Преглед на кодот на Калциум карбонат

{{chembox
| verifiedrevid = 477003420
|Name = Калциум карбонат
|ImageFileL1 = calcium carbonate.png
|ImageSizeL1 = 120px
|ImageFileR1 = Calcium-carbonate-xtal-3D-SF.png
|ImageSizeR1 = 150px
|ImageFile2 = Calcium carbonate.jpg
|ImageSize2 = 150px
|IUPACName = Calcium carbonate
|OtherNames = [[Limestone]]; [[calcite]]; [[aragonite]]; [[chalk]]; [[marble]]; [[pearl]]
|Section1 = {{Chembox Identifiers
| UNII_Ref = {{fdacite|correct|FDA}}
| UNII = H0G9379FGK
| KEGG_Ref = {{keggcite|correct|kegg}}
| KEGG = D00932
| InChI = 1/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2
| ChEBI_Ref = {{ebicite|correct|EBI}}
| ChEBI = 3311
| SMILES = [Ca+2].[O-]C([O-])=O
| InChIKey = VTYYLEPIZMXCLO-NUQVWONBAS
| SMILES1 = C(=O)([O-])[O-].[Ca+2]
| StdInChI_Ref = {{stdinchicite|correct|chemspider}}
| StdInChI = 1S/CH2O3.Ca/c2-1(3)4;/h(H2,2,3,4);/q;+2/p-2
| StdInChIKey_Ref = {{stdinchicite|correct|chemspider}}
| StdInChIKey = VTYYLEPIZMXCLO-UHFFFAOYSA-L
| CASNo = 471-34-1
| CASNo_Ref = {{cascite|correct|CAS}}
| ChemSpiderID_Ref = {{chemspidercite|correct|chemspider}}
| ChemSpiderID = 9708
| PubChem = 10112
| RTECS = FF9335000
| ATCCode_prefix = A02
| ATCCode_suffix = AC01
| ATC_Supplemental = {{ATC|A12|AA04}}
}}
|Section2 = {{Chembox Properties
|Formula = CaCO<sub>3</sub>
|ExactMass = 100.0869 g/mol
|Appearance = Fine white powder
|Odor = odorless
|Taste = chalky
|Density = 2.711 g/cm<sup>3</sup> ([[calcite]])<br/>2.83 g/cm<sup>3</sup> ([[aragonite]])
|Solubility = 0.15 g/100 mL (25°C)
|SolubilityProduct = 4.8{{e|-9}}<ref>{{Наведена книга|last =Patnaik|first=Pradyot|year=2003|title=Handbook of Inorganic Chemical Compounds |publisher=McGraw-Hill|pages=|isbn =0070494398|url=http://books.google.com/?id=Xqj-TTzkvTEC|accessdate=2009-06-06}}</ref>
|Solvent = dilute acids
|SolubleOther = soluble
|MeltingPt = 825 °C (aragonite) <br> 1339 °C (calcite)<ref>{{Наведена мрежна страница|url=http://www.cdc.gov/niosh/docs/81-123/pdfs/0090.pdf|title=Occupational safety and health guidline for calcium carbonate|publisher=US Dept. of Health and Human Services|accessdate=31 March 2011}}</ref> 
|BoilingPt = decomposes
|RefractIndex = 1.59
|pKa = 9.0
|pKb = 
}}
|Section3 = {{Chembox Structure
|CrystalStruct = Trigonal
}}
| Section4 = {{Chembox Thermochemistry
|   DeltaHf = −1207&nbsp;kJ·mol<sup>−1</sup><ref name=b1>{{Наведена книга| author = Zumdahl, Steven S.|title =Chemical Principles 6th Ed.| publisher = Houghton Mifflin Company| year = 2009| isbn = 061894690X|page=A21}}</ref>
|   Entropy = 93&nbsp;J·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup><ref name=b1 />
 }}
|Section7 = {{Chembox Hazards
|ExternalMSDS = [http://www.inchem.org/documents/icsc/icsc/eics1193.htm ICSC 1193]
|EUIndex = Not listed
|MainHazards = 
|NFPA-H = 1 
|NFPA-F = 0 
|NFPA-R = 0
|NFPA-O = 
|FlashPt = Non-flammable
|RPhrases = 
|SPhrases = 
|FlashPt = 825 °C
|LD50 = 6450 mg/kg (oral, rat)
}}
|Section8 = {{Chembox Related
|OtherAnions = [[Калциум бикарбонат]]
|OtherCations = [[Magnesium carbonate]]<br/>[[Strontium carbonate]]<br/>[[Barium carbonate]]
|OtherCpds = [[Калциум сулфат]]
}}
}}

'''Калциум карбонат''' — [[хемиско соединение]] со [[хемиска формула]] {{Хем2|[[Calcium|Ca]][[Carbonate|CO3]]}}. Тоа е вообичаена супстанца која се наоѓа во [[Карпа|карпите]] како [[Минерал|минерал на]] калцит и арагонит (најзабележителен како [[варовник]], кој е вид на [[Седиментна карпа|седиментни карпи]] кои се состојат главно од калцит) и е главната компонента на лушпите од јајцата, лушпите од гастроподи, скелетите од школки и [[бисер]]ите. 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 [[јон]]ите на калциум во тврда вода реагираат со [[Карбонат|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<ref name=jer15>{{cite journal | title = Determination of <sup>210</sup>Po in calcium supplements and the possible related dose assessment to the consumers | last = Strumińska-Parulska | first = DI | journal = Journal of Environmental Radioactivity | volume = 150 | date = 2015 | pages = 121–125 | doi = 10.1016/j.jenvrad.2015.08.006| pmid = 26318774}}</ref>
.

== Хемија ==
Калциум карбонатот ги дели типичните својства на другите [[карбонат]]и. Особено

* реагира со [[Киселина|киселини]], ослободувајќи [[јаглерод диоксид]] (технички гледано, [[јаглеродна киселина]], но кој брзо се распаѓа до {{Хем2|CO2}} и [[Вода|{{Хем2|H2O}}]]):

: <ce>CaCO_3(s) {+} 2H^{+}(aq) -> Ca^{2+}(aq) + CO2(g) + H_2O(l)</ce>

* ослободува јаглерод диоксид при загревање, наречена реакција на термичко распаѓање или калцинирање (над 840&nbsp;°C во случај на {{Хем2|CaCO3}} ), за да се формира [[калциум оксид]], CaO, обично наречена [[Калциум оксид|жива вар]], со реакциона [[енталпија]] 178&nbsp;kJ/mol:

: <ce>CaCO3(s)->[\Delta]CaO(s){+}CO2\uparrow</ce>

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

: <ce>CaCO3(s){+}CO2(g){+}H2O(l)-> Ca(HCO3)2(aq)</ce>

Оваа реакција е важна при [[ерозија]]та на карбонатните карпи, формирајќи [[Пештера|пештери]] и води до тврда вода во многу региони.

Невообичаена форма на калциум карбонат е хексахидрат икаит, {{Хем2|CaCO3*6H2O}}

== Подготовка ==
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 диоксид]]от 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<ref name="PCC">{{cite web|title = Precipitated Calcium Carbonate|access-date = 11 January 2014|url = http://www.lime.org/uses_of_lime/other_uses/precip_cc.asp|archive-url = https://web.archive.org/web/20140111165543/http://www.lime.org/uses_of_lime/other_uses/precip_cc.asp|archive-date = 11 January 2014|url-status = dead}}</ref>:

: <ce>CaO{+}H2O->Ca(OH)2</ce> 
: <ce>Ca(OH)2{+}CO2->CaCO3{+}H_2O</ce>

Во лабораторија, калциум карбонатот лесно може да се кристализира од калциум хлорид (CaCl<sub>2</sub>), со ставање на воден раствор од CaCl<sub>2</sub> во сукатор заедно со амониум карбонат (NH4)<sub>2</sub>CO<sub>3</sub><ref>{{Cite journal |last1=Kim |first1=Yi-Yeoun |last2=Schenk |first2=Anna S. |last3=Ihli |first3=Johannes |last4=Kulak |first4=Alex N. |last5=Hetherington |first5=Nicola B. J. |last6=Tang |first6=Chiu C. |last7=Schmahl |first7=Wolfgang W. |last8=Griesshaber |first8=Erika |last9=Hyett |first9=Geoffrey |last10=Meldrum |first10=Fiona C. |date=September 2014 |title=A critical analysis of calcium carbonate mesocrystals |journal=Nature Communications |language=en |volume=5 |issue=1 |pages=4341 |doi=10.1038/ncomms5341 |issn=2041-1723 |pmc=4104461 |pmid=25014563|bibcode=2014NatCo...5.4341K }}</ref>. 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.

== Структура ==
Термодинамички стабилната форма на {{Хем2|CaCO3}} во нормални услови е шестаголен β-{{Хем2|CaCO3}} (минерал калцит).  Може да се подготват и други форми, колку што е погусто (2.83&nbsp;g/cm<sup>3</sup>) [[Орторомпски кристален систем|орторомбична]] λ-{{Хем2|CaCO3}} (минералот арагонит) и шестаголен μ-{{Хем2|CaCO3}}, кој се јавува како минерал ватерит.  Формата на арагонит може да се подготви со врнежи на температури над 85 степени&nbsp;°C; формата на ватерит може да се подготви со врнежи на 60&nbsp;°C.  Калцитот содржи атоми на калциум координирани од шест атоми на кислород; во арагонитот тие се координирани со девет атоми на кислород<ref name="DemichelisRaiteri2013">{{cite journal|last1=Demichelis|first1=Raffaella|last2=Raiteri|first2=Paolo|last3=Gale|first3=Julian D.|last4=Dovesi|first4=Roberto|title=The Multiple Structures of Vaterite|journal=Crystal Growth & Design|volume=13|issue=6|year=2013|pages=2247–2251|issn=1528-7483|doi=10.1021/cg4002972}}</ref>. Структурата на ватерит не е целосно разбрана.  Магнезиум карбонат ({{Хем2|MgCO3}}) има калцитна структура, додека стронциум карбонат ({{Хем2|SrCO3}}) и бариум карбонат ({{Хем2|BaCO3}}) ја прифаќаат структурата на арагонит, рефлектирајќи ги нивните поголеми [[Атомски полупречник|јонски радиуси]].

== Полиморфи ==
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.<ref>{{Cite journal |last1=Morse |first1=John W. |last2=Arvidson |first2=Rolf S. |last3=Lüttge |first3=Andreas |date=2007-02-01 |title=Calcium Carbonate Formation and Dissolution |url=https://pubs.acs.org/doi/10.1021/cr050358j |journal=Chemical Reviews |language=en |volume=107 |issue=2 |pages=342–381 |doi=10.1021/cr050358j |pmid=17261071 |issn=0009-2665}}</ref><ref>{{Cite book |last=Géologue. |first=Lippmann, Friedrich |url=http://worldcat.org/oclc/715109304 |title=Sedimentary carbonate minerals |date=1973 |publisher=Springer |isbn=3-540-06011-1 |oclc=715109304}}</ref><ref name=":1">{{Cite journal |last1=Nahi |first1=Ouassef |last2=Kulak |first2=Alexander N. |last3=Zhang |first3=Shuheng |last4=He |first4=Xuefeng |last5=Aslam |first5=Zabeada |last6=Ilett |first6=Martha A. |last7=Ford |first7=Ian J. |last8=Darkins |first8=Robert |last9=Meldrum |first9=Fiona C. |date=2022-11-20 |title=Polyamines Promote Aragonite Nucleation and Generate Biomimetic Structures |url=http://dx.doi.org/10.1002/advs.202203759 |journal=Advanced Science |volume=10 |issue=1 |pages=2203759 |doi=10.1002/advs.202203759 |pmid=36403251 |pmc=9811428 |s2cid=253707446 |issn=2198-3844}}</ref>

=== Кристална структура ===
Кристалната структура на калцитот е тригонална, со вселенска група <math>R\bar{3}c</math> (бр. 167 во меѓународните табели за кристалографија<ref>{{cite book | title=International tables for crystallography. | publisher=International Union of Crystallography | publication-place=Chester, England | date=2006 | isbn=978-0-7923-6590-7 | oclc=166325528 | doi = 10.1107/97809553602060000001| s2cid=146060934 | editor-last1=Welberry | editor-first1=T. R }}</ref>), и симболот на Пирсон <math>hR10</math><ref>{{Cite journal |last1=Chessin |first1=H. |last2=Hamilton |first2=W. C. |last3=Post |first3=B. |date=1965-04-01 |title=Position and thermal parameters of oxygen atoms in calcite |url=https://scripts.iucr.org/cgi-bin/paper?S0365110X65001585 |journal=Acta Crystallographica |volume=18 |issue=4 |pages=689–693 |doi=10.1107/S0365110X65001585 |issn=0365-110X}}</ref>. Арагонитот е [[Орторомпски кристален систем|орторомбен]], со вселенска група <math>Pmcn</math> (бр. 62)<ref>{{Cite journal |last=Negro |first=AD |date=1971 |title=Refinement of the crystal structure of aragonite |url=http://www.minsocam.org/ammin/AM56/AM56_768.pdf |journal=American Mineralogist: Journal of Earth and Planetary Materials |volume=56 |pages=768–772 |via=GeoScienceWorld}}</ref> и симболот на Пирсон <math>oP20</math>. Ватеритот е составен од најмалку две различни коегзистирачки кристалографски структури. Главната структура покажува шестаголна симетрија во вселенската група <math>P6_3/mmc</math>, малата структура сè уште не е позната<ref>{{Cite journal |last1=Kabalah-Amitai |first1=Lee |last2=Mayzel |first2=Boaz |last3=Kauffmann |first3=Yaron |last4=Fitch |first4=Andrew N. |last5=Bloch |first5=Leonid |last6=Gilbert |first6=Pupa U. P. A. |last7=Pokroy |first7=Boaz |date=2013-04-26 |title=Vaterite Crystals Contain Two Interspersed Crystal Structures |url=http://dx.doi.org/10.1126/science.1232139 |journal=Science |volume=340 |issue=6131 |pages=454–457 |doi=10.1126/science.1232139 |pmid=23620047 |bibcode=2013Sci...340..454K |s2cid=206546317 |issn=0036-8075}}</ref>.

=== Кристализација ===
[[Податотека:Calcite+Aragonite.png|мини|234x234пкс| Кристална структура на калцит и арагонит]]
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.
[[Податотека:Calcite+Vaterite.png|мини|Микроскопски калцит и ватерит]]
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.

=== Избор по организми ===
Организмите, како што се [[мекотели]]те и [[членконоги]]те, 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.

== Појава ==
[[Податотека:Silfurberg.jpg|мини|Калцитот е најстабилниот полиморф на калциум карбонат. Тој е транспарентен до непроѕирен.]]

=== Геолошки извори ===
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.

=== Биолошки извори ===
[[Податотека:Calcium_carbonate_chunks.JPG|мини|Калциум карбонат парчиња од школка]]
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 [[брокула]]та и кељ содржат диететски значителни количини на калциум карбонат, но тие не се практични како индустриски извор.

=== Вонземски извори ===
Надвор од Земјата, силни докази укажуваат на присуство на калциум карбонат на [[Марс (планета)|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.

== Геологија ==
[[Податотека:Rubaksa_tufa_plug.jpg|лево|мини| Површински врнежи на {{Хем2|CaCO3}} како туфа во Рубакса, Етиопија]]
Карбонатот често се наоѓа во геолошките услови и претставува огромен [[Јаглероден циклус|јаглероден резервоар]]. Калциум карбонатот се јавува како арагонит, калцит и доломит како значајни состојки на калциумовиот циклус. [[Карбонатни минерали|Карбонатните минерали]] ги формираат карпите: [[варовник]], креда, [[мермер]], травертин, туфа и други.
[[Податотека:Water-of-Five-colored-Pond_Huanglong_Sichuan_China.jpg|мини|Туфа во Хуанглонг, Сечуан]]
Во топлите, бистри тропски води[[Корал|, коралите]] се пообилни отколку кон половите каде водите се студени. Придонесувачите на калциум карбонат, вклучително и [[планктон]]и (како што се коколити и планктични фораминифери), коралите алги, [[сунѓери]], брахиоподи, [[Иглокожи|ехинодерми]], [[Мовести животни|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 [[Океанска кора|океанската кора]] е [[Подвлекување|спуштена]] под [[Тектоника на плочите|континентална плоча,]] седиментите ќе се носат до потоплите зони во [[астеносфера]]та и [[литосфера]]та. Во овие услови, калциум карбонатот се распаѓа и произведува [[јаглерод диоксид]] кој, заедно со другите гасови, предизвикува експлозивни [[Вулкан|вулкански ерупции]].

=== Длабочина на компензација на карбонат ===
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.

=== Улога во тафономијата ===
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 {{Хем2|CaCO3}}.<ref name="twoturn">{{Наведена книга|url=https://archive.org/details/mesozoicvertebra0000unse/page/298|title=Mesozoic Vertebrate Life|last=Trexler|first=D.|date=2001|publisher=Indiana University Press|isbn=978-0-253-33907-2|editor-last=Tanke|editor-first=D. H.|pages=[https://archive.org/details/mesozoicvertebra0000unse/page/298 298–309]|chapter=Two Medicine Formation, Montana: geology and fauna|editor-last2=Carpenter|editor-first2=K.|chapter-url=https://books.google.com/books?id=mgc6CS4EUPsC&pg=PA98}}</ref> 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.

== Употреба ==

=== Градба ===
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 [[Калциум хидроксид|градежни вар]] со горење во печка. Меѓутоа, поради атмосферските влијанија главно предизвикани од [[Кисел дожд|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 [[базен]]ите, како коректор на [[Водороден показател|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]] {{Хем2|CaSO4*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 [[хартија]]та 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 [[Поливинил хлорид|непластифицирани]] [[Олук|одводни цевки]] од поливинил хлорид (uPVC), 5% до 15% натоварување на креда или мермер обложена [[Стеаринска киселина|со стеарат]] во профилот на прозорецот uPVC. [[Поливинил хлорид|ПВЦ]] каблите можат да користат калциум карбонат при товари до 70&nbsp;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 [[Мосова скала|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 [[алуминиум]]от и [[бакар]]от. Паста направена од калциум карбонат и дејонизирана вода може да се користи за чистење на оцрнување на [[сребро]]то.

=== Здравје и исхрана ===
[[Податотека:500_mg_calcium_supplements_with_vitamin_D.jpg|мини|Додатоци на калциум од 500 милиграми направени од калциум карбонат]]
Калциум карбонатот е широко користен во медицината како евтин додаток на калциум во исхраната за [[Антацид|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 болест|хронична бубрежна инсуфициенција]]). Се користи во фармацевтската индустрија како инертен [[Ексципиенс|филер]] за [[Таблета|таблети]] и други [[Лек|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 [[Бубрежна слабост|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 [[Чир на желудникот|пептичен улкус]]. Од 1990-тите, најчесто се забележува кај жени кои земаат додатоци на калциум над препорачаниот опсег од 1,2 до 1,5&nbsp;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 [[Прехранбени адитиви|додаток на храна]] е означен [[Е-број|E170]], и има INS број од 170. Се користи како регулатор на киселост, средство против стврднување, [[Прехранбени адитиви|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 [[Биорасположливост|биодостапен]] исто како и калциумот во [[Млеко|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.

=== Земјоделство и аквакултура ===
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.<ref name="Oates2008">{{Наведена книга|url=https://books.google.com/books?id=MVoEMNI5Vb0C&pg=PA111|title=Lime and Limestone: Chemistry and Technology, Production and Uses|last=Oates|first=J. A. H.|date=11 July 2008|publisher=John Wiley & Sons|isbn=978-3-527-61201-7|pages=111–113}}</ref>

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

=== Ублажување на загадувањето ===
Во 1989 година, истражувач, Кен Симонс, вовел {{Хем2|CaCO3}} во Вестстоун Брук во [[Масачусетс]].<ref name=":2">{{Наведени вести|url=https://www.nytimes.com/1989/06/13/science/limestone-dispenser-fights-acid-rain-in-stream.html|title=Limestone Dispenser Fights Acid Rain in Stream|date=13 June 1989|work=The New York Times|agency=[[Associated Press]]}}</ref> 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 {{Хем2|CaCO3}} може да се додаде за да се неутрализираат ефектите од киселите дождови во [[Река|речните]] екосистеми. Во моментов калциум карбонат се користи за неутрализирање на киселинските услови и во почвата и во водата.<ref name="env">{{Наведена мрежна страница|url=http://www.congcal.com/markets/environmental/|title=Environmental Uses for Calcium Carbonate|date=6 September 2012|publisher=Congcal|accessdate=5 August 2013|archive-date=2014-01-04|archive-url=https://web.archive.org/web/20140104055647/http://www.congcal.com/markets/environmental/|url-status=dead}}</ref><ref name=":3">{{Наведено списание|last=Schreiber|first=R. K.|year=1988|title=Cooperative federal-state liming research on surface waters impacted by acidic deposition|url=https://link.springer.com/article/10.1007%2FBF00160344|journal=Water, Air, & Soil Pollution|volume=41|issue=1|pages=53–73|bibcode=1988WASP...41...53S|doi=10.1007/BF00160344}}</ref><ref name=":4">{{Наведена мрежна страница|url=http://www.mainesalmonrivers.org/pages/Liming%20Project%20Rpt.pdf|title=Effects of low pH and high aluminum on Atlantic salmon smolts in Eastern Maine and liming project feasibility analysis|last=Kircheis|first=Dan|last2=Dill|first2=Richard|year=2006|publisher=National Marine Fisheries Service and Maine Atlantic Salmon Commission|format=reprinted at Downeast Salmon Federation}}{{Мртва_врска|date=March 2023 |bot=InternetArchiveBot |fix-attempted=yes }}</ref> 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.<ref name=":5">{{Наведено списание|last=Guhrén|first=M.|last2=Bigler|first2=C.|last3=Renberg|first3=I.|year=2006|title=Liming placed in a long-term perspective: A paleolimnological study of 12 lakes in the Swedish liming program|journal=Journal of Paleolimnology|volume=37|issue=2|pages=247–258|bibcode=2007JPall..37..247G|doi=10.1007/s10933-006-9014-9}}</ref>

Калциум карбонатот исто така се користи во апликациите за десулфурирање на димните гасови со што се елиминираат штетните {{Хем2|SO2}} и {{Хем2|NO2}}. Емисиите  од јаглен и други фосилни горива согоруваат во големите централи на фосилни горива.<ref name="env"/>

== Рамнотежа на калцинација ==
Калцинирањето на [[варовник]]от со помош на огнови на јаглен за производство на [[Калциум оксид|жива вар]] се практикува уште од антиката кај културите ширум светот. Температурата на која варовникот дава калциум оксид обично се дава како 825&nbsp;°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 [[Делумен притисок|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 {{Хем2|CO2}} притисокот е само мал дел од парцијалниот {{Хем2|CO2}} притисок во воздухот, што е околу 0,035&nbsp;kPa.

На температури над 550&nbsp;°C рамнотежата {{Хем2|CO2}} притисокот почнува да го надминува {{Хем2|CO2}} во воздухот. Значи над 550&nbsp;°C, калциум карбонатот почнува да испушта гас {{Хем2|CO2}} во воздухот. Меѓутоа, во печка на јаглен, концентрацијата на {{Хем2|CO2}} ќе биде многу повисок отколку што е во воздухот. Доколку целиот [[кислород]] во печката се троши во огнот, тогаш парцијалниот притисок на {{Хем2|CO2}} во печката може да биде висок до 20&nbsp;kPa.<ref name="solvaypcc2007">{{Наведена мрежна страница|url=http://www.solvaypcc.com/safety_environment/0,0,1000044-_EN,00.html|title=Solvay Precipitated Calcium Carbonate: Production|date=9 March 2007|publisher=Solvay|accessdate=30 December 2007}}</ref>

Табелата покажува дека овој парцијален притисок не се постигнува додека температурата не биде скоро 800&nbsp;°C. За испразнување на {{Хем2|CO2}} од калциум карбонат да се случи со економски корисна стапка, рамнотежниот притисок мора значително да го надмине амбиенталниот притисок на {{Хем2|CO2}}. И за да се случи брзо, рамнотежниот притисок мора да го надмине вкупниот атмосферски притисок од 101&nbsp;kPa, што се случува на 898&nbsp;°C.{{Средидесно}}

== Растворливост ==

=== Со различен {{Хем2|CO2}} притисок ===
[[Податотека:CanarySpring.jpg|десно|мини| Травертин калциум карбонат се таложи од [[Топол извор|топли извори]]]]
Калциум карбонатот е слабо растворлив во чиста вода (47&nbsp;mg/L при нормален атмосферски {{Хем2|CO2}}парцијален 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{{Хем2|[Ca(2+)][CO3(2−)]}} е даден како секаде од ''K'' <sub>sp</sub> = {{Вред|3.7e-9}} до ''K'' <sub>sp</sub> = {{Вред|8.7e-9}} на 25&nbsp;°C, во зависност од изворот на податоци.<ref name="crc">{{RubberBible86th}}</ref><ref>{{Наведена мрежна страница|url=http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ksp.htm|title=Selected Solubility Products and Formation Constants at 25 °C|publisher=[[California State University, Dominguez Hills]]|archive-url=https://web.archive.org/web/20060525044457/http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ksp.htm|archive-date=25 May 2006|accessdate=7 June 2007}}</ref> Што значи равенката е дека производот од моларната концентрација на јони на калциум ( [[мол]]ови растворени {{Хем2|Ca(2+)}} на литар раствор) со моларна концентрација на растворен {{Хем2|CO3(2−)}} не може да ја надмине вредноста на ''K''<sub>sp</sub>. 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 {{Хем2|CO3(2−)}} се комбинира со {{Хем2|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 {{Хем2|HCO3−}} се комбинира со{{Хем2|H+}} во раствор според

Некои од{{Хем2|H2CO3}} 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''<sub>{{Хем2|CO2}}</sub> 35&nbsp;[[Паскал (единица)|Па]]. Последната равенка погоре ја фиксира концентрацијата на растворените {{Хем2|CO2}} како функција на ''P''<sub>{{Хем2|CO2}}</sub>, независно од концентрацијата на растворениот {{Хем2|CaCO3}}. При атмосферски парцијален притисок на {{Хем2|CO2}}, растворен {{Хем2|CO2}} Концентрацијата  е {{Вред|1.2e-5}} молови на литар. Равенката пред тоа ја фиксира концентрацијата на {{Хем2|H2CO3}} во функција на {{Хем2|CO2}}концентрација за [{{Хем2|CO2}} ] = {{Вред|1.2e-5}}, тоа резултира со{{Хем2|[H2CO3]}} = {{Вред|2.0e-8}} молови на литар. Кога{{Хем2|[H2CO3]}} е познато, преостанатите три равенки заедно со
{| class="wikitable floatright"
|+Растворливоста на јоните на калциум во функција на [[Јаглерод диоксид|{{Хем2|CO2}}]] [[Делумен притисок|парцијален притисок]] на 25&nbsp;°C ( ''K'' <sub>sp</sub>&nbsp;=&nbsp;{{Вред|4.47e-9}} )
! ''P''<sub>{{Хем2|CO2}}</sub> 
! [[Водороден показател|pH вредност]]
! (мол/л)
|-
| 10 <sup>−12</sup>
| 12.0
| {{Вред|5.19e-3}}
|-
| 10 <sup>−10</sup>
| 11.3
| {{Вред|1.12e-3}}
|-
| 10 <sup>−8</sup>
| 10.7
| {{Вред|2.55e-4}}
|-
| 10 <sup>−6</sup>
| 9,83
| {{Вред|1.20e-4}}
|-
| 10 <sup>−4</sup>
| 8.62
| {{Вред|3.16e-4}}
|-
| {{Вред|3.5e-4}}
| 8.27
| {{Вред|4.70e-4}}
|-
| 10 <sup>−3</sup>
| 7,96
| {{Вред|6.62e-4}}
|-
| 10 <sup>−2</sup>
| 7.30 
| {{Вред|1.42e-3}}
|-
| 10 <sup>−1</sup>
| 6.63
| {{Вред|3.05e-3}}
|-
| 1
| 5.96
| {{Вред|6.58e-3}}
|-
| 10
| 5.30 
| {{Вред|1.42e-2}}
|}

(што е точно за сите водени раствори), и фактот дека растворот мора да биде електрично неутрален, т.е. целокупниот полнеж на растворените позитивни јони{{Хем2|[Ca(2+)] + 2 [H+]}} мора да се поништи со целокупното полнење на растворените негативни јони{{Хем2|[HCO3−] + [CO3(2−)] + [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 {{Хем2|[Ca(2+)]}} и{{Хем2|[H+]}} (во форма на pH) во функција на парцијалниот притисок на околината на{{Хем2|CO2}} (''K'' <sub>sp</sub> = {{Вред|4.47e-9}} е земен за пресметката).

* На атмосферски нивоа на амбиент {{Хем2|CO2}} табелата покажува дека растворот ќе биде малку алкален со максимум {{Хем2|CaCO3}}растворливост на  од 47&nbsp;mg/L.
* Како амбиентален {{Хем2|CO2}} парцијалниот притисок  се намалува под атмосферските нивоа, растворот станува се повеќе алкален. На екстремно ниско P<sub>{{Хем2|CO2}}</sub>, растворен {{Хем2|CO2}}, бикарбонатниот јон и карбонатниот јон во голема мера испаруваат од растворот, оставајќи високоалкален раствор на [[калциум хидроксид]], кој е порастворлив од {{Хем2|CaCO3}} . Забележливое дека за ''П''<sub>{{Хем2|CO2}}</sub> = 10 <sup>−12</sup>, на{{Хем2|[Ca(2+)][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 {{Хем2|CO2}} многу повисок од атмосферскиот. Како таква, водата се пробива низ карбонат калциум, на {{Хем2|CaCO3}} се раствора според вториот тренд. Кога истата вода потоа ќе излезе од чешмата, со текот на времето доаѓа во рамнотежа со {{Хем2|CO2}} нивото  во воздухот преку испуштање на неговиот вишок {{Хем2|CO2}}. 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 {{Хем2|CaCO3*H2O}} и {{Хем2|CaCO3*6H2O}}, може да се таложи од водата при амбиентални услови и да опстојува како метастабилни фази.

=== Со различна pH вредност, температура и соленост:{{Хем2|CaCO3}} скалирање во базени ===
[[Податотека:CaCO3-pH.gif|алт=Effects of salinity and pH on the maximum calcium ion level before scaling is anticipated at 25 C and 1 mM bicarbonate (e.g. in swimming pools)|мини]]
[[File:CaCO3-Temp.gif|alt=Effects of temperature and bicarbonate concentration on the maximum calcium ion level before scaling is anticipated at pH&nbsp;7 and 5,000&nbsp;ppm salinity (such as in swimming pools)|мини]]
За разлика од сценариото за отворена рамнотежа погоре, многу базени се управуваат со додавање на [[натриум бикарбонат]] ({{Хем2|NaHCO3}}) до околу 2 mM како пуфер, потоа контрола на pH преку употреба на HCl,{{Хем2|NaHSO4}}, {{Хем2|Na2CO3}}, NaOH или хлор формулации кои се кисели или базни. Во оваа ситуација, растворениот неоргански јаглерод ( вкупниот неоргански јаглерод) е далеку од рамнотежа со атмосферскиот {{Хем2|CO2}}. Напредокот кон рамнотежа преку испуштање на гасови на {{Хем2|CO2}} е забавен од{{Подреден список|бавната реакција
:{{chem2|[[Carbonic acid|H2CO3]] ⇌ CO2([[aqueous solution|aq]]) + H2O}};<ref>{{Cite journal | doi = 10.1021/jp909019u| pmid = 20039712| title = Comprehensive Study of the Hydration and Dehydration Reactions of Carbon Dioxide in Aqueous Solution| journal = The Journal of Physical Chemistry A| volume = 114| issue = 4| pages = 1734–40| year = 2010| last1 = Wang | first1 = X. | last2 = Conway | first2 = W. | last3 = Burns | first3 = R. | last4 = McCann | first4 = N. | last5 = Maeder | first5 = M. | bibcode = 2010JPCA..114.1734W}}</ref>|ограничена аерација во колона со длабока вода; и|периодично надополнување на бикарбонати за одржување на тампон капацитет (често се проценува преку мерење на [[алкалност|вкупна алкалност]]).}}Во оваа ситуација, константата на дисоцијација е за многу побрзи реакции

: {{Хем2|H2CO3 ⇌ H+ + HCO3− ⇌ 2 H+ + CO3(2−)}}

овозможуваат предвидување на концентрациите на секој растворен вид неоргански јаглерод во растворот, од додадената концентрација на {{Хем2|HCO3−}}.<ref name="Mook 2000">{{Наведена книга|url=http://www-naweb.iaea.org/napc/ih/documents/global_cycle/vol%20I/cht_i_09.pdf|title=Environmental Isotopes in the Hydrological Cycle: Principles and Applications|last=Mook|first=W.|date=2000|publisher=INEA/UNESCO|location=Paris|pages=143–165|chapter=Chemistry of carbonic acid in water|access-date=18 March 2014|archive-url=https://web.archive.org/web/20140318074927/http://www-naweb.iaea.org/napc/ih/documents/global_cycle/vol%20I/cht_i_09.pdf|archive-date=18 March 2014}}</ref> Дополнување на {{Хем2|HCO3−}} ќе ја зголеми {{Хем2|CO3(2−)}}концентрацијата при која било pH вредност. Преуредувајќи ги равенките дадени погоре, можеме да го видиме тоа{{Хем2|[Ca(2+)]}} ={{Ндроп|''K''<sub>sp</sub>|[{{chem2|CO3(2−)}}]}}  и [{{Хем2|CO3(2−)}} ] ={{Ндроп|''K''<sub>a2</sub> [{{chem2|HCO3−}}]|[{{chem2|H+}}]}}   . Затоа, кога е концентрацијата, максималната концентрација на {{Хем2|Ca(2+)}} јони пред скалирање {{Хем2|CaCO3}}врнежите  може да се предвидат од формулата:

: [{{Хем2|Ca(2+)}} ] <sub>max</sub> ={{Ндроп|''K''<sub>sp</sub>|''K''<sub>a2</sub>}} ×{{Ндроп|[{{chem2|H+}}]|[{{chem2|HCO3-}}]}}  <span class="sfrac tion" data-ve-ignore="true" role="math"><span class="num"><span class="chemf nowrap">H <sup class="template-chem2-sup">+</sup></span> ]</span> <span class="sr-only">/</span> <span class="den">[</span></span>

Производот за растворливост за {{Хем2|CaCO3}} (К <sub>sp</sub>) и константите на дисоцијација за растворениот неоргански јаглерод (вклучувајќи го и ''K''<sub>a2</sub>) се суштински под влијание на температурата и [[соленост]]а,<ref name="Mook 2000"/> со севкупниот ефект што [1]{{Хем2|Ca(2+)}} ] <sub>max</sub> 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 {{Хем2|[[magnesium|Mg]](2+)}} ,<nowiki><span data-cx="[{&amp;quot;adapted&amp;quot;:true,&amp;quot;partial&amp;quot;:false,&amp;quot;targetExists&amp;quot;:true,&amp;quot;mandatoryTargetParams&amp;quot;:[],&amp;quot;optionalTargetParams&amp;quot;:[]}]" data-mw="{&amp;quot;parts&amp;quot;:[{&amp;quot;template&amp;quot;:{&amp;quot;target&amp;quot;:{&amp;quot;wt&amp;quot;:&amp;quot;Хем2&amp;quot;,&amp;quot;href&amp;quot;:&amp;quot;./Предлошка:Хем2&amp;quot;},&amp;quot;params&amp;quot;:{&amp;quot;1&amp;quot;:{&amp;quot;wt&amp;quot;:&amp;quot;[B(OH)4]−&amp;quot;}},&amp;quot;i&amp;quot;:0}}]}" data-ve-no-generated-contents="true" id="mwBHE" typeof="mw:Transclusion">&</nowiki>nbsp;<nowiki></span></nowiki> и други јони во базенот, како и ефекти на презаситеност.<ref>{{Наведено списание|last=Wojtowicz|first=J. A.|year=1998|title=Factors affecting precipitation of calcium carbonate|url=http://jspsi.poolhelp.com/ARTICLES/JSPSI_V3N1_pp18-23.pdf|journal=Journal of the Swimming Pool and Spa Industry|volume=3|issue=1|pages=18–23|archive-url=https://web.archive.org/web/20140318061934/http://jspsi.poolhelp.com/ARTICLES/JSPSI_V3N1_pp18-23.pdf|archive-date=18 March 2014|access-date=18 March 2014}}</ref><ref>{{Наведено списание|last=Wojtowicz|first=J. A.|year=1998|title=Corrections, potential errors, and significance of the saturation index|url=http://jspsi.poolhelp.com/ARTICLES/JSPSI_V3N1_pp37-40.pdf|journal=Journal of the Swimming Pool and Spa Industry|volume=3|issue=1|pages=37–40|archive-url=https://web.archive.org/web/20120824152654/http://jspsi.poolhelp.com/ARTICLES/JSPSI_V3N1_pp37-40.pdf|archive-date=24 August 2012|access-date=18 March 2014}}</ref> 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.<ref>{{Наведена мрежна страница|url=https://scithings.id.au/BABES.pdf|title=BABES: a better method than "BBB" for pools with a salt-water chlorine generator|last=Birch|first=R. G.|date=2013|work=scithings.id.au}}</ref>

=== Растворливост во силен или слаб киселински раствор ===
Комерцијално се достапни раствори на [[Киселинска јачина|силни]] ([[Солна киселина|HCl]]), умерено силни (сулфамински) или [[Киселинска јачина|слаби]] ([[Оцетна киселина|оцетна]], [[Лимонска киселина|лимонска]], сорбинска, [[Млечна киселина|млечна]], [[Фосфорна киселина|фосфорна]]) киселини. Тие најчесто се користат како средства за отстранување бигор за отстранување на наслаги [[Бигор|од бигор]]. Максималниот износ на {{Хем2|CaCO3}} 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] = [{{Хем2|A−}} ], седобива (со {{Хем2|CaCO3}} моларна маса = 100&nbsp;g/mol):

== Наводи ==
{{наводи}}

{{Соединенија на калциумот}}
{{Карбонати}}
{{Нормативна контрола}}

[[Категорија:Соединенија на калциумот]]
[[Категорија:Карбонати]]
[[Категорија:Антациди]]
[[Категорија:Варовник]]
[[Категорија:Ексципиенси]]