Калциум карбонат

Калциум карбонат

Назив според МСЧПХ Calcium carbonate
Други називи Limestone; calcite; aragonite; chalk; marble; pearl
Назнаки
CAS-бр.	471-34-1 Ок
ATC код	A02AC01 A12AA04
ChEBI	CHEBI:3311 Ок
ChemSpider	9708 Ок
InChI InChI=1S/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2 Ок Клуч: VTYYLEPIZMXCLO-UHFFFAOYSA-L Ок InChI=1/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2 Клуч: VTYYLEPIZMXCLO-NUQVWONBAS
3Д-модел (Jmol)	Слика Слика
KEGG	D00932 Ок
PubChem	10112
RTECS-бр.	FF9335000
SMILES [Ca+2].[O-]C([O-])=O C(=O)([O-])[O-].[Ca+2]
UNII	H0G9379FGK Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса	0 g mol−1
Изглед	Fine white powder
Мирис	odorless
Густина	2.711 g/cm3 (calcite) 2.83 g/cm3 (aragonite)
Точка на топење
Точка на вриење
Растворливост во вода	0.15 g/100 mL (25°C)
Производ на растворливост, Ksp	4.8×10−9[2]
Растворливост во dilute acids	soluble
Киселост (pKa)	9.0
Показател на прекршување (nD)	1.59
Структура
Кристална структура	Trigonal
Термохемија
Ст. енталпија на образување ΔfHo298	−1207 kJ·mol−1[3]
Стандардна моларна ентропија So298	93 J·mol−1·K−1[3]
Опасност
NFPA 704	1 0 0
Температура на запалување	825 °C
Смртоносна доза или концентрација:
LD50 (средна доза)	6450 mg/kg (oral, rat)
Слични супстанци
Други анјони	Калциум бикарбонат
Други катјони	Magnesium carbonate Strontium carbonate Barium carbonate
Слични супстанци	Калциум сулфат
Дополнителни податоци
Ок(што е ова?)  (провери) Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Калциум карбонат — хемиско соединение со хемиска формула CaCO
3. Тоа е вообичаена супстанца која се наоѓа во карпите како минерал на калцит и арагонит (најзабележителен како варовник, кој е вид на седиментни карпи кои се состојат главно од калцит) и е главната компонента на лушпите од јајцата, лушпите од гастроподи, скелетите од школки и бисерите. Работите што содржат многу калциум карбонат или слични на него се опишани како варовнички. Калциум карбонатот е активна состојка во земјоделската вар и се создава кога јоните на калциум во тврда вода реагираат со карбонатните јони и создаваат бигор. Има медицинска употреба како додаток на калциум или како антацид, но прекумерното консумирање може да биде опасно и да предизвика хиперкалцемија и дигестивни проблеми^[4] .

Калциум карбонатот ги дели типичните својства на другите карбонати. Особено

• реагира со киселини, ослободувајќи јаглерод диоксид (технички гледано, јаглеродна киселина, но кој брзо се распаѓа до CO
  2 и H
  2O):

${\displaystyle {\ce {CaCO_3(s) {+}2H^{+}(aq) -> Ca^{2+}(aq) + CO2(g) + H_2O(l)}}}$

• ослободува јаглерод диоксид при загревање, наречена реакција на топлинско разложување или калцинирање (над 840 °C во случај на CaCO
  3 ), за да се формира калциум оксид, CaO, обично наречена жива вар, со реакциона енталпија 178 kJ/mol:

${\displaystyle {\ce {CaCO3(s)->[\Delta ]CaO(s){+}CO2\uparrow }}}$

Калциум карбонат реагира со вода која е заситена со јаглерод диоксид за да формира растворлив калциум бикарбонат.

${\displaystyle {\ce {CaCO3(s){+}CO2(g){+}H2O(l)-> Ca(HCO3)2(aq)}}}$

Оваа реакција е важна при ерозијата на карбонатните карпи, формирајќи пештери и води до тврда вода во многу региони.

Невообичаена форма на калциум карбонат е хексахидрат икаит, CaCO
3 · 6H₂O

Огромното мнозинство на калциум карбонат што се користи во индустријата се екстрахира со рударство или вадење камен. Чистиот калциум карбонат (како за храна или фармацевтска употреба), може да се произведе од чист извор на камен (обично мермер).

Алтернативно, калциум карбонат се подготвува од калциум оксид. Водата се додава за да се добие калциум хидроксид, потоа јаглерод диоксидот се пренесува низ овој раствор за да се таложи саканиот калциум карбонат, кој во индустријата се нарекува таложен калциум карбонат (PCC) Овој процес се нарекува карбонација^[5]:

${\displaystyle {\ce {CaO{+}H2O->Ca(OH)2}}}$

${\displaystyle {\ce {Ca(OH)2{+}CO2->CaCO3{+}H_2O}}}$

Во лабораторија, калциум карбонатот лесно може да се кристализира од калциум хлорид (CaCl₂), со ставање на воден раствор од CaCl₂ во сукатор заедно со амониум карбонат (NH4)₂CO₃^[6]. Во сушачот, амониум карбонат е изложен на воздух и се распаѓа на амонијак, јаглерод диоксид и вода. Јаглеродниот диоксид потоа дифузира во воден раствор на калциум хлорид, реагира со јоните на калциум и водата и формира калциум карбонат.

Термодинамички стабилната форма на CaCO
3 во нормални услови е шестаголен β-CaCO
3 (минерал калцит). Може да се подготват и други форми, колку што е погусто (2.83 g/cm³) орторомбична λ-CaCO
3 (минералот арагонит) и шестаголен μ-CaCO
3, кој се јавува како минерал ватерит. Формата на арагонит може да се подготви со врнежи на температури над 85 степени °C; формата на ватерит може да се подготви со врнежи на 60 °C. Калцитот содржи атоми на калциум координирани од шест атоми на кислород; во арагонитот тие се координирани со девет атоми на кислород^[7]. Структурата на ватерит не е целосно разбрана. Магнезиум карбонат (MgCO
3) има калцитна структура, додека стронциум карбонат (SrCO
3) и бариум карбонат (BaCO
3) ја прифаќаат структурата на арагонит, рефлектирајќи ги нивните поголеми јонски радиуси.

Калциум карбонатот се кристализира во три безводни полиморфи, од кои калцитот е термодинамички најстабилен на собна температура, арагонитот е само малку помалку, а ватеритот е најмалку стабилен.^[8][9][10]

Кристалната структура на калцитот е тригонална, со вселенска група ${\displaystyle R{\bar {3}}c}$ (бр. 167 во меѓународните табели за кристалографија^[11]), и симболот на Пирсон ${\displaystyle hR10}$^[12]. Арагонитот е орторомбен, со вселенска група ${\displaystyle Pmcn}$ (бр. 62)^[13] и симболот на Пирсон ${\displaystyle oP20}$. Ватеритот е составен од најмалку две различни коегзистирачки кристалографски структури. Главната структура покажува шестаголна симетрија во вселенската група ${\displaystyle P6_{3}/mmc}$, малата структура сè уште не е позната^[14].

Сите три полиморфи се кристализираат истовремено од водени раствори во амбиентални услови. Во водените раствори без адитиви, калцитот лесно се формира како главен производ, додека арагонитот се појавува само како помал производ.

При висока заситеност, ватеритот е типично првата фаза која се таложи, што е проследено со трансформација на ватеритот во калцит. Се чини дека ова однесување го следи правилото на Оствалд, во кое најнестабилниот полиморф се кристализира прво, проследено со кристализација на различни полиморфи преку низа од сè постабилни фази. Сепак, арагонитот, чија стабилност лежи помеѓу оние на ватеритот и калцитот, се чини дека е исклучок од ова правило, бидејќи арагонитот не се формира како претходник на калцитот во амбиентални услови.

Арагонитот најчесто се јавува кога реакционите услови го инхибираат формирањето на калцит и/или промовираат нуклеација на арагонитот. На пример, формирањето на арагонит се промовира со присуство на јони на магнезиум, или со користење на белковини и пептиди добиени од биолошки калциум карбонат. Се покажало дека некои полиамини како кадаверин и поли(етилен имин) го олеснуваат формирањето на арагонит над калцитот.

Организмите, како што се мекотелите и членконогите, покажале способност да ги одгледуваат сите три кристални полиморфи на калциум карбонат, главно како заштита (школки) и прицврстување на мускулите. Покрај тоа, тие покажуваат извонредна способност за избор на фаза над калцитот и арагонитот, а некои организми можат да се префрлаат помеѓу двата полиморфи. Способноста за избор на фаза обично се припишува на употребата на специфични макромолекули или комбинации на макромолекули од такви организми.

Калцит, арагонит и ватерит се чисти минерали на калциум карбонат. Индустриски важните извори на карпи кои се претежно калциум карбонат вклучуваат варовник, креда, мермер и травертин.

Лушпите од јајцата, лушпите од полжави и повеќето морски школки се претежно калциум карбонат и може да се користат како индустриски извори на таа хемикалија. Школките од остриги неодамна уживале препознатливост како извор на калциум во исхраната, но се и практичен индустриски извор. Темнозелените зеленчуци како брокулата и кељ содржат диететски значителни количини на калциум карбонат, но тие не се практични како индустриски извор.

Надвор од Земјата, силни докази укажуваат на присуство на калциум карбонат на Марс. Знаци на калциум карбонат се откриени на повеќе од една локација (особено кај кратерите Гусев и Хајгенс). Ова дава некои докази за минатото присуство на течна вода.

Карбонатот често се наоѓа во геолошките услови и претставува огромен јаглероден резервоар. Калциум карбонатот се јавува како арагонит, калцит и доломит како значајни состојки на калциумовиот циклус. Карбонатните минерали ги формираат карпите: варовник, креда, мермер, травертин, туфа и други.

Во топлите, бистри тропски води, коралите се пообилни отколку кон половите каде водите се студени. Придонесувачите на калциум карбонат, вклучително и планктони (како што се коколити и планктични фораминифери), коралите алги, сунѓери, брахиоподи, ехинодерми, брјозои и мекотели, обично се наоѓаат во плитки водни средини каде што сончевата светлина и храната што може да се филтрира се пообилни. Карбонатите од студената вода постојат на повисоки географски широчини, но имаат многу бавна стапка на раст. Процесите на калцификација се менуваат со закиселување на океаните.

Онаму каде што океанската кора е спуштена под континентална плоча, седиментите ќе се носат до потоплите зони во астеносферата и литосферата. Во овие услови, калциум карбонатот се распаѓа и произведува јаглерод диоксид кој, заедно со другите гасови, предизвикува експлозивни вулкански ерупции.

Длабочината на компензација на карбонат (CCD) е точката во океанот каде што стапката на таложење на калциум карбонат е избалансирана со стапката на растворање поради присутните услови. Длабоко во океанот, температурата паѓа и притисокот се зголемува. Калциум карбонатот е невообичаен по тоа што неговата растворливост се зголемува со намалувањето на температурата. Зголемувањето на притисокот ја зголемува и растворливоста на калциум карбонатот. Длабочината на компензација на карбонат може да се движи од 4.000 до 6.000 метри под нивото на морето.

Калциум карбонатот може да ги зачува фосилите преку перминерализација. Поголемиот дел од фосилите на ’рбетниците од Формацијата „Две Медицини“ — геолошка формација позната по јајцата од диносаурус — се зачувани од CaCO
3.^[15] зачувува високи нивоа на детали, дури и до микроскопско ниво. Сепак, исто така, ги остава примероците ранливи на атмосферски влијанија кога се изложени на површината.

Некогаш се сметало дека популациите на трилобити го сочинувале најголемиот дел од водниот живот за време на Камбриум, поради фактот што нивните лушпи богати со калциум карбонат биле полесно зачувани од оние на другите видови, кои имале чисто хитинозни школки.

Главната употреба на калциум карбонат е во градежната индустрија, или како градежен материјал, или варовнички агрегат за изградба на патишта, како состојка на цемент или како почетен материјал за подготовка на градежни вар со горење во печка. Меѓутоа, поради атмосферските влијанија главно предизвикани од кисели дождови, калциум карбонатот (во форма на варовник) повеќе не се користи за градежни цели сам по себе, туку само како сурова примарна супстанција за градежни материјали.

Калциум карбонатот се користи и за прочистување на железо од железна руда во висока печка. Карбонатот се калцинира in situ за да се добие калциум оксид, кој формира згура со присутни различни нечистотии и се одвојува од прочистеното железо.

Во нафтената индустрија, калциум карбонатот се додава во течностите за дупчење како средство за премостување на формирање и за запечатување на колачи; тоа е исто така тежински материјал кој ја зголемува густината на течностите за дупчење за да го контролира притисокот во дупката. Калциум карбонат се додава во базените, како коректор на pH за одржување на алкалноста и неутрализирање на киселинските својства на средството за дезинфекција.

Се користи и како суровина за рафинирање на шеќер од шеќерна репка; се калцинира во печка со антрацит за да произведе калциум оксид и јаглерод диоксид. Оваа изгорена вар потоа се гаси во свежа вода за да се произведе суспензија на калциум хидроксид за таложење на нечистотии во суровиот сок за време на карбонатирањето.

Калциум карбонатот во форма на креда традиционално е главна компонента на кредата која се користи за на табла. Сепак, современата произведена креда е претежно гипс, хидриран калциум сулфат CaSO
4 · 2H₂O Калциум карбонатот е главен извор за одгледување биорок. Преципитираниот калциум карбонат (PCC), претходно дисперзиран во форма на кашеста маса, е вообичаен материјал за полнење за латекс ракавици со цел да се постигне максимална заштеда во материјалните и производствените трошоци.

Фино мелен калциум карбонат (GCC) е суштинска состојка во микропорозната фолија што се користи во пелените и некои градежни сектори, бидејќи порите се нуклеирани околу честичките на калциум карбонат за време на производството со биаксијално истегнување. GCC и PCC се користат како полнење во хартијата бидејќи се поевтини од дрвените влакна. Во однос на обемот на пазарот, GCC се најважните типови на полнила кои се користат во моментов. Хартијата за печатење и пишување може да содржи 10-20% калциум карбонат. Во Северна Америка, калциум карбонатот почнал да го заменува каолинот во производството на сјајна хартија. Европа веќе неколку децении го практикува ова како производство на алкална хартија или производство на хартија без киселини. PCC што се користи за полнење хартија и облоги на хартија се таложи и се подготвува во различни форми и големини со карактеристични тесни распределби на големината на честичките и еквивалентни сферични дијаметри од 0,4 до 3 микрометри. 

Калциум карбонатот е широко користен како продолжувач во боите, особено во мат емулзиската боја каде што обично 30% од тежината на бојата е или креда или мермер. Тоа е исто така популарно полнење во пластиката. Некои типични примери вклучуваат околу 15 до 20% полнење на креда во непластифицирани одводни цевки од поливинил хлорид (uPVC), 5% до 15% натоварување на креда или мермер обложена со стеарат во профилот на прозорецот uPVC. ПВЦ каблите можат да користат калциум карбонат при товари до 70 phr (делови на сто делови од смола) за подобрување на механичките својства (јачина на истегнување и издолжување) и електричните својства (зафатнинска отпорност).  Полипропиленските соединенија често се полни со калциум карбонат за да се зголеми ригидноста, барање што станува важно при високи температури на употреба. Овде процентот е често 20-40%. Исто така, рутински се користи како полнење во термореактивни смоли (листови и соединенија за обликување на големо) и исто така се меша со ABS и други состојки, за да се формираат некои типови на компресија обликувани „глинени“ покер чипови. Преципитираниот калциум карбонат, направен со фрлање на калциум оксид во вода, се користи сам или со адитиви како бела боја, позната како варосуване.

Калциум карбонатот се додава во широк опсег на трговија и за лепила, заптивки и полнила за украсување. Лепилата за керамички плочки обично содржат 70% до 80% варовник. Полнилата за украсување пукнатини содржат слични нивоа на мермер или доломит. Исто така, се меша со кит при поставување на витраж и како отпор за да се спречи лепење на стаклото на полиците на печката при печење на глазури и бои на висока температура.

Во апликациите за керамичка глазура, калциум карбонатот е познат како белвица, и е честа состојка за многу глазури во неговата бела прашкаста форма. Кога глазурата што го содржи овој материјал се пече во печка, белвицата делува како флукс материјал во глазурата. Мелениот калциум карбонат е абразив (и како прашок за чистење и како состојка на кремите за чистење во домаќинството), особено во неговата форма на калцит, кој има релативно ниско ниво на тврдост од 3 на Мосовата скала, и затоа нема да гребе стакло и повеќето друга керамика, емајл, бронза, железо и челик, и имаат умерен ефект врз помеките метали како алуминиумот и бакарот. Паста направена од калциум карбонат и дејонизирана вода може да се користи за чистење на оцрнување на среброто.

Калциум карбонатот е широко користен во медицината како евтин додаток на калциум во исхраната за гастрична антацид (како што се Тумс и Ено). Може да се користи како фосфатно врзивно средство за третман на хиперфосфатемија (првенствено кај пациенти со хронична бубрежна инсуфициенција). Се користи во фармацевтската индустрија како инертен филер за таблети и други фармацевтски производи.

Калциум карбонатот се користи во производството на калциум оксид, како и паста за заби и повторно се појавил како конзерванс за храна и задржувач на боја, кога се користи во или со производи како органски јаболка.

Калциум карбонатот се користи терапевтски како врзивно средство за фосфат кај пациенти на одржување на хемодијализа. Тоа е најчеста форма на фосфатно врзивно средство кое се препишува, особено кај хронично бубрежно заболување без дијализа. Калциум карбонатот е најчесто користеното врзивно средство за фосфат, но лекарите сè почесто ги препишуваат поскапите фосфатни врзива кои не се базирани на калциум, особено севеламер.

Вишокот на калциум од додатоците, збогатената храна и диетите со висока содржина на калциум може да предизвикаат млечно-алкален синдром, кој има сериозна токсичност и може да биде фатален. Во 1915 година, Бертрам Сипи го вовел „Сипи режимот“ на ингестија на млеко и павлака по час и постепено додавање јајца и варени житарки, во текот на 10 дена, во комбинација со алкални прашоци, што обезбедувало симптоматско олеснување за пептичен улкус. Во текот на следните неколку децении, режимот резултирал со откажување на бубрезите, алкалоза и хиперкалцемија, најмногу кај мажи со пептичен улкус. Овие негативни ефекти биле поништени кога режимот престанал, но бил фатален кај некои пациенти со продолжено повраќање. Синдромот се намалил кај мажите откако се појавиле ефективни третмани за пептичен улкус. Од 1990-тите, најчесто се забележува кај жени кои земаат додатоци на калциум над препорачаниот опсег од 1,2 до 1,5 грама дневно, за превенција и третман на остеопороза, и се влошува со дехидрација. Калциумот е додаден во производите што се продаваат без рецепт, што придонесува за ненамерно прекумерно внесување. Прекумерниот внес на калциум може да доведе до хиперкалцемија, чии компликации вклучуваат повраќање, абдоминална болка и променет ментален статус.

Како додаток на храна е означен E170, и има INS број од 170. Се користи како регулатор на киселост, средство против стврднување, стабилизатор или боја, одобрен е за употреба во ЕУ, САД и Австралија и Нов Зеланд. Тој е „додаден со закон на целото мелено лебно брашно во ОК освен интегралното брашно“. Се користи во некои производи од соја и бадемово млеко како извор на калциум во исхраната; барем една студија сугерира дека калциум карбонатот може да биде биодостапен исто како и калциумот во кравјото млеко. Калциум карбонатот се користи и како средство за зацврстување во многу конзервирани и флаширани растителни производи.

Документирани се неколку формулации за додатоци на калциум дека го содржат хемискиот елемент олово, што претставува загриженост за јавното здравје. Оловото најчесто се наоѓа во природните извори на калциум.

Земјоделската вар, креда во прав или варовник, се користи како евтин метод за неутрализирање на кисела почва, што ја прави погодна за садење, исто така се користи во индустријата за аквакултура за регулација на pH на почвата пред да се започне со култура.^[16]

Калциум карбонатот е клучна состојка во многу прашоци за чистење домаќинства како Comet и се користи како средство за чистење.

Во 1989 година, истражувач, Кен Симонс, вовел CaCO
3 во Вестстоун Брук во Масачусетс.^[17] Неговата надеж била дека калциум карбонатот ќе се спротивстави на киселината во потокот од киселиот дожд и ќе ја спаси пастрмката што престанала да се мрести. Иако неговиот експеримент бил успешен, тој навистина го зголемил количеството на алуминиумски јони во областа на потокот што не бил третирана со варовник. Ова покажува дека CaCO
3 може да се додаде за да се неутрализираат ефектите од киселите дождови во речните екосистеми. Во моментов калциум карбонат се користи за неутрализирање на киселинските услови и во почвата и во водата.^[18][19][20] Од 1970-тите, ваквата варовница се практикува во голем обем во Шведска за да се ублажи закиселувањето, а неколку илјади езера и потоци постојано се варат.^[21]

Калциум карбонатот исто така се користи во апликациите за десулфурирање на димните гасови со што се елиминираат штетните SO
2 и NO
2. Емисиите од јаглен и други фосилни горива согоруваат во големите централи на фосилни горива.^[18]

Калцинирањето на варовникот со помош на огнови на јаглен за производство на жива вар се практикува уште од антиката кај културите ширум светот. Температурата на која варовникот дава калциум оксид обично се дава како 825 °C, но наведувањето на апсолутен праг е погрешно. Калциум карбонатот постои во рамнотежа со калциум оксид и јаглерод диоксид на која било температура. На секоја температура постои парцијален притисок на јаглерод диоксид кој е во рамнотежа со калциум карбонат. На собна температура рамнотежата во голема мера го фаворизира калциум карбонатот, бидејќи рамнотежата на CO
2 притисокот е само мал дел од парцијалниот CO
2 притисок во воздухот, што е околу 0,035 kPa.

На температури над 550 °C рамнотежата CO
2 притисокот почнува да го надминува CO
2 во воздухот. Значи над 550 °C, калциум карбонатот почнува да испушта гас CO
2 во воздухот. Меѓутоа, во печка на јаглен, концентрацијата на CO
2 ќе биде многу повисок отколку што е во воздухот. Доколку целиот кислород во печката се троши во огнот, тогаш парцијалниот притисок на CO
2 во печката може да биде висок до 20 kPa.^[22]

Табелата покажува дека овој парцијален притисок не се постигнува додека температурата не биде скоро 800 °C. За испразнување на CO
2 од калциум карбонат да се случи со економски корисна стапка, рамнотежниот притисок мора значително да го надмине амбиенталниот притисок на CO
2. И за да се случи брзо, рамнотежниот притисок мора да го надмине вкупниот атмосферски притисок од 101 kPa, што се случува на 898 °C.

Калциум карбонатот е слабо растворлив во чиста вода (47 mg/L при нормален атмосферски CO
2парцијален притисок како што е прикажано подолу).

Рамнотежата на неговото решение е дадена со равенката (со растворен калциум карбонат десно):

каде што производот на растворливост за[Ca²⁺][CO2−
3] е даден како секаде од K _sp = 0 до K _sp = 0 на 25 °C, во зависност од изворот на податоци.^[23][24] Што значи равенката е дека производот од моларната концентрација на јони на калциум ( молови растворени Ca²⁺ на литар раствор) со моларна концентрација на растворен CO2−
3 не може да ја надмине вредноста на K_sp. Оваа навидум едноставна равенка на растворливост, сепак, мора да се земе заедно со покомплицираната рамнотежа на јаглерод диоксид со вода (види јаглеродна киселина). Некои од CO2−
3 се комбинира со H+
во растворот според

HCO− 3 е познат како бикарбонат јон. Калциум бикарбонат е многу пати повеќе растворлив во вода од калциум карбонат.

Некои од HCO−
3 се комбинира соH+
во раствор според

Некои одH
2CO
3 се распаѓа во вода и растворен јаглерод диоксид според

И растворениот јаглерод диоксид е во рамнотежа со атмосферскиот јаглерод диоксид според

За амбиенталниот воздух, П_CO
2 35 Па. Последната равенка погоре ја фиксира концентрацијата на растворените CO
2 како функција на P_CO
2, независно од концентрацијата на растворениот CaCO
3. При атмосферски парцијален притисок на CO
2, растворен CO
2 Концентрацијата е 0 молови на литар. Равенката пред тоа ја фиксира концентрацијата на H
2CO
3 во функција на CO
2концентрација за [CO
2 ] = 0, тоа резултира со[H
2CO
3] = 0 молови на литар. Кога[H
2CO
3] е познато, преостанатите три равенки заедно со

(што е точно за сите водени раствори), и фактот дека растворот мора да биде електрично неутрален, т.е. целокупниот полнеж на растворените позитивни јони[Ca²⁺] + 2 [H+
] мора да се поништи со целокупното полнење на растворените негативни јони[HCO−
3] + [CO2−
3] + [OH−
], овозможуваат истовремено решавање на преостанатите пет непознати концентрации (забележливо е дека претходно споменатата форма на неутралност важи само ако калциум карбонат е внесен во контакт со чиста вода или со неутрален рН раствор; во случај кога почетната pH вредност на растворувачот за вода не е неутрална, рамнотежата не е неутрална).

Соседната табела го покажува резултатот за [Ca²⁺] и[H+
] (во форма на pH) во функција на парцијалниот притисок на околината наCO
2 (K _sp = 0 е земен за пресметката).

• На атмосферски нивоа на амбиент CO
  2 табелата покажува дека растворот ќе биде малку алкален со максимум CaCO
  3растворливост на од 47 mg/L.
• Како амбиентален CO
  2 парцијалниот притисок се намалува под атмосферските нивоа, растворот станува се повеќе алкален. На екстремно ниско P_{CO
  2}, растворен CO
  2, бикарбонатниот јон и карбонатниот јон во голема мера испаруваат од растворот, оставајќи високоалкален раствор на калциум хидроксид, кој е порастворлив од CaCO
  3 . Забележливое дека за П_{CO
  2} = 10 ⁻¹², на[Ca²⁺][OH−
  ]
  2

Ефектот на второто е особено очигледен во секојдневниот живот на луѓето кои имаат тврда вода. Водата во водоносните слоеви под земја може да биде изложена на нивоа на CO
2 многу повисок од атмосферскиот. Како таква, водата се пробива низ карбонат калциум, на CaCO
3 се раствора според вториот тренд. Кога истата вода потоа ќе излезе од чешмата, со текот на времето доаѓа во рамнотежа со CO
2 нивото во воздухот преку испуштање на неговиот вишок CO
2. Како резултат на тоа, калциум карбонатот станува помалку растворлив, а вишокот се таложи како бигор. Истиот процес е одговорен за формирање на сталактити и сталагмити во варовничките пештери.

Две хидрирани фази на калциум карбонат, монохидрокалцит CaCO
3 · H₂O и CaCO
3 · 6H₂O, може да се таложи од водата при амбиентални услови и да опстојува како метастабилни фази.

За разлика од сценариото за отворена рамнотежа погоре, многу базени се управуваат со додавање на натриум бикарбонат (NaHCO
3) до околу 2 mM како пуфер, потоа контрола на pH преку употреба на HCl,NaHSO
4, Na
2CO
3, NaOH или хлор формулации кои се кисели или базни. Во оваа ситуација, растворениот неоргански јаглерод ( вкупниот неоргански јаглерод) е далеку од рамнотежа со атмосферскиот CO
2. Напредокот кон рамнотежа преку испуштање на гасови на CO
2 е забавен од

Во оваа ситуација, константата на дисоцијација е за многу побрзи реакции

H
2CO
3 ⇌ H+
+ HCO−
3 ⇌ 2 H+
+ CO2−
3

овозможуваат предвидување на концентрациите на секој растворен вид неоргански јаглерод во растворот, од додадената концентрација на HCO−
3.^[26] Дополнување на HCO−
3 ќе ја зголеми CO2−
3концентрацијата при која било pH вредност. Преуредувајќи ги равенките дадени погоре, можеме да го видиме тоа[Ca²⁺] =K_sp[CO2−
3] и [CO2−
3 ] =K_a2 [HCO−
3][H+
] . Затоа, кога е концентрацијата, максималната концентрација на Ca²⁺ јони пред скалирање CaCO
3врнежите може да се предвидат од формулата:

[Ca²⁺ ] _max =K_spK_a2 ×[H+
][HCO−
3] H ⁺ ] / [

Производот за растворливост за CaCO
3 (К _sp) и константите на дисоцијација за растворениот неоргански јаглерод (вклучувајќи го и K_a2) се суштински под влијание на температурата и соленоста,^[26] со севкупниот ефект што [1]Ca²⁺ ] _max се зголемува од слатка вода во солена вода и се намалува со зголемување на температурата, pH или нивото на додаден бикарбонат, како што е илустрирано на придружните графикони.

Трендовите се илустративни за управувањето со базените, но дали ќе се појави скалирање, исто така зависи од други фактори, вклучително и интеракциите со Mg²⁺ ,<span data-cx="[{&quot;adapted&quot;:true,&quot;partial&quot;:false,&quot;targetExists&quot;:true,&quot;mandatoryTargetParams&quot;:[],&quot;optionalTargetParams&quot;:[]}]" data-mw="{&quot;parts&quot;:[{&quot;template&quot;:{&quot;target&quot;:{&quot;wt&quot;:&quot;Хем2&quot;,&quot;href&quot;:&quot;./Предлошка:Хем2&quot;},&quot;params&quot;:{&quot;1&quot;:{&quot;wt&quot;:&quot;[B(OH)4]−&quot;}},&quot;i&quot;:0}}]}" data-ve-no-generated-contents="true" id="mwBHE" typeof="mw:Transclusion"> </span> и други јони во базенот, како и ефекти на презаситеност.^[27][28] Скалирањето најчесто се забележува кај генераторите на електролитски хлор, каде што има висока pH вредност во близина на површината на катодата и таложењето на бигор дополнително ја зголемува температурата. Ова е една од причините што некои оператори на базени го претпочитаат боратот над бикарбонатот како примарен pH пуфер и избегнуваат употреба на хемикалии во базенот што содржат калциум.^[29]

Комерцијално се достапни раствори на силни (HCl), умерено силни (сулфамински) или слаби (оцетна, лимонска, сорбинска, млечна, фосфорна) киселини. Тие најчесто се користат како средства за отстранување бигор за отстранување на наслаги од бигор. Максималниот износ на CaCO
3 што може да се „раствори“ со еден литар киселински раствор може да се пресмета со помош на горенаведените равенки за рамнотежа.

• Во случај на силна монокиселина со намалена концентрација на киселина [A] = [A−
  ], седобива (со CaCO
  3 моларна маса = 100 g/mol):