljen-dioksid i vodu. U reakciji se dobija i odgovarajuća so kalcijuma (u ovom slučaju kalcijum-sulfat).

CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2

Na temperaturama od oko 825 °C kalcijum-karbonat se raspada na ugljen-dioksid i kalcijum-oksid.

CaCO_3 + Na_2SO_4 \rightarrow CaSO_4 + Na_2CO_3

Oba reakcija zobe se dvoguba izmena soli. Dvoguba izmena soli je moguća samo ako nastaje slaborastvorno jedinjenje ili gas (u ovom slučaju, nastaje talog - kalcijum-karbonat).

Ako se na kalcijum-karbonat doda vode i ugljen-dioksida, doći će do reakcije i nagradiće se kalcijum-hidrogenkarbonat.

CaCO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow Ca(HCO_3)_2

Kalcijum-karbonat je elektrolit. Ispod je napisana reakcija elektrolitičke disocijacije kalcijum-karbonata.

CaCO_3 \rightarrow Ca^{2+} + CO_3^{2-}

Primena[uredi - уреди]

Primenjuje se u medicinske svrhe kao antacid (neutrališe kicelinu u želucu). Koristi se i u proizvodnji školskih kreda zajedno sa kalcijum-sulfatom. Velika je i primena kalcijum-karbonata u građevinarstvu. Koristi se sam po sebi (npr. mermer) ili kao jedan od sastojaka cementa. U keramici kalcijum karbonat je koristan jer se njegov prah koristi kao jedan od glavnih sastojaka u prahu za glazuru.

Nalaženje u prirodi[uredi - уреди]

Kalcijum-karbonat se može u prirodi naći u raznim mineralima zajedno sa drugim solima, npr. u dolomitu (MgCO_3 x CaCO_3).

Vidi još[uredi - уреди]

Reference[uredi - уреди]

  1. Hettne KM, Williams AJ, van Mulligen EM, Kleinjans J, Tkachenko V, Kors JA. (2010). "Automatic vs. manual curation of a multi-source chemical dictionary: the impact on text mining". J Cheminform 2 (1): 3. doi:10.1186/1758-2946-2-3. PMID 20331846.  edit
  2. Joanne Wixon, Douglas Kell (2000). "Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG". Yeast 17 (1): 48–55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  3. Patnaik, Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. ISBN 0070494398. http://books.google.com/?id=Xqj-TTzkvTEC. pristupljeno 6. 6. 2009.. 
  4. "Occupational safety and health guidline for calcium carbonate". US Dept. of Health and Human Services. http://www.cdc.gov/niosh/docs/81-123/pdfs/0090.pdf. pristupljeno 31. 3. 2011.. 
  5. Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. http://www.pearsonhighered.com/educator/product/Housecroft-Inorganic-Chemistry-3e/9780131755536.page. 
  6. Holleman A. F., Wiberg E. (2001). Inorganic Chemistry (1st edition izd.). San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed079p944. 

Spoljašnje veze[uredi - уреди]