Как составить формулу сульфата кальция

Физические свойства

Сульфат кальция CaSO₄— соль металла кальция и серной кислоты. Белый. Весьма гигроскопичный. При плавлении разлагается. Мало растворяется в воде.

Относительная молекулярная масса M_r = 136,14; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,96; t_пл = 1450º C (разлагается).

Способ получения

1. В результате взаимодействия хлорида кальция и сульфата калия при 800º С образуется сульфат кальция и хлорид калия:

CaCl₂ + K₂SO₄ = CaSO₄ + 2KCl

2. Сульфат магния взаимодействует с перхлоратом кальция с образованием сульфата кальция и перхлората магния:

MgSO₄ + Ca(ClO₄)₂ = СаSO₄ + Mg(ClO₄)₂

3. Гидроксид кальция вступает в реакцию с серной кислотой и образует сульфат кальция и воду:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄↓ + 2H₂O

Качественная реакция

Качественная реакция на сульфат кальция — взаимодействие его с хлоридом бария, в результате реакции происходит образование белого осадка , который не растворим в азотной кислоте:

1. При взаимодействии с хлоридом бария, сульфат кальция образует сульфат бария и хлорид кальция:

CaSO₄+ BaCl₂ = BaSO₄↓ + CaCl₂

Химические свойства

1. Сульфат кальция реагирует с простыми веществами:

1.1. Сульфат кальция взаимодействует с углеродом (коксом) при 900º С и образует сульфид кальция, угарный газ или углекислый газ:

CaSO₄ + 4C = CaS + 4CO

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

2.1. Сульфат кальция взаимодействует с оксидами:

2.1.1. Сульфат в результате реакции с угарным газом при 600 — 800º С образует сульфид кальция и углекислый газ:

CaSO₄ + 4CO = CaS + 4CO₂

2.2. Сульфат кальция может реагировать с кислотами:

2.2.1. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой сульфат кальция образует гидросульфат кальция:

CaSO₄ + H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂

2.3. Сульфат кальция реагирует с солями:

2.3.1. Сульфат кальция взаимодействует с концентрированным раствором карбоната натрия. При этом образуются карбонат кальция и сульфат натрия:

CaSO₄ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + Na₂SO₄

3. Сульфат кальция разлагается при температуре выше 1450º С, образуя оксид кальция, оксид серы и кислород:

2CaSO₄ = 2CaO + 2SO₂ + O₂

Источник

составьте формулы солей: фосфата магния, сульфата кальция, карбоната цинка, хлорида алюминия, нитрата натрия, сульфида калия.

Источник

From Wikipedia, the free encyclopedia

Calcium sulfate

Names


Other names Sulfate of lime Plaster of Paris Drierite Gypsum
Identifiers
CAS Number	7778-18-9 (hemihydrate): 10034-76-1 (dihydrate): 10101-41-4
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:31346 (dihydrate): CHEBI:32583
ChEMBL	ChEMBL2106140
ChemSpider	22905
DrugBank	DB15533
ECHA InfoCard	100.029.000
EC Number	231-900-3
E number	E516 (acidity regulators, …)
Gmelin Reference	7487
KEGG	C13194 D09201
PubChem CID	(dihydrate): 24928
RTECS number	WS6920000 (dihydrate): MG2360000
UNII	E934B3V59H (hemihydrate): 3RW091J48V (dihydrate): 4846Q921YM
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID9029699
InChI InChI=1S/Ca.H2O4S/c;1-5(2,3)4/h;(H2,1,2,3,4)/q+2;/p-2 Key: OSGAYBCDTDRGGQ-UHFFFAOYSA-L InChI=1/Ca.H2O4S/c;1-5(2,3)4/h;(H2,1,2,3,4)/q+2;/p-2 Key: OSGAYBCDTDRGGQ-NUQVWONBAU
SMILES [Ca+2].[O-]S([O-])(=O)=O
Properties
Chemical formula	CaSO₄
Molar mass	136.14 g/mol (anhydrous) 145.15 g/mol (hemihydrate) 172.172 g/mol (dihydrate)
Appearance	white solid
Odor	odorless
Density	2.96 g/cm³ (anhydrous) 2.32 g/cm³ (dihydrate)
Melting point	1,460 °C (2,660 °F; 1,730 K) (anhydrous)
Solubility in water	0.26 g/100ml at 25 °C (dihydrate)^[1]
Solubility product (K_sp)	4.93 × 10⁻⁵ mol²L⁻² (anhydrous) 3.14 × 10⁻⁵ (dihydrate) ^[2]
Solubility in glycerol	slightly soluble (dihydrate)
Acidity (pK_a)	10.4 (anhydrous) 7.3 (dihydrate)
Magnetic susceptibility (χ)	-49.7·10⁻⁶ cm³/mol
Structure
Crystal structure	orthorhombic
Thermochemistry
Std molar entropy (S^⦵₂₉₈)	107 J·mol⁻¹·K⁻¹ ^[3]
Std enthalpy of formation (Δ_fH^⦵₂₉₈)	-1433 kJ/mol^[3]
Hazards
NFPA 704 (fire diamond)	1 0 0
Flash point	Non-flammable
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 15 mg/m³ (total) TWA 5 mg/m³ (resp) [for anhydrous form only]^[4]
REL (Recommended)	TWA 10 mg/m³ (total) TWA 5 mg/m³ (resp) [anhydrous only]^[4]
IDLH (Immediate danger)	N.D.^[4]
Safety data sheet (SDS)	ICSC 1589
Related compounds
Other cations	Magnesium sulfate Strontium sulfate Barium sulfate
Related desiccants	Calcium chloride Magnesium sulfate
Related compounds	Plaster of Paris Gypsum
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa). verify (what is ?) Infobox references

Calcium sulfate (or calcium sulphate) is the inorganic compound with the formula CaSO₄ and related hydrates. In the form of γ-anhydrite (the anhydrous form), it is used as a desiccant. One particular hydrate is better known as plaster of Paris, and another occurs naturally as the mineral gypsum. It has many uses in industry. All forms are white solids that are poorly soluble in water.^[5] Calcium sulfate causes permanent hardness in water.

Hydration states and crystallographic structures[edit]

The compound exists in three levels of hydration corresponding to different crystallographic structures and to minerals:

CaSO
₄ (anhydrite): anhydrous state.^[6] The structure is related to that of zirconium orthosilicate (zircon): Ca²⁺
is 8-coordinate, SO²⁻
₄ is tetrahedral, O is 3-coordinate.
CaSO
₄·2H
₂O (gypsum and selenite (mineral)): dihydrate.^[7]
CaSO
₄·1/2H
₂O (bassanite): hemihydrate, also known as plaster of Paris. Specific hemihydrates are sometimes distinguished: α-hemihydrate and β-hemihydrate.^[8]

Uses[edit]

The main use of calcium sulfate is to produce plaster of Paris and stucco. These applications exploit the fact that calcium sulfate which has been powdered and calcined forms a moldable paste upon hydration and hardens as crystalline calcium sulfate dihydrate. It is also convenient that calcium sulfate is poorly soluble in water and does not readily dissolve in contact with water after its solidification.

Hydration and dehydration reactions[edit]

With judicious heating, gypsum converts to the partially dehydrated mineral called bassanite or plaster of Paris. This material has the formula CaSO₄·(nH₂O), where 0.5 ≤ n ≤ 0.8.^[8] Temperatures between 100 and 150 °C (212–302 °F) are required to drive off the water within its structure. The details of the temperature and time depend on ambient humidity. Temperatures as high as 170 °C (338 °F) are used in industrial calcination, but at these temperatures γ-anhydrite begins to form. The heat energy delivered to the gypsum at this time (the heat of hydration) tends to go into driving off water (as water vapor) rather than increasing the temperature of the mineral, which rises slowly until the water is gone, then increases more rapidly. The equation for the partial dehydration is:

CaSO₄ · 2 H₂O → CaSO₄ · 1/2 H₂O + 1+1/2 H₂O↑

The endothermic property of this reaction is relevant to the performance of drywall, conferring fire resistance to residential and other structures. In a fire, the structure behind a sheet of drywall will remain relatively cool as water is lost from the gypsum, thus preventing (or substantially retarding) damage to the framing (through combustion of wood members or loss of strength of steel at high temperatures) and consequent structural collapse. But at higher temperatures, calcium sulfate will release oxygen and act as an oxidizing agent. This property is used in aluminothermy. In contrast to most minerals, which when rehydrated simply form liquid or semi-liquid pastes, or remain powdery, calcined gypsum has an unusual property: when mixed with water at normal (ambient) temperatures, it quickly reverts chemically to the preferred dihydrate form, while physically «setting» to form a rigid and relatively strong gypsum crystal lattice:

CaSO₄ · 1/2 H₂O + 1+1/2 H₂O → CaSO₄ · 2 H₂O

This reaction is exothermic and is responsible for the ease with which gypsum can be cast into various shapes including sheets (for drywall), sticks (for blackboard chalk), and molds (to immobilize broken bones, or for metal casting). Mixed with polymers, it has been used as a bone repair cement. Small amounts of calcined gypsum are added to earth to create strong structures directly from cast earth, an alternative to adobe (which loses its strength when wet). The conditions of dehydration can be changed to adjust the porosity of the hemihydrate, resulting in the so-called α- and β-hemihydrates (which are more or less chemically identical).

On heating to 180 °C (356 °F), the nearly water-free form, called γ-anhydrite (CaSO₄·nH₂O where n = 0 to 0.05) is produced. γ-Anhydrite reacts slowly with water to return to the dihydrate state, a property exploited in some commercial desiccants. On heating above 250 °C, the completely anhydrous form called β-anhydrite or «natural» anhydrite is formed. Natural anhydrite does not react with water, even over geological timescales, unless very finely ground.

The variable composition of the hemihydrate and γ-anhydrite, and their easy inter-conversion, is due to their nearly identical crystal structures containing «channels» that can accommodate variable amounts of water, or other small molecules such as methanol.

Food industry[edit]

The calcium sulfate hydrates are used as a coagulant in products such as tofu.^[9]

For the FDA, it is permitted in cheese and related cheese products; cereal flours; bakery products; frozen desserts; artificial sweeteners for jelly & preserves; condiment vegetables; and condiment tomatoes and some candies.^[10]

It is known in the E number series as E516, and the UN’s FAO knows it as a firming agent, a flour treatment agent, a sequestrant, and a leavening agent.^[10]

Dentistry[edit]

Calcium sulfate has a long history of use in dentistry.^[11] It has been used in bone regeneration as a graft material and graft binder (or extender) and as a barrier in guided bone tissue regeneration. It is a biocompatible material and is completely resorbed following implantation.^[12] It does not evoke a significant host response and creates a calcium-rich milieu in the area of implantation.^[13]

Other uses[edit]

When sold at the anhydrous state as a desiccant with a color-indicating agent under the name Drierite, it appears blue (anhydrous) or pink (hydrated) due to impregnation with cobalt(II) chloride, which functions as a moisture indicator.

Up to the 1970s, commercial quantities of sulfuric acid were produced in Whitehaven (Cumbria, UK) from anhydrous calcium sulfate. Upon being mixed with shale or marl, and roasted, the sulfate liberates sulfur dioxide gas, a precursor in sulfuric acid production, the reaction also produces calcium silicate, a mineral phase essential in cement clinker production.^[14]

2 CaSO₄ + 2 SiO₂ → 2 CaSiO₃ + 2 SO₂ + O₂ ^[15]

The plant made sulfuric acid by the “Anhydrite Process”, in which cement clinker itself was a by-product. In this process, anhydrite (calcium sulfate) replaces limestone in a cement rawmix, and under reducing conditions, sulfur dioxide is evolved instead of carbon dioxide. The sulfur dioxide is converted to sulfuric acid by the Contact Process using a vanadium pentoxide catalyst.^[16]

CaSO₄ + 2 C → CaS + 2CO₂

3 CaSO₄ + CaS + 2 SiO₂ → 2 Ca₂SiO₄ (belite) + 4 SO₂

3 CaSO₄ + CaS → 4 CaO + 4 SO₂

Ca₂SiO₄ + CaO → Ca₃OSiO₄ (alite)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃
(in the presence of the catalyst vanadium pentoxide)

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ ^[16]

Because of its use in an expanding niche market, the Whitehaven plant continued to expand in a manner not shared by the other Anhydrite Process plants. The anhydrite mine opened on 11/1/1955, and the acid plant started on 14/11/1955. For a while in the early 1970s, it became the largest sulfuric acid plant in the UK, making about 13% of national production, and it was by far the largest Anhydrite Process plant ever built.^[17]

Production and occurrence[edit]

The main sources of calcium sulfate are naturally occurring gypsum and anhydrite, which occur at many locations worldwide as evaporites. These may be extracted by open-cast quarrying or by deep mining. World production of natural gypsum is around 127 million tonnes per annum.^[18]

In addition to natural sources, calcium sulfate is produced as a by-product in a number of processes:

In flue-gas desulfurization, exhaust gases from fossil-fuel power stations and other processes (e.g. cement manufacture) are scrubbed to reduce their sulfur oxide content, by injecting finely ground limestone:^[19]

SO₂ + 0.5 O₂ + CaCO₃ → CaSO₄ + CO₂

Related sulfur-trapping methods use lime and some produces an impure calcium sulfite, which oxidizes on storage to calcium sulfate.

In the production of phosphoric acid from phosphate rock, calcium phosphate is treated with sulfuric acid and calcium sulfate precipitates. The product, called phosphogypsum is often contaminated with impurities making its use uneconomic.
In the production of hydrogen fluoride, calcium fluoride is treated with sulfuric acid, precipitating calcium sulfate.
In the refining of zinc, solutions of zinc sulfate are treated with hydrated lime to co-precipitate heavy metals such as barium.
Calcium sulfate can also be recovered and re-used from scrap drywall at construction sites.

These precipitation processes tend to concentrate radioactive elements in the calcium sulfate product. This issue is particular with the phosphate by-product, since phosphate ores naturally contain uranium and its decay products such as radium-226, lead-210 and polonium-210. Extraction of uranium from phosphorus ores can be economical on its own depending on prices on the uranium market or the separation of uranium can be mandated by environmental legislation and its sale is used to recover part of the cost of the process.^[20]^[21]^[22]

Calcium sulfate is also a common component of fouling deposits in industrial heat exchangers, because its solubility decreases with increasing temperature (see the specific section on the retrograde solubility).

Retrograde solubility[edit]

The dissolution of the different crystalline phases of calcium sulfate in water is exothermic and releases heat (decrease in Enthalpy: ΔH < 0). As an immediate consequence, to proceed, the dissolution reaction needs to evacuate this heat that can be considered as a product of reaction. If the system is cooled, the dissolution equilibrium will evolve towards the right according to the Le Chatelier principle and calcium sulfate will dissolve more easily. Thus the solubility of calcium sulfate increases as the temperature decreases and vice versa. If the temperature of the system is raised, the reaction heat cannot dissipate and the equilibrium will regress towards the left according to Le Chatelier principle. The solubility of calcium sulfate decreases as temperature increases. This counter-intuitive solubility behaviour is called retrograde solubility. It is less common than for most of the salts whose dissolution reaction is endothermic (i.e., the reaction consumes heat: increase in Enthalpy: ΔH > 0) and whose solubility increases with temperature. Another calcium compound, calcium hydroxide (Ca(OH)₂, portlandite) also exhibits a retrograde solubility for the same thermodynamic reason: because its dissolution reaction is also exothermic and releases heat. So, to dissolve the maximum amount of calcium sulfate or calcium hydroxide in water, it is necessary to cool the solution down close to its freezing point instead of increasing its temperature.

Temperature dependence of the solubility of calcium sulfate (3 phases) in pure water.

The retrograde solubility of calcium sulfate is also responsible for its precipitation in the hottest zone of heating systems and for its contribution to the formation of scale in boilers along with the precipitation of calcium carbonate whose solubility also decreases when CO₂ degasses from hot water or can escape out of the system.

On planet Mars[edit]

2011 findings by the Opportunity rover on the planet Mars show a form of calcium sulfate in a vein on the surface. Images suggest the mineral is gypsum.^[23]

References[edit]

^ Lebedev, A. L.; Kosorukov, V. L. (2017). «Gypsum Solubility in Water at 25°C» (PDF). Geochemistry International. 55 (2): 171–177. doi:10.1134/S0016702917010062. S2CID 132916752.
^ D.R. Linde (ed.) «CRC Handbook of Chemistry and Physics», 83rd Edition, CRC Press, 2002
^ ^a ^b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
^ ^a ^b ^c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0095». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
^ Franz Wirsching «Calcium Sulfate» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2012 Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a04_555
^ Morikawa, H.; Minato, I.; Tomita, T.; Iwai, S. (1975). «Anhydrite: A refinement». Acta Crystallographica Section B. 31 (8): 2164. doi:10.1107/S0567740875007145.
^ Cole, W.F.; Lancucki, C.J. (1974). «A refinement of the crystal structure of gypsum CaSO
₄·2H
₂O«. Acta Crystallographica Section B. 30 (4): 921. doi:10.1107/S0567740874004055.
^ ^a ^b Taylor H.F.W. (1990) Cement Chemistry. Academic Press, ISBN 0-12-683900-X, pp. 186-187.
^ «About tofu coagulant». www.soymilkmaker.com. Sanlinx Inc. 31 August 2015. Archived from the original on 14 March 2015. Retrieved 10 January 2008.
^ ^a ^b «Compound Summary for CID 24497 — Calcium Sulfate». PubChem.
^ Titus, Harry W.; McNally, Edmund; Hilberg, Frank C. (1933-01-01). «Effect of Calcium Carbonate and Calcium Sulphate on Bone Development». Poultry Science. 12 (1): 5–8. doi:10.3382/ps.0120005. ISSN 0032-5791.
^ Thomas, Mark V.; Puleo, David A.; Al-Sabbagh, Mohanad (2005). «Calcium sulfate: a review». Journal of Long-Term Effects of Medical Implants. 15 (6): 599–607. doi:10.1615/jlongtermeffmedimplants.v15.i6.30. ISSN 1050-6934. PMID 16393128.
^ «Biphasic Calcium Sulfate — Overview». Augma Biomaterials. 2020-03-25. Retrieved 2020-07-16.
^ Whitehaven Coast Archeological Survey
^ COMMONWEALTH OF AUSTRALIA. DEPARTMENT OF SUPPLY AND SHIPPING. BUREAU OF MINERAL RESOURCES GEOLOGY AND GEOPHYSICS. REPORT NO.1949/44 (Geol. Ser. No. 27) by E.K. Sturmfels THE PRODUCTION OF SULPHURIC ACID AND PORTLAND CEMENT FROM CALCIUM SULPHATE AND ALUMINIUM SILICATES
^ ^a ^b Whitehaven anhydrate process
^ website cement kilns whitehaven
^ Gypsum, USGS, 2008
^ Speight, James G. (2000). «Fuels, Synthetic, Gaseous Fuels». Kirk‐Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. doi:10.1002/0471238961.0701190519160509.a01. ISBN 9780471484943.
^ Wang, R. D.; Field, L. A.; Gillet d’Auriac, F. S. «Recovery of uranium from phosphate rocks». OSTI 6654998.
^ «Uranium from Phosphates | Phosphorite Uranium — World Nuclear Association».
^ «Brazil plans uranium-phosphate extraction plant in Santa Quitéria : Uranium & Fuel — World Nuclear News».
^ «NASA Mars Opportunity rover finds mineral vein deposited by water». NASA Jet Propulsion Laboratory. December 7, 2011. Retrieved April 23, 2013.

External links[edit]

International Chemical Safety Card 1215
NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

Источник

Общие
Сульфат кальция

Систематическое наименование	Сульфат кальция
Традиционные названия	кальций сернокислый, гипс, алебастр, селенит
Химическая формула	CaSO₄
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	кристаллическое
Молярная масса	136,1406 г/моль
Плотность	2,96 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	1450 °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	99.660 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	−1434,5 кДж/моль
Удельная теплота плавления	< Дж/кг
Химические свойства
Растворимость в воде	0,2036 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	7778-18-9
SMILES	[O-]S(=O)(=O)[O-].[Ca+2]

Сульфа́т ка́льция (CaSO₄) — неорганическое соединение, кальциевая соль серной кислоты.

Находится в природе в виде дигидрата CaSO₄ ∙ 2H₂O (гипс, селенит) и в безводном состоянии — ангидрит.

Безводный сульфат кальция — бесцветные кристаллы при нормальных условиях — с ромбической кристаллической решёткой, плотность 2,96 г/см³, температура плавления 1450 °C. При повышенных температурах (свыше 1200 °C) может существовать в виде стабильной кубической модификации или двух метастабильных α- и β-гексагональных модификаций. Очень медленно присоединяет воду, гидратируясь до кристаллогидрата с 1/2 или 2 молекулами воды на 1 молекулу сульфата, соответственно CaSO₄ · 0,5H₂О и CaSO₄ · 2H₂О. В воде растворим незначительно. Растворимость падает с повышением температуры: если при 20 °C она составляет 0,2036 г/100 г воды, то вблизи точки кипения воды (100 °C) снижается до 0,067 г сульфата на 100 г воды. Растворённый в природной воде сульфат кальция является одним из факторов, определяющих жёсткость воды.

В индустриальных масштабах добывают в составе природных минералов, например гипса, селенита или алебастра или получают синтетическим путём — сплавлением CaCl₂ с K₂SO₄.

В аналитической химии может быть получен воздействием серной кислоты на оксид, карбонат, оксалат или ацетат кальция.

Образуется в результате окисления сульфида кальция при нагреве до 700—800 °C по реакции CaS + 2O₂ = CaSO₄.

При повышении температуры, но не более чем до 180 °C двуводный сульфат кальция теряет часть воды, переходя в полуводный — так называемый «жжёный гипс», пригодный для дальнейшего применения как вяжущее вещество. При дальнейшем нагреве до 220 °C гипс полностью теряет воду, образуя безводный CaSO₄, который лишь при длительном хранении поглощает влагу и переходит в полугидрат. Если обжиг вести при температуре выше 220 °C, то получается безводный CaSO₄, который влагу уже не поглощает и не «схватывается» при смешивании с водой (это вещество нередко называют «мёртвый гипс»). При дальнейшем нагревании до 900—1200 °C можно получить «гидравлический гипс», который после охлаждения вновь обретает свойства связываться с водой. Первый способ частичной дегидратиции применяют в промышленных условиях для получения полугидрата сульфата кальция (жжёного гипса, алебастра) CaSO₄ ∙ 0,5H₂O, нагревая дигидрат примерно до 140 °C, уравнение реакции: CaSO₄ · 2H₂О = CaSO₄ · 0,5H₂О + 1,5H₂О. Значительные объёмы полученного таким путём алебастра используются в строительстве (из него изготавливают сухую штукатурку, плиты и панели для перегородок, гипсовые камни, архитектурные детали и др.). Изделия из гипса характеризуются сравнительно небольшой плотностью, несгораемостью и относительно невысокой теплопроводностью. Свойство алебастра затвердевать при смешении с водой нашло применение и в медицине, и в искусстве. «Это свойство гипса широко используют в ортопедии, травматологии и хирургии для изготовления гипсовых повязок, обеспечивающих фиксацию отдельных частей тела. Отвердевание замешанного с водой гипса сопровождается небольшим увеличением объёма. Это позволяет проводить тонкое воспроизведение всех деталей лепной формы, что широко используют скульпторы и архитекторы.» ^[1].

Регистрационный номер CAS:

ангидрат 7778-18-9 ^[2];
полугидрат 10034-76-1 ^[3];
двугидрат 10101-41-4 ^[4].

Применение

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки эмульгатора E516.

Искусственные кристаллы сульфата кальция, легированные марганцем или самарием, применяются как термолюминесцентный материал.

Безводный сульфат кальция в силу своих гигроскопичных свойств применяется как влагопоглотитель. Нередко с помощью специальных добавок ему в этом качестве придают дополнительные свойства. Так, осушитель Drierite, состоящий из ангидрата с добавкой хлорида кобальта, меняет свою изначально голубую окраску на розовую, что позволяет своевременно отследить момент исчерпания ресурса препарата.

Сульфат кальция может применяться в качестве коагулянта, например, при изготовлении тофу.

Примечания

↑ Химия вокруг нас. Строительные материалы. Книги. Наука и техника
↑ Common Chemistry — Substance Details — 7778-18-9 : Sulfuric acid, calcium salt (1:1)
↑ Common Chemistry — Substance Details — 10034-76-1 : Sulfuric acid, calcium salt, hydrate (2:2:1)
↑ Common Chemistry — Substance Details — 10101-41-4 : Sulfuric acid, calcium salt (1:1), dihydrate

См. также

Сульфаты
Пищевые добавки
Штукатурка
Гипсокартон

Соединения кальция
Алюминаты кальция (mCaO·nAl₂O₃) • Алюмогидрид кальция (Ca[AlH₄]₂) • Амид кальция (Ca(NH₂)₂) • Арсенат кальция (Ca₃(AsO₄)₂) • Ацетат кальция ((CH₃COO)₂Ca) • Бисульфид кальция (Ca(HS)₂) • Борат кальция (Ca₃(BO₃)₂) • Бромид кальция (CaBr₂) • Вольфрамат кальция (CaWO₄) • Гексаборид кальция (CaB₆) • Гексафторсиликат кальция (CaSiF₆) • Гидрид кальция (CaH₂) • Гидроксид кальция (Ca(OH)₂) • Гидроортофосфат кальция (CaHPO₄) • Гипофосфит кальция (Ca(PH₂O₂)) • Гипохлорит кальция (Ca(ClO)₂) • Глицерофосфат кальция (C₃H₇CaO₆P) • Глюконат кальция (C₁₂H₂₂CaO₁₄) • Дигидрокарбонат кальция (Ca(HCO₃)₂) • 2,5-дигидроксибензолсульфонат кальция (C₁₂H₁₀CaO₁₀S₂) • Дигидроортофосфат кальция (Ca(H₂PO₄)₂) • Иодат кальция (Ca(IO₃)₂) • Иодид кальция (CaI₂) • Карбид кальция (CaC₂) • Карбонат кальция (CaCO₃) • Моносилицид кальция (CaSi) • Нитрат кальция (Са(NО₃)₂) • Нитрид кальция (Ca₃N₂) • Оксалат кальция (СаС₂О₄) • Оксид кальция (CaO) • Ортофосфат кальция (Ca₃(PO₄)₂) • Перманганат кальция (Ca(MnO₄)₂) • Пероксид кальция (CaO₂) • Пирофосфат кальция (Ca₂P₂O₇) • Силикат кальция (CaSiO₃) • Силицид дикальция (Ca₂Si) • Силицид кальция (CaSi₂) • Сульфат кальция (CaSO₄) • Сульфид кальция (CaS) • Сульфит кальция (CaSO₃) • Тетрагидроалюминат кальция (Ca(AlH₄)₂) • Титанат кальция (CaTiO₃) • Триметафосфат кальция (Ca₃(P₃O₉)₂) • Флюорит (CaF₂) • Формиат кальция (Ca(HCOO)₂) • Фосфид кальция (Ca₃P₂) • Фторид кальция (CaF₂) • Хлорат кальция (Ca(ClO₃)₂) • Хлорид кальция (CaCl₂) • Хлорная известь (Ca(Cl)OCl) • Хромат кальция (CaCrO₄) • Цианамид кальция (CaCN₂) • Цианид кальция (Ca(CN)₂) • Цитрат кальция (Ca₃(C₆H₅O₇)₂) •

Соединения кальция

Алюминаты кальция (mCaO·nAl₂O₃) • Алюмогидрид кальция (Ca[AlH₄]₂) • Амид кальция (Ca(NH₂)₂) • Арсенат кальция (Ca₃(AsO₄)₂) • Ацетат кальция ((CH₃COO)₂Ca) • Бисульфид кальция (Ca(HS)₂) • Борат кальция (Ca₃(BO₃)₂) • Бромид кальция (CaBr₂) • Вольфрамат кальция (CaWO₄) • Гексаборид кальция (CaB₆) • Гексафторсиликат кальция (CaSiF₆) • Гидрид кальция (CaH₂) • Гидроксид кальция (Ca(OH)₂) • Гидроортофосфат кальция (CaHPO₄) • Гипофосфит кальция (Ca(PH₂O₂)) • Гипохлорит кальция (Ca(ClO)₂) • Глицерофосфат кальция (C₃H₇CaO₆P) • Глюконат кальция (C₁₂H₂₂CaO₁₄) • Дигидрокарбонат кальция (Ca(HCO₃)₂) • 2,5-дигидроксибензолсульфонат кальция (C₁₂H₁₀CaO₁₀S₂) • Дигидроортофосфат кальция (Ca(H₂PO₄)₂) • Иодат кальция (Ca(IO₃)₂) • Иодид кальция (CaI₂) • Карбид кальция (CaC₂) • Карбонат кальция (CaCO₃) • Моносилицид кальция (CaSi) • Нитрат кальция (Са(NО₃)₂) • Нитрид кальция (Ca₃N₂) • Оксалат кальция (СаС₂О₄) • Оксид кальция (CaO) • Ортофосфат кальция (Ca₃(PO₄)₂) • Перманганат кальция (Ca(MnO₄)₂) • Пероксид кальция (CaO₂) • Пирофосфат кальция (Ca₂P₂O₇) • Силикат кальция (CaSiO₃) • Силицид дикальция (Ca₂Si) • Силицид кальция (CaSi₂) • Сульфат кальция (CaSO₄) • Сульфид кальция (CaS) • Сульфит кальция (CaSO₃) • Тетрагидроалюминат кальция (Ca(AlH₄)₂) • Титанат кальция (CaTiO₃) • Триметафосфат кальция (Ca₃(P₃O₉)₂) • Флюорит (CaF₂) • Формиат кальция (Ca(HCOO)₂) • Фосфид кальция (Ca₃P₂) • Фторид кальция (CaF₂) • Хлорат кальция (Ca(ClO₃)₂) • Хлорид кальция (CaCl₂) • Хлорная известь (Ca(Cl)OCl) • Хромат кальция (CaCrO₄) • Цианамид кальция (CaCN₂) • Цианид кальция (Ca(CN)₂) • Цитрат кальция (Ca₃(C₆H₅O₇)₂) •

Растворимость кислот, оснований и солей в воде

H⁺

Li⁺

K⁺

Na⁺

NH₄⁺

Ba²⁺

Ca²⁺

Mg²⁺

Sr²⁺

Al³⁺

Cr³⁺

Fe²⁺

Fe³⁺

Ni²⁺

Co²⁺

Mn²⁺

Zn²⁺

Ag⁺

Hg²⁺

Hg₂²⁺

Pb²⁺

Sn²⁺

Cu⁺

Cu²⁺

OH⁻

—

F⁻

Cl⁻

—

Br⁻

I⁻

—

S²⁻

—

SO₃²⁻

SO₄²⁻

—

NO₃⁻

—

NO₂⁻

PO₄³⁻

—

CO₃²⁻

—

CH₃COO⁻

—

CN⁻

—

SiO₃²⁻

Сульфаты
Алюм (KAl(SO₄)₂•12H₂O) • Аммоний сульфата алюминия ((NH₄)Al(SO₄)₂) • Аммоний-железо сульфат (NH₄Fe(SO₄)₂) • Аммоний-железо(II) сульфат ([NH₄]₂[Fe][SO₄]₂) • Аммоний-железо(III) сульфат (NH₄Fe(SO₄)₂) • Аммоний-церий(IV) сульфат ((NH₄)₄Ce(SO₄)₄) • Гептагидрат сульфата магния (MgSO₄) • Гидросульфат аммония ((NH₄)HSO₄) • Гидросульфат калия (KHSO₄) • Гидросульфат натрия (NaHSO₄) • Дисульфат калия (K₂S₂O₇) • Дисульфат натрия (Na₂S₂O₇) • Железа(III) основный сульфат ([Fe₃(SO₄)₅](OH)₂) • Квасцы • Купорос • Оксид-сульфат титана (TiOSO₄) • Олеум (H₂SO₄•xSO₃) • Пиросерная кислота (H₂S₂O₇) • Серная кислота (H₂SO₄) • Соли Туттона • Сульфат актиния(III) (Ac₂(SO₄)₃) • Сульфат алюминия (Al₂(SO₄)₃) • Сульфат алюмонатрия (NaAl(SO₄)₂) • Сульфат аммония ((NH₄)₂SO₄) • Сульфат бария (BaSO₄) • Сульфат бериллия (BeSO₄) • Сульфат ванадила (VOSO₄) • Сульфат ванадия(III) (V₂(SO₄)₃) • Сульфат висмута (Bi₂(SO₄)₃) • Сульфат гидроксиаммония ((NH₃OH)₂SO₄) • Сульфат железа(II) (FeSO₄) • Сульфат железа(III) (Fe₂(SO₄)₃) • Сульфат индия(III) (In₂(SO₄)₃) • Сульфат иридия(III) (Ir₂(SO₄)₃) • Сульфат кадмия (CdSO₄) • Сульфат калия (K₂SO₄) • Сульфат кальция (CaSO₄) • Сульфат кобальта(II) (CoSO₄) • Сульфат кобальта(III) (Co₂(SO₄)₃) • Сульфат лития (Li₂SO₄) • Сульфат магния (MgSO₄) • Сульфат марганца(II) (MnSO₄) • Сульфат марганца(III) (Mn₂(SO₄)₃) • Сульфат меди(I) (Cu₂SO₄) • Сульфат меди(II) (CuSO₄) • Сульфат натрия (Na₂SO₄) • Сульфат никеля(II) (NiSO₄) • Сульфат олова(II) (SnSO₄) • Сульфат празеодима (Pr₂(SO₄)₃) • Сульфат ртути(I) (Hg₂SO₄) • Сульфат ртути(II) (HgSO₄) • Сульфат свинца(II) (PbSO₄) • Сульфат серебра (Ag₂SO₄) • Сульфат стронция (SrSO₄) • Сульфат сурьмы (Sb₂(SO₄)₃) • Сульфат таллия(I) (Tl₂SO₄) • Сульфат таллия(III) (Tl₂(SO₄)₃) • Сульфат тетраамина меди (Cu(NH₃)₄SO₄) • Сульфат титана(III) (Ti₂(SO₄)₃) • Сульфат титана(IV) (Ti(SO₄)₂) • Сульфат урана (U(SO₄)₂) • Сульфат уранила (UO₂SO₄) • Сульфат хрома(III) (Cr₂(SO₄)₃) • Сульфат хрома(III)-калия (KCr(SO₄)₂) Сульфат цезия (Cs₂SO₄) • Сульфат церия(IV) (Ce(SO₄)₂) • Сульфат цинка (ZnSO₄) • Сульфат циркония (Zr(SO₄)₂)

Сульфаты

Алюм (KAl(SO₄)₂•12H₂O) • Аммоний сульфата алюминия ((NH₄)Al(SO₄)₂) • Аммоний-железо сульфат (NH₄Fe(SO₄)₂) • Аммоний-железо(II) сульфат ([NH₄]₂[Fe][SO₄]₂) • Аммоний-железо(III) сульфат (NH₄Fe(SO₄)₂) • Аммоний-церий(IV) сульфат ((NH₄)₄Ce(SO₄)₄) • Гептагидрат сульфата магния (MgSO₄) • Гидросульфат аммония ((NH₄)HSO₄) • Гидросульфат калия (KHSO₄) • Гидросульфат натрия (NaHSO₄) • Дисульфат калия (K₂S₂O₇) • Дисульфат натрия (Na₂S₂O₇) • Железа(III) основный сульфат ([Fe₃(SO₄)₅](OH)₂) • Квасцы • Купорос • Оксид-сульфат титана (TiOSO₄) • Олеум (H₂SO₄•xSO₃) • Пиросерная кислота (H₂S₂O₇) • Серная кислота (H₂SO₄) • Соли Туттона • Сульфат актиния(III) (Ac₂(SO₄)₃) • Сульфат алюминия (Al₂(SO₄)₃) • Сульфат алюмонатрия (NaAl(SO₄)₂) • Сульфат аммония ((NH₄)₂SO₄) • Сульфат бария (BaSO₄) • Сульфат бериллия (BeSO₄) • Сульфат ванадила (VOSO₄) • Сульфат ванадия(III) (V₂(SO₄)₃) • Сульфат висмута (Bi₂(SO₄)₃) • Сульфат гидроксиаммония ((NH₃OH)₂SO₄) • Сульфат железа(II) (FeSO₄) • Сульфат железа(III) (Fe₂(SO₄)₃) • Сульфат индия(III) (In₂(SO₄)₃) • Сульфат иридия(III) (Ir₂(SO₄)₃) • Сульфат кадмия (CdSO₄) • Сульфат калия (K₂SO₄) • Сульфат кальция (CaSO₄) • Сульфат кобальта(II) (CoSO₄) • Сульфат кобальта(III) (Co₂(SO₄)₃) • Сульфат лития (Li₂SO₄) • Сульфат магния (MgSO₄) • Сульфат марганца(II) (MnSO₄) • Сульфат марганца(III) (Mn₂(SO₄)₃) • Сульфат меди(I) (Cu₂SO₄) • Сульфат меди(II) (CuSO₄) • Сульфат натрия (Na₂SO₄) • Сульфат никеля(II) (NiSO₄) • Сульфат олова(II) (SnSO₄) • Сульфат празеодима (Pr₂(SO₄)₃) • Сульфат ртути(I) (Hg₂SO₄) • Сульфат ртути(II) (HgSO₄) • Сульфат свинца(II) (PbSO₄) • Сульфат серебра (Ag₂SO₄) • Сульфат стронция (SrSO₄) • Сульфат сурьмы (Sb₂(SO₄)₃) • Сульфат таллия(I) (Tl₂SO₄) • Сульфат таллия(III) (Tl₂(SO₄)₃) • Сульфат тетраамина меди (Cu(NH₃)₄SO₄) • Сульфат титана(III) (Ti₂(SO₄)₃) • Сульфат титана(IV) (Ti(SO₄)₂) • Сульфат урана (U(SO₄)₂) • Сульфат уранила (UO₂SO₄) • Сульфат хрома(III) (Cr₂(SO₄)₃) • Сульфат хрома(III)-калия (KCr(SO₄)₂) Сульфат цезия (Cs₂SO₄) • Сульфат церия(IV) (Ce(SO₄)₂) • Сульфат цинка (ZnSO₄) • Сульфат циркония (Zr(SO₄)₂)

Источник

Сульфат кальция – это неорганическое вещество, соль серной кислоты. В промышленности используется как в безводном виде, так и в форме дигидратов. Активно применяется в косметологии, медицине, пищевой промышленности. Веществу присвоен код пищевой добавки Е516, относится к агентам, предотвращающим слёживание, обладает стабилизирующими и пластифицирующими свойствами. Сульфат кальция считается безопасным для человека, может быть использован для восполнения дефицита кальция, обогащает продукты питания минералами.

Содержание

Что такое сульфат кальция, формула, уравнение
Химический состав, характеристики, пищевая ценность
Соединения, взаимодействия, уравнения
Получение и производство
Воздействие на организм
- Вред для организма, противопоказания, побочные эффекты
- Полезные свойства
Применение сульфата кальция
- Применение сульфата кальция в пищевой промышленности
- Применение сульфата кальция в медицине и косметологии
Допустимые нормы приема
Класс опасности, хранение
Где купить и сколько стоит сульфат кальция
Заключение

Что такое сульфат кальция, формула, уравнение

Сульфат кальция – это средняя кальциевая соль серной кислоты. Химическая формула CaSO₄. Лишенное воды соединение в нормальных условиях – порошкообразный ангидрид высокой плотности с бесцветными или беловатыми кристаллами ромбической кристаллической решетки, иногда возможно наличие желтоватого оттенка.

Порошок лишен запаха, вкус неприятный: кисло-горький, соленый. Плохо растворяется в воде, с при нагревании растворимость уменьшается, не растворим в спиртах. Растворяется в органических растворителях: эфирах, глицерине, кислотах, аммонийных солях. Плавится медленно, отличается высокой гигроскопичностью.

В природе сульфат кальция встречается в виде дигидрата – молекулы соли, соединенной с двумя молекулами воды: CaSO₄ * 2H₂O, наиболее известного как гипс. Гипс – это осадочный материал, издревле применяемый людьми во многих сферах. Из минерала изготавливали декоративные скульптуры, использовали в архитектуре, а также в качестве удобрения. До сих пор гипс необходим в медицине для накладывания фиксирующих повязок.

Гипс имеет ровный стеклянный блеск, раскалывается на тонкие пластинки в одном направлении, образуя неровный излом. Цветовая гамма от белого до красного, может быть бурым, серым, розовым или желтым. Месторождений множество, в России встречается во многих регионах: Пермь, Татарстан, Самара, Краснодар.

Алебастр – это разновидность гипса, имеющая зернистую структуру, распространена повсеместно. Сегодня добывается как сырье для получения кальциевой соли серной кислоты, в прошлом активно использовался в декоративно-прикладном творчестве. Селенит (лунный камень) отличается тем, что имеет волокнистое строение, достаточно мягкий, встречается в крупных месторождениях глиняных осадочных пород. Применим как вставочный натуральный камень в недорогие украшения, хорошо шлифуется и просвечивает.

Дигидрат отличается по свойствам от ангидрида. Он способен переходить в другие формы при нагревании. При повышении температуры до 180 °С часть воды испаряется, вещество становится полуводным. Если продолжить нагревание, доведя температурный режим до 220 °С, сульфат кальция полностью отдаст воду. При длительном хранении он очень медленно переходит в полуводную форму. Химическая реакция трансформации дигидрата в полугидрат:

CaSO₄ · 2H₂О → CaSO₄ · 0,5H₂О + 1,5H₂О

Когда ангидрид продолжают обрабатывать высокими температурами (свыше 900 °С), он становится гидравлическим, при контакте с водой быстро застывает. Это явление важно для косметологии и медицины.

Кристаллическая структура сульфата кальция

Химический состав, характеристики, пищевая ценность

Добавка сульфат кальция не калорийна, не имеет выраженной пищевой ценности. Практическое значение заключается в том, что при употреблении в организм попадает дополнительное количество кальция, что важно для водно-солевого обмена. 100 грамм пищевой добавки содержит:

Вещество

Содержание

Сульфат кальция

не менее 95,7%

Примеси:

селен (Se)
фториды (HF, соли фтороводорода)

не более 4,3%

Соединения, взаимодействия, уравнения

Сульфат кальция вступает во все реакции, присущие средним солям. Качественной реакцией на вещество является взаимодействие с хлоридом бария, при этом выпадает осадок белого цвета:

CaSO₄ + BaCl₂ → CaCl₂ + BaSO₄↓

Термическое разложение сульфата кальция протекает при температуре свыше 1450 °С:

1450 °С: CaSO₄→ 2CaO + 2SO₂↑+ O₂↑

Соединение реагирует с простыми веществами, например, с углеродом с образованием углекислого газа и сульфида кальция:

CaSO₄+ С → 4СО₂↑+ CaS

В реакциях со сложными веществами, оксидами при нагревании до 700-800 °С выделяется угарный газ и сульфид кальция:

CaSO₄+4 СO → 4СО₂ ↑+ CaS

Сульфат кальция при взаимодействии с кислотами сернокислый кальций переходит в кислую соль:

CaSO₄+ H₂SO₄ → Ca(HSO₄)₂

Сульфат кальция не реагирует с щелочами, но может вступать в реакцию с солями:

CaSO₄+ Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + CaCO₃↓

В результате формируется нерастворимый осадок светлого оттенка карбоната кальция, происходит образование двух солей.

Получение и производство

В лабораторных условиях получение сульфата кальция идёт несколькими путями. Для этого необходимы реактивы, очищенные от примесей. Синтез возможен при нагреве до 800 °С при взаимодействии кальциевой соли соляной кислоты и сернокислым калием:

CaCl₂ +K₂SO₄ → CaSO₄ + 2KCl

Вещество также получают реакцией сульфата магния со сложным неорганическим соединением – перхлоратом кальция (соль кальция и хлорной кислоты):

MgSO₄ + Ca(ClO₄)₂ → CaSO₄ + Mg(ClO₄)₂

Сульфат кальция синтезируют также путём нейтрализации серной кислоты гашеной известью:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄→ CaSO₄ + H₂O

В промышленном производстве чаще всего используется механическая добыча из природных минералов (дигидратов), а также химическую реакцию сплавления хлористого кальция с сернокислым калием. Реже применяют обработку молотого известняка концентрированными растворами серной кислоты.

Воздействие на организм

Сульфат кальция в организме распадается, при этом макроэлемент всасывается в плазму крови в тонком кишечнике и включается в метаболизм, оказывая положительное действие на здоровье. Пищевая добавка не вредит человеку, разрешена во всех странах мира, предельно допустимая концентрация не регламентирована.

Вред для организма, противопоказания, побочные эффекты

Сернокислый кальций (сульфат кальция) не приносит вреда. Неумеренное употребление добавки может привести к расстройству желудочно-кишечного тракта, вызванное слабительным действием добавки. При комбинации соединения с другими кальцийсодержащими препаратами может возникнуть состояние гиперкальциемии – избыточное повышение содержания макроэлемента в плазме крови. При этом происходит откладывание минерала в стенках сосудов, что снижает их эластичность и увеличивает вероятность повреждения.

Противопоказание к приёму продуктов питания, богатых добавкой Е516 – индивидуальная непереносимость. Это крайне редкое явление, поскольку вещество часто встречается в природе и легко и быстро усваивается. Непереносимость может заключаться в сбоях в работе ЖКТ, тошноте, рвоте. Побочные эффекты обычно не возникают.

Полезные свойства

Польза сульфата кальция заключается в уникальных физико-химических свойствах. Способность ангидридов поглощать влагу после обработки высокими температурами позволяет применять их в медицине и косметологии. В пище вещество выполняет стабилизирующие и эмульгирующие функции, выступает в качестве заменителя хлорида натрия, позволяет смешивать несмешиваемые продукты.

Обогащение крови кальцием приводит к положительным результатам. Этот важный макроэлемент играет роль во многих биохимических реакциях, а также:

поддерживает плотность костной и зубной ткани;
в качестве антагониста ионов калия участвует в нервно-мышечных реакциях, особенно в процессах возбуждения и торможения ритмики миокарда;
регулирует работу ферментных систем;
воздействует на проницаемость клеточных мембран;
является необходимым компонентом процесса свёртывания крови;
ответственен за передачу гормональных сигналов;
укрепляет иммунитет.

Приём продуктов питания, в составе которых имеется пищевая добавка сульфат кальция, обогащает рацион, делает его более сбалансированным. Макроэлемент также способствует усвоению других минеральных соединений, оказывает общеукрепляющие действие.

Применение сульфата кальция

Кальциевая соль серной кислоты применяется во многих сферах. Вещество важно для медицинского пользования как быстро затвердевающий компонент гипсовых повязок, для приготовления слепков зубного ряда. В пищевой промышленности сульфат кальция ценится как качественный и натуральный осушитель, стабилизатор и эмульгатор. В косметологии минеральное соединение входит в состав лицевых масок.

Применение сульфата кальция в пищевой промышленности

Сернокислый кальций забирает воду из продуктов, поэтому применяется как пищевая ядобавка при заготовке сушеных грибов, сухофруктов, овощей. Осушающие свойства необходимы и при производстве сухого молока, супов быстрого приготовления, соусов, различных пряностей.

Для обогащения продукта кальцием и улучшения структуры пищевую добавку Е516 вносится в состав продукции:

хлебобулочные изделия;
хлебопекарные дрожжи;
замороженные морепродукты;
крабовые палочки;
алкогольные напитки (вино, пиво);
сыры и творожные продукты;
консервированные фрукты и овощи.

В алкогольных напитках пищевая добавка играет роль регулятора кислотности. Она стабилизирует pH виноградного сусла и пивного солода. В фруктово-овощной консервации пищевая добавка Е516 сохраняет хрустящую структуру, предотвращает разрыхление волокон растительной ткани. Пищевая добавка Е516 обеспечивает формирование качественного сгустка в сырах, твороге и тофу. Внесение добавки продлевает цикл заморозки-разморозки у продукции, хранящейся при отрицательных температурах. В диетическом питании соединение выступает как аналог поваренной соли.

В хлебопекарной деятельности пищевая добавка сульфат кальция применяется как подкормка для дрожжевых культур, а также в качестве улучшителя муки, для подавления жизнедеятельности патогенных микроорганизмов и плесневых грибков, для повышения эластичности и однородности готового теста.

Применение сульфата кальция в медицине и косметологии

Затвердевающие гипсовые повязки основаны на способности прокалённого ангидрида сульфата кальция твердеть при контакте с водой. Гипсовые листы предварительно смачиваются в воде и последовательно накладываются на поврежденную конечность. Применение необходимо при переломах, трещинах и сильных ушибах с целью иммобилизовать участок для улучшения срастания и снижения боли.

В ортопедической стоматологии сернокислый кальций входит в состав оттискных материалов, которые нужны для производства зубных протезов. В этой сфере соединение выполняет несколько функций:

Фиксирует очертания зубного ряда, челюсти.
Входит в состав формовочной смеси.
Вносится при паянии протезов.
Дополнительно используется при установке готовых моделей в стоматологические инструменты.

В косметических средствах Е516 – пластифицирующий компонент альгинатных масок. После нанесения на кожу они застывают и легко снимаются целиком. Выпускаются на основе морских водорослей и других растений, сульфат кальция выступает как натуральная эмульгирующая и стабилизирующая добавка. В скрабах и других средствах для пилинга вещество выступает в качестве матирующего агента.

Продаются термические маски, в которых присутствует добавка сульфат кальция. Они характеризуются самостоятельным разогреванием после намазывания на тело. За счёт повышения температуры открываются поры. Минеральное соединение в таких товарах способствует образованию гомогенной смеси, ускоряет застывание.

Допустимые нормы приема

Для сульфата кальция не установлено допустимых норм приёма, что связано с его абсолютной безопасностью для организма, быстрым усваиванием и выведением с продуктами обмена. Отсутствие нормативных документов, регламентирующих приём Е516, указывает на то, что практически невозможно через продукты питания и косметику злоупотребить данным соединением.

Класс опасности, хранение

Сульфат кальция (сернокислый кальций) относится к 3 классу опасности, оказывает умеренно опасное действие на организм. Это относится к аэрозолю сульфата, распылённого на производствах в воздухе в виде мельчайших капель.

Сульфат кальция необходимо хранить в сухом месте, при относительной влажности не более 70%. Помещение должно быть вентилируемое, пищевая добавка Е516 хранится в оригинальной упаковке, защищённый от воздействия солнечного света. Срок годности 2 года с момента изготовления при температуре не выше 25-30 °С.

Где купить и сколько стоит сульфат кальция

Пищевую добавку сульфат кальция можно приобрести оптом у заводов-производителей. В России существует только одна фирма, осуществляющая производство и продажу Е516. Лидер среди импортёров – Китай. Цена колеблется от 80 до 170 рублей за кг при минимальном заказе от 20-25 кг.

Заключение

Сульфат кальция – это неорганическое соединение, с которым давно знакомо человечество. Оно добывается из природных источников или синтезируется из химических реактивов в лабораторных условиях. Вещество обладает особенными физическими свойствами, химически активно. При употреблении насыщает организм кальция, оказывая положительное влияние на здоровье. Соль применяется в различных областях, в том числе в медицине, косметологии. В пищевой промышленности сернокислый кальций имеет статус пищевой добавки Е516 и используется как эмульгатор, стабилизатор, осушитель.

Читайте также:

Хлорид аммония (нашатырь, Е510): описание, реакции, применение
Хлорид калия: описание, свойства инструкция, применение
Хлорид магния Е511: описание, применение, инструкция, польза и вред
Сульфат меди Е519: свойства, применение, вред и польза

Сайт предоставляет информацию в справочных целях, только для ознакомления. Поставить диагноз и назначить адекватное лечение может только врач! Медикаменты и народные средства должны назначаться специалистом, так как имеют противопоказания и побочные действия! Посещение и консультации квалифицированного специалиста строго обязательны!

Загрузка…

Источник

Физические свойства

Способ получения

Качественная реакция

Химические свойства

Hydration states and crystallographic structures[edit]

Uses[edit]

Hydration and dehydration reactions[edit]

Food industry[edit]

Dentistry[edit]

Other uses[edit]

Production and occurrence[edit]

Retrograde solubility[edit]

On planet Mars[edit]

See also[edit]

References[edit]

External links[edit]

Применение

Примечания

См. также

Что такое сульфат кальция, формула, уравнение

Химический состав, характеристики, пищевая ценность

Соединения, взаимодействия, уравнения

Получение и производство

Воздействие на организм

Вред для организма, противопоказания, побочные эффекты

Полезные свойства

Применение сульфата кальция

Применение сульфата кальция в пищевой промышленности

Применение сульфата кальция в медицине и косметологии

Допустимые нормы приема

Класс опасности, хранение

Где купить и сколько стоит сульфат кальция

Заключение

Не пропустите также: