Reakcija između kalcijum karbonata i hlorovodonične kiseline. Jedinjenja kalcijuma i magnezijuma
Dakle, nakon što smo juče utvrdili koliko kalcija sadrži zdrobljena ljuska jajeta, postavilo se pitanje "piti ili ne piti?". Kao i većina muškaraca, svemu pristupam sa naučne tačke gledišta, i dok sama ne vidim, saznam, provjerim, osjetim žensku riječ, neću vjerovati. Stoga ću podijeliti svoja razmišljanja na osnovu saznanja o ljusci jajeta i kalcijumu.
Prikupljanje informacija na internetu o upotrebi kao dodatak prehrani ljuska od jajeta više puta nailazili su na kritičke primjedbe liječnika da kalcijev karbonat koji se nalazi u ljusci jajeta nije topiv u vodi i, shodno tome, tijelo ga ne može apsorbirati.
Štaviše, prisjetila sam se priče supruge mog prijatelja da je tokom trudnoće rekla svom doktoru, koji je primijetio da uzima zdrobljenu ljusku jajeta - doktor ju je razuvjerio i prepisao nekakav kompleks koji sadrži kalcijum.
Gdje je istina?
Zaista, kalcijum karbonat CaCO3 (u tom obliku se kalcijum nalazi u ljusci jajeta) je nerastvorljiv u vodi i alkoholu.
Zaista, preduslov za apsorpciju kalcijuma je njegova rastvorljivost u vodi.
Ali zapamtite da je osnova naše probave hlorovodonična kiselina koja se luči u želucu.
A evo šta se dešava u našem stomaku:
SaCO3 + 2HCl (hlorovodonična kiselina) = SaCl2 (kalcijum hlorid) + Co2 + H20
Ali kalcijum hlorid je savršeno rastvorljiv u vodi !!! U tom obliku se apsorbuje kalcijum!
Doktori ne znaju? Ili samo lažu i prodaju nam lijekove!
Osim toga, tokom ove reakcije dolazi do smanjenja kiselosti želučanog soka. Ono što je važno za osobe koje pate od povišene kiselosti.
Primjer je moja supruga, ima visoku kiselost i svaki dan uzima malo mljevene ljuske jajeta i to rješava dva problema odjednom i nadoknađuje nedostatak kalcija i smanjuje kiselost. Ali prah od ljuske jajeta je ugašen sok od limuna ne mogu piti - postoji mučnina! A sada je jasno zašto.
Kao što smo vidjeli gore, apsorpcija kalcija iz kalcijum karbonata zahtijeva želudačni sok visoke kiselosti.
U stvarnom životu se vrlo često dešava situacija kada je kiselost želuca niska ili nula. Ova situacija je posebno tipična za starije osobe, kada je potreba za kalcijem posebno velika za prevenciju osteoporoze. Na primjer, nakon 50 godina, niska kiselost se opaža kod oko 40% ljudi. U ovim uslovima, apsorpcija kalcijum karbonata, za koji je potrebna hlorovodonična kiselina da bi se rastvorila u želucu, pada na 2%.
Možda je to odgovor zašto stariji ljudi češće pate od bolesti povezanih s nedostatkom kalcija – jednostavno ga ne mogu apsorbirati u uobičajenom obliku.
Sada razmislite zašto se u mnogim receptima za uzimanje zgnječenih ljuski jajeta savjetuje da se to otplati limunovim sokom.
Kada u zdrobljenu limunsku kiselinu dodamo limunov sok, kalcijum karbonat (CaCo3) reaguje sa limunskom kiselinom (C6H8O7) i dobijamo kalcijum citrat(Ca3(C6H5O7)2) :
2C6H8O7 + 3CaCO3 = Ca3(C6H5O7)2 + 3CO2 + 3H2O
Evo. A apsorpcija kalcijum citrata, kojem nije potrebna hlorovodonična kiselina da bi se rastvorila u želucu, iznosi 44%. Kao rezultat toga, u uslovima niske kiselosti, 11 puta više kalcijuma ulazi u organizam iz kalcijum citrata nego iz karbonata!
A kalcijum citrat je već poznati medicinski lijek koji nam se prodaje za novac! I rade to na taj način, samo što ne koriste limunov sok, već limunsku kiselinu!
Inače, kalcijum karbonat (naša zdrobljena ljuska jajeta) je registrovani dodatak prehrani. E170, a kalcijum citrat (naše zgnječene ljuske jaja poprskane limunovim sokom) je registrovani dodatak prehrani E333! I dodaju se mnogim prehrambenim proizvodima, posebno mliječnim proizvodima, uključujući mlijeko kako bi se povećao postotak kalcija!
Pa zašto plaćati više!
Zaključak, ako imate visoku kiselost, vjerovatno je bolje koristiti samo zgnječene ljuske jajeta, ako je kiselost niska vjerovatno je bolje ugasiti prah ljuske jajeta sokom od limuna.
I dalje,
Noću dolazi do ubrzanog oslobađanja mineralnih soli iz organizma (cirkadijalno ubrzanje resorptivnih procesa u kosti). Stoga je preporučljivo uzimati suplemente kalcija nakon ručka i uveče., koji će spriječiti ubrzani gubitak kalcija u drugoj polovini noći, posebno kod smanjenog nivoa (ili odsustva) u crijevima. Postoji i negativan dozno ovisan učinak farmakoterapijske aktivnosti kalcija: u malim dozama, ovaj biometal se bolje apsorbira nego u visokim dozama.
Zbog ovoga racionalnije je uzimati lijek nekoliko puta dnevno.
Čitamo i raspravljamo. Ispod je nekoliko članaka na ovu temu.
__________________________________________________________________________________________________________
kalcijum citrat naspram kalcijum karbonata
Izvor< http://www.ortho.ru/77_KMD/Ca_Sravni.htm >
_________________________________________________________________________________________________________
kalcijum citrat.
Kalcijum citrat je odličan izvor apsorptivnog kalcijuma, koji igra veoma važnu ulogu u organizmu, jer utiče na mnoge enzimske procese i zgrušavanje krvi. Nedostatak kalcija dovodi do krhkih kostiju i osteoporoze. Za malu djecu, to je dobro za zdravlje zuba, odraslima je potreban redovan unos kalcijuma za stabilizaciju krvnog pritiska.
Prema Nacionalnom institutu za rak (SAD), E-333 ima potencijal da spriječi rak debelog crijeva i druge vrste raka. Osim toga, kalcijum citrati se koriste u medicini za uklanjanje teških metala iz tijela.
Pošto je kalcijum citrat jedan od najvažnijih transportnih oblika kalcijuma u ljudskom organizmu, koristi se u medicini zajedno sa manje efikasnim kalcijum karbonatom (aditiv E-170) za popunjavanje rezervi kalcijuma u organizmu. Iz istog razloga, kalcijum citrat se također koristi u obliku dodataka prehrani (BAA).
U prehrambenoj industriji, aditiv E-333 se koristi kao stabilizator, konzervans, regulator kiselosti, fiksator boje.
Kao stabilizator, aditiv za hranu E-333 koristi se u proizvodnji kondenzovanog mlijeka, sušenog vrhnja, topljenog sira. U džemovima, želeima i voćnim konzervama, E-333 se koristi kao regulator kiselosti. Takođe, kalcijum citrati se široko koriste za obogaćivanje kalcijumom mleka i fermentisanih mlečnih proizvoda, pekarskih proizvoda i proizvoda od brašna, bezalkoholnih pića.
Po izgledu, kalcijum citrat je bijeli prah sa izraženim kiselkastim okusom. Rastvorljivo u vodi. Molekularna formula kalcijum citrata je Ca3(C6H5O7)2. Dobijte E-333 reakcijom limunske kiseline sa kalcijum hidroksidom.
Svojstva i tehnološke funkcije:
Mogući nazivi dodataka prehrani:
- E-333
- E-333
- Kalcijum citrati
- Calcium Citrates
- Monokalcijum citrat
- Dicalcium Citrate
- Trikalcijum citrat
_____________________________________________________________________________________________
CALCIUM CITRATE
Sredinom dvadesetog veka. počeo je svojevrsni „bum“: biohemičari, fiziolozi, biofizičari, farmakolozi i kliničari počeli su pokazivati povećan interes za proučavanje uloge kalcijuma u regulaciji aktivnosti organa i tjelesnih sistema. Utvrđeno je da joni kalcija učestvuju u ekscitaciji i kontrakciji mišićnih ćelija, regulaciji permeabilnosti ćelijskih membrana, međućelijskim interakcijama, koagulaciji krvi, izlučivanju hormona, medijatora, enzima; obavljaju funkciju pretvarača signala koji ulaze u ćeliju, učestvuju u regulaciji unutarćelijskog metabolizma, uključujući i energetski metabolizam. Na površini membrane kardiomiocita i krvnih sudova ima 1000 puta više slobodnih jona kalcija nego u citosolu ćelija. Iz ekstracelularnog prostora prodiru u citoplazmu kroz posebne kalcijumske kanale, utičući na različite fiziološke procese i funkcije ćelija svih organa, vaskularni tonus, intenzitet sistole, dijastolu.
Kalcij igra važnu ulogu u formiranju koštanog tkiva i održavanje njegove normalne strukture i funkcije. Zajedno sa posebnim proteinima, joni kalcija osiguravaju tvrdoću i elastičnost kostiju.
Sve je to poslužilo kao teorijska osnova za razvoj i uvođenje u medicinsku praksu preparata kalcijuma na bazi njegovih soli. Trenutno se u medicinskoj praksi koriste kalcijeve soli kao što su glicerofosfat, glukonat, karbonat, laktat, citrat, klorid, fosfat i mnoge druge.
Farmakokinetika lijeka KALCIJUM CITRAT ima svoje karakteristike. Kalcijum se apsorbuje iz creva u rastvorljivom jonizovanom obliku. Otapanje lijeka se bolje odvija u kiseloj sredini želuca. Otopljeni jonizovani kalcijum dobro prodire u sva tkiva, prodire kroz placentnu barijeru, ulazi u majčino mleko. Izlučuje se iz tijela uglavnom izmetom, oko 20% - urinom. Važna karakteristika KALCIJUM CITRATA je niska sposobnost stvaranja kamena u bubregu, što je važno za dugotrajnu upotrebu ove soli. To je zbog činjenice da citratna sol smanjuje količinu oksalata u urinu.
Bioraspoloživost je određena brzinom i obimom u kojem aktivna supstanca apsorbiran iz doznog oblika, postaje dostupan na mjestu željenog terapijskog efekta.
Noću dolazi do ubrzanog oslobađanja mineralnih soli iz organizma (cirkadijalno ubrzanje resorptivnih procesa u kosti). Stoga je preporučljivo uzimati suplemente kalcijuma nakon ručka i uveče, koji će spriječiti ubrzani gubitak kalcija u drugoj polovini noći, posebno kod smanjenog nivoa (ili izostanka) u crijevima. Postoji negativan dozno ovisan učinak farmakoterapijske aktivnosti kalcija: u malim dozama, ovaj biometal se bolje apsorbira nego u visokim dozama. U tom smislu, racionalnije je uzimati lijek nekoliko puta dnevno. Za različite starosne grupe postoje različite fiziološke norme unosa kalcijuma (tabela).
Table
Preporučeni unos kalcijuma kod ljudi različite dobi
(prema kanadskom društvu za osteoporozu)
Apsorpciju jona kalcijuma olakšavaju vitamin D, hlorovodonična kiselina, laktoza, limunska kiselina, prisustvo proteina u hrani, fosfora, magnezijuma, kao i neke namirnice: puter, jaja, mleko, riba, mast bakalara, kupus itd. .
Pogoršaju apsorpciju kalcijuma: nedostatak proteina u hrani, striktno pridržavanje vegetarijanske dijete, nedostatak magnezijuma, fosfora, hrana bogata oksalnom kiselinom (kislica, rabarbara, spanać).
Apsorpcija kalcijuma se usporava kod bolesti probavnog sistema (gastritis, enteritis, kolitis, peptički ulkus), pankreasa (dijabetes melitus, pankreatitis), patologija drugih endokrinih organa.
Treba naglasiti da neki lijekovi, posebno glukokortikoidi, hormonski kontraceptivi za sistemsku primjenu, levotiroksin također narušavaju apsorpciju jona kalcijuma.
Prema rezultatima naučno istraživanje(podaci Kanadskog društva za osteoporozu), ne postoje uvjerljivi dokazi koji bi preporučili dodatni unos drugih minerala (magnezijum, cink, bakar, itd.) u cilju prevencije ili liječenja osteoporoze.
rezultate klinička istraživanja sprovedeno u Ukrajini i drugim zemljama, potvrdilo je visoku efikasnost ovog lijeka u liječenju mnogih bolesti. KALCIJUM CITRAT se koristi i u profilaktičke svrhe kod raznih bolesti.
Kod osteoporoze kod starijih osoba, osteomalacija KALCIJUM CITRAT se propisuje 2-6 tableta dnevno, dijeleći dnevnu dozu u 3-4 doze. Lijek se uzima prije jela ili 1-1,5 sati nakon jela, tokom 3 mjeseca. Takvim pacijentima takođe treba prepisivati vitamin D3 u dozi od 400-800 IU dnevno, kao i u ishranu uključiti ulje, mleko, ribu i jaja.
KALCIJUM CITRAT - optimalan dozni oblik da obezbedi kalcijum ne samo za odrasle, već i za decu, kao i adolescente, jer pomaže u povećanju mineralne gustine kostiju, povećanju koštane mase, jačanju dentina i zubne cakline. Djeci mlađoj od 6 mjeseci propisuje se 1/2 tablete (250 mg) (zdrobljene, rastvorene u maloj količini mlijeka), u dobi od 6-12 mjeseci - takođe 1/2 tablete 2 puta dnevno, na dob od 1-10 godina - 1-2 tablete, 10-18 godina - 2-3 tablete dnevno.
Indikacije za imenovanje KALCIJUM CITRATA su:
hipokalcemija zbog krvarenja različitog porijekla, kao i tijekom trudnoće i dojenja, s ozljedama - da se nadoknadi povećana potreba tijela za jonima kalcija;
malapsorpcija kalcija kod bolesti probavnog trakta i povišen nivo izlučivanje kalcija preko bubrega i crijeva;
hipoparatireoza, dehidracija organizma različitog porijekla, alergijske bolesti i alergijske komplikacije pri uzimanju lijekova, povećana propusnost vaskularnog zida, smanjeno zgrušavanje krvi.
KALCIJUM CITRAT treba propisati kod uzimanja glukokortikoida, oralnih kontraceptiva, levotiroksina. U posljednja tri slučaja lijek se uzima 1 tableta 6 puta dnevno nakon jela.
KALCIJUM CITRAT se obično dobro podnosi, ponekad se mogu javiti dispeptični simptomi (zatvor ili dijareja, mučnina, povraćanje, gubitak apetita, bol u stomaku), poliurija.
Ne preporučuje se istovremena primjena KALCIJUM CITRATA sa antacidima koji sadrže aluminijum zbog smanjenja njihove efikasnosti. Nepoželjno ga je propisivati istovremeno sa drugim preparatima kalcijuma.
Zaključno, mogu se primijetiti pozitivna farmakološka svojstva KALCIJUM CITRATA:
sol kalcijum citrata se dobro otapa i apsorbira u probavnom traktu, što dovodi do dobre apsorpcije kalcija u tijelu i, shodno tome, efikasnosti lijeka u njegovoj profilaktičkoj ili terapeutsku upotrebu, što potvrđuju i rezultati mnogih kliničkih studija.
Nizak rizik od stvaranja kamena u bubregu prilikom uzimanja lijeka povećava vrijednost KALCIJUM CITRATA uz dugotrajnu upotrebu.
I.S. Chekman, šef Odsjeka za farmakologiju sa kursom kliničke farmakologije Nacionalnog medicinskog univerziteta, dopisni član Nacionalne akademije nauka i Akademije medicinskih nauka Ukrajine, zaslužni radnik nauke i tehnologije, prof.
I kalcijum karbonat i kako ova hemijska jedinjenja međusobno deluju.
Kalcijum karbonat
Kristalna ćelija kalcijum karbonat CaCO₃CaCO₃ je vrlo čest spoj u okolnom svijetu, sastoji se od: krede, krečnjaka, mramora itd. Stoga je vrijedno napomenuti da je uloga ove tvari za ljude vrlo značajna, jer se kalcijev karbonat naširoko koristi u prehrambenoj industriji kao prirodna bijela boja. CaCO₃ se također koristi u proizvodnji papira, plastike, građevinarstvu i mnogim drugim područjima.
Kalcijum karbonat je bijela tvar (čvrsti kristali) u prahu ili čvrstom obliku. Može da reaguje sa vodom, ali se u njoj ne rastvara u potpunosti. Zbog toga voda postaje mutna i u njoj se uočava bijeli talog. Ali ako se reakcija s vodom odvija u prisustvu, tada ćemo dobiti rastvorljivu kiselu sol, kalcijum bikarbonat:
CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂
Razmotrite kako nastaje kalcijum karbonat
Većina kalcijum karbonata se dobija iz prirodnih izvora. Dakle, za ekstrakciju kalcijum karbonata za, po pravilu, koristi se čist izvor, često mermer.
Mramorna statua Davida Michelangela Buonarotija
Ali u laboratorijskim uslovima, kalcijum karbonat se može dobiti kalcinacijom kalcijum oksida. Kalcinacija je generalizirani koncept pečenja, kao rezultat kojeg hemijske supstance stiču nove nekretnine. Pečenje se vrši na dovoljno visokoj temperaturi, bez dostizanja topljenja.
Voda se pomiješa s nastalim kalcijum oksidom, što rezultira reakcijom hidroksida. Tada laboratorijski asistenti dobijaju ugljični dioksid koji se propušta kroz prethodno dobivenu otopinu. Nastali talog je kalcijum karbonat:
CaO + H₂O = Ca(OH)₂;
Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O
Ako zagrijete sol ugljične kiseline i kalcija na visoku temperaturu (900 - 1000 ° C), tada kao rezultat kemijskog procesa dobivamo ugljični dioksid (ugljični dioksid), kao i kalcijev oksid CaO - živo vapno koje se koristi u građevinarstvu :
CaCO₃=CaO+CO₂
Ako je temperatura još viša (1500 °C), tada će produkti reakcije biti kalcijum karbid i ugljični monoksid.
Hlorovodonična kiselina
molekul hlorovodonične kiseline
HCl je jaka jednobazna kiselina, koja se dobija otapanjem hlorovodonika u vodi. To je bezbojna tekućina, iako tehnička kiselina može imati žutu nijansu, na primjer, zbog nečistoća željeza. Svojstva HCl direktno će ovisiti o koncentraciji klorovodika u otopini.
Soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi. Ova tvar je vrlo zajedljiva, stoga zahtijeva pažljivo rukovanje: čak i ako mala kap dospije na kožu, ne može se izbjeći jaka hemijska opekotina. Stoga je pri radu sa jakim kiselinama preporučljivo da uvijek imate neutralizatore sa sobom: slabe alkalne otopine, (sodu bikarbonu) itd. Vrijedno je zapamtiti da se prilikom otvaranja posude s koncentriranom kiselinom stvaraju pare HCl, koje negativno utječu na oči i respiratorni sistem. Stoga će u kemijskim eksperimentima biti najpoželjnije koristiti respirator i zaštitne naočale.
Dobijanje hlorovodonične kiseline
Plinoviti hlorovodonik se rastvara u vodi. Sam hlorovodonik se dobija na sledeći način: vodonik se spaljuje u hloru, čime se dobija sintetička kiselina. Alternativno, hlorovodonična kiselina se može dobiti korišćenjem gasova nusproizvoda, koji se dobijaju u brojnim hemijskim eksperimentima, na primer, kada se ugljovodonici hlorišu. Ovako dobijena kiselina naziva se otpadna kiselina.
Hlorovodonična kiselina se koristi u medicini, industriji, a takođe i za hemijske reakcije.
Bezbojna kiselina sa oštrim mirisom klorovodika dobro reagira s metalima. Dolazi do redoks reakcije. Redukcioni agensi u reakciji su atomi metala, a oksidanti su vodikovi kationi.
U osnovi, kemijske reakcije s metalima su praćene oslobađanjem vodika. Intenzitet interakcije ovisi o aktivnosti metala, na primjer, alkalni metal litijum reagira burno, dok reakcija teče slabo s aluminijem zbog jakog oksidnog filma ovog elementa.
Hlorovodonična kiselina i cink:
2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂
Hlorovodonična kiselina i gvožđe:
2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂
Hlorovodonična kiselina i magnezijum:
2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂
Magnezijum hlorid koji se koristi za odleđivanje puteva
Sa metalnim oksidima, kiselina stvara sol i vodu:
CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O
Reakcija hlorovodonične kiseline i kalcijum karbonata
Za eksperiment će vam trebati:
epruveta;
kemijska pipeta;
čvrsti kalcijum karbonat (mermer);
hlorovodonična kiselina;
rukavice;
respirator.
Pažnja! Ne pokušavajte sami ponoviti ovo iskustvo!
Provedite eksperiment u dobro prozračenom prostoru, budite oprezni pri radu hlorovodonične kiseline.
Dodajte nekoliko komada mramora u posudu i ispustite malo hlorovodonične kiseline iz pipete. Kao rezultat toga, doći će do trenutne reakcije s stvaranjem mjehurića - oslobađa se ugljični dioksid. Ovo je reakcija razmjene, čiji su proizvodi: slabo i nestabilno jedinjenje, ugljična kiselina, koja se razlaže na ugljični dioksid i vodu. Jednačina reakcije za otapanje kalcijum karionata u klorovodičnoj kiselini:
CaCO₃ + 2HCl (razlaganje) → CaCl₂ + CO₂ + H₂O
- karakteristike elementa magnezijuma: elektronska struktura, moguća oksidaciona stanja, osnovna jedinjenja: oksid, hidroksid, soli. Šta je karbonizacija i koja je njena uloga u izgradnji.
MgCO 3 \u003d MgO + CO 2
Aplikacija.
U industriji se koristi za proizvodnju vatrostalnih materijala, cementa, preradu naftnih derivata, kao punilo u proizvodnji gume. Ultralagani magnezijum oksid se koristi kao vrlo fini abraziv za čišćenje površina, posebno u elektronskoj industriji.
U medicini se koristi za povećanu kiselost želudačnog soka, jer je uzrokovana viškom hlorovodonične kiseline. Zapaljeni magnezijum se uzima i u slučaju slučajnog unosa kiselina u želudac.
Registrovan je u prehrambenoj industriji kao aditiv za hranu E530.
To je apsolutni reflektor - tvar s koeficijentom refleksije jednakim jedinici u širokom spektralnom pojasu. Može se koristiti kao dostupni standard za bijelu boju.
magnezijum hidroksid - osnovni magnezijum metal hidroksid. Slaba nerastvorljiva baza.
U standardnim uslovima magnezijum hidroksid je bezbojni kristal sa heksagonalnom rešetkom. Na temperaturama iznad 350 °C razlaže se na magnezijum oksid i vodu. Apsorbira ugljični dioksid i vodu iz zraka da bi formirao osnovni magnezijev karbonat. Magnezijum hidroksid je praktično nerastvorljiv u vodi, ali rastvorljiv u amonijumovim solima. To je slaba baza. U prirodi se javlja kao mineral brucit.
Potvrda.
Interakcija rastvorljivih magnezijevih soli sa alkalijama:
Uglavnom:
Mg 2+ + 2OH - \u003d Mg (OH) 2 ¯
primjeri:
MgCl 2 + 2NaOH \u003d Mg (OH) 2 ¯ + 2NaCl
Mg(NO 3) 2 + 2KOH = Mg(OH) 2 ¯ + 2KNO 3
Interakcija rastvora magnezijum hlorida sa spaljenim dolomitom:
MgCl 2 + CaO × MgO + 2H 2 O \u003d 2 Mg (OH) 2 ¯ + CaCl 2
Interakcija metalnog magnezijuma sa vodenom parom:
Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 ¯ + H 2 -
Hemijska svojstva.
Kao i sve slabe baze, magnezijum hidroksid je termički nestabilan. Razlaže se kada se zagrije na 350 °C:
Reaguje sa kiselinama da formira so i vodu (reakcija neutralizacije):
Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O
Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O
Interakcija s kiselim oksidima za stvaranje soli i vode:
Mg (OH) 2 + SO 3 \u003d MgSO 4 + H 2 O
Interakcija s vrućim koncentriranim otopinama alkalija sa stvaranjem hidroksomagnezata:
Mg (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
Mg (OH) 2 + Sr (OH) 2 \u003d Sr
Aplikacija.
Magnezijum hidroksid se koristi za vezivanje sumpordioksida, kao flokulant u tretmanu otpadnih voda, kao usporivač plamena u termoplastičnim polimerima ( poliolefini, PVC), kao aditiv u deterdžentima, za proizvodnju magnezijum oksida, rafinaciju šećera, kao komponenta pasta za zube.
U medicini se koristi kao lijek za neutralizaciju želučane kiseline, a također i kao vrlo jak laksativ.
U Evropskoj uniji magnezijum hidroksid je registrovan kao aditiv za hranu E528.
Magnezijumove soli.
Većina magnezijumovih soli je visoko rastvorljiva u vodi. Mg 2+ jon daje gorak ukus rastvorima. Magnezijum halogenidi, sa izuzetkom MgF2, veoma su higroskopni - ukapljuju se na vazduhu.
Magnezijum hlorid MgCl 2 (magnezijum hlorid) bezvodni se topi na 718°. U prisustvu vode u tragovima se „puši“ u vazduhu – razlaže se na HCl i MgO. Iz vodenog rastvora izdvajaju se bezbojni kristalni hidrati sa 1, 2, 4, 6, 8 i 12 molekula vode. U temperaturnom rasponu od -3,4 do 116,7° stabilan je kristal hidrat MgCl 2 × 6H 2 0, koji se u prirodi javlja u obliku minerala bišofita, a u velikim količinama se dobija isparavanjem morskih slanica. Magnezijum hlorid stvara dvostruke soli, od kojih je izuzetno važan mineral karnalit KCl × MgCl 2 × 6H 2 O – izvor magnezijuma i kalijum hlorida.
Aplikacija.
1. Magnezijum hlorid se uglavnom koristi u proizvodnji metalnog magnezijuma, MgCl 2 × 6H 2 0 se koristi za proizvodnju magnezijevih cementa.
2. Koristi se za tretiranje leda i snijega kao dodatak. Kao rezultat reakcije sa snijegom dolazi do njegovog topljenja. Ima 3. klasu opasnosti (umjereno opasne tvari) i agresivna korozivna svojstva
magnezijum bikarbonat - kisela so magnezijuma i ugljene kiseline sa formulom Mg (HCO 3) 2, postoji samo u vodenim rastvorima.
Potvrda.
Propuštanje ugljičnog dioksida kroz suspenziju magnezijevog karbonata:
MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2
fizička svojstva.
Magnezijum bikarbonat postoji samo u vodenim rastvorima.
Prisustvo magnezijum bikarbonata u vodi određuje njenu privremenu tvrdoću.
Hemijska svojstva.
Prilikom koncentriranja otopine, magnezijum bikarbonat se razlaže:
Mg(HCO 3) 2 \u003d MgCO 3 + CO 2 - + H 2 O
Magnezijum hidrogen fosfat (disupstituisani magnezijum fosfat) - kisela so magnezijuma i fosforne kiseline sa formulom MgHPO 4, slabo rastvorljiva u vodi, formira kristalnih hidrata.
Potvrda.
Djelovanje fosforne kiseline na magnezijev oksid ili karbonat:
MgO + H 3 PO 4 \u003d MgHPO 4 + H 2 O
MgCO 3 + H 3 PO 4 = MgHPO 4 + CO 2 -+ H 2 O
Djelovanje disupstituiranog natrijum ortofosfata na magnezijev hlorid:
MgCl 2 + 2Na 2 HPO 4 \u003d MgHPO 4 + 2NaCl
Razgradnja magnezijum dihidroortofosfata:
Mg (H 2 PO 4) 2 \u003d MgHPO 4 + H 3 PO 4
Fizička svojstva.
Magnezijum hidrogenfosfat formira bele kristale, koji su kristalni hidrati: na temperaturama do 225°C nastaje MgHPO4 monohidrat. H 2 O, gustine 2,32 g/cm³, na temperaturi od 36 °C nastaje MgHPO4 trihidrat. 3H 2 O, gustine 2,10 g/cm³, MgHPO4 heptahidrat nastaje na sobnoj temperaturi. 7H2O.
Hemijska svojstva.
Kada se zagrije, pretvara se u pirofosfat:
Aplikacija .
Koristi se u dodatku prehrani E343.
Magnezijum dihidroortofosfat - kisela so metalnog magnezijuma i fosforne kiseline formule Mg (H 2 PO 4) 2, bezbojni higroskopni kristali, rastvorljivi u vodi, formiraju kristalne hidrate.
Potvrda.
Otapanje magnezijum hidroksida ili oksida u fosfornoj kiselini:
Fizička svojstva.
Magnezijum dihidroortofosfat formira bezbojne kristale.
Nastaju kristalni hidrati sastava Mg(H 2 PO 4) 2. nH 2 O, gdje je n = 2, 4, 6.
magnezijum karbida- binarno neorgansko jedinjenje magnezijuma i ugljenika sa formulom MgC 2. Poznat je i magnezijum karbid sa formulom Mg 2 C.
Potvrda.
Sinterovanje magnezijum fluorida i kalcijum karbida:
Propuštanje acetilena preko magnezijum praha:
Redukovanjem pentana magnezijum prahom na 650°C može se dobiti složeniji Mg 2 C 3 karbid.
Hemijska svojstva.
Kada se zagrije, razgrađuje se formiranjem srednjeg karbida Mg2C3:
U interakciji sa vodom:
magnezijum karbonat, magnezijum karbonat, MgCO 3 - magnezijeva so ugljene kiseline.
Svojstva .
Bijeli kristali, gustina 3,037 g/cm³. Na 500 °C primjetno se razgrađuje, a na 650 °C potpuno se raspada na MgO i CO2. Rastvorljivost magnezijum karbonata u vodi je zanemarljiva (22 mg/l na 25 °C) i opada sa porastom temperature. Kada je vodena suspenzija MgCO 3 zasićena sa CO 2, ovaj se otapa zbog stvaranja Mg(HCO 3) 2 bikarbonata. Bazni magnezijum karbonati se izoluju iz vodenih rastvora u odsustvu viška CO 2 . Sa karbonatima niza metala, magnezijum karbonat formira dvostruke soli, koje uključuju prirodni mineral dolomit MgCO 3 · CaCO 3 .
Rasprostranjenost u prirodi.
Magnezijum karbonat je široko rasprostranjen u prirodi u obliku minerala magnezita.
Aplikacija .
Osnovni magnezijum karbonat 3MgCO 3 Mg(OH) 2 3H 2 O (tzv. beli magnezijum) koristi se kao punilo u gumenim smešama, za proizvodnju termoizolacionih materijala.
Magnezijum karbonat je potreban u proizvodnji stakla, cementa, cigle.
magnezijum nitrat Mg (NO 3) 2 - bezbojni higroskopni kristali sa kubičnom rešetkom; tačka topljenja 426 °C (sa razgradnjom). Rastvorljivost u vodi (g na 100 g): 73,3 (20°C), 81,2 (40°C), 91,9 (60°C). Otopimo i u etanolu, metanolu, tečnom NH3. U zavisnosti od koncentracije, iz vodenih rastvora kristališu nona-, heksa- i dihidrati.
Komponenta kompleksnih gnojiva, budući da je magnezij dio hlorofila, koji je neophodan za fotosintezu, povećava aktivnost mnogih enzima i djeluje kao transporter fosfora. Visoka rastvorljivost i niska električna provodljivost čine proizvod izuzetno pogodnim za folijarnu primenu i fertirigaciju, posebno kada se koristi voda za navodnjavanje sa visokom koncentracijom soli. Gnojivo se koristi za korijensku i folijarnu ishranu povrća, jagodičastog, voćnog bilja, grožđa; oksidant u pirotehničkim kompozicijama.
Karbonizacija - zasićenje bilo koje otopine ugljičnim dioksidom. Koristi se u građevinarstvu.
Karbonizacija minerala – silicijumska kiselina u silikatima se zamjenjuje ugljičnom kiselinom da bi se formirali karbonati. Od karbonata, najčešći mineral koji stvara stijene u sedimentnim stijenama je kalcit (vapnena lopatica) CaCO3. Manje je uobičajen magnezit - MgCO3 i dolomit - CaMg (CO3) 2. U čistoj vodi koja ne sadrži ugljični dioksid, kalcit se otapa u maloj količini (0,03 g po litri vode); magnezit je praktično nerastvorljiv. Ako voda sadrži ugljični dioksid, kalcit se lako otapa sa stvaranjem kiselog kalcijum karbonata, visoko rastvorljivog u vodi - Ca(HCO3)2.
Karbonizacija je promjena koja se javlja u betonu na bazi portland cementa kada je izložen CO 2 zraku. Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 je posebno jako pogođen u prisustvu vlage. Kalcijum hidroksid se pretvara u kalcijum karbonat kada apsorbuje ugljen-dioksid. Kalcijum karbonat je slabo rastvorljiv u vodi i, kada se formira, ima tendenciju da hermetički zatvori pore na površini betona (što znači gust, vodootporan beton).
Uobičajeno, pH vrijednost porne vode u betonu je u rasponu od 10,5 do 11,5. Ako se zbog karbonizacije smanji na 9 i ispod, tada je moguća korozija armature. Stoga je debljina karboniziranog sloja važan faktor za zaštitu armature: što je karbonizacija dublja, to je veći rizik od korozije čelika. Dubina karbonizacije može se odrediti tretiranjem betona fenolftaleinom. Na prisutnost alkalnih svojstava pod djelovanjem fenolftaleina ukazuje pojava ružičaste boje, dok karbonizirani beton zadržava svoju izvornu boju.
Visokokvalitetni gusti beton vrlo sporo prolazi kroz karbonizaciju. Malo je vjerovatno da se karbonizacija uočava na dubini većoj od 5-10 mm, čak i nakon 50 godina rada. S druge strane, dubina karbonizacije vodopropusnog betona male čvrstoće može doseći 25 mm za manje od 10 godina. Iskustvo pokazuje da su betonski proizvodi niske kvalitete posebno osjetljivi na karbonizaciju.
- karakteristike elementa kalcijuma: elektronska struktura, moguća oksidaciona stanja, osnovna jedinjenja: oksid, hidroksid, soli.
Kalcijum - element glavne podgrupe druge grupe, četvrti period periodični sistem hemijski elementi D. I. Mendeljejev, sa atomskim brojem 20. Označava se simbolom Ca (lat. Kalcijum). Elektronska struktura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 \u003d [ 18 Ar] 4s 2, oksidacijska stanja +2, 0. Odnosi se na zemnoalkalne metale.
Jednostavna supstanca kalcijum je meki, reaktivni, srebrno-bijeli zemnoalkalni metal. Dobivanje u industriji: elektroliza taline kalcijum hlorida.
Kalcijum oksid CaO- bazični oksid, živo kreč. Bijela, higroskopna. Vatrostalna, termički nestabilna, isparljiva pri paljenju. Snažno reaguje sa vodom (visok egzo efekat), stvara visoko alkalnu otopinu, proces koji se naziva gašenje vapna. Reaguje sa kiselinama, metalnim oksidima, nemetalima. Koristi se za sintezu drugih jedinjenja kalcijuma, komponenta vezivnih materijala u građevinarstvu.
Dobivanje u industriji - pečenje krečnjaka (900 - 1200 o C)
Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 - gašeno vapno, bazični hidroksid. Razlaže se na umjerenoj vatri. Bijela, higroskopna. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo rastvorljiv na hladnom. vode, još manje - u kipućoj vodi. Bistra otopina (vapnena voda) brzo postaje mutna zbog taloženja hidroksida (suspenzija se zove krečno mlijeko). Kvalitativna reakcija je prolazak ugljičnog dioksida kroz krečnu vodu s pojavom taloga CaCO3 i njegovim prijelazom u otopinu. Reagira sa kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene.
Koristi se u građevinarstvu za pripremu krečnih maltera (pijesak + gašeno vapno + voda), služi kao vezivni materijal za zidanje i zidanje, završnu obradu (žbukanje) zidova i druge građevinske svrhe. Stvrdnjavanje ovakvih rastvora je posledica apsorpcije CO2 iz vazduha.
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2H 2 O,
Reaguje sa solima ako se formira talog:
Ca(OH) 2 + Na 2 SO 3 → CaSO 3 ↓ + 2NaOH
Soli kalcijuma.
kalcijum sulfat(CaSO 4) - neorgansko jedinjenje, kalcijumova so sumporne kiseline.
Nalazi li se u prirodi u obliku CaSO 4 dihidrata? 2H 2 O (gips, selenit) iu bezvodnom stanju - anhidrit.
Kalcijum hlorid, CaCl2 je kalcijumova so hlorovodonične kiseline.
Ima visoka higroskopna svojstva. Rastvorljivost (g na 100 g H2O): 74 (20°C) i 159 (100°C). Vodeni rastvori kalcijum hlorid zamrzava na niskim temperaturama (20% - na -18,57 °C, 30% - na -48 °C).
Formira CaCl2 6H2O hidrat, stabilan do 29,8 °C; na više visoke temperature ah, kristalni hidrati sa 4, 2 i 1 molekula H2O precipitiraju iz zasićenog rastvora. Kada se CaCl2*6H2O (58,8%) pomiješa sa snijegom ili ledom (41,2%), temperatura pada na -55 °C (tačka kriohidrata).
Kalcijum hlorid se dobija kao nusproizvod u proizvodnji sode.
U hemijskom laboratoriju, kalcijum hlorid se koristi kao punilo za cevi za sušenje, koje se nazivaju i cevi sa kalcijum hloridom, dizajnirane da izoluju supstance u posudi od atmosferske vodene pare i za sušenje gasova.
Kalcijum hlorid se takođe koristi kao akcelerator vezivanja cementa;
Kalcijum karbonat (kalcijum karbonat) - neorganski hemijsko jedinjenje, so ugljene kiseline i kalcijuma. Hemijska formula je CaCO 3 . U prirodi se javlja u obliku minerala - kalcita, aragonita i vaterita, glavna je komponenta krečnjaka, mermera, krede, deo je ljuske jajeta. Nerastvorljivo u vodi i etanolu.
Gitovi, razna brtvila - svi sadrže kalcijev karbonat u značajnim količinama. Takođe, kalcijum karbonat je bitan element u proizvodnji kućnih hemikalija.
Kalcijum karbonat se takođe široko koristi u sistemima za čišćenje, kao sredstvo za suzbijanje zagađenja životne sredine, uz pomoć kalcijum karbonata se obnavlja kiselinsko-bazna ravnoteža zemljišta.
- primjeri koji ilustriraju upotrebu oksida i hidroksida kalcija i magnezija u građevinarstvu.
Kalcijum oksid i hidroksid:
Prilikom krečenja prostorija.
Prilikom krečenja drvenih ograda i premazivanja rogova - za zaštitu od propadanja i požara.
Za pripremu krečnog maltera. Kreč se koristio za zidanje od davnina. Smjesa se obično priprema u sljedećem omjeru: tri do četiri dijela pijeska (po težini) dodaju se jednom dijelu mješavine kalcijum hidroksida (gašenog vapna) sa vodom. U ovom slučaju, smjesa se stvrdnjava prema reakciji: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Ovo je egzotermna reakcija, oslobađanje energije je 27 kcal (113 kJ).
Kao što se vidi iz reakcije, voda se oslobađa tokom reakcije. Ovo je negativan faktor, jer u prostorijama izgrađenim krečnim malterom, visoka vlažnost ostaje dugo vremena. U tom smislu, ali i zbog niza drugih prednosti u odnosu na kalcijev hidroksid, cement ga je praktično zamijenio kao vezivo za maltere. Štoviše, također je neprihvatljivo za upotrebu u pećima za polaganje, jer se pod utjecajem visokih temperatura oslobađa ugljični dioksid koji se guši.
Za pripremu silikatnog betona. Sastav silikatnog betona je isti kao i krečni malter, ali se priprema drugačijim metodom - mješavina kalcijevog oksida i kvarcnog pijeska ne tretira se vodom, već pregrijanom (174,5-197,4 ° C) parom u autoklav pod pritiskom od 9-15 atmosfera.
U proizvodnji silikatnih opeka.
Magnezijum oksid i hidroksid:
za proizvodnju kombinovanih sistema od vatrostalnih materijala (magnezitne građevinske ploče), za proizvodnju cementa. Kao vezivo koristi se magnezijev oksid (kaustični magnezit), koji, kada se pomiješa s otopinom MgCl2, može brzo stvrdnuti i dobiti snagu na zraku.
- tvrdoća prirodnih voda: definicija, vrste tvrdoće, metode za otklanjanje tvrdoće vode: fizičke, hemijske (jednačine reakcije), fizičko-hemijske.
Prirodna voda koja se nalazi u rastvoru veliki broj soli kalcija ili magnezija naziva se tvrda voda, za razliku od meke vode koja sadrži malo ili nimalo soli kalcija i magnezija.
Prvi od njih je zbog prisustva kalcijum i magnezijum bikarbonata, drugi - zbog prisustva soli jakih kiselina - sulfata ili hlorida kalcijuma i magnezijuma. Kada se voda karbonatne tvrdoće dugo kuha, u njoj se pojavljuje talog koji se sastoji uglavnom od CaCO3, a istovremeno se oslobađa CO2.
Obje ove tvari nastaju zbog razgradnje kalcijevog hidrokarbonata:
Stoga se karbonatna tvrdoća naziva i privremena tvrdoća. Kvantitativno, privremenu tvrdoću karakterizira sadržaj bikarbonata koji se uklanjaju iz vode kada se kuha sat vremena. Tvrdoća koja ostaje nakon takvog ključanja naziva se konstantna tvrdoća.
Tvrdoća vode se izražava kao zbir miliekvivalenata iona kalcija i magnezija sadržanih u vodi. Jedan miliekvivalent tvrdoće odgovara sadržaju od 20,04 mg/l ili 12,16 mg/l.
Tvrdoća prirodnih voda uveliko varira. Različit je u različitim akumulacijama, au istoj rijeci se mijenja tokom cijele godine (minimalno je tokom poplava). Tvrdoća vode mora je mnogo veća od tvrdoće rijeka i jezera. Dakle, voda Crnog mora ima ukupnu tvrdoću od 65,5 meq/l. Prosječna vrijednost tvrdoće vode svjetskih okeana je 130,5 meq/l (uključujući 22,5 meq/l po meq/l).
Prisustvo značajne količine soli kalcija ili magnezija u vodi čini vodu neprikladnom za mnoge tehničke svrhe. Dakle, uz produženo hranjenje parnih kotlova tvrdom vodom, njihovi zidovi postupno se prekrivaju gustom korom nakija. Takva kora, čak i pri debljini sloja od 6, uvelike smanjuje prijenos topline kroz zidove kotla i, posljedično, dovodi do povećanja potrošnje goriva. Osim toga, može uzrokovati oticanje i pukotine kako na cijevima kotla tako i na zidovima samog kotla.
Tvrda voda se ne pjeni sapunom, jer se rastvorljive natrijeve soli masnih kiselina sadržane u sapunu - palmitinska i stearinska - pretvaraju u nerastvorljive kalcijeve soli istih kiselina:
Tvrda voda se ne smije koristiti u određenim tehnološkim procesima, kao što je bojenje.
Konstantna tvrdoća vode je zbog prisustva u njoj uglavnom sulfata i hlorida kalcijuma i magnezijuma i ne eliminiše se ključanjem. Zbir privremene (uklonjive) i trajne tvrdoće je ukupna tvrdoća vode.
Postoje različiti načini za određivanje tvrdoće.
Razmotrimo dva od njih:
1) određivanje privremene tvrdoće titriranim rastvorom hlorovodonične kiseline
2) kompleksometrijska metoda za određivanje ukupne tvrdoće.
At titracija uzorak vode sa hlorovodoničnom kiselinom u prisustvu metil narandže, bikarbonati se razlažu, uzrokujući privremenu tvrdoću:
Metoda određivanja. Uzmite 100 ml vode za ispitivanje u konusnu tikvicu sa pipetom ili graduiranim cilindrom, dodajte 2-3 kapi metil narandže i titrirajte sa 0,1 i. rastvor HCl dok se ne pojavi narandžasta boja.
Proračun rezultata analize. 1 ml 0,1 n. Rastvor HCl odgovara 0,1/1000 g-eq ili 0,1 meq Ca 2+. V(HCl) odgovara 0,1 V(HCl)/1000 g-eq ili 0,1 V(HCl) meq Ca 2+. 0,1 V(HCl) mEq je u zapremini V A . Da biste izrazili tvrdoću u miligramskim ekvivalentima po 1 litru vode, potrebno je podijeliti pronađenu vrijednost sa V A i pomnožiti sa 1000, tj. tvrdoća vode koja se proučava je jednaka:
Metode eliminacije.
Termičko omekšavanje. Na osnovu kipuće vode, kao rezultat, termički nestabilni kalcijum i magnezijum bikarbonati se razlažu sa stvaranjem kamenca:
Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O.
Kuhanjem se uklanja samo privremena (karbonatna) tvrdoća. Pronalazi primenu u svakodnevnom životu.
Omekšavanje reagensa. Metoda se zasniva na dodavanju sode sode Na2CO3 ili gašenog vapna Ca(OH)2 u vodu. U tom slučaju, soli kalcija i magnezija prelaze u nerastvorljiva jedinjenja i kao rezultat se talože.
Na primjer, dodavanje gašenog vapna rezultira konverzijom kalcijevih soli u nerastvorljivi karbonat:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O
Najbolji reagens za eliminaciju opšte tvrdoće vode je natrijum ortofosfat Na3PO4, koji je deo većine kućnih i industrijskih preparata:
3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3
3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4
Ortofosfati kalcijuma i magnezijuma su veoma slabo rastvorljivi u vodi, pa se lako odvajaju mehaničkom filtracijom. Ova metoda je opravdana pri relativno visokoj potrošnji vode, jer je povezana s rješavanjem niza specifičnih problema: filtracija sedimenta, precizno doziranje reagensa.
Kationizacija. Metoda se zasniva na upotrebi jonoizmjenjivačkog granuliranog punjenja (najčešće jonoizmjenjivačke smole). Takvo opterećenje u kontaktu sa vodom apsorbuje katione soli tvrdoće (kalcijum i magnezijum, gvožđe i mangan). Umjesto toga, ovisno o jonskom obliku, oslobađa ione natrija ili vodika. Ove metode se respektivno nazivaju Na-kationizacija i H-kationizacija. Uz pravilno odabrano opterećenje ionskom izmjenom, tvrdoća vode se smanjuje s jednostepenom kationizacijom natrijuma na 0,05-0,1 °F, sa dvostepenom - do 0,01 °F. U industriji, uz pomoć filtera za izmjenu jona, ioni kalcija i magnezija zamjenjuju se jonima natrijuma i kalija, čime se dobiva meka voda.
Reverzna osmoza. Metoda se zasniva na prolasku vode kroz polupropusne membrane (obično poliamid). Zajedno sa solima tvrdoće uklanja se i većina drugih soli. Efikasnost čišćenja može doseći 99,9%.
Postoje nanofiltracija (uvjetni promjer rupa na membrani jednak je jedinicama nanometara) i pikofiltracija (uvjetni promjer membranskih rupa je jednak jedinicama pikometara).
Treba napomenuti nedostatke ove metode:
Potreba za preliminarnom pripremom vode koja se dovodi do membrane reverzne osmoze;
Relativno visoka cijena 1 litre proizvedene vode (skupa oprema, skupe membrane);
Nizak salinitet rezultirajuće vode (naročito kod pikofiltracije). Voda postaje skoro destilovana.
Elektrodijaliza. Temelji se na uklanjanju soli iz vode pod djelovanjem električnog polja. Uklanjanje jona otopljenih supstanci nastaje zahvaljujući posebnim membranama. Kao i kada se koristi tehnologija reverzne osmoze, uklanjaju se i druge soli, osim iona tvrdoće.
Voda se može potpuno prečistiti od soli tvrdoće destilacijom.
