Calciumhydroxid

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Kristallstruktur
Kristallstruktur von Calciumhydroxid
__ Ca2+     __ OH
Allgemeines
Name Calciumhydroxid
Andere Namen
  • Calciumdihydroxid
  • Kalziumhydroxid
  • Portlandit
  • gelöschter Kalk
  • Marmorkalkhydrat
  • Calciumlauge (als wässrige Lösung)
  • Kalkwasser (als wässrige Lösung)
  • Kalkmilch (als wässrige Lösung)
  • E 526
Verhältnisformel Ca(OH)2
CAS-Nummer 1305-62-0
Kurzbeschreibung

farbloser, geruchloser Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 74,10 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,24 g·cm−3 (20 °C)[1]

Schmelzpunkt

Zersetzung bei 550 °C[1]

Löslichkeit

schlecht in Wasser (1,7 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
05 – Ätzend 07 – Achtung

Gefahr

H- und P-Sätze H: 315-318-335
P: 280-​302+352-​304+340-​305+351+338-​313 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2][3]
Reizend
Reizend
(Xi)
R- und S-Sätze R: 41
S: 22-24-26-39
LD50

7340 mg·kg−1 (Ratte, oral)[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Calciumhydroxid (auch: gelöschter Kalk, Löschkalk, (Weiß)Kalkhydrat, Hydratkalk) ist das Hydroxid des Calciums.

Vorkommen

Calciumhydroxid kommt in der Natur auch als Mineral Portlandit vor.

Gewinnung und Darstellung

Calciumhydroxid entsteht unter starker Wärmeentwicklung (exotherme Reaktion) beim Versetzen von Calciumoxid mit Wasser.[4] Diesen Vorgang nennt man auch Kalklöschen. Die Wärmeentwicklung ist so stark, dass Teile des Wassers verdampfen (umgangssprachlich als „Rauchen“ bezeichnet).

$ \mathrm{CaO + \ H_2O \longrightarrow \ Ca(OH)_2} $

Einen Überblick über die Umwandlungsprozesse zwischen verschiedenen Calciumverbindungen (technischer Kalkkreislauf) gibt folgendes Schaubild:

Umwandlungsprozesse verschiedener Calciumverbindungen

Weiterhin ist die Darstellung durch Reaktion von wässrigen Calciumsalzlösungen mit Alkalilaugen möglich (zum Beispiel Calciumnitrat mit Kaliumhydroxid).[4]

$ \mathrm{Ca(NO_3)_2 \cdot 4 H_2O + 2 \ KOH \longrightarrow \ Ca(OH)_2 + 2 \ KNO_3 + 4 \ H_2O} $

Calciumhydrid oder Calcium selbst reagiert mit Wasser heftig unter Bildung von Calciumhydroxid und Wasserstoff.[5]

$ \mathrm{CaH_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow \ Ca(OH)_2 + 2 \ H_2} $

Eigenschaften

Calciumhydroxid

Calciumhydroxid ist ein farbloses Pulver, welches sich nur wenig in Wasser löst, wobei die Lösung stark basisch reagiert. Die Löslichkeit ist temperaturabhängig und sinkt bei steigender Temperatur: 1860 mg/l bei 0 °C; 1650 mg/l bei 20 °C und 770 mg/l bei 100 °C.[6] Bei 580 °C zersetzt es sich, wobei Calciumoxid und Wasser entstehen.[3] Calciumhydroxid besteht aus hexagonalen Kristallen mit einer Kristallstruktur vom Cadmiumiodid-Typ (a = 3,584, c = 4,896 A).[4]

Calciumhydroxid ist basisch. Der pH-Wert liegt bei 11-12,6.[7]

Verwendung

Der Haupteinsatzzweck von Calciumhydroxid ist die Zubereitung von Mörtel im Bauwesen.[3] Es findet dort unter dem Namen Weißkalkhydrat Verwendung (DIN 1060). Kalkputze bestehen aus Mischungen von Calciumhydroxid und Sand. Letzterer kann auch in Form von gemahlenem Kalkstein beigefügt werden.

Calciumhydroxid dient auch als Zwischenprodukt zur Herstellung von Chlorkalk und Natronlauge aus Soda.[3]

Weiterhin wird es als Medikament in der Zahnmedizin verwendet, vor allem zur Desinfektion von Wurzelkanälen und Kavitäten.

Es ist auch Bestandteil des Atemkalks, welche in Narkosegeräten oder Tauchgeräten mit Rückatmung zum Herausfiltern von Kohlenstoffdioxid aus der Ausatemluft verwendet wird.

Eine weitere Verwendung findet Calciumhydroxid als Pflanzenschutzmittel im Obstbau. Hier wird es zum Beispiel als Fungizid (Pilzgift) gegen Obstbaumkrebs eingesetzt.

Die ätzende Wirkung, welche auch diverse Krankheitserreger zerstört, ist der Grund, warum früher gelöschter Kalk zum Desinfizieren von Ställen (das „Kalken“ der Ställe) benutzt wurde.

In der Lebensmittelindustrie wird es als Säureregulator Lebensmitteln zugesetzt und ist in der EU als Lebensmittelzusatzstoff der Bezeichnung E 526 ohne Höchstmengenbeschränkung (quantum satis) für Lebensmittel allgemein zugelassen.

Der gelöschte Kalk wird unter anderem als Alternative zum Kalkstein in der Rauchgasentschwefelung eingesetzt, da es mit Schwefelsäure Calciumsulfat (Gips) bildet. Die Einsatzmenge ist hierbei ca. 1,8-fach geringer als für Kalkstein. Der dabei gewonnene Gips hat einen Weißgrad von 80 % und kann kommerziell weiterverwendet werden. Durch seine hohe Reaktivität werden geringere Verbrauchmengen benötigt. Nachteil ist sein deutlich höherer Preis gegenüber Kalkstein.

Kalk wird auch zur Verbesserung der Tragfähigkeit von Baugrund eingesetzt. Ein Boden mit zu hohem Wassergehalt und daraus resultierender geringer Tragfähigkeit, schlechter Verdichtbarkeit kann durch das Untermischen von 2–4 % MA Kalk verbessert werden. Der Kalk bindet einen Teil des Wassers und verbessert so unter anderem die Plastizität, die Verdichtbarkeit und die Tragfähigkeit. Deshalb ist die Bodenverbesserung mit Kalk ein Verfahren zur sofort erreichbaren Verbesserung der Einbaufähigkeit und Erleichterung der Ausführung von Bauarbeiten.

Kalkwasser ist die (nahezu) gesättigte Lösung von Calciumhydroxid und dient als klare Flüssigkeit dem Nachweis von Kohlenstoffdioxid.

Suspensionen in Wasser sind:

Sicherheitshinweise

Gebrannter (ungelöschter) Kalk (Calciumoxid, Branntkalk) und gelöschter Kalk sind reizend, Kontakt mit den Augen kann zu ernsten Augenschäden führen. Ungelöschter Kalk kann unter Wasserzufuhr Brände verursachen.

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 Datenblatt Calciumhydroxid bei Merck, abgerufen am 4. April 2012.
  2. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 Eintrag zu CAS-Nr. 1305-62-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Mai 2010 (JavaScript erforderlich)
  4. 4,0 4,1 4,2 Georg Brauer; Handbuch Der Präparativen Anorganischen Chemie, S. 926; ISBN 3-432-87813-3
  5. Roland Pfestorf,Heinz Kadner; Chemie: Ein Lehrbuch für Fachhochschulen, S.368; ISBN 978-3817117833
  6. Taschenbuch Chemische Substanzen, 3. Auflage, Harri Deutsch, Frankfurt a. M., 2007
  7. Dr-Luthardt.de

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