Карбонат что такое: Карбонат - это... Что такое Карбонат?

Сообщить об ошибке

© ООО «ЕДА. РУ», 2021. ВСЕ ПРАВА ЗАЩИЩЕНЫ. ДЛЯ ЛИЦ СТАРШЕ 18 ЛЕТ.

Что такое карбонат

Карбонаты — Википедия

Карбона́ты — соли и эфиры угольной кислоты (H₂CO₃). Неорганические карбонаты подразделяются на средние, или просто карбонаты, содержащие анион СО₃²⁻, и кислые (гидрокарбонаты или бикарбонаты), содержащие анион НСО₃^−[1].

Почти все карбонаты — бесцветные вещества^[2]. За исключением карбонатов щелочных металлов, они неустойчивы к нагреванию — разлагаются ещё до плавления. Карбонаты двухвалентных ртути и меди, а также многих трёхвалентных металлов не существуют при нормальных условиях^[3].

Растворимость[править | править код]

Из средних карбонатов в воде растворимы только соли щелочных металлов, аммония и одновалентного таллия. Хуже всего растворимы карбонаты кальция, бария, стронция и свинца. Все гидрокарбонаты, наоборот, хорошо растворимы в воде ^[1]. }}}

Под действием растворённого в воде углекислого газа нерастворимые карбонаты переходят в раствор, превращаясь в гидрокарбонаты (эти процессы протекают в природе и вызывают жёсткость воды)^[1]:

CaCO3+h4O+CO2⟶Ca(HCO3)2{\displaystyle {\ce {CaCO3 + h4O + CO2 -> Ca(HCO3)2}}}

FeCO3+h4O+CO2⟶Fe(HCO3)2{\displaystyle {\ce {FeCO3 + h4O + CO2 -> Fe(HCO3)2}}}

Некоторые малорастворимые в воде карбонаты могут быть получены при помощи реакций ионного обмена:

CaCl2+Na2CO3⟶2NaCl+CaCO3↓{\displaystyle {\ce {CaCl2 + Na2CO3 -> 2NaCl + CaCO3v}}}

Это возможно только для тех металлов, карбонаты которых растворяются в воде хуже, чем гидроксиды, а именно кальция, стронция, лантаноидов, одновалентного серебра, двухвалентных свинца, марганца и кадмия. Ионы других металлов дают основные соли или гидроксиды^[1].

Нормальные карбонаты широко распространены в природе, например: кальцит СаСО₃, доломит CaMg(CO₃)₂, магнезит MgCO₃, сидерит FeCO₃, витерит ВаСО₃, баритокальцит BaCa(CO₃)₂ и другие. Существуют и минералы, представляющие собой основные карбонаты, например, малахит CuCO₃·Cu(ОН)₂.

Гидрокарбонаты натрия, кальция и магния встречаются в растворённом виде в минеральных водах, а также, в небольшой концентрации, во всех природных водах, кроме атмосферных осадков и ледников. Гидрокарбонаты кальция и магния обуславливают так называемую временную жёсткость воды. При сильном нагревании воды (выше +60 °C) гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются на углекислый газ и малорастворимые карбонаты, которые выпадают в осадок на нагревательных элементах, дне и стенках посуды, внутренних поверхностях баков, бойлеров, труб, запорной арматуры и так далее, образуя накипь.

Карбонаты кальция, магния, бария и др. применяют в строительном деле, в химической промышленности, оптике и др. В технике, промышленности и быту широко применяется сода (Na₂CO₃ и NaHCO₃): при производстве стекла, мыла, бумаги, как моющее средство, при заправке огнетушителей, в кондитерском деле. Кислые карбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь составной частью буферных систем крови, поддерживающих постоянство её рН.

Сложные эфиры угольной кислоты (не путать со сложными эфирами карбоновых кислот). Средние ациклические карбонаты — бесцветные жидкости с эфирным запахом; не растворимы или труднорастворимы в воде, этаноле, диэтиламине, аммиаке, растворяются в эфире, ацетоне, бутиламине, бензиламине; образуют азеотропные смеси с водой, спиртами, тетрахлорметаном, этиленхлоргидрином, гексаном, циклогексаном. Циклические — жидкие или легкоплавкие твёрдые вещества; растворяются в воде, смешиваются с ароматическими углеводородами, спиртами, карбоновыми кислотами, ацетоном, хлороформом; не растворимы в алифатических углеводородах, сероводороде; образуют азеотропные смеси с гликолями. Наиболее употребителен диметилкарбонат (см. Карбонилирование)^[5].

1. ↑ ¹²³⁴⁵ Карбонаты неорганические // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2 (Даф-Мед). — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
2. ↑ Некрасов Б.В. Основы общей химии. — М., 1973. — Т. 1. — С. 494.
3. ↑ ¹² Карбонаты // Краткая химическая энциклопедия / Отв. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская Энциклопедия, 1963. — Т. 2. Ж—Малоновый эфир.
4. ↑ Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. § 8. Реакции ионного обмена // Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М: Просвещение, 1976. — С. 15—18. — 2 350 000 экз.
5. ↑ Химия 9. — М.: Вентана-Граф, 2010. — С. 287.

ru.wikipedia.org

Карбонат натрия — Википедия

Карбона́т на́трия (кальцинированная сода) — неорганическое соединение, натриевая соль угольной кислоты с химической формулой Na₂CO₃. Бесцветные кристаллы или белый порошок, хорошо растворимый в воде. В промышленности в основном получают из хлорида натрия по методу Солвэ. Применяют при изготовлении стекла, для производства моющих средств, используют в процессе получения алюминия из бокситов и при очистке нефти.

Имеет вид бесцветных кристаллов или белого порошка. Существует в нескольких разных модификациях: α{\displaystyle \alpha }-модификация с моноклинной кристаллической решеткой образуется при температуре до 350 °C, затем, при нагреве выше этой температуры и до 479 °C осуществляется переход в β{\displaystyle \beta }-модификацию, также имеющую моноклинную кристаллическую решетку. При увеличении температуры выше 479 °C соединение переходит γ{\displaystyle \gamma }-модификацию с гексагональной решеткой. Плавится при 854 °C, при нагреве выше 1000 °C разлагается с образованием оксида натрия и диоксида углерода^[1][2].

Кристаллогидраты карбоната натрия существуют в разных формах: бесцветный моноклинный Na₂CO₃·10H₂O, при 32,017 °C переходит в бесцветный ромбический Na₂CO₃·7H₂O, последний при нагревании до 35,27 °C бесцветный переходит в ромбический Na₂CO₃·H₂O. В интервале 100−120 °C моногидрат теряет воду.

В водном растворе карбонат натрия гидролизуется, что обеспечивает щелочную реакцию среды.{-}}}}

Первая константа диссоциации угольной кислоты равна 4,5⋅10⁻⁷. Все кислоты, более сильные, чем угольная, вытесняют её в реакции с карбонатом натрия. Так как угольная кислота крайне нестойкая, она тут же разлагается на воду и углекислый газ:

Na2CO3+h4SO4→Na2SO4+h4O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

В природе сода встречается в золе некоторых морских водорослей, а также в виде минералов:

Современные содовые озёра известны в Забайкалье и в Западной Сибири; большой известностью пользуется озеро Натрон в Танзании и озеро Сирлс в Калифорнии^{[3][неавторитетный источник?]}. Трона, имеющая промышленное значение, открыта в 1938 в составе эоценовой толщи Грин-Ривер (Вайоминг, США). Вместе с троной в этой осадочной толще обнаружено много ранее считавшихся редкими минералов, в том числе давсонит, который рассматривается как сырьё для получения соды и глинозёма. В США природная сода удовлетворяет более 40 % потребности страны в этом полезном ископаемом.

До начала XIX века карбонат натрия получали преимущественно из золы некоторых морских водорослей, прибрежных и солончаковых растений путём перекристаллизации относительно малорастворимого NaHCO₃ из щёлока.

Способ Леблана[править | править код]

В 1791 году французский химик Николя Леблан получил патент на «Способ превращения глауберовой соли в соду». По этому способу при температуре около 1000 °C запекается смесь сульфата натрия («глауберовой соли»), мела или известняка (карбоната кальция) и древесного угля. Уголь восстанавливает сульфат натрия до сульфида:

Na2SO4+2C→Na2S+2CO2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SO_{4}+2C\rightarrow Na_{2}S+2CO_{2}}}}

Сульфид натрия реагирует с карбонатом кальция:

Na2S+CaCO3→Na2CO3+CaS{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S+CaCO_{3}\rightarrow Na_{2}CO_{3}+CaS}}}

Полученный расплав обрабатывают водой, при этом карбонат натрия переходит в раствор, сульфид кальция отфильтровывают, затем раствор карбоната натрия упаривают. Сырую соду очищают перекристаллизацией. Процесс Леблана даёт соду в виде кристаллогидрата (см. выше), поэтому полученную соду обезвоживают кальцинированием.

Сульфат натрия получали обработкой каменной соли (хлорида натрия) серной кислотой:

2NaCl+h4SO4→Na2SO4+2HCl{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl}}}

Выделявшийся в ходе реакции хлороводород улавливали водой с получением соляной кислоты.

Первый содовый завод такого типа в России был основан промышленником М. Прангом и появился в Барнауле в 1864 году.

После появления более экономичного (не остаётся в больших количествах побочный сульфид кальция) и технологичного способа Сольве, заводы, работающие по способу Леблана, стали закрываться. К 1900 году 90 % предприятий производили соду по методу Сольве, а последние фабрики, работающие по методу Леблана, закрылись в начале 1920-х.

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)[править | править код]

В 1861 году бельгийский инженер-химик Эрнест Сольве запатентовал метод производства соды, который используется и по сей день.{o}t}}Na_{2}CO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Образовавшийся CO₂ возвращают в производственный цикл. Хлорид аммония NH₄Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)₂:

2Nh5Cl+Ca(OH)2→CaCl2+2Nh5+2h4O{\displaystyle {\mathsf {2NH_{4}Cl+Ca(OH)_{2}\rightarrow CaCl_{2}+2NH_{3}+2H_{2}O}}}

Полученный NH₃ также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция.

Первый содовый завод такого типа в мире был открыт в 1863 в Бельгии; первый завод такого типа в России был основан в районе уральского города Березники фирмой «Любимов, Сольве и Ко» в 1883 году. Его производительность составляла 20 тысяч тонн соды в год. В 2010 году ФАС России отказала фирме Solvay в покупке этого завода, разрешив покупку группе Башкирская химия (ей также принадлежит завод Сода).^{[источник не указан 2988 дней]}

До сих пор этот способ остаётся основным способом получения соды во всех странах.

Способ Хоу[править | править код]

Разработан китайским химиком Хоу (Hou Debang) в 1930-х годах. Отличается от процесса Сольве тем, что не использует гидроксид кальция.

По способу Хоу в раствор хлорида натрия при температуре 40 градусов подается диоксид углерода и аммиак. Менее растворимый гидрокарбонат натрия в ходе реакции выпадает в осадок (как и в методе Сольве). Затем раствор охлаждают до 10 градусов. При этом выпадает в осадок хлорид аммония, а раствор используют повторно для производства следующих порций соды.

Сравнение способов[править | править код]

По методу Хоу в качестве побочного продукта образуется NH₄Cl вместо CaCl₂ по методу Сольве.

Способ Сольве был разработан до появления процесса Габера, в то время аммиак был в дефиците, поэтому регенерировать его из NH₄Cl было необходимо. Метод Хоу появился позже, необходимость регенерации аммиака уже не стояла так остро, соответственно, аммиак можно было не извлекать, а использовать его как азотное удобрение в виде соединения NH₄Cl.

Тем не менее NH₄Cl содержит хлор, избыток которого вреден для многих растений, поэтому использование NH₄Cl в качестве удобрения ограничено. В свою очередь рис хорошо переносит избыток хлора, и в Китае, где применяется NH₄Cl для рисоводства, метод Хоу, дающий NH₄Cl в качестве побочного продукта, более широко представлен по сравнению с другими регионами.

В настоящее время в ряде стран практически весь искусственно производящийся карбонат натрия вырабатывается по методу Сольве (включая метод Хоу как модификацию), а именно в Европе 94 % искусственно производимой соды, во всем мире — 84 % (2000 год)^[4].

Карбонат натрия используют в стекольном производстве; мыловарении и производстве стиральных и чистящих порошков; эмалей, для получения ультрамарина. Также он применяется для смягчения воды паровых котлов и вообще уменьшения жёсткости воды, для обезжиривания металлов и десульфатизации доменного чугуна. Карбонат натрия — исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂HPO₄. Может использоваться в сигаретных фильтрах^[5].

В пищевой промышленности карбонаты натрия зарегистрированы в качестве пищевой добавки E500, — регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слёживанию. Карбонат натрия (кальцинированная сода, Na₂CO₃) имеет код 500i, гидрокарбонат натрия (пищевая сода, NaHCO₃) — 500ii, их смесь — 500iii.

Одна из новейших технологий повышения нефтеотдачи пластов — АСП заводнение, в котором применяется сода в сочетании с ПАВ для снижения межфазного натяжения между водой и нефтью.

В фотографии используется в составе проявителей как ускоряющее средство^[6].

Самостоятельно добавляется в моторное масло для предотвращения полимеризации. Концентрация 2 г на 1 л масла.^{[источник не указан 195 дней]}

Предельно допустимая концентрация аэрозоли кальцинированной соды в воздухе производственных помещений — 2 мг/м^3[1]. Кальцинированная сода относится к веществам 3-го класса опасности. Аэрозоль кальцинированной соды при попадании на влажную кожу и слизистые оболочки глаз и носа может вызвать раздражение, а при длительном воздействии ее — дерматит.

Сода — общее название технических натриевых солей угольной кислоты.

• Na₂CO₃ (карбонат натрия) — кальцинированная сода, бельевая сода
• Na₂CO₃·10H₂O (декагидрат карбоната натрия, содержит 62,5 % кристаллизационной воды) — стиральная сода; иногда выпускается в виде Na₂CO₃·H₂O или Na₂CO₃·7H₂O
• NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия) — пищевая сода, натрий двууглекислый, бикарбонат натрия

«Сода» в европейских языках происходит, вероятно, от арабского «suwwad» — общего названия различных видов солянок, растений, из золы которых её добывали в средние века; существуют и другие версии^[7]. Кальцинированная сода (карбонат натрия) называется так потому, что для получения её из бикарбоната последний «кальцинируют» (лат. calcinatio, от calx, по сходству с процессом обжига извести), то есть прокаливают.

ru.wikipedia.org

Карбонат кальция — Википедия

Карбона́т ка́льция (углеки́слый кальций) — неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция. Химическая формула CaCO3{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}}}}.

В природе встречается в виде многочисленных минералов, например, кальцита, арагонита и ватерита, является главной составной частью известняка, мрамора, мела, входит в состав скорлупы яиц птиц.

Нерастворим в воде и этаноле.

Зарегистрирован как белый пищевой краситель (E170).

Используется как белый пищевой краситель Е170. Являясь основой мела, используется для письма на досках. Используется в быту для побелки потолков, покраски стволов деревьев, для подщелачивания почвы в садоводстве.

Массовое производство/использование[править | править код]

Очищенный от примесей, карбонат кальция широко используется в бумажной и пищевой промышленности, в качестве наполнителя при производстве пластмасс, красок, резины, продукции бытовой химии, в строительстве.

При производстве бумаги карбонат кальция применяют одновременно в качестве отбеливателя, наполнителя, а также раскислителя.

Используется при производстве силикатного стекла, — материала для производства оконного стекла, стеклянных бутылок, стекловолокна.

Применяется при производстве предметов гигиены (например, зубной пасты), в медицине.

В пищевой промышленности часто используется в качестве препарата препятствующего слеживанию и для препятствования слипания в комки сухих молочных продуктах.

При употреблении сверх рекомендованной дозы (1,5 г в день) может вызывать молочно-щелочной синдром (синдром Бернетта). Рекомендован при болезнях костных тканей^{[источник не указан 541 день]}.

Производители пластмассы — одни из основных потребителей чистого карбоната кальция (более 50% всего потребления). Используемый в качестве наполнителя и красителя, карбонат кальция необходим при производстве поливинилхлорида (PVC), полиэфирных волокон (кримплен, лавсан, и т. п.), полиолефинов. Изделия из данных видов пластмасс распространены повсеместно — это трубы, сантехника, кафельная плитка, черепица, линолеум, ковровые покрытия, и т.п. Карбонат кальция составляет порядка 20% красящего пигмента, используемого при производстве красок^{[источник не указан 541 день]}.

В строительстве[править | править код]

Строительство — ещё один из основных потребителей карбоната кальция. Например, в качестве наполнителя шпаклёвок и герметиков.

Также карбонат кальция является важным составным элементом при производстве продукции бытовой химии — средств для чистки сантехники, кремов для обуви.

Карбонат кальция широко применяется для раскисления кислых почв.

Карбонат кальция находится в минералах в виде полиморфов:

Тригональная кристаллическая структура кальцита является наиболее распространенной.

Минералы карбоната кальция находятся в следующих горных породах:

Залежи карбоната кальция в виде меловых пластов — отложений известковых раковин моллюсков, в основном, мелового периода является распространенным минералом на всех континентах.

В природе встречаются три кристаллические модификации (минералы с одинаковым химическим составом, но с различной кристаллической структурой): кальцит, арагонит и фатерит (ватерит).

Некоторые горные породы (известняк, мел, мрамор, травертин и другие известковые туфы) практически полностью состоят из карбоната кальция с различными примесями.

Кальцит является устойчивой кристаллической модификацией карбоната кальция и встречается в самых разнообразных геологических условиях: в осадочных, метаморфических и магматических горных породах.

Около 10 % всех осадочных пород составляют известняки, сложенные преимущественно кальцитовыми остатками раковин морских организмов. Арагонит является второй по распространённости кристаллической модификацией CaCO₃ и в основном формируется в раковинах моллюсков и скелетах некоторых других организмов^{[каких?]}.

Также арагонит может образовываться и в неорганических процессах, например в карстовых пещерах или гидротермальных источниках.

Фатерит является наименее стабильной разновидностью этого карбоната, и очень быстро превращается в воде либо в кальцит, либо в арагонит. В природе встречается относительно редко, когда его кристаллическая структура стабилизирована теми или иными примесями.

Подавляющее количество карбоната кальция, добывающееся из полезных ископаемых, используется в промышленности. Чистый карбонат кальция (например, для производства продуктов питания или использования в фармацевтических целях), может быть изготовлен из природного минерала с малым количеством вредных примесей, например, из мрамора.

В лаборатории карбонат кальция может быть приготовлен предварительным гашением оксида кальция — негашеной извести. При этом образуется гидроксид кальция, и затем в суспензию продувается углекислый газ для получения карбоната кальция^[2]:

CaO+h4O⟶Ca(OH)2,{\displaystyle {\mathsf {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}}},}

Ca(OH)2+CO2⟶CaCO3+h4O.{\displaystyle {\mathsf {Ca(OH)_{2}+CO_{2}\longrightarrow CaCO_{3}+H_{2}O}}.}

При нагревании до 900—1000 °C разлагается на кислотный оксид — углекислый газ CO₂ и основный оксид — негашёную известь CaO:

CaCO3⟶CaO+CO2↑.{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}\longrightarrow CaO+CO_{2}\uparrow }}.}

Растворяется в воде при избытке углекислого газа образуя кислую соль — гидрокарбонат кальция Ca(HCO₃)₂:

CaCO3+CO2+h4O⟶Ca(HCO3)2.{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}}.}.

Из-за этой реакции образуются сталактиты, сталагмиты. Природные подземные воды, обильные углекислом газом, растворяют плохо растворимый карбонат кальция с образованием много лучше растворимого в воде гидрокарбоната кальция, при выделении подземной воды в виде капель с потолков пещер при попадании в воздух с низкой концентрацией углекислого газа происходит обратная реакция превращения гидрокарбоната кальция в плохо растворимый осадок карбоната кальция, образующего красивые природные формы в пещерах, и из-за этого же механизма образуются карстовые пещеры.

При обжиге с температурой свыше 1500 °C с углеродом, например, в форме кокса, образует карбид кальция и угарный газ:

CaCO3+4C⟶CaC2+3CO↑{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+4C\longrightarrow CaC_{2}+3CO\uparrow }}}.

ru.wikipedia.org

Карбонат — это… Что такое Карбонат?

dic.academic.ru

КАРБОНАТ — это… Что такое КАРБОНАТ?

dic.academic.ru

Карбонаты — это… Что такое Карбонаты?

Карбона́ты и ги́дрокарбонаты — соли и эфиры угольной кислоты (H₂CO₃). Среди солей известны нормальные карбонаты (с анионом СО₃²⁻) и кислые или гидрокарбонаты (с анионом НСО₃⁻).

Растворимость

Из нормальных карбонатов в воде растворимы только соли щелочных металлов, аммония и таллия. Вследствие гидролиза растворы их показывают щелочную реакцию. Малорастворимы нормальные карбонаты кальция, бария, стронция и свинца. Все кислые карбонаты хорошо растворимы в воде; кислые карбонаты сильных щелочей также имеют слабощелочную реакцию.

Химические свойства

• При нагревании кислые карбонаты переходят в нормальные карбонаты:

• При сильном нагревании нормальные карбонаты разлагаются на оксиды и углекислый газ:

Распространение в природе

Нормальные карбонаты широко распространены в природе, например: кальцит СаСО₃, доломит CaMg(CO₃)₂, магнезит MgCO₃, сидерит FeCO₃, витерит ВаСО₃, баритокальцит BaCa(CO₃)₂ и др. Существуют и минералы, представляющие собой основные карбонаты, например, малахит CuCO₃·Cu(ОН)₂.

Гидрокарбонаты натрия, кальция и магния встречаются в растворённом виде в минеральных водах, а также, в небольшой концентрации, во всех природных водах, кроме атмосферных осадков и ледников. Гидрокарбонаты кальция и магния обуславливают так называемую временную жёсткость воды. При сильном нагревании воды (выше 60 °C) гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются на углекислый газ и малорастворимые карбонаты, которые выпадают в осадок на нагревательных элементах, дне и стенках посуды, внутренних поверхностях баков, бойлеров, труб, запорной арматуры и т. д., образуя накипь.

Применение

Карбонаты кальция, магния, бария и др. применяют в строительном деле, в химической промышленности, оптике и др. В технике, промышленности и быту широко применяется сода (Na₂CO₃ и NaHCO₃): при производстве стекла, мыла, бумаги, как моющее средство, при заправке огнетушителей, в кондитерском деле. Кислые карбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь буферными веществами, регулирующими постоянство реакции крови.

Карбонаты органические

Сложные эфиры угольной кислоты. Средние ациклические карбонаты — бесцветные жидкости с эфирным запахом; не растворимы или труднорастворимы в воде, этаноле, диэтиламине, аммиаке, растворяются в эфире, ацетоне, бутиламине, бензиламине; образуют азеотропные смеси с водой, спиртами, тетрахлорметаном, этиленхлоргидрином, гексаном, циклогексаном. Циклические — жидкие или легкоплавкие твёрдые вещества; растворяются в воде, смешиваются с ароматическими углеводородами, спиртами, карбоновыми кислотами, ацетоном, хлороформом; не растворимы в алифатических углеводородах, сероводороде; образуют азеотропные смеси с гликолями. Наиболее употребителен диметилкарбонат (см. Карбонилирование)^[1].

Литература

• Химия 9. — М.: Вентана-Граф, 2010. — С. 287.

Примечания

1. ↑ Химия 9. — М.: Вентана-Граф, 2010. — С. 287.

См. также

dic.academic.ru

КАРБОНАТ — это… Что такое КАРБОНАТ?

dic.academic.ru

Поликарбонаты — Википедия

Поликарбонаты — группа термопластов, сложные полиэфиры угольной кислоты и двухатомных спиртов общей формулы (-O-R-O-CO-)_n. Наибольшее промышленное значение имеют ароматические поликарбонаты, в первую очередь, поликарбонат на основе Бисфенола А, благодаря доступности бисфенола А, синтезируемого конденсацией фенола и ацетона.

Первые упоминания о продукте, подобном поликарбонату, появились в XIX веке. В 1898 году получение поликарбоната впервые описал немецкий химик, изобретатель новокаина Альфред Эйнхорн. Тогда он работал у знаменитого химика-органика Адольфа фон Байера в Мюнхене и, занимаясь поиском обезболивающего средства из эфира, произвёл в лаборатории реакции хлорангидрида угольной кислоты с тремя изомерами диоксибензола и в осадке получил полимерный эфир угольной кислоты — прозрачное, нерастворимое и термостойкое вещество.

В 1953 году Герман Шнелл, специалист немецкой компании «BAYER», получил соединение поликарбоната. Этот полимеризированный карбонат оказался соединением, механические свойства которого не имели аналогов среди известных термопластов. В том же году поликарбонат запатентовали под маркой «Макролон».

Но в этом же 1953 году, всего несколькими днями позже, поликарбонат получил Дениель Фокс, специалист из известной американской компании «General Electric». Возникла спорная ситуация. В 1955 году её удалось решить, и компания «General Electric» запатентовала материал под маркой поликарбонат «Лексан». В 1958 году «BAYER», а затем в 1960 году «General Electric» пустили в промышленное производство технически пригодный поликарбонат. В дальнейшем права на «Лексан» были проданы компании «Sabic» (Саудовская Аравия).

Но это было всего лишь вещество-поликарбонат. До появления сотового (или ячеистого) поликарбоната как листового материала оставалось ещё долгих 20 лет.

В начале 1970-х годов в поисках альтернативы тяжёлому и хрупкому стеклу поликарбонатом заинтересовался Израиль, правительство которого активно поддерживало развитие сельского хозяйства и животноводчества в условиях жаркой пустыни. В частности, большое внимание уделялось теплицам, позволяющим выращивать растения в микроклимате, созданном с помощью капельного орошения. Стекло для изготовления теплиц было дорого и непрочно, акрил не мог удержать соответствующую температуру, а поликарбонат идеально для этого подходил.

Тогда совместно «General Electric» (владельцами сырья поликарбоната торговой марки «Лексан») проводились опыты по производству прозрачных пластиковых изделий на оборудовании компании «Polygal» в Рамат Ха-Шофете и Мегиддо (Израиль). Обе компании подгоняли технологию под сырьё, а сырьё — под технологию. Так, в Израиле в 1976 году получили первый в мире сотовый лист из поликарбоната^{[источник не указан 1263 дня]}.

Синтез поликарбоната на основе бисфенола А проводится двумя методами: методом фосгенирования бисфенола А и методом переэтерификации в расплаве диарилкарбонатов бисфенолом А.

В случае переэтерификации в расплаве в качестве исходного сырья используется дифенилкарбонат, реакцию проводят в присутствии щелочных катализаторов (метилат натрия), температуру реакционной смеси повышают ступенчато от 150 до 300 °C, реакцию проводят в вакуумированных реакторах периодического действия при постоянной отгонке выделяющегося в ходе реакции фенола. Полученный расплав поликарбоната охлаждают и гранулируют. Недостатком метода является относительно небольшая молекулярная масса (до 50 КДа) получаемого полимера и его загрязнённость остатками катализатора и продуктов термодеструкции бисфенола А.

Фосгенирование бисфенола А проводят в растворе хлоралканов (обычно хлористого метилена CH₂Cl₂) при комнатной температуре, существует две модификации процесса — поликонденсация в растворе и межфазная поликонденсация:

При поликонденсации в растворе в качестве катализатора и основания, связывающего выделяющийся хлороводород используют пиридин, гидрохлорид пиридина, образующийся в ходе реакции, нерастворим в хлористом метилене и по завершении реакции его отделяют фильтрованием. От остаточных количеств пиридина, содержащегося в реакционной смеси, избавляются отмыванием водным раствором кислоты. Поликарбонат высаждают из раствора подходящим кислородсодержащим растворителем (ацетоном и т. п.), что позволяет частично избавиться от остаточных количеств бисфенола А, осадок сушат и гранулируют. Недостатком метода является использование достаточно дорогого пиридина в больших количествах (более 2 молей на моль фосгена).

В случае фосгенирования в условиях межфазного катализа поликонденсация проводится в два этапа: сначала фосгенированием бисфенолята А натрия получают раствор смеси олигомеров, которые содержат концевые хлорформиатные -OCOCl и гидроксильные -OH группы, после чего проводят поликонденсацию смеси олигомеров в полимер.

При переработке поликарбонатов применяют большинство методов переработки и формовки термопластичных полимеров: литьё под давлением (производство изделий), выдувное литьё (разного рода сосуды), экструзию (производство профилей и плёнок), формовку волокон из расплава. При производстве поликарбонатных плёнок также применяется формовка из растворов — этот метод позволяет получать тонкие плёнки из поликарбонатов высокой молекулярной массы, формовка тонких плёнок из которых затруднена вследствие их высокой вязкости. В качестве растворителя обычно используют метиленхлорид.

Поликарбонаты являются крупнотоннажными продуктами органического синтеза, мировые производственные мощности в 2006 года составляли более 3 млн тонн в год. Основные производители поликарбоната (2006)^[1]:

Благодаря сочетанию высоких механических и оптических качеств монолитный пластик также применяется в качестве материала при изготовлении линз, компакт-дисков, фар, компьютеров^{[уточнить]}, очков и светотехнических изделий. Наиболее популярный в России формат применения — листовой поликарбонат: ячеистый («сотовый поликарбонат» или замковые панели сотового поликарбоната) и сплошной (монолитный поликарбонат). Листовой поликарбонат применяется в качестве светопрозрачного материала в строительстве. Также материал используется там, где требуется повышенная теплоустойчивость. Это могут быть светопрозрачные вставки в кровлю и фасадные конструкции, теплицы, навесы, шумовые ограждения дорог и так далее. Разнообразность применения листового поликарбоната связана с уникальным комплексом свойств: прозрачность, легкость, прочность, гибкость, долговечность (при наличии УФ защитного слоя). В 2014 году, по инициативе крупного производителя поликарбоната «СафПласт»^[6] была запущена рабочая группа по созданию ГОСТ Р «Панели сотовые поликарбонатные». ГОСТ Р 56712-2015 «Панели многослойные из поликарбоната» был утвержден в 2016 году. Монолитный поликарбонат сертифицируется по ГОСТ Р 51136 «Защитные стекла».^{[нет в источнике]}

Благодаря высокой прочности и ударной вязкости (250—500 кдж/м²) применяются в качестве конструкционных материалов в различных отраслях промышленности, используются при изготовлении защитных шлемов для экстремальных дисциплин вело- и мотоспорта. При этом для улучшения механических свойств применяются и наполненные стекловолокном композиции.

Стандартный поликарбонат не подходит для применений с длительным воздействием УФ-излучения. При этом происходит изменение оптических (помутнение, пожелтение) и механических (становится хрупким) свойств материала. Чтобы избежать этого, первичная смола может содержать УФ-стабилизаторы. Эти марки продаются как УФ-стабилизированный поликарбонат для литьевых и экструзионных компаний. Также поликарбонатные листы могут содержать анти-УФ-слой в качестве специального покрытия для повышения устойчивости к атмосферным воздействиям.

Поликарбонат был выбран в качестве материала для производства прозрачных вставок в медалях Зимних Олимпийских игр 2014 в Сочи, главным образом из-за его большого коэффициента теплового расширения, а также ввиду прочности, пластичности, удобства нанесения рисунка лазером^[7].

• Теплица остеклённая листовым монолитным матовым поликарбонатом

• Лист сотового поликарбоната толщиной 6 мм

• Теплица из неокрашенного (бесцветного) сотового поликарбоната

• Золотая олимпийская медаль Зимних Олимпийских игр 2014 года в Сочи

Размеры и масса сотового поликарбоната[править | править код]

Размеры поликарбоната[править | править код]

Номинальная ширина стандартных панелей поликарбоната согласно ГОСТ Р 56712-2015 составляют 2100 мм. Номинальная длина: 6000 мм и 12000 мм. Однако в продаже чаще всего встречаются следующие типоразмеры (данные в формате: ширина х длина х толщина, мм):

сотового:

• 2100 х 12000 х от 4 до 25;
• 2100 х 6000 х от 4 до 25;

монолитного:

• 2050 х 1250 х 1
• 2050 х 3050 х от 1,5 до 12

Масса поликарбоната[править | править код]

Масса сотового поликарбоната чаще всего измеряется для квадратного метра определённой толщины^[8]. Согласно ГОСТ Р 56712-2015 масса составляет:

• толщина: 4 мм, масса квадратного метра: 0,8 кг;
• толщина: 6 мм, масса квадратного метра: 1,3 кг;
• толщина: 8 мм, масса квадратного метра: 1,5 кг;
• толщина: 10 мм, масса квадратного метра: 1,7 кг.

• ГОСТ 25288-82 «Пластмассы конструкционные. Номенклатура показателей».
• ГОСТ Р 51136-2008 «Стёкла защитные многослойные. Общие технические условия».

ru.wikipedia.org

Гидрокарбонаты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Гидрокарбона́ты — кислые соли угольной кислоты H₂CO₃. Формула аниона: HCO−
3. Устаревшие названия гидрокарбонатов: кислый, углекислый, двууглекислый, бикарбонаты.

Гидрокарбонаты щелочных металлов растворимы в воде. Также в воде хорошо растворимы гидрокарбонаты щёлочноземельных металлов, в отличие от карбонатов.

• Гидрокарбонаты образуются при длительном пропускании CO₂ через раствор, содержащий карбонат:

CaCO3+h4O+CO2→Ca(HCO3)2{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\rightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}}}

NaCl+Nh5+CO2+h4O→NaHCO3+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {NaCl+NH_{3}+CO_{2}+H_{2}O\rightarrow NaHCO_{3}+NH_{4}Cl}}}

Гидрокарбонат натрия плохо растворим в холодной воде, поэтому его можно отделить от хлорида аммония фильтрованием.{+}\rightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Гидрокарбонат натрия (сода) используется в производстве искусственных минеральных вод и заправки огнетушителей, в кондитерском деле и хлебопечении, в быту, в медицине.

Гидрокарбонаты кальция и магния Са(НСО₃)₂, Mg(НСО₃)₂ обусловливают временную жёсткость воды^[1].

В организме гидрокарбонаты являются буферными веществами, регулирующими постоянство реакции крови^[1].

• Кнунянц И. Л. и др. т. 3 Мед-Пол // Химическая энциклопедия. — М.: Большая Российская Энциклопедия, 1992. — 639 с. — 50 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8.
• Ф. Н. Капуцкий, В. Ф. Тикавый. Пособие по химии для поступающих в вузы. — Минск: Выш. школа, 1979. — С. 384.
• Г. П. Хомченко. Химия для поступающих в вузы. — М.: Высшая школа, 1994. — С. 447.

1. ↑ ¹² [1]XuMuK.ru — гидрокарбонаты

ru.wikipedia.org

Карбонаты — Большая советская энциклопедия

Карбона́ты

Соли угольной кислоты H₂CO₃. Различают нормальные (средние) К., с анионом СО₃^2- (например, KHCO₃), кислые К. (гидрокарбонаты или бикарбонаты), с анионом НСО^—₃ (например, КНСОз) и основные К. [например, Cu₂(OH)₂СО_з — минерал малахит]. В воде растворимы только нормальные К. щелочных металлов, аммония и таллия. В результате значительного Гидролиза растворы их показывают щелочную реакцию. Наиболее трудно растворимы нормальные К. кальция, стронция, бария и свинца (2-валентного). Кислые К. хорошо растворимы в воде. При нагревании К., как правило, разлагаются (CaCO₃= CaO + CO₂) ещё до достижения точки плавления; исключение представляют К. щелочных металлов и таллия. Гидрокарбонаты при нагревании переходят в нормальные К. (2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂). Сильными кислотами нормальные и кислые К. разлагаются с выделением CO₂ (K₂CO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O + CO₂). В природе нормальные К. широко распространены, составляя одну из групп минералов (см. Карбонаты природные). Некоторые природные, нормальные и основные, К. являются весьма ценными металлическими рудами; таковы К. цинка, свинца, меди, железа, марганца и др. Нерудное сырьё — известняк CaCO₃, магнезит MgCO₃, витерит BaCO₃ употребляют в строительном деле, в производстве огнеупоров, в химической промышленности и т.д. Из синтетических К. в технике широко применяется Сода (Na₂CO₃ и NaHCO₃) и в меньшей степени — поташ K₂CO₃. Гидрокарбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь буферными веществами (см. Буферные системы). Об отдельных К. см. Бария карбонат, Калия карбонат, Кальция карбонат, Магния карбонат, Натрия карбонат и др.

Источник: Большая советская энциклопедия на Gufo.me

Значения в других словарях

1. КАРБОНАТЫ — КАРБОНАТЫ — соли и эфиры угольной кислоты Н2СО3. Различают нормальные (средние) соли с анионом CO32- (напр., К2СО3) и кислые (гидрокарбонаты) с анионом НСО3- (напр., КНСО3). Природные карбонаты — нормальные соли. Большой энциклопедический словарь
2. КАРБОНАТЫ — КАРБОНАТЫ, соли УГЛЕКИСЛОТЫ (Н2СО3), образующиеся при растворении диоксида углерода (углекислого газа, СО2) в воде, например, при выпадении дождя. Научно-технический словарь

gufo.me

карбонат — Викисловарь

Морфологические и синтаксические свойства[править]

кар-бо-на́т

Существительное, неодушевлённое, мужской род, 2-е склонение (тип склонения 1a по классификации А. А. Зализняка).

Корень: -карбон-; суффикс: -ат ^{[Тихонов, 1996]}.

Произношение[править]

Семантические свойства[править]

Значение[править]

1. хим. химическое соединение, соль угольной кислоты ◆ Отсутствует пример употребления (см. рекомендации).
2. разг. вид мясного деликатеса ◆ Отсутствует пример употребления (см. рекомендации).
3. геол. минерал, содержащий соли угольной кислоты ◆ Отсутствует пример употребления (см. рекомендации).

Синонимы[править]

1. углекислая соль
2. —
3. —

Антонимы[править]

1. —
2. —
3. —

Гиперонимы[править]

1. соль, химическое соединение, вещество
2. деликатес
3. минерал

Гипонимы[править]

1. карбонат натрия, карбонат калия
2. —
3. колвезит, комблайнит

Родственные слова[править]

Этимология[править]

Происходит от ??

Фразеологизмы и устойчивые сочетания[править]

Перевод[править]

ru.wiktionary.org

Карбонаты — Chemistry LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

1. Введение
   1. Реакция с элементами группы 1
   2. Реакция с элементами группы 2
2. Практическое применение карбонатов
3. Интересные факты о карбонатах
4. Внешние связи
5. Участники

Карбонат представляет собой многоатомный анион с формулой \ (CO_3 ^ {2 -} \) и имеет тригональную планарную молекулярную структуру, которая состоит из атома углерода, окруженного тремя атомами кислорода.Карбонат-ион является умеренно сильным основанием, поэтому по определению основания Льюиса он притягивает протоны в водных растворах. Он несет формальный заряд -2. Карбонатные связи с катионами металлов, как правило, образуют нерастворимые соединения.

Введение

Термин «карбонат» обычно используется для обозначения одной из его солей или карбонатных минералов. Наиболее известные карбонаты — это карбонат кальция (\ (CaCO_3 \)) и карбонат натрия (\ (Na_2CO_3 \)).

Рисунок 1.{2 -} \)

Реакция с элементами 1-й группы

Все щелочные металлы реагируют с карбонат-ионами и образуют термически стабильные соединения. Исключением из этого правила является \ (Li_2CO_3 \). Литий и магний имеют очень похожие свойства. Их сходство называется диагональным соотношением , возможно, из-за их сопоставимого размера. Следовательно, литий и его соединения не реагируют так же, как другие элементы группы 1. Некоторые из примеров карбонатов щелочных металлов показаны ниже:

• Карбонат лития , \ (Li_2CO_3 \) _: можно использовать для лечения пациентов, страдающих маниакально-депрессивным расстройством.{2-} \ longrightarrow Na_2CO_3 \]

Реакция с элементами 2 группы

Карбонаты 2 группы являются наиболее важными минералами щелочноземельных металлов. Их нерастворимость в воде и растворимость в кислых растворах делают их идеальными резервуарами для нефти. Одним из наиболее значительных карбонатов группы 2 является карбонат кальция, который является основным компонентом известняка . Известняк используется в основном для строительства камня, включая производство стекла, портландцемента и формирование известняковых пещер.{2-} \ longrightarrow CaCO_3 \)

Чтобы получить чистый CaCO ₃ из известняка, необходимо выполнить три этапа:

1. Прокаливание : разложение известняка с помощью тепловой энергии \ [CaCO_ {3 \; (s)} \ longrightarrow CaO _ {(s)} + CO_ {2 \; (g)} \]
2. Гашение : добавление воды к \ (CaO _ {(s)} \) \ [CaO _ {(s)} + H_2O _ {(l)} \ longrightarrow Ca (OH) _ {2 \ ; (s)} \]
3. Карбонизация : преобразование \ (Ca (OH) _2 \) в водной форме в осажденный \ (CaCo_3 \) \ [Ca (OH) _ {2 \; (s)} + CO_ {2 \; (g)} \ longrightarrow CaCO_ {3 \; (s)} + H_2O _ {(l)} \]

Практическое применение карбонатов

Постоянно жесткая вода содержит HCO ₃ ^— .При добавлении Na ₂ CO ₃ (стиральная сода) вода смягчается, а в жесткой воде осаждается кальций и магний. Фильтрат сульфидной группы аммония при обработке CO ₃ 2- дает осадок из четвертой группы (Mg, Ca, Sr, Ba). Водный карбонатный анион является ключевым реагентом, получившим название карбонатная группа. После серии осаждений раствор будет содержать Na, K, NH ₄ (обычные водорастворимые соли). Бикарбонаты используются в лаборатории для предотвращения травм или повреждений в результате использования сильных кислот; например, разложив порошок бикарбоната в местах потенциальной утечки кислоты, можно нейтрализовать случайные разливы.

Интересные факты о карбонатах

• Карбонат — это умеренно сильное основание.
• Щелочные металлы можно добывать в виде: Na ₂ CO ₃ , карбоната натрия.
• За исключением Li ₂ CO ₃ , карбонаты щелочных металлов термически стабильны.
• Карбонат лития использовался для лечения людей, страдающих маниакальной депрессией.
• Карбонат натрия (кальцинированная сода) используется в производстве стекла.
• Карбонат кальция — известняк.
• Бикарбонат натрия можно выделить и продать или превратить в карбонат натрия путем нагревания.

Внешние ссылки

• Для получения дополнительной информации о карбонатных породах щелкните здесь.
• Хоукс, Стивен Дж. «Стекло не течет и не кристаллизуется, и это не жидкость». J. Chem. Educ. 2000 77 846.
• Лагье, Клаудиа; Оливьери, Алехандро. «Расчет растворимости карбонатов и фосфатов в воде под влиянием конкурентных кислотно-основных реакций.» J. Chem. Educ. 1990 , 67 , 934.C

Авторы

• Кэндис Чан (UCD), Вики Во (UCD), Маргарет Хуанг (UCD)

Карбонат кальция — обзор

4.2 Карбонат кальция

Карбонаты кальция — один из самых распространенных минералов в земной коре. Они встречаются в форме известняка и мела, образованного из окаменелостей, и мрамора, образовавшегося в результате метаморфоза осадочной породы.Они состоят в основном (> 98%) из карбоната кальция (CaCO ₃ ) с небольшими количествами карбоната магния, оксида железа и силикатов алюминия. Доломит — это смесь кальция и магния, образованная в результате метаморфоза. Все они относительно мягкие (твердость по Моосу 3), белого цвета с удельным весом 2,71 при 23 ° C (73 ° C). Физические свойства карбоната кальция, талька, слюды и барита приведены в таблице 4.1. Микрофотография частиц карбоната кальция показана на рисунке 4.3. [854, 860, 828, 827, 942]

Таблица 4.1. Физические свойства обычно используемых минералов

Рисунок 4.3. Микрофотографии минеральных наполнителей сферической формы. a) карбонат кальция b) барит [942]

Карбонат кальция является наиболее широко используемым наполнителем для пластмасс.Он недорогой и может использоваться при высоких нагрузках. Обычно используется как расширитель; однако он может улучшить жесткость и ударную вязкость, особенно с мелкими частицами. Модуль упругости при изгибе гомополимера полипропилена с наполнителем из 40% карбоната кальция составляет около 3000 МПа (400000 фунтов на квадратный дюйм), что находится на полпути между смолами с наполнителем и тальком. Карбонаты кальция обеспечивают высокую яркость и высокий блеск. Продукты на основе известняка и мрамора обычно используются, когда важны эстетические соображения; количество более дорогого пигмента диоксида титана в составе может быть уменьшено до 50% с эквивалентной белизной путем замены карбоната кальция.К недостаткам можно отнести пониженную прочность на разрыв и сжатие, значительно меньшее удлинение и низкую стойкость к органическим кислотам. [847, 159, 697, 849, 866, 851, 827]

Карбонаты кальция доступны в различных сортах: сухая обработка, влажный грунт или грунт с водой, обогащенный грунт, осажденный грунт и обработанный поверхность. Осажденный — это синтетическая форма, получаемая путем карбонизации, и она доступна с очень мелкими частицами (0,7–2,0 мкм). Марки с обработанной поверхностью покрыты липофильными веществами, такими как стеариновая кислота или стеарат кальция, для улучшения диспергируемости, повышения стойкости к окислению наполненной смолы и уменьшения износа технологического оборудования.В экспериментальных исследованиях карбонаты кальция с покрытием дали более высокие значения ударной вязкости и удлинения при разрыве, а также улучшенную белизну по сравнению с марками без покрытия. В обогащенном грунте, наиболее широко используемом виде, железо и диоксид кремния удаляются, чтобы минимизировать разложение смолы, и минерал тонко измельчается со средним размером частиц 1–10 мкм. Самый большой размер частиц (> 12 мкм) получается у сортов, прошедших сухую переработку; Крупные частицы удаляются при использовании влажного грунта со средним размером частиц> 3 мкм.[827, 866, 854, 942]

Карбонатные соли | CAMEO Chemicals

Лист данных реактивной группы

Что такое реактивные группы?

Реактивные группы — это категории химических веществ, которые обычно реагируют одинаково. способами, потому что они похожи по своей химической структуре. Каждое вещество с химическая таблица была отнесена к одной или нескольким реакционным группам, и CAMEO Chemicals использует назначения реактивных групп для определения своей реакционной способности. предсказания. Подробнее о прогнозах реактивности…

Если вы не можете найти химическое вещество в базе данных, но знаете, какая реактивная группа он принадлежит — вместо этого вы можете добавить реактивную группу в MyChemicals, чтобы чтобы увидеть прогнозы реактивности.

Есть 13 химических паспортов назначен этой реактивной группе.

Описание

Воспламеняемость

Карбонатные соли — негорючие материалы.

Реакционная способность

Карбонатные соли действуют как слабые основания и поэтому участвуют в кислотно-основных реакциях, которые выделяют тепло и выделяют углекислый газ.Производство CO2 может вызвать повышение давления в сосудах, содержащих карбонаты.

Токсичность

В целом нетоксичен. Бикарбонат натрия используется как антикислотное лекарство.

Другие характеристики

Карбонаты образуются в результате реакции между угольной кислотой (водный диоксид углерода) и основанием (или щелочью). Они имеют формулу Mx (CO3) y (например, Na2CO3, кальцинированная сода). Карбонатные соли обычно считаются слабыми основаниями, и они становятся синей лакмусовой бумажкой.Карбонаты находят множество применений в стекольном производстве, производстве целлюлозы и бумаги, химикатах для очистки воды, текстильном производстве, чистящих смесях, пищевых добавках и т. Д.

Примеры

Бикарбонат аммония, карбонат бария, карбонат кальция, магнезит, перкарбонаты натрия, карбонат натрия, бикарбонат натрия.

Документация по реактивности

Воспользуйтесь ссылками ниже, чтобы узнать, как эта реактивная группа взаимодействует с любыми реактивных групп в базе данных.

Прогнозируемые опасности и побочные газы для каждой пары реактивных групп будут будет отображаться, а также документация и ссылки, которые использовались для сделать прогнозы реактивности.

Смесь Карбонатных солей с:

• Ацетали, кеталы, полуацетали и полуацетали
• Кислоты карбоновые
• Кислоты сильные неокисляющие
• Кислоты сильные окисления
• Кислоты слабые
• Акрилаты и акриловые кислоты
• Ацилгалогениды, сульфонилгалогениды и хлорформиаты
• Спирты и полиолы
• Альдегиды
• Алкины с ацетиленовым водородом
• Алкины без ацетиленового водорода
• Амиды и имиды
• Амины ароматические
• Амины, фосфины и пиридины
• Ангидриды
• Арилгалогениды
• Азо, диазо, азидо, гидразин и азидные соединения
• Основания, Strong
• Базы, слабые
• Карбаматы
• Карбонатные соли
• Хлорсиланы
• Конъюгированные диены
• Цианиды неорганические
• Диазониевые соли
• Эпоксиды
• Сложные эфиры, сульфатные эфиры, фосфатные эфиры, тиофосфатные эфиры и боратные эфиры
• Эфиры
• Фторидные соли растворимые
• Фторированные органические соединения
• Галогенированные органические соединения
• Галогенирующие агенты
• Углеводороды алифатические насыщенные
• Углеводороды алифатические ненасыщенные
• Углеводороды ароматические
• Недостаточно информации для классификации
• Изоцианаты и изотиоцианаты
• Кетоны
• Гидриды металлов, алкилы металлов, арилы металлов и силаны
• Металлы, щелочи, очень активные
• Металлы, элементарные элементы и порошки, Active
• Металлы, менее реактивные
• Соединения нитратов и нитритов неорганические
• Нитриды, фосфиды, карбиды и силициды
• Нитрилы
• Нитро, нитрозо, нитраты и нитритные соединения, органические
• Неокислительно-восстановительные неорганические соединения
• Химически неактивный
• Металлоорганические соединения
• Окислители сильные
• Окисляющие агенты, слабые
• Оксимы
• Пероксиды органические
• Фенольные соли
• Фенолы и крезолы
• Полимеризуемые соединения
• Четвертичные соли аммония и фосфония
• Восстановители сильные
• Восстановители, слабые
• Соли кислые
• Соль, основная
• Силоксаны
• Сульфиды неорганические
• Сульфиды органические
• Сульфитные и тиосульфатные соли
• Сульфонаты, фосфонаты и тиофосфонаты органические
• Сложные эфиры и соли тиокарбамата / Сложные эфиры и соли дитиокарбамата
• Вода и водные растворы