Вода карбонат кальция: Какие процессы происходят при пропускании диоксида карбона через известковую воду ? Приведите уравнения реакций.

Универсальный индекс насыщения воды карбонатом кальция | C.O.K. archive | 2020

Диоксид углерода содержится в воде в следующих состояниях: адсорбированного диоксида углерода, углекислоты, бикарбоната и карбоната. Все формы диоксида углерода при неизменном состоянии окружающей среды находятся в так называемом «углекислотном равновесии». Изменение углекислотного равновесия воды приводит к тому, что вода становится склонной либо к выпадению карбонатов, либо к углекислотной коррозии.

Если деионизированную воду, содержащую твёрдый карбонат кальция, начать насыщать диоксидом углерода, то будет происходить химическая реакция:

СаСО₃ + Н₂СО₃ = Са(НСО₃)₂. (1)

То есть диоксид углерода сначала будет адсорбироваться водой. Затем диоксид углерода диссоциируется в воде с образованием катиона водорода и аниона бикарбоната. Вода приобретает кислую реакцию. В результате начинается растворение твёрдого карбоната кальция с образованием растворённого бикарбоната кальция. Если из воды начать отгон диоксида углерода, то ион водорода при бикарбонате свяжется в воду, и начнёт образовываться обратно твёрдый карбонат кальция. Если вода находится в состоянии углекислотного равновесия, тогда говорят о том, что при определённой концентрации адсорбированного диоксида углерода в воде существует определённая концентрация бикарбоната кальция. При этом состоянии вода не склонна к выделению твёрдой фазы карбоната кальция, и все катионы водорода, образованные в результате диссоциации углекислого газа, участвуют в уравнении реакции (1).

То есть, если возникают условия для протекания коррозии с водородным деполяризатором, это сразу приводит к нарушению углекислотного равновесия. В результате начинает выделяться твёрдая фаза карбоната кальция, что значительно ингибирует скорость протекания коррозии.

справа налево, то должен образовываться твёрдый карбонат кальция. Тем не менее, в воде наблюдаются довольно малые концентрации растворённого карбоната кальция. Концентрации кальция и карбоната в данном случае определяются при помощи произведения растворимости карбоната кальция ПР_CaCO3.

Внимание: корректное написание уравнений и формул приводится только в печатной версии журнала СОК и его PDF-версии. Подписаться или скачать журнал можно здесь.

С учётом того, что образуется один катион кальция и один анион карбоната, можно записать:

ПРCaCO3 = CCa fCaCCO3 fCO3,

где ССа и СCO3 — мольные концентрации кальция и карбоната, моль/л; fСа и fCO3 — коэффициенты активности кальция и карбоната.

Так как кальций и карбонат — двухвалентные ионы, с определённым допущением можно записать, что fСа = fCO3.

Тогда:

ПРCaCO3 = CCaCCO3 f 2 CO3. (2)

Значения произведения растворимости представлены в литературе для температур воды 25, 50, 100 и 150°C.

На рис. 1 представлена зависимость значения ПР от температуры. Для температур 25, 50, 100 и 150°C данные взяты из [1]. Остальные значения получены автором самостоятельно с использованием индекса Ланжелье.

Об этом будет сказано ниже.

Таким образом, для того, чтобы определить склонность воды к выделению осадка или к коррозии, достаточно знать значения концентраций кальция и карбоната. Но, так как определить карбонатион в воде при рН менее 8,37 невозможно, в соответствии с существующей методикой (ГОСТ 31957–2012. «Вода. Методы определения щёлочности и массовой концентрации карбонатов и гидрокарбонатов») для определения склонности воды к отложению карбоната кальция используют индекс насыщения Ланжелье.

Индекс насыщения Ланжелье — это разность между текущим значением рН воды и значением рН_S, соответствующим состоянию насыщения этой воды по карбонату кальция (начало выделения твёрдой фазы карбоната кальция). В этом случае, определив по номограмме значение рН_S и измерив текущее значение рН воды, можно определить склонность воды к отложению карбоната кальция или к углекислотной коррозии.

Соответственно, возникает вопрос: «Как определить рН_S без использования эмпирического подхода»?

Для расчёта значения рН_S воды, соответствующего состоянию насыщения по карбонату кальция, рассмотрим процесс диссоциации углекислоты в воде по второй стадии (диссоциация бикарбоната).

Уравнение диссоциации бикарбоната в воде можно записать в общем виде: HСО3 ?? H+ + СО3 -. (3)

Константу равновесия (диссоциации) данной химической реакции можно записать в виде:

Данное уравнение можно записать следующим образом, вынося ион водорода в левую часть:

Затем записать в виде десятичного логарифма, взятого с обеих сторон:

Очевидно, что При этом Константа диссоциации или константа равновесия реакции растворения углекислоты в воде по второй стадии К2 = 4,69?10–11.

Соответственно:

Тогда получаем

Уравнение (4) есть уравнение Хендерсона-Хассельбальха для диссоциации углекислоты по второй стадии.

Более подробная информация о существовании и взаимодействии различных форм диоксида углерода в воде представлена в статье [2].

При помощи уравнения (4) можно рассчитать значение рНS воды в состоянии насыщения по карбонату кальция. Для этого необходимо определить значение карбонат-иона (СО3), при котором в воде достигается значение произведения растворимости карбоната кальция ПРCaCO3 с учётом существующего ионного состава воды.

Значение карбонат-иона можно определить исходя из произведения растворимости карбоната кальция. То есть мы определим концентрацию карбонат-иона, при котором вода данного химического состава находится в состоянии насыщения. Исходя из (2) получаем:

Таким образом, зная значения концентраций кальция и бикарбоната данной воды из химических анализов и рассчитав по (5) значение концентрации карбоната, мы можем определить при помощи (4) значение рНS.

Для учёта влияния концентрации всех ионов, растворённых в воде, необходимо в уравнении (4) вместо концентраций использовать активности карбоната и бикарбоната. Таким образом, уравнение (4) запишется следующим образом: 

Коэффициенты активности зависят от ионной силы раствора и определяются по уравнению: 

где fi — коэффициент активности иона; zi — заряд иона; I — ионная сила раствора, моль/л.

Ионная сила раствора учитывает влияние интенсивности электромагнитного поля, образованного ионами, на физико-химическое взаимодействие ионов, и равна полусумме значений произведения концентрации ионов на квадрат их зарядов:

I = 0,5?(Ci zi 2).

На рис. 2 представлен график зависимости коэффициента активности иона от ионной силы раствора, построенный с использованием уравнения (7).

Для примера рассчитаем рНS с использованием ПРCaCO3 для водопроводной воды города Саратова для температуры 25°C. Источником водоснабжения является подготовленная вода из реки Волга.

Состав воды представлен в табл. 1. Ионная сила воды равна: I = 0,5?(Ca · 22 + Mg · 22 + Na · 1 + Cl · 1 + + SO4 · 22) = 1?4 + 0,6?4 + 1,1?1 + + 0,7?1 + 1,58?4 = 0,00726 моль/л. В соответствии с рис. 2: fCa = fCO3 = 0,7; fHCO3 = 0,915; ПРCaCO3 = 4,4?10–9 при t = 25°C. Тогда или СО3 = 0,00898 ммоль/л. В соответствии с уравнением (6) получаем выражение:

Значение рНS получилось на 0,76 больше, чем реально измеренный рН воды. Это значит, что вода склонна к протеканию коррозии с водородным деполяризатором (углекислотная коррозия в данном случае). Что и постоянно наблюдается.

Значение рНS, рассчитанное в процессе определения индекса Ланжелье по программе ROSA 9. 0 для данных табл. 1, равно 7,86, то есть полностью совпадает со значением рНS, рассчитанным по предлагаемой методике.

Значение рНS, рассчитанное по номограмме, представленной в [3], равно 7,8.

Можно сказать, что в данном случае значение рНS, рассчитанное по предлагаемой методике, полностью соответствует значению рНS, полученному в результате расчёта индекса Ланжелье.

Для проверки автором был произведён расчёт рНS по данной методике и по расчёту индекса Ланжелье с использованием программы ROSA 9.0, а также с использованием номограммы, представленной в [3].

Результаты расчётов представлены в табл. 2, содержащей следующие данные.

В первой строке представлен расчёт значения рНS по трём методикам для следующего состава воды: Са — 1,25 ммоль/л; НСО3 — — 2,5 ммоль/л. На основании этих значений рассчитаны солесодержание S и ионная сила I и определены коэффициенты активности для ионов по рис. 1. В строке 2 в воду добавляется хлорид натрия (NaCl) — 10 ммоль/л. Соответственно, увеличиваются солесодержание, ионная сила и уменьшаются коэффициенты активности. В строке 3 в воду добавляют 500 ммоль/л (NaCl), и солесодержание воды становится 29,5 г/л. В этом случае значение рНS, рассчитанное по индексу Ланжелье, даёт неверные значения, и ROSA предлагает использовать индекс Стиффа и Девиса. Значение рНS, рассчитанное в соответствии с индексом Стиффа и Девиса, представлено в знаменателе в столбце ROSA 9.0, соответственно, в числителе того же столбца представлены значения рНS, рассчитанные по индексу Ланжелье.

В строках 4, 5 и 6 рассчитывается индекс насыщения для Са — 5 ммоль/л, НСО3 — — 10 ммоль/л, с добавление хлорида натрия в тех же количествах, как в строках 2 и 3.

В строках 7, 8, 9 и 10 рассчитывается индекс насыщения для Са — 10 ммоль/л, НСО3 — — 20 ммоль/л с добавление хлорида натрия. Только в строке 9 производится расчёт с добавлением 100 ммоль/л NaCl.

Для каждой методики произведён расчёт значения рНS для трёх температур воды: 15, 25 и 35°C.

Результаты расчёта, представленные в табл. 1, охватывают довольно большой диапазон концентраций бикарбоната кальция и общего солесодержания.

В расчёте значения рНS по уравнению (6) использовались допущения:

1. Коэффициенты активности для кальция и карбоната принимаются одинаковыми. Также не учитывается влияние температуры на коэффициент активность ионов в связи с её незначительным влиянием.

2. Данные для ПРCaCO3 взяты из [1] для температур 25, 50, 150 и 200°C. Значения ПР для 15°C и 35°C получены автором из расчёта того, что для широкого диапазона температур значения рНS, рассчитанные по предлагаемой методике и по ROSA 9.0, имели хорошую сходимость. В этом случае были определены следующие значения: ПРCaCO3 = 7,2?10–9 при t = 15°C; ПРCaCO3 = 4,4?10–9 при t = 25°C; ПРCaCO3 = 3,0?10–9 при t = 35°C.

3. Расчёт значения рНS при использовании номограммы [3] (третий столбец) ограничен солесодержанием воды в 15 г/л и НСО3 — не более 10 ммоль/л.

При использовании значений произведений растворимости по рис.  1 значения рНS практически совпадают для всех трёх рассматриваемых методик во всём рассматриваемом диапазоне температур и солесодержания. Расхождение составляет менее 0,1 ед. рН.

Также необходимо отметить, что при ионной силе I > 0,04 (солесодержание около 2,2 г/л) значения рНS, посчитанные по предлагаемой методике и в ROSA для индекса Ланжелье и индекса Стиффа и Девиса, имеют небольшое различие (строка 8).

При ионной силе более 0,1 (солесодержание около 7 г/л) значения рНS по индексу Ланжелье, посчитанные в ROSA, начинают давать очевидно неверные значения, но при этом значения рНS по индексу Стиффа и Девиса, посчитанные также в ROSA, практически полностью соответствуют значениям рНS, подсчитанным по предлагаемой методике (строка 9).

Можно сказать, что индекс Ланжелье можно использовать в расчётах при солесодержании воды до 4,0–5,0 г/л. Данное значение солесодержания — это своего рода граница перехода от индекса Ланжелье к индексу Стиффа и Девиса.

Для воды с солесодержанием около 30 г/л (I > 0,5) (строки 3, 6 и 10) значения рНS по предлагаемой методике соотносятся со значением рНS для индекса Стиффа и Девиса с расхождением менее 0,04 ед. рН. Так же, как с индексом Ланжелье при малом солесодержании.

Подводя итог, следует отметить, что использование предлагаемой методики для расчёта значения рНS, которое соответствует состоянию насыщения воды по карбонату кальция, имеет относительно простой и понятный смысл. Расчёт довольно прост и понятен. Для расчёта только необходимо определить значение ПРCaCO3 в зависимости от температуры воды по рис. 1, а также значения коэффициентов активности ионов кальция, карбоната и бикарбоната в зависимости от ионной силы раствора по рис. 1. 

Данную методику расчёта значения рН воды, насыщенной по карбонату кальция, можно назвать универсальной, так как полученные результаты представляются достаточно достоверными во всём диапазоне солесодержания (пресных, солоноватых и солёных вод). При этом другие индексы работают только в определённом диапазоне солесодержания воды.

Карбонат кальция — хим. свойства и получение CHEMEGE.RU

Карбонат кальция CaCO₃ — соль кальция и угольной кислоты. Белый, при прокаливании разлагается, плавится без разложения под избыточным давлением CO₂. Практически не растворяется в воде.

Относительная молекулярная масса M_r = 100,09; относительная плотность для тв. и ж. состояния d= 2,93; t_пл = 1242º C при избыточном давлении.

1. Карбонат кальция можно получить путем взаимодействия хлорида кальция и карбоната кальция, образуется карбонат кальция и хлорид натрия:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

2. В результате взаимодействия при комнатной температуре оксида кальция и углекислого газа происходит образование карбоната кальция:

CaO + CO₂ = CaCO₃

3. Гидроксид кальция вступает в взаимодействие с углекислым газом и образует карбонат кальция и воду:

Ca(OH)₂ + СO₂ = CaСO₃ + H₂O

Качественная реакция на карбонат кальция — взаимодействие его с раствором сильных кислот. В результате реакции происходит бурное выделение углекислого газа, образование которого можно проверить, если пропустить его через известковую воду, которая мутнеет из-за образования осадка:

1. При взаимодействии с хлороводородной кислотой, карбонат кальция образует хлорид кальция, углекислый газ и воду:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

1. Карбонат кальция разлагается при температуре выше 900 — 1200º С, с образованием оксида кальция и углекислого газа:

CaCO₃ = CaO + CO₂

2. Карбонат кальция вступает в реакцию со многими сложными веществами:

2.1. Карбонат кальция реагирует с оксидами:

2.1.1. Карбонат лития вступает в взаимодействие с оксидом кремния при 800º С и образует на выходе силикат кальция и углекислый газ:

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂

2.2. Карбонат кальция реагирует с кислотами:

2.2.1.  При взаимодействии с разбавленной хлороводородной кислотой карбонат кальция образует хлорид кальция, углекислый газ и воду:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

2.2.2. Карбонат кальция  реагирует с разбавленной плавиковой кислотой. Взаимодействие карбоната кальция с плавиковой кислотой приводит к образованию фторида кальция, воды и углекислого газа:

CaCO₃ + 2HF = CaF₂↓ + CO₂↑ + H₂O

2.2.3. Карбонат кальция взаимодействует с сероводородной кислотой при 900º С и образует сульфид кальция, воду и углекислый газ:

CaCO₃ + H₂S = CaS + H₂O + CO₂

3. Карбонат кальция реагирует с простыми веществами:

3.1. Карбонат кальция при 800 — 850º С вступает в реакцию с углеродом (коксом) образуя оксид кальция и угарный газ:

CaCO₃ + C = CaO + 2CO

Понравилось это:

Нравится Загрузка. ..

карбонат кальция

карбонат кальция
Другие наименования	Известняк; кальцит; арагонит; мел; мрамор
Идентификаторы
CAS-номер	471-34-1
Недвижимость
Молекулярная формула	CaCO 3
Молярная масса	100,087 г/моль
Внешний вид	Белый порошок.
Плотность	2,83 г/см³, твердый.
Температура плавления	825 °С
Температура кипения	Разлагается
Растворимость в воде	Нерастворимый
Структура
Молекулярная форма	Линейный
Опасности
Основные опасности	Не опасен.
Фразы риска	Р36, Р37, Р38
S-фразы	С26, С36
Температура вспышки	Невоспламеняющийся.
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 °C, 100 кПа) Заявление об отказе от ответственности и ссылки на Infobox

Карбонат кальция представляет собой химическое соединение с химической формулой CaCO ₃ . Это обычное вещество, встречающееся в виде камня во всех частях мира, и является основным компонентом раковин морских организмов, улиток и яичной скорлупы. Карбонат кальция является активным ингредиентом сельскохозяйственной извести и обычно является основной причиной жесткости воды. Он обычно используется в медицине в качестве добавки кальция или антацида.

Дополнительные рекомендуемые знания

Возникновение

Карбонат кальция встречается в природе в виде следующих минералов и горных пород:

• Арагонит
• Кальцит
• ватерит или (μ-CaCO ₃ )
• Мел
• Известняк
• Мрамор
• Травертин

Чтобы проверить, содержит ли минерал или горная порода карбонат кальция, к ним можно добавить сильные кислоты, такие как соляная кислота. Если образец содержит карбонат кальция, он будет шипеть и выделять углекислый газ и воду. Слабые кислоты, такие как уксусная кислота, будут реагировать, хотя и менее энергично. Все камни/минералы, упомянутые выше, реагируют с кислотой.

Химические свойства

См. также: Карбонат

Карбонат кальция обладает типичными свойствами других карбонатов. В частности:

1. реагирует с сильными кислотами с выделением углекислого газа:
   CaCO ₃ + 2HCl → CaCl ₂ + CO ₂ + H ₂ O
2. выделяет диоксид углерода при нагревании (до температуры выше 840 °C в случае CaCO ₃ ) с образованием оксида кальция, обычно называемого негашеной известью:
   CaCO ₃ → CaO + CO ₂

Карбонат кальция реагирует с водой, насыщенной диоксидом углерода, с образованием растворимого бикарбоната кальция.

CaCO ₃ + CO ₂ + H ₂ O → Ca(HCO ₃ ) ₂

Эта реакция воды играет важную роль в эрозии твердых карбонатов и приводит к образованию каверн во многих регионах.

Подготовка

Подавляющее большинство карбоната кальция, используемого в промышленности, добывается путем добычи полезных ископаемых. Чистый карбонат кальция (например, для пищевых или фармацевтических целей) может быть получен из чистого источника (обычно мрамора).

Альтернативно, оксид кальция получают прокаливанием неочищенного карбоната кальция. Добавляют воду, чтобы получить гидроксид кальция, и через этот раствор пропускают диоксид углерода для осаждения желаемого карбоната кальция, называемого в промышленности осажденным карбонатом кальция (ОКК): ^[1]

CaCO ₃ → CaO + CO ₂

CaO + H ₂ O → Ca(OH) ₂

Ca(OH) _{3 → CO} 0035 3 + Н ₂ О

Использование

Промышленное применение

Карбонат кальция в основном используется в строительной отрасли либо в качестве самостоятельного строительного материала (например, мрамора), либо известнякового заполнителя для дорожного строительства, либо в качестве ингредиента цемента, либо в качестве исходного материала для получения строительной извести путем обжига. в печи.

Карбонат кальция также используется при очистке железа от железной руды в доменной печи. Карбонат кальция кальцинированный in situ с получением оксида кальция, который образует шлак с различными присутствующими примесями и отделяется от очищенного железа. ^[2]

Карбонат кальция широко используется в качестве наполнителя в красках, ^[3] , в частности, в матовых эмульсионных красках, где обычно 30% массы краски составляют либо мел, либо мрамор.

Карбонат кальция также широко используется в качестве наполнителя в пластмассах. ^[3] Некоторые типичные примеры включают от 15 до 20% содержания мела в водосточной трубе из НПВХ, от 5 до 15% содержания мела или мрамора, покрытых стеаратом, в оконном профиле из НПВХ. Мелкоизмельченный карбонат кальция является важным ингредиентом микропористой пленки, используемой в детских подгузниках и некоторых строительных пленках, поскольку поры зарождаются вокруг частиц карбоната кальция во время изготовления пленки путем двухосного растяжения.

Карбонат кальция также используется в широком ассортименте клеев, герметиков и декоративных наполнителей, используемых в торговле и домашнем хозяйстве. ^[3] Клеи для керамической плитки обычно содержат от 70 до 80% известняка. Декоративные заполнители трещин содержат аналогичные уровни мрамора или доломита. Его также смешивают с замазкой при установке витражей и в качестве резиста, чтобы предотвратить прилипание стекла к полкам печи при обжиге глазурей и красок при высокой температуре.

Карбонат кальция известен как путассу в керамике/глазури, ^[3] , где он используется в качестве обычного ингредиента для многих глазурей в форме белого порошка. Когда глазурь, содержащую этот материал, обжигают в печи, белила действуют как флюс в глазури.

В Северной Америке карбонат кальция начал заменять каолин при производстве глянцевой бумаги. В Европе это практикуется как щелочное производство бумаги или бескислотное производство бумаги в течение нескольких десятилетий. Карбонаты доступны в формах: молотый карбонат кальция (GCC) или осажденный карбонат кальция (PCC). Последний имеет очень мелкий и контролируемый размер частиц, порядка 2 микрометров в диаметре, пригодный для покрытий для бумаги.

Используется в плавательных бассейнах в качестве корректора pH для поддержания «буфера» щелочности для компенсации кислотных свойств дезинфицирующего средства.

Его обычно называют мелом, так как он является основным компонентом мела для школьной доски. Мел может состоять либо из карбоната кальция, либо из гипса, гидратированного сульфата кальция CaSO ₄ ·2H ₂ O.

Применение для здоровья и диеты

Карбонат кальция широко используется в медицине в качестве недорогой пищевой добавки кальция или антацида. ^[4] Может применяться в качестве фосфатсвязывающего средства для лечения гиперфосфатемии (в первую очередь у больных с хронической почечной недостаточностью), когда карбонат лантана не назначается. Он также используется в фармацевтической промышленности в качестве инертного наполнителя для таблеток и других фармацевтических препаратов. ^[5]

В качестве пищевой добавки он используется в некоторых продуктах из соевого молока в качестве источника диетического кальция; одно исследование приходит к выводу, что карбонат кальция так же биодоступен, как обычное коровье молоко. ^[6]

Экологические приложения

В 1989 году исследователь Кен Симмонс ввел CaCO ₃ в реку Уетстон-Брук в штате Массачусетс. ^[7] Он надеялся, что карбонат кальция нейтрализует кислоту в ручье от кислотных дождей и спасет форель, которая перестала нереститься. Хотя его эксперимент удался, он увеличил количество ионов алюминия в той части ручья, которая не была обработана известняком. Это показывает, что CaCO ₃ может быть добавлен для нейтрализации воздействия кислотных дождей на речные экосистемы. В настоящее время карбонат кальция используется для нейтрализации кислых условий как в почве, так и в воде. ^{[8] [9]}

Равновесие прокаливания

Обжиг известняка с использованием древесного угля для производства негашеной извести с древних времен практиковался во всем мире. Температура, при которой известняк дает оксид кальция, обычно составляет 825 ° C, но указание абсолютного порога вводит в заблуждение. Карбонат кальция существует в равновесии с оксидом кальция и углекислым газом при любой температуре. При каждой температуре существует парциальное давление углекислого газа, которое находится в равновесии с карбонатом кальция. При комнатной температуре равновесие преимущественно благоприятствует карбонату кальция, потому что равновесие CO ₂ давление составляет лишь небольшую часть парциального давления CO ₂ в воздухе, которое составляет около 0,035 кПа.

При температуре выше 550 °C равновесное давление CO ₂ начинает превышать давление CO ₂ в воздухе. Таким образом, при температуре выше 550 ° C карбонат кальция начинает выделять CO ₂ в воздух. Но в угольной печи концентрация CO ₂ будет намного выше, чем в воздухе. Действительно, если весь кислород в печи израсходован в огне, то парциальное давление СО ₂ в печи может достигать 20 кПа.

Таблица показывает, что это равновесное давление не достигается до тех пор, пока температура не достигнет почти 800 °C. Чтобы дегазация CO ₂ из карбоната кальция происходила с экономически целесообразной скоростью, равновесное давление должно значительно превышать давление окружающей среды CO ₂ . А чтобы это произошло быстро, равновесное давление должно превышать общее атмосферное давление в 101 кПа, что и происходит при 898 °С.

Растворимость

С переменным CO

₂ давление

Растворимость ионов кальция в зависимости от CO 2 парциальное давление при 25 °C
(атм)	р Н	[Ca 2+ ] (моль/л)
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

Calcium carbonate is poorly растворим в чистой воде. Равновесие его раствора задается уравнением (с растворенным карбонатом кальция справа):

CaCO 3 ⇋ Ca 2+ + CO 3 2–

K sp = 3.7×10 –9 to 8.7×10 –9 при 25°С

where the solubility product for [Ca ²⁺ ][CO ₃ ^2– ] is given as anywhere from K _sp = 3.7×10 ^–9 to К _sp = 8,7×10 ^–9 при 25 °C, в зависимости от источника данных. ^{[11] [10]} Это уравнение означает, что произведение молярной концентрации ионов кальция (молей растворенного Ca ²⁺ на литр раствора) на молярную концентрацию растворенного CO ₃ ^{2 –} не может превышать значение K _sp . Однако это, казалось бы, простое уравнение растворимости следует рассматривать вместе с более сложным уравнением равновесия углекислого газа с водой (см. Угольную кислоту). Некоторые из CO ₃ ^2– соединяется с H ⁺ в растворе согласно:

HCO 3 – ⇋ H + + CO 3 2–

К a2 = 5,61×10 –11 при 25 °C

HCO ₃ ^– известен как ион бикарбоната. Гидрокарбонат кальция во много раз лучше растворим в воде, чем карбонат кальция, — он действительно существует 9. 0207 только в растворе.

Часть HCO ₃ ^– соединяется с H ⁺ в растворе в соответствии с:

H 2 CO 3 ⇋ H + + HCO 3 –

К a1 = 2,5×10 –4 при 25 °C

Некоторые из H ₂ CO ₃ распадаются на воду и растворенный диоксид углерода в соответствии с:

H 2 O + CO 2 (растворенный) ⇋ H 2 CO 3

К ч = 1,70×10 –3 при 25 °С

А растворенный углекислый газ находится в равновесии с атмосферным углекислым газом согласно:

где k H = 29,76 атм/(моль/л) при 25 °C (константа Генри), являющаяся CO 2 парциальное давление.

Для окружающего воздуха составляет около 3,5×10 ^–4 атмосфер (или эквивалентно 35 Па). Последнее вышеприведенное уравнение фиксирует концентрацию растворенного CO ₂ как функцию независимо от концентрации растворенного CaCO ₃ . При атмосферном парциальном давлении СО ₂ концентрация растворенного СО ₂ составляет 1,2×10 ^{–5 моль/л. Уравнение перед этим фиксирует концентрацию H ₂ CO ₃ в зависимости от [CO ₂ ]. Для [CO ₂ ]=1,2×10 –5 это дает [H ₂ CO ₃ ]=2,0×10 –8 молей на литр. Когда известно [H ₂ CO ₃ ], оставшиеся три уравнения вместе с}

Н 2 О ⇋ Н + + ОН –

К = 5 °С 2

(что верно для всех водных растворов), и тот факт, что раствор должен быть электрически нейтральным,

2 [CA ²⁺ ] + [H ⁺ ] = [HCO ₃ ^— ] + 2 [CO ₃ ^2–] + 2 [OH _{— 9036 ^2–] + [OH — 9036 ^2–] + 2 [OH 3 ^2–] + 2 [CO 3 ^2–] + 2}

позволяют одновременно решить оставшиеся пять неизвестных концентраций (обратите внимание, что приведенная выше форма уравнения нейтральности действительна только в том случае, если карбонат кальция контактировал с чистая вода или раствор с нейтральным рН; в случае, когда рН исходного водного растворителя не является нейтральным, уравнение модифицируется).

В таблице справа показан результат для [Ca ²⁺ ] и [H ⁺ ] (в форме p H ) в зависимости от парциального давления окружающей среды CO ₂ ( K _sp = 4,47×10 ⁻⁹ . При атмосферном уровне окружающего CO ₂ в таблице указано, что раствор будет слегка щелочным. Тенденции, показанные в таблице,

1) По мере снижения парциального давления окружающей среды CO ₂ ниже атмосферного уровня раствор становится все более и более щелочным. При чрезвычайно низком растворенном CO ₂ , бикарбонат-ион и карбонат-ион в значительной степени испаряются из раствора, оставляя сильнощелочной раствор гидроксида кальция, который более растворим, чем CaCO ₃ .

2) По мере увеличения парциального давления CO ₂ выше атмосферного, pH падает, и большая часть карбонат-иона превращается в бикарбонат-ион, что приводит к повышению растворимости Ca ²⁺ .

Действие последнего особенно заметно в повседневной жизни людей с жесткой водой. Вода в подземных водоносных горизонтах может подвергаться воздействию уровней CO ₂ , намного превышающих атмосферные. Поскольку такая вода просачивается через карбонатно-кальциевую породу, CaCO ₃ растворяется в соответствии со второй тенденцией. Когда та же вода течет из-под крана, со временем она приходит в равновесие с уровнями CO ₂ в воздухе, выделяя избыток CO 9 .0035 2 . В результате карбонат кальция становится менее растворимым, а его избыток осаждается в виде известкового налета. Этот же процесс отвечает за образование сталактитов и сталагмитов в известняковых пещерах.

Две гидратированные фазы карбоната кальция, моногидрокальцита, CaCO ₃ ·H ₂ O, и икаита, CaCO ₃ ·6H ₂ O]], могут осаждаться из воды в условиях окружающей среды и сохраняться в виде метастабильных фаз.

С переменным p

H

Рассмотрим теперь задачу о максимальной растворимости карбоната кальция в нормальных атмосферных условиях ( = 3,5 · 10 ⁻⁴ атм) при корректировке p H раствора. Это, например, случай в бассейне, где p H поддерживается между 7 и 8 (путем добавления NaHSO ₄ для уменьшения p H или NaHCO ₃ для его увеличения). Из приведенных выше уравнений для произведения растворимости, реакции гидратации и двух кислотных реакций следующее выражение для максимума [Ca ²⁺ ] можно легко вывести:

, показывающий квадратичную зависимость в [H ⁺ ]. Численное приложение с указанными выше значениями констант дает

р Н		7,0	7.2	7.4	7,6	7,8	8,0	8.2	8,27	8.4
[Ca 2+ ] макс. (10 -4 моль/л или °F)		1590	635	253	101	40,0	15,9	6,35	4,70	2,53
[Ca 2+ ] макс. (мг/л)		6390	2540	1010	403	160	63,9	25,4	18,9	10.1

Комментарии:

• уменьшение p H с 8 до 7 увеличивает максимальную концентрацию Ca ²⁺ в 100 раз
• обратите внимание, что концентрация Ca ²⁺ из предыдущей таблицы восстановлена ​​для p H = 8,27
• поддержание p H на уровне 7,4 в плавательном бассейне (что дает оптимальное соотношение HClO/OCl ^— в случае поддержания «хлора») приводит к максимальной концентрации Ca ²⁺ 1010 мг/л. Это означает, что последовательные циклы испарения воды и частичного обновления могут привести к получению очень жесткой воды до содержания CaCO 9.0035 3 осадки. Добавление секвестранта кальция или полное обновление воды решит проблему.

Растворимость в растворе сильной или слабой кислоты

Растворы сильных (HCl) или слабых (уксусная, фосфорная) кислот имеются в продаже. Они обычно используются для удаления известковых отложений. Максимальное количество CaCO ₃ , которое может быть «растворено» одним литром раствора кислоты, можно рассчитать, используя приведенные выше уравнения равновесия.

• В случае сильной монокислоты с уменьшением концентрации [A] = [A ⁻ ] получаем (при молярной массе CaCO ₃ = 100 г):

[А] (моль/л)		1	10 −1	10 −2	10 −3	10 −4	10 −5	10 −6	10 −7	10 −10
Исходный p H		0,00	1,00	2,00	3,00	4,00	5,00	6,00	6,79	7,00
Заключительная часть H		6. 75	7,25	7,75	8,14	8,25	8,26	8,26	8,26	8,27
Растворенный CaCO 3 (г на литр кислоты)		50,0	5,00	0,514	0,0849	0,0504	0,0474	0,0471	0,0470	0,0470709999	0,0470	0,04700999	0,0470	0,0470	0,0470	0,0471	0,0470	0,0471

где начальным состоянием является кислый раствор без Ca ²⁺ (без учета возможного растворения CO ₂ ), а конечным состоянием является раствор с насыщенным Ca ²⁺ . Для концентраций сильных кислот все виды имеют незначительную концентрацию в конечном состоянии по отношению к Ca ²⁺ и A ⁻ , так что уравнение нейтральности сводится приблизительно к 2[Ca ²⁺ ] = [A ⁻ ], что дает . Когда концентрация уменьшается, [HCO ₃ ⁻ ] становится непренебрежимо малым, так что предыдущее выражение становится недействительным. Для исчезающих концентраций кислоты мы восстанавливаем конечный p H и растворимость CaCO ₃ в чистой воде.

• В случае слабой монокислоты (здесь мы берем уксусную кислоту с р K _A = 4,76) с уменьшением концентрации [A] = [A ⁻ ]+[AH], получаем:

[А] (моль/л)		1	10 −1	10 −2	10 −3	10 −4	10 −5	10 −6	10 −7	10 −10
Исходный p H		2,38	2,88	3,39	3.91	4,47	5,15	6,02	6,79	7,00
Заключительная часть H		6. 75	7,25	7,75	8,14	8,25	8,26	8,26	8,26	8,27
Растворенный CaCO 3 (г на литр кислоты)		49.5	4,99	0,513	0,0848	0,0504	0,0474	0,0471	0,0470	0,0470

Мы видим, что при одинаковой общей концентрации кислоты начальное значение p H слабой кислоты меньше, чем у сильной кислоты; однако максимальное количество CaCO ₃ , которое может быть растворено, примерно такое же. Это связано с тем, что в конечном состоянии p H больше, чем p K _A , так что слабая кислота почти полностью диссоциирует, давая в конце столько же ионов H ⁺ , сколько и сильная кислота, чтобы «растворить» карбонат кальция.

• Расчет в случае фосфорной кислоты (которая наиболее широко используется в бытовых целях) более сложен, так как концентрации четырех состояний диссоциации, соответствующих этой кислоте, должны рассчитываться вместе с [HCO ₃ ⁻ ] , [СО ₃ ^2- ], [Ca ²⁺ ], [H ⁺ ] и [OH ^— ]. Систему можно свести к уравнению седьмой степени относительно [H ⁺ ], численное решение которого дает

where [A] = [H ₃ PO ₄ ] + [H ₂ PO ₄ ⁻ ] + [HPO ₄ ²⁻ ] + [PO ₄ ³⁻ ]. Мы видим, что фосфорная кислота более эффективна, чем монокислота, так как при конечном почти нейтральном p 9 Отдельные продукты растворимости и константы образования при 25 °C. Калифорнийский государственный университет, Домингес-Хиллз.

Известь (карбонат кальция) – техническое обслуживание систем микроорошения

Система впрыска серной кислоты для смягчения проблем с засорением карбонатом кальция. Фото: L. Schwankl

Осаждение карбоната кальция (извести) является распространенной проблемой засорения систем микроорошения. Вода с pH 7,5 или выше и уровнем бикарбоната не менее 2 мэкв/л (120 частей на миллион) восприимчива к осаждению карбоната кальция, если сопоставимые уровни кальция присутствуют в системе естественным образом или если соединение, содержащее кальций, вводится в систему. система.

Причины осаждения карбоната кальция

Степень присутствия карбоната кальция в воде при атмосферном давлении зависит от pH и температуры воды. При значениях рН менее примерно 6 в воде присутствует в основном растворенный диоксид углерода и небольшое количество угольной кислоты. При значениях pH примерно от 6,5 до 10 доминирует бикарбонат. При значениях pH выше примерно 10,5 преобладает ион карбоната. К причинам выпадения осадков относятся следующие.

• Для подземных вод перекачка снижает давление воды, поступающей в скважину. Это сокращение высвобождает растворенный углекислый газ, вызывая повышение pH грунтовых вод, что, в свою очередь, может вызвать осаждение карбоната кальция.
• Испарение увеличивает концентрацию химических веществ, растворенных в воде, которая остается в эмиттере. Из-за низкой растворимости в воде карбонат кальция легко выпадает в осадок при выпаривании.
• Степень растворимости карбоната кальция падает с повышением температуры воды. Температура воды в системах поверхностного микроорошения может повышаться по мере того, как вода стекает по отводам.
• Впрыскивание некоторых химикатов, таких как нашатырный спирт и отбеливатель, или впрыскивание кальцийсодержащих удобрений или материалов, таких как гипс, может вызвать осаждение.

Предотвращение и устранение проблем с засорением

Снижение pH воды растворяет любые существующие осадки карбоната кальция и предотвращает образование дополнительных карбонатных солей. Обычной обработкой осаждения карбоната кальция является закачка кислоты для подкисления воды, снижения pH до 7 или ниже. Обычные кислоты, используемые для этой цели, включают серную кислоту, соляную кислоту и соляную кислоту. Можно использовать и другие кислоты, такие как лимонная кислота и азотная кислота, но они дороже.

Соединение кислотного удобрения, такое как мочевина-серная кислота, безопаснее в использовании, чем обычная кислота. Тем не менее, постоянное впрыскивание азотосодержащих кислотных продуктов может вызвать проблемы в течение сезона для культур, чувствительных к избыточному внесению азота, таких как яблоки и винный виноград.

Исследователи оценили другие соединения, такие как материалы фосфоната и фосфоновой кислоты, и обнаружили, что они эффективны в предотвращении осаждения карбоната кальция.

Ниже приведены рекомендуемые способы предотвращения засорения.

• Непрерывная подача кислоты для поддержания pH воды между 5 и 7.
• Периодически вводите кислоту, чтобы поддерживать pH воды ниже 4 в течение как минимум 30–60 минут. Частота закачки зависит от скорости осаждения карбонатов. При использовании эмиттеров с компенсацией давления проконсультируйтесь с производителем, прежде чем снижать pH до 4 или менее. Латунная и любая другая фурнитура из нержавейки может покрыться коррозией.
  Количество кислоты, необходимое для снижения pH до желаемого уровня, зависит от щелочности воды и целевого pH. Для определения необходимого количества кислоты можно использовать два подхода.
• Разработайте кривую титрования, которая показывает количество кислоты, необходимое для снижения pH воды до желаемого значения для конкретной поливной воды. Обычно это делается лабораторией и требует, чтобы вы предоставили образцы воды и кислоты. Характер титрования зависит от щелочности поливной воды, поэтому кривая титрования может варьироваться от одного источника воды к другому. На рис. 8 показана кривая титрования раствором мочевины и серной кислоты, содержащим 49процент серной кислоты.
• Используйте метод проб и ошибок, постепенно добавляя кислоту в воду и измеряя pH, повторяя это действие до тех пор, пока не достигнете желаемого уровня pH. Для определения pH воды можно использовать лакмусовую бумагу, цветометрические тест-наборы для аквариумов и бассейнов, а также портативные рН-метры. Во многих источниках продаются карманные рН-метры; они требуют периодической калибровки с использованием стандартных растворов, которые также можно приобрести.

Рисунок 8. Кривая титрования мочевины серной кислотой с 49% серная кислота.

Расчет скорости закачки

Как только вы определите, сколько кислоты вам нужно, вы можете рассчитать скорость закачки кислоты, используя следующее уравнение:

IR = (A × Q × 60) ÷ 326 000

где
IR = скорость впрыска в галлонах в час (галлонов в час)
A = количество галлонов кислоты на акр-фут воды, необходимое для снижения pH 
Q = скорость потока ирригационной системы в галлонах в минуту (галлонов в минуту)

Количество акров-футов воды можно определить по формуле Q × T × 60 ÷ 326 000, где T — заданное время полива в часах.