Carbonato de calcio

La estructura cristalina de la calcita es trigonal , con grupo espacial R 3 c (n.º 167 en las Tablas Internacionales de Cristalografía ^{[ 17 ]} ) y símbolo de Pearson hR10. ^{[ 18 ]} La aragonita es ortorrómbica , con grupo espacial Pmcn (n.º 62) y símbolo de Pearson oP20. ^{[ 19 ]} La vaterita está compuesta por al menos dos estructuras cristalográficas coexistentes diferentes. La estructura mayor presenta simetría hexagonal en el grupo espacial P6 ₃ /mmc; la estructura menor aún se desconoce. ^{[ 20 ]}

Los tres polimorfos cristalizan simultáneamente a partir de soluciones acuosas en condiciones ambientales. ^{[ 16 ]} En soluciones acuosas sin aditivos, la calcita se forma fácilmente como producto principal, mientras que la aragonita aparece solo como producto secundario.

A alta saturación, la vaterita suele ser la primera fase precipitada, seguida de una transformación de la vaterita en calcita. ^{[ 21 ]} Este comportamiento parece seguir la regla de Ostwald , en la que el polimorfo menos estable cristaliza primero, seguido de la cristalización de diferentes polimorfos a través de una secuencia de fases cada vez más estables. ^{[ 22 ]} Sin embargo, la aragonita, cuya estabilidad se encuentra entre la de la vaterita y la de la calcita, parece ser la excepción a esta regla, ya que no se forma como precursora de la calcita en condiciones ambientales. ^{[ 16 ]}

La aragonita se presenta mayoritariamente cuando las condiciones de reacción inhiben la formación de calcita y/o promueven la nucleación de aragonita. Por ejemplo, la formación de aragonita se promueve por la presencia de iones de magnesio, ^{[ 23 ]} o mediante el uso de proteínas y péptidos derivados del carbonato de calcio biológico. ^{[ 24 ]} Se ha demostrado que algunas poliaminas, como la cadaverina y la poli(etilenoimina), facilitan la formación de aragonita sobre la calcita. ^{[ 16 ]} El análisis de RMN de estado sólido ha revelado que el ACC estabilizado con poliaspartato contiene moléculas de agua que experimentan cambios en la escala de milisegundos, lo que ilustra la hidratación dinámica como un factor clave para retrasar la cristalización. ^{[ 25 ]}

Organismos como moluscos y artrópodos han demostrado la capacidad de desarrollar los tres polimorfos cristalinos del carbonato de calcio, principalmente como protección (conchas) y puntos de unión muscular. ^{[ 26 ]} Además, exhiben una notable capacidad de selección de fase entre calcita y aragonita, y algunos organismos pueden alternar entre ambos polimorfos. Esta capacidad de selección de fase se atribuye generalmente al uso de macromoléculas específicas o combinaciones de macromoléculas por parte de dichos organismos. ^{[ 27 ] [ 28 ] [ 29 ]}

La calcita , la aragonita y la vaterita son minerales de carbonato de calcio puro. Entre las rocas de importancia industrial que son predominantemente carbonato de calcio se incluyen la caliza , la tiza , el mármol y el travertino .

Las cáscaras de huevo , las conchas de caracol y la mayoría de las conchas marinas son predominantemente carbonato de calcio y pueden utilizarse como fuentes industriales de este compuesto químico. ^{[ 31 ]} Las conchas de ostra han sido reconocidas recientemente como fuente de calcio dietético, pero también son una fuente industrial práctica. ^{[ 32 ] [ 33 ]} Las verduras de hoja verde oscura , como el brócoli y la col rizada, contienen cantidades dietéticamente significativas de carbonato de calcio, pero no son prácticas como fuente industrial. ^{[ 34 ]}

Los anélidos de la familia Lumbricidae , o lombrices de tierra, poseen una regionalización del tracto digestivo llamada glándulas calcíferas, Kalkdrüsen o glandes de Morren, que procesan el calcio y _el CO₂ transformándolos en carbonato de calcio, el cual posteriormente se excreta en el suelo. ^{[ 35 ]} Se desconoce la función de estas glándulas, pero se cree que actúan como un mecanismo de regulación _del CO₂ en los tejidos de los animales. ^{[ 36 ]} Este proceso es ecológicamente significativo, ya que estabiliza el pH de los suelos ácidos . ^{[ 37 ]}

Más allá de la Tierra, existen fuertes indicios de la presencia de carbonato de calcio en Marte . Se han detectado señales de carbonato de calcio en más de un lugar (en particular en los cráteres Gusev y Huygens ). Esto proporciona cierta evidencia de la presencia pasada de agua líquida. ^{[ 38 ] [ 39 ]}

La profundidad de compensación de carbonatos (CCD) es el punto en el océano donde la tasa de precipitación de carbonato de calcio se equilibra con la tasa de disolución debido a las condiciones presentes. En las profundidades del océano, la temperatura desciende y la presión aumenta. El aumento de presión también incrementa la solubilidad del carbonato de calcio. El carbonato de calcio es inusual porque su solubilidad aumenta al disminuir la temperatura. ^{[ 40 ]} La profundidad de compensación de carbonatos oscila entre 4000 y 6000 metros por debajo del nivel del mar en los océanos actuales, y los distintos polimorfos (calcita, aragonita) tienen diferentes profundidades de compensación según su estabilidad. ^{[ 41 ]}

El carbonato de calcio puede preservar fósiles mediante permineralización . La mayoría de los fósiles de vertebrados de la Formación Two Medicine —una formación geológica conocida por sus huevos de dinosaurio con pico de pato— se conservan mediante permineralización _de CaCO₃ . ^{[ 42 ]} Este tipo de preservación conserva un alto nivel de detalle, incluso a nivel microscópico. Sin embargo, también deja los especímenes vulnerables a la erosión cuando se exponen a la superficie. ^{[ 42 ]}

En el pasado se creía que las poblaciones de trilobites constituían la mayor parte de la vida acuática durante el Cámbrico , debido a que sus conchas ricas en carbonato de calcio se conservaban más fácilmente que las de otras especies, ^{[ 43 ]} que tenían conchas puramente quitinosas .

El principal uso del carbonato de calcio se encuentra en la industria de la construcción, ya sea como material de construcción, como agregado de piedra caliza para la construcción de carreteras, como ingrediente del cemento o como materia prima para la preparación de cal de construcción mediante calentamiento en un horno . Sin embargo, debido a la erosión causada principalmente por la lluvia ácida , ^{[ 44 ]} el carbonato de calcio (en forma de piedra caliza) ya no se utiliza para fines de construcción por sí solo, sino únicamente como materia prima para materiales de construcción.

El carbonato de calcio también se utiliza en la purificación del hierro a partir del mineral de hierro en un alto horno . El carbonato se calcina in situ para dar óxido de calcio , que forma una escoria con diversas impurezas y se separa del hierro purificado. ^{[ 45 ]}

En la industria petrolera , el carbonato de calcio se agrega a los fluidos de perforación como agente de unión de formaciones y sellado de torta de filtración; también es un material densificante que aumenta la densidad de los fluidos de perforación para controlar la presión en el fondo del pozo. El carbonato de calcio se agrega a las piscinas como corrector de pH para mantener la alcalinidad y contrarrestar las propiedades ácidas del desinfectante . ^{[ 46 ]}

También se utiliza como materia prima en el refinado de azúcar de remolacha azucarera ; se calcina en un horno con antracita para producir óxido de calcio y dióxido de carbono. Esta cal viva se apaga luego en agua dulce para producir una suspensión de hidróxido de calcio para la precipitación de impurezas en el jugo crudo durante la carbonatación . ^{[ 47 ]}

_El carbonato de calcio en forma de tiza ha sido tradicionalmente un componente principal de _la tiza para pizarras . Sin embargo, la tiza fabricada moderna es principalmente yeso , sulfato de calcio hidratado CaSO₄ · 2H₂O . El carbonato de calcio es una fuente principal para el crecimiento de bioroca . El carbonato de calcio precipitado (PCC), predispersado en forma de suspensión , es un material de relleno común para guantes de látex con el objetivo de lograr el máximo ahorro en costos de material y producción. ^{[ 48 ]}

El carbonato de calcio finamente molido (GCC) es un ingrediente esencial en la película microporosa utilizada en pañales y algunas películas para la construcción, ya que los poros se nuclean alrededor de las partículas de carbonato de calcio durante la fabricación de la película mediante estiramiento biaxial. El GCC y el PCC se utilizan como relleno en el papel porque son más económicos que la fibra de madera . El papel de impresión y escritura puede contener entre un 10 y un 20 % de carbonato de calcio. En Norteamérica, el carbonato de calcio ha comenzado a reemplazar al caolín en la producción de papel brillante . Europa lleva décadas practicando esta técnica como fabricación de papel alcalino o libre de ácido. El PCC utilizado para el relleno y recubrimiento del papel se precipita y prepara en una variedad de formas y tamaños que presentan distribuciones de tamaño de partícula estrechas características y diámetros esféricos equivalentes de 0,4 a 3 micrómetros.

El carbonato de calcio se usa ampliamente como extensor en pinturas , ^{[ 49 ]} en particular en pintura de emulsión mate donde típicamente el 30% en peso de la pintura es tiza o mármol. También es un relleno popular en plásticos. ^{[ 49 ]} Algunos ejemplos típicos incluyen alrededor de 15-20% de carga de tiza en tuberías de drenaje de cloruro de polivinilo no plastificado (uPVC) , carga de 5-15% de tiza o mármol recubierto de estearato en perfiles de ventanas de uPVC. Los cables de PVC pueden usar carbonato de calcio en cargas de hasta 70 phr (partes por cien partes de resina) para mejorar las propiedades mecánicas (resistencia a la tracción y elongación) y propiedades eléctricas (resistividad volumétrica). Los compuestos de polipropileno a menudo se rellenan con carbonato de calcio para aumentar la rigidez, un requisito que se vuelve importante a altas temperaturas de uso. ^{[ 50 ]} Aquí el porcentaje suele ser del 20-40%. También se utiliza habitualmente como relleno en resinas termoendurecibles (compuestos de moldeo en láminas y a granel) ^{[ 50 ]} y también se ha mezclado con ABS y otros ingredientes para formar algunos tipos de fichas de póker de "arcilla" moldeadas por compresión . ^{[ 51 ]} El carbonato de calcio precipitado, que se obtiene al verter óxido de calcio en agua, se utiliza solo o con aditivos como pintura blanca, conocida como encalado . ^{[ 52 ] [ 53 ]} 

El carbonato de calcio se añade a una amplia gama de adhesivos, selladores y rellenos decorativos, tanto para uso comercial como doméstico . ^{[ 49 ]} Los adhesivos para baldosas cerámicas suelen contener entre un 70 % y un 80 % de piedra caliza. Los rellenos decorativos para grietas contienen niveles similares de mármol o dolomita. También se mezcla con masilla para la colocación de vidrieras y como agente antiadherente para evitar que el vidrio se pegue a las placas del horno al cocer esmaltes y pinturas a alta temperatura. ^{[ 54 ] [ 55 ] [ 56 ] [ 57 ]}

En aplicaciones de esmaltes cerámicos , el carbonato de calcio se conoce como blanco de España [ ^{49 ] y} es un ingrediente común en muchos esmaltes en su forma de polvo blanco. Cuando un esmalte que contiene este material se cuece en un horno, el blanco de España actúa como fundente . El carbonato de calcio molido es un abrasivo (tanto como polvo abrasivo como ingrediente de cremas abrasivas domésticas), en particular en su forma de calcita, que tiene una dureza relativamente baja de 3 en la escala de Mohs y, por lo tanto, no raya el vidrio ni la mayoría de las demás cerámicas , esmaltes , bronce , hierro y acero , y tiene un efecto moderado en metales más blandos como el aluminio y el cobre . Una pasta hecha de carbonato de calcio y agua desionizada se puede usar para limpiar el deslustre de la plata ^{[ 58 ]} .

El carbonato de calcio se utiliza ampliamente en medicina como suplemento dietético de calcio económico o antiácido gástrico ^{[ 59 ]} (como Tums y Eno ). Puede utilizarse como quelante de fosfato para el tratamiento de la hiperfosfatemia (principalmente en pacientes con insuficiencia renal crónica ). En la industria farmacéutica se utiliza como excipiente inerte para comprimidos y otros fármacos ^{[ 60 ]} .

El carbonato de calcio se utiliza en la producción de óxido de calcio, así como en la pasta de dientes, y ha experimentado un resurgimiento como conservante de alimentos y retenedor de color, cuando se utiliza en o con productos como las manzanas orgánicas. ^{[ 61 ]}

El carbonato de calcio se utiliza terapéuticamente como quelante de fosfato en pacientes sometidos a hemodiálisis de mantenimiento . Es el quelante de fosfato más comúnmente prescrito, especialmente en la enfermedad renal crónica que no requiere diálisis. Si bien el carbonato de calcio es el quelante de fosfato más utilizado, los médicos prescriben cada vez más quelantes de fosfato más costosos que no contienen calcio, en particular el sevelamer .

El exceso de calcio proveniente de suplementos, alimentos fortificados y dietas ricas en calcio puede causar el síndrome de leche y álcalis , que presenta una toxicidad grave y puede ser mortal. En 1915, Bertram Sippy introdujo el "régimen de Sippy", que consistía en la ingesta horaria de leche y crema, y ​​la adición gradual de huevos y cereales cocidos durante 10 días, combinado con polvos alcalinos, lo que proporcionaba alivio sintomático para la úlcera péptica. Durante las décadas siguientes, el régimen de Sippy provocó insuficiencia renal , alcalosis e hipercalcemia , principalmente en hombres con úlcera péptica. Estos efectos adversos se revirtieron al suspender el régimen, pero resultó fatal en algunos pacientes con vómitos prolongados. El síndrome de leche y álcalis disminuyó en los hombres tras la aparición de tratamientos eficaces para la úlcera péptica . Desde la década de 1990, se ha reportado con mayor frecuencia en mujeres que toman suplementos de calcio por encima del rango recomendado de 1,2 a 1,5  gramos diarios para la prevención y el tratamiento de la osteoporosis, ^{[ 62 ] [ 63 ]} y se agrava con la deshidratación . El calcio se ha añadido a productos de venta libre, lo que contribuye a una ingesta excesiva inadvertida. La ingesta excesiva de calcio puede provocar hipercalcemia, cuyas complicaciones incluyen vómitos, dolor abdominal y alteración del estado mental. ^{[ 64 ]}

Como aditivo alimentario se designa como E170 , ^{[ 65 ]} y tiene un número INS de 170. Utilizado como regulador de acidez , agente antiaglomerante , estabilizador o colorante, está aprobado para su uso en la UE, ^{[ 66 ]} EE. UU. ^{[ 67 ]} y Australia y Nueva Zelanda . ^{[ 68 ]} Se añade por ley a toda la harina de pan molida del Reino Unido, excepto la integral. ^{[ 69 ] [ 70 ]} Se utiliza en algunos productos de leche de soja y leche de almendras como fuente de calcio dietético; al menos un estudio sugiere que el carbonato de calcio podría ser tan biodisponible como el calcio de la leche de vaca . ^{[ 71 ]} El carbonato de calcio también se utiliza como agente reafirmante en muchos productos vegetales enlatados y embotellados.

Se ha documentado que varias formulaciones de suplementos de calcio contienen el elemento químico plomo , ^{[ 72 ]} lo que representa un problema de salud pública . ^{[ 73 ]} El plomo se encuentra comúnmente en fuentes naturales de calcio. ^{[ 72 ]}

La cal agrícola , tiza o piedra caliza en polvo, se utiliza como un método económico para neutralizar suelos ácidos , haciéndolos aptos para la siembra; también se utiliza en la industria acuícola para la regulación del pH del suelo de los estanques antes de iniciar el cultivo. ^{[ 74 ]} Existe interés en comprender si puede afectar o no la adsorción y desorción de plaguicidas en suelos calcáreos. ^{[ 75 ]}

El carbonato de calcio es un ingrediente clave en muchos polvos de limpieza para el hogar, como Comet , y se utiliza como agente abrasivo.

En 1989, el investigador Ken Simmons introdujo CaCO₃ en el arroyo Whetstone en Massachusetts . ^{[ 76 ]} _{Su esperanza era que el carbonato de} calcio contrarrestara la acidez del arroyo causada por la lluvia ácida y salvara a las truchas que habían dejado de desovar. Si bien su experimento fue un éxito, aumentó la cantidad de iones de aluminio en la zona del arroyo que no fue tratada con cal. Esto demuestra que _el CaCO₃ puede añadirse para neutralizar los efectos de la lluvia ácida en los ecosistemas fluviales . Actualmente, el carbonato de calcio se utiliza para neutralizar la acidez tanto en el suelo como en el agua. ^{[ 77 ] [ 78 ]} Desde la década de 1970, esta práctica de encalado se ha llevado a cabo a gran escala en Suecia para mitigar la acidificación, y miles de lagos y arroyos se encalan repetidamente. ^{[ 79 ]}

El carbonato de calcio también se utiliza en aplicaciones de desulfuración de gases de combustión, _{eliminando las emisiones nocivas de} SO₂ y NO₂ procedentes del carbón y otros combustibles fósiles que se queman en grandes centrales eléctricas de combustibles fósiles. ^{[ 77 ]}

El carbonato de calcio se utiliza comúnmente en la industria del plástico como relleno. Cuando se incorpora a un material plástico, puede mejorar la dureza, la rigidez, la estabilidad dimensional y la procesabilidad del material. ^{[ 80 ]}

El carbonato de calcio es poco soluble en agua pura (47  mg/L a la presión parcial normal de CO₂ atmosférico, _como se muestra a continuación).

El equilibrio de su solución viene dado por la ecuación (con el carbonato de calcio disuelto a la derecha):

donde el producto de solubilidad para [ Ca ²⁺ ] [ CO 2− 3 ] se da como en cualquier lugar desde K _sp =3,7 × 10 ⁻⁹ a K _sp =8,7 × 10 ⁻⁹ a 25  °C, dependiendo de la fuente de datos. ^{[ 82 ] [ 83 ]} Lo que significa la ecuación es que el producto de la concentración molar de iones calcio ( moles de Ca ²⁺ disueltos por litro de solución) con la concentración molar de CO 2− 3 disuelto no puede exceder el valor de K _sp . Sin embargo, esta ecuación de solubilidad aparentemente simple debe tomarse junto con el equilibrio más complicado del dióxido de carbono con el agua (ver ácido carbónico ). Parte del CO 2− 3 se combina con H ⁺ en la solución según

El HCO₃⁻ se conoce como ion bicarbonato . El bicarbonato de calcio es mucho más soluble en agua que el carbonato de calcio; de hecho, solo existe en solución .

Parte del HCO − 3 se combina con H ⁺ en solución según

Parte del H2CO3 _se descompone en agua y dióxido _de carbono disuelto según

Y el dióxido de carbono disuelto está en equilibrio con el dióxido de carbono atmosférico según

Para el aire ambiente, P _{CO 2} es alrededor de3,5 × 10 ⁻⁴ atm (o equivalentemente 35 Pa ). La última ecuación anterior fija la concentración de CO ₂ disuelto en función de P _{CO 2} , independientemente de la concentración de CaCO ₃ disuelto . A presión parcial atmosférica de CO ₂ , la concentración de CO ₂ disuelto es 1,2 × 10 ⁻⁵ moles por litro. La ecuación anterior fija la concentración de H ₂ CO ₃ en función de la concentración de CO _2. Para [ CO ₂ ] =1,2 × 10 ⁻⁵ , resulta en [ H ₂ CO ₃ ] =2,0 × 10 ⁻⁸ moles por litro. Cuando se conoce [ H ₂ CO ₃ ] , las tres ecuaciones restantes junto con

(lo cual es cierto para todas las soluciones acuosas), y la restricción de que la solución debe ser eléctricamente neutra, es decir, la carga total de iones positivos disueltos [ Ca ²⁺ ] + 2 [ H ⁺ ] debe cancelarse con la carga total de iones negativos disueltos [ HCO − 3 ] + [ CO 2− 3 ] + [ OH ⁻ ] , hacen posible resolver simultáneamente las cinco concentraciones desconocidas restantes (la forma de neutralidad mencionada anteriormente es válida solo si el carbonato de calcio se ha puesto en contacto con agua pura o con una solución de pH neutro; en el caso de que el pH inicial del disolvente de agua no sea neutro, el balance no es neutro).

La tabla adjunta muestra el resultado para [ Ca ²⁺ ] y [ H ⁺ ] (en forma de pH) en función de la presión parcial ambiental de CO ₂ ( K _sp =Se ha tomado 4,47 × 10 ^{−9 para el cálculo).}

• A niveles atmosféricos de CO2 ambiental _, la tabla indica que la solución será ligeramente alcalina con una solubilidad máxima _de CaCO3 de 47 mg/L. 
• _{A medida que la presión parcial de} CO2 ambiental se reduce por debajo de los niveles atmosféricos, la solución se vuelve cada vez más alcalina. A P _{CO2 extremadamente baja, el} CO2 disuelto , el ion bicarbonato y el ion carbonato se evaporan en gran medida de la solución, dejando una solución altamente alcalina de hidróxido de calcio , que es más soluble que _el CaCO3 . Para P _{CO2 =} 10−12 atm, el producto [ Ca2 ⁺ ] [ OH− ^] ₂ todavía está por debajo del producto de solubilidad de ^Ca (OH ) ₂ ( 8 × 10 ⁻⁶ ). Para presiones de CO ₂ aún más bajas , la precipitación de Ca(OH) ₂ ocurrirá antes que la precipitación de CaCO ₃ .
• _{A medida que la presión parcial de} CO2 ambiental aumenta a niveles superiores a los atmosféricos, el pH disminuye y gran parte del ion carbonato se convierte en ion bicarbonato, lo que resulta en una mayor solubilidad de Ca2 ⁺ .

_{El efecto de esto último es especialmente evidente en la} vida cotidiana de las personas que tienen agua dura. El agua de los acuíferos subterráneos puede estar expuesta a niveles de CO₂ mucho más altos que los atmosféricos. Por ello, el agua se filtra a través de la roca de carbonato de calcio, y el _CaCO₃ se disuelve según una de las tendencias mencionadas anteriormente. Cuando esa misma agua sale del grifo, con el tiempo, alcanza el equilibrio con los niveles _de CO₂ del aire al liberar su exceso _de CO₂ . Como resultado, el carbonato de calcio se vuelve menos soluble y el exceso precipita en forma de incrustaciones de cal. Este mismo proceso es responsable de la formación de estalactitas y estalagmitas en las cuevas de piedra caliza.

Dos fases hidratadas de carbonato de calcio, la monohidrocalcita CaCO₃ _· H₂O y la ikaíta CaCO₃ _· 6H₂O , pueden _precipitar del agua en condiciones ambientales y persistir como fases metaestables _.

A diferencia del escenario de equilibrio abierto anterior, muchas piscinas se gestionan mediante la adición de bicarbonato de sodio ₍ NaHCO₃ ) a una concentración de aproximadamente 2 mmol/L como tampón, y luego controlando el pH mediante el uso de formulaciones de HCl, NaHSO₄ , _{Na₂CO₃ , NaOH} o cloro que son ácidas o básicas. En esta situación, el carbono inorgánico disuelto ( carbono inorgánico total ) está lejos del equilibrio con el CO₂ atmosférico _. El _progreso hacia el equilibrio a través de la desgasificación de CO₂ _se ralentiza por 

En esta situación, las constantes de disociación para las reacciones mucho más rápidas

H ₂ CO ₃ ⇌ H ⁺ + HCO − 3 ⇌ 2 H ⁺ + CO 2 − 3

Permite predecir las concentraciones de cada especie de carbono inorgánico disuelto en solución, a partir de la concentración añadida de HCO − 3 (que constituye más del 90% de las especies del gráfico de Bjerrum desde pH 7 hasta pH 8 a 25 °C en agua dulce). ^{[ 85 ]} La adición de HCO − 3 aumentará la concentración de CO 2− 3 a cualquier pH. Reordenando las ecuaciones dadas anteriormente, podemos ver que [ Ca ²⁺ ] = ⁠ K _sp / [ CO 2− 3 ] ⁠ , y [ CO 2− 3 ] = ⁠ K _a2 [ HCO − 3 ] / [ H ⁺ ] ⁠ . Por lo tanto, cuando se conoce la concentración de HCO − 3 , la concentración máxima de iones Ca ²⁺ antes de la incrustación por precipitación de CaCO ₃ se puede predecir a partir de la fórmula:   

[ Ca ²⁺ ] _max = ⁠ K _sp / K _a2 ⁠ × ⁠ [ H ⁺ ] / [ HCO − 3 ] ⁠

El producto de solubilidad para CaCO ₃ ( K _sp ) y las constantes de disociación para las especies de carbono inorgánico disuelto (incluido K _a2 ) se ven sustancialmente afectadas por la temperatura y la salinidad , ^{[ 85 ]} con el efecto general de que [ Ca ²⁺ ] _max aumenta del agua dulce al agua salada y disminuye con el aumento de la temperatura, el pH o el nivel de bicarbonato añadido, como se ilustra en los gráficos adjuntos.

Las tendencias son ilustrativas para la gestión de piscinas, pero la aparición de incrustaciones también depende de otros factores, como las interacciones con ^Mg²⁺ , [ B (OH) _₄ ] ^⁻ y otros iones presentes en la piscina, así como los efectos de sobresaturación. ^{[ 86 ] [ 87 ]} Las incrustaciones se observan comúnmente en los generadores de cloro electrolítico, donde el pH es elevado cerca de la superficie del cátodo y la deposición de incrustaciones aumenta aún más la temperatura. Esta es una de las razones por las que algunos operadores de piscinas prefieren el borato al bicarbonato como tampón de pH principal y evitan el uso de productos químicos para piscinas que contengan calcio. ^{[ 88 ]}

Se comercializan soluciones de ácidos fuertes ( HCl ), moderadamente fuertes ( sulfámico ) o débiles ( acético , cítrico , sórbico , láctico , fosfórico ). Se utilizan comúnmente como agentes desincrustantes para eliminar los depósitos de cal . La cantidad máxima de CaCO₃ que puede disolverse en un litro de solución ácida se puede calcular mediante las ecuaciones de equilibrio mencionadas anteriormente _.

• En el caso de un monoácido fuerte con concentración de ácido decreciente [A] = [ A ⁻ ], obtenemos (con masa molar de CaCO ₃ = 100 g/mol): 

^{donde el estado inicial es la solución ácida} sin Ca²⁺ (sin tener en cuenta la posible disolución _de CO₂ ) y el estado final es la solución con Ca²⁺ saturado . Para concentraciones de ácido fuertes, todas las especies tienen una concentración despreciable en el estado final con respecto a Ca²⁺ y A⁻ ^{, de modo que la ecuación de neutralidad se} reduce aproximadamente a 2[ Ca²⁺ ] = [ A⁻ ^{] ,} lo que resulta en [ Ca²⁺ ] ≈ 0,5 [ A⁻ ^] . Cuando la concentración disminuye, [ HCO₃⁻ ] se vuelve no despreciable ^{, por lo que la expresión anterior deja de} ser válida. Para concentraciones de ácido que se desvanecen, se puede recuperar el pH final y la solubilidad del CaCO₃ en agua pura _.

• En el caso de un monoácido débil (aquí tomamos el ácido acético con pKa ₌ 4,76) con una concentración total de ácido decreciente [A] = [ A − ^] + [AH], obtenemos:

Para la misma concentración total de ácido, el pH inicial del ácido débil es menos ácido que el del ácido fuerte; sin embargo, la cantidad máxima de _CaCO₃ que se puede disolver es aproximadamente la misma. Esto se debe a que, en el estado final, el pH es mayor que el pKa , de modo que el ácido débil se disocia casi por completo, generando al final tantos ^iones H⁺ como el ácido fuerte para disolver el carbonato de calcio _.

• El cálculo en el caso del ácido fosfórico (que es el más utilizado en aplicaciones domésticas) es más complicado, ya que las concentraciones de los cuatro estados de disociación correspondientes a este ácido deben calcularse junto con [ HCO₃⁻ ^{] ,} [ CO₃²⁻ ] , [ Ca²⁺ ], [ H⁺ ] y [ ^OH⁻ ] . El sistema puede reducirse a una ecuación de séptimo grado para [ H⁺ ] ^, cuya solución numérica da

donde [A] = [ H ₃ PO ₄ ] + [ H ₂ PO − 4 ] + [ HPO 2− 4 ] + [ PO 3− 4 ] es la concentración total de ácido. Por lo tanto, el ácido fosfórico es más eficiente que un monoácido ya que en el pH final casi neutro, la concentración del segundo estado disociado [ HPO 2− 4 ] no es despreciable (ver ácido fosfórico ).