Kaltsiumkarbonaat

Allikas: Vikipeedia
Kaltsiumkarbonaat
Calcium carbonate.jpg
Üldised omadused
Keemiline valem CaCO3
Välimus valge peen pulber
Füüsikalised omadused
Molekuli mass 100,08 amü
Sulamistemperatuur 1612,15 K (1339 °C)
Tihedus 2710 (kaltsiit)kg/m3
2830 (aragoniit) kg/m³
Lahustuvus 0,00015
Kasutatakse SI-süsteemi ühikuid. Kui pole teisiti öeldud, eeldatakse normaaltingimusi.

Kaltsiumkarbonaat (keemilise valemiga CaCO3) on keemiline aine, mis koosneb kaltsiumi katioonist (Ca2+) ja karbonaatioonist (CO32–).Kaltsiumkarbonaat on looduses väga tavaline aine. Ta esineb peamiselt mineraalide kaltsiidi ja aragoniidina. Karbonaatsed kivimid koosnevad peamiselt kaltsiumkarbonaadist. Kaltsiumkarbonaat võib tekkida nii anorgaaniliselt kui ka organismide elutegevuse tulemusel. Kaltsiumkarbonaat on vees peaaegu lahustumatu, et aga loodusveed sisaldavad alati lahustunud süsihappegaasi, siis keemiliste reaktsioonide tulemusena tekivad kaltsiumvesinikkarbonaadid, mis põhjustavad vee karedust. Kaltsiumkarbonaadi, -vesinikkarbonaadi ja süsihappegaasi vahekord sõltub vaadeldava vee(kogu) pHst.

Füüsikalised omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ioon Ca2+ on värvusetu, seepärast on Ca-ühendid värvusetud või valged.[1] Kaltsiumkarbonaat on tavaliselt valge värvusega. Erinevatel kaltsiidi polümorfsetel vormidel on ka erinevad füüsikalised omadused.

Tihedus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiidi tihedus on 2.71 g/cm3, aragoniidi tihedus 2.83 g/cm3.[2]

Sulamistemperatuur[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiidi sulamistemperatuur on 1339 °C, aragoniidi sulamistemperatuur 825 °C.[2]

Keemistemperatuur[muuda | redigeeri lähteteksti]

Puudub- laguneb enne ära.[2]

Keemilised omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiumkarbonaat käitub keemilistes reaktsioonides sarnaselt teiste karbonaatidega:

  • kaltsiumkarbonaat reageerib tugevate hapetega. Vabaneb süsinikdioksiid.

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2+ H2O

CaCO3 → CaO + CO2

  • Kaltsiumkarbonaat reageerib veega, mis on küllastunud süsinikdioksiidiga. Moodustub vees lahustuv kaltsiumvesinikkarbonaat.

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

Lahustuvus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiumkarbonaat on vees vähelahustuv- kõigest 15 mg/l. CaCO3 lahustub tugevates hapetes. Kaltsiumkarbonaadi lahustuvust mõjutavad peamiselt rõhk, pH ja lahuse aluselisus. Rõhu vähenedes suureneb CaCO3 settimine. Rõhu suurenedes suureneb aga kaltsiumkarbonaadi lahustuvus vees. Kaltsiumkarbonaadi lahustuvus sõltub väga palju ka lahuse pH-st. Mida madalam on pH, seda paremini CaCO3 lahustub. Kui pH on aga kõrge, siis CaCO3 lahustuvus väheneb. St settimiskiirus on suurem kõrgema pH juures. Kaltsiumkarbonaadi lahustuvus sõltub ka lahuse aluselisusest. Mida aluselisem on lahus, seda paremini lahustub selles ka CaCO3.[3]

Tööstuslik tootmine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Peamine osa tööstuses kasutatavast kaltsiumkarbonaadist toodetakse kaevandamise teel. Puhast kaltsiumkarbonaati (nt farmaatsia- või toiduainetetööstusele) saab toota väga puhtast marmorist. Teise võimalusena valmistatakse kaltsiumkarbonaati kaltsiumoksiidi kaltsifitseerimisena. Kaltsiumoksiidi reageerimine veega on eksotermiline reaktsioon. Tekkivat kaltsiumhüdroksiidi nimetatakse kustutatud lubjaks. Ca(OH)2 on vees vähelahustuv ning selle segamisel tekib valge piimataoline vedelik, mida nimetatakse lubjapiimaks. Seismisel settib Ca(OH)2 sademena ning selle kohale jääb küllastunud Ca(OH)2 lahus. Argielus nimetatakse seda lubjaveeks ja seda kasutatakse CO2 määramiseks. Kui juhtida läbi selle lahuse CO2 sisaldavat gaasi, siis tekibki vähelahustuv kaltsiumkarbonaat.

CaO + H2O → Ca(OH)2

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3+ H2O

Esinemine looduses[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiidi kristallstruktuur

Kaltsiumkarbonaat leidub looduses polümorfsete mineraalidena.

Kaltsiumkarbonaat esineb järgnevates kivimites:

Trigonaalse süngooniaga kaltsiit on kõige püsivam CaCO3 esinemiskuju. See on klaasja läikega värvuseta või piimvalge kristalne aine. Kristall võib olla prismaline, romboeedriline, skaleneoeedriline või tahveljas. Kaltsiidi läbipaistvaks esinemiskujuks on islandi pagu, millele on iseloomulik kaksikmurdumine. CaCO3 esineb tihti ka aragoniidina, mille kristallid on rombilise süngoonia pikkprismalised või nõelja kujuga valged, kollakad, sinakad või rohekad klaasiläikega mineraalid. Aragoniit on ebastabiilne, muundudes aja möödudes kaltsiidiks.[4] Muundumine toimub kiiremini kõrgemal temperatuuril. Samuti esineb CaCO3 pärlitena. Pärl sisaldab 90% kaltsiumkarbonaati, 5–8% konhiini jm lisaaineid.[1] Pärlis on CaCO3 peamiselt aragoniidina, pärlikarbi pärlmutterkihis on valdavalt kaltsiit. Kaltsiumkarbonaat esineb ka luudes, munakoortes, korallides, limuste kodades jne.[1] Tilkekivid (speleoteemid, stalaktiidid jt) koosnevad samuti peamiselt kaltsiumkarbonaadist. 95% tilkekividest on kaltsiidist, aragoniidist on 3% ja 2% moodustavad teised mineraalid, enamasti kips.[5]

Karbonaadi kompensatsiooni sügavus (CCD)[muuda | redigeeri lähteteksti]

Karbonaadi kompensatsiooni sügavus (CCD) on koht ookeanis, kus kaltsiumkarbonaadi sadestumine on tasakaalus tema lahustumisega. See toimub sügaval ookeanis, kus temperatuur kahaneb ja rõhk suureneb. Kaltsiumkarbonaadi sadestumine suureneb temperatuuri vähenedes. Suurenev rõhk kasvatab samuti kaltsiumkarbonaadi lahustuvust. Karbonaadi komensatsiooni sügavus võib varieeruda 4–6 km alla merepinda.[6]

Vee karedus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Vee karedust põhjustavad peamiselt Ca2+ ja Mg2+ katioonid. Vees olev kaltsium pärineb eelkõige kaltsiumkarbonaadist. Kareda vee keetmisel (termilisel pehmendamisel) sadestuvad Ca ja Mg vähelahustuvad ühendid [7] Kaltsiumkarbonaadi ja vees lahustunud Ca2+ ioonide vahelise tasakaalu käsitlemisel tuleb arvestada, et kaltsiumkarbonaadi reageerimisel vees lahustunud süsihappegaasiga moodustub temast oluliselt paremini lahustuv kaltsiumvesinikkarbonaat Ca(HCO3)2. Seega sõltub Ca2+ ioonide kontsentratsioon vees tugevasti lahustunud süsihappegaasi kontsentratsioonist. Viimane väheneb temperatuuri tõustes ja/või rõhu kasvades, mille tulemusel üleliigne kaltsium sadestub välja kaltsiumkarbonaadina:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O

Lubja ja süsihappe tasakaalu arvutamiseks on kõige lihtsam kasutada graafilisi meetodeid (Langelier’ diagramm, Tillmanni kõver, Hooveri nomogramm).[8]

Kareda vee kasutamisel sadestub anumate sisepinnale katlakivikiht.

Kasutamine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaltsiumkarbonaat lubjakivina on olnud tuntud tooraine ja ehitusmaterjal juba antiikajast. Lubjapõletamisel saadud lupja ja lubimörti kasutati V saj eKr Ateena Pikkade müüride ladumisel. Mörti ja krohvi tehti maasse kaevatud augus kustutatud lubjast.[7] Lubjakivi on läbi aegade olnud ka kasutusel ehitusmaterjalina. Näiteks egiptlased kasutasid seda püramiidide ehitamisel – Khufu püramiid on ehitatud täielikult lubjakivist. Ka muinaseestlased ehitasid oma linnused paekivist. Samuti on Eestis lubjakivist ehitatud kloostrihooned ning kirikud. Pärast Tallinna vallutamist taanlaste poolt 1219. aastal rajati Tõnismäele lubjapõletusahjud ja lubimörti hakati siingi kasutama ehitusel sideainena. Praegu enam kaltsiumkarbonaati paekivina ehituses ei kasutata. Selle põhjuseks on eelkõige happevihmad, mis paekivist ehitised hävitab. Seega hävitavad happevihmad ka marmorist ehitisi ja kujusid. Kaltsiumkarbonaat on aga tooraineks erinevate ehitusmaterjalide tootmisel, nt kaltsiumhüdroksiidi ja kaltsiumoksiidi. Kaltsiumoksiidi ja -hüdroksiidi kasutatakse ehitustel sideainena.[7] Samuti kasutatakse kaltsiumkarbonaati tsemendi tootmisel.[9]

Kaltsiumkarbonaat on traditsiooniliselt olnud kriidi põhikomponent. Praegu aga toodetakse kriiti kipsist (CaSO4•2H2O). Kaltsiumkarbonaat on oluline happesuse neutraliseerija. Seda kasutatakse happeliste muldade ja vete neutraliseerimiseks. Peamiselt kasutatakse lubjakivijahu. Lubjatud muldadel kasvab viljakus ning saagi kvaliteet suureneb.[10] Lisaks kasutatakse kaltsiumkarbonaati ka värvides, plastikus, kummides, keraamikas, klaasis, paberis, õli rafineerimisel, raua maagi ning vee puhastamisel.[11]

Kaltsium on organismile vajalik makroelement ning inimorganismi levinum metalliline element. Inimkehas on keskmiselt 1 kg kaltsiumi. Kaltsiumil on bioprotsessides keskne koht – osaleb rakkude moodustamisest kuni hormoonide moodustamiseni, on seotud antikehade tekke, energia genereerimise, glükogeeni degratsiooni, lihaste kontraktsiooni ja teiste bioprotsessidega.[1] Selle tõttu kasutatakse kaltsiumkarbonaati katoidulisandina. Samuti kasutatakse seda olulisel määral ka toidu lisaainena. Kaltsiumkarbonaat ja kaltsiumvesinikkarbonaat on tuntud kui toidulisand E170, mida kasutatakse leibades, tortides, jäätistes, maiustustes, vitamiinides.

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 Hergi Karik, Kalle Truus. Elementide keemia, Tallinn, Kirjastus Ilo, 2003
  2. 2,0 2,1 2,2 Occupational safety and health guideline for calciumcarbonate. Kasutatud 06.11.2011. (inglise)
  3. A Simplified Guide to the Relationship Between Calcium, Alkalinity, Magnesium and pH. Kasutatud 06.11.2011. (inglise)
  4. Herbert Viiding, Eesti mineraalid ja kivimid, Tallinn, Valgus, 1984
  5. Cave minerals and speleothems. Kasutatud 05.11.2011. (inglise)
  6. Carbonate compensation depth. Kasutatud 05.11.2011. (inglise)
  7. 7,0 7,1 7,2 Hergi Karik. Leiutised ja avastused keemias, Tallinn, Kirjastus Ilo, 2009
  8. Joogivee saamise probleeme Eesti põhjaveest. Kasutatud 05.11.2011. (eesti)
  9. Lubjakivi ja dolomiit. Kasutatud 05.11.2011. (eesti)
  10. Põldude lupjamine. Kasutatud 05.11.2011. (eesti)
  11. Uses of calcium carbonate. Kasutatud 05.11.2011. (inglise)