Brontekst bekijken van Calciumsulfaat

{{Infobox chemische stof
| Naam = Calciumsulfaat
| afbeelding1 = CaSO4.tif
| onderschrift1 = Watervrij calciumsulfaat
| afbeeldingbreedte1 = <!-- bij niet invullen wordt de totale breedte van de infoboxkolom gebruikt, de eenheid  px wordt door het sjabloon bijgeplaatst. -->
| afbeelding2 = Calcium sulfate hemihydrate.jpg
| onderschrift2 = Calciumsulfaat hemihydraat
| afbeeldingbreedte2 = <!-- zie afbeeldingbreedte1 -->
| afbeelding3 = 
| onderschrift3 = 
| afbeeldingbreedte3 = <!-- zie afbeeldingbreedte1 -->
| afbeelding4 = 
| onderschrift4 = 
| Formule = [[#Tabel met gegevens per type hydraat|Zie tabel]]
| Molgewicht = [[#Tabel met gegevens per type hydraat|Zie tabel]]
| SMILES = [Ca+2].[O-]S([O-])(=O)=O
| InChI = 
| IUPAC = 
| AndereNamen = [[Gips]], [[Pleister (bouw)|pleister]]
| CAS = [[#Tabel met gegevens per type hydraat|Zie tabel]]
| EINECS = 
| EG = 231-900-3
| VN = 
| PubChem = 
| Wikidata = 
| Beschrijving = Witte vaste stof
| Vergelijkbaar = 
| AfbWaarsch = 
| TekstWaarsch = 
| Rzinnen = 
| EUHzinnen = 
| Szinnen = 
| Carcinogeen = 
| Hygroscopisch = 
| Omgang = 
| Opslag = 
| ADR = 
| MAC = 
| LethaalRat = 
| LethaalKonijn = 
| LethaalMuis = 
| LethaalKip = 
| Aggregatie = 
| Kleur = 
| Dichtheid = [[#Tabel met gegevens per type hydraat|Zie tabel]]
| Smeltpunt = 1460
| Kookpunt = 
| Sublimatiepunt = 
| Vlampunt = 
| Zelfontbranding = 
| Dampdruk = 
| Brekingsindex = 
| Oplosbaarheid = [[#Tabel met gegevens per type hydraat|Zie tabel]]
| GoedOplIn = 
| MatigOplIn = 
| SlechtOplIn = 
| OnoplIn = 
| Dipoolmoment = 
| LogPow = 
| Viscositeit = 
| Kristalstructuur = 
| fG0g = 
| fG0l = 
| fG0s = 
| fH0g = 
| fH0l = 
| fH0s = 
| S0g = 
| S0l = 
| S0s = 
| Cpm0 = 
| Evenwicht = K<sub>s</sub>, pK<sub>z</sub> [[#Tabel met gegevens per type hydraat|Zie tabel]]
| KlassiekeAnalyse = 
| Spectra = 
| NutrientType = 
| Essentieel = 
| Voorkomen = 
| ADI = 
| AdditiefType = 
| E-nummer = 
}}

'''Calciumsulfaat''' is een [[anorganische verbinding]] met de formule <chem>CaSO4</chem>. Van calciumsulfaat zijn meerdere hydraten bekend. Een van de hydraten is beter bekend onder de naam [[gips]], een ander onder de naam [[Pleister (bouw)|pleisterkalk]]. De verschillende vormen zijn allemaal witte vaste stoffen, die slecht oplosbaar zijn in water. Industrieel heeft calciumsulfaat vele toepassingen. De aanwezigheid van calciumsulfaat in water is de bron van [[Waterhardheid|permanente hardheid]].

== Hydraten en kristalstructuur ==
De verbinding  komt voor als anhydraat en twee verschillende hydraten. Deze verschillende vormen hebben elk hun eigen kristalstructuren.
* <chem>CaSO4</chem>, het [[anhydride]].<ref>{{cite journal| doi = 10.1107/S0567740875007145| title = Anhydrite: A refinement| journal = Acta Crystallographica Section B| volume = 31| issue = 8| pages = 2164| year = 1975| last1 = Morikawa| first1 = H.| last2 = Minato| first2 = I.| last3 = Tomita| first3 = T.| last4 = Iwai| first4 = S.}}</ref> De structuur is verwant aan die van [[Zirkoon (mineraal)|zirkoon]], een zirkoniumsilicaat. De calciumionen hebben coördinatiegetal 8, de sulfaatgroep is tetraëdrisch waarbij de zuurstofatomen een drievoudige coördinatie hebben.
* <chem>CaSO4.\scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>H2O</chem> ([[bassaniet]]): het hemihydraat, ook bekend als [[Pleister (bouw)|pleisterkalk]]. Dit hydraat voor in twee vormen: α-hemihydraat en β-hemihydraat.<ref name=t>Taylor H.F.W. (1990) ''Cement Chemistry''. Academic Press, {{ISBN|0-12-683900-X}}, pp. 186-187.</ref>
* <chem>CaSO4.2H2O</chem> ([[gips]] en [[seleniet]]): het dihydraat.<ref>{{cite journal1| doi = 10.1107/S0567740874004055| title = A refinement of the crystal structure of gypsum <chem>CaSO4.2H2O</chem>| journal = Acta Crystallographica Section B| volume = 30| issue = 4| pages = 921| year = 1974| last1 = Cole| first1 = W.F.| last2 = Lancucki| first2 = C.J.| doi-access = free}}</ref>

== Toepassingen ==
::''Zie ook [[Gips]]''
De voornaamste toepassing van calciumsulfaat is als [[Pleister (bouw)|pleister in de bouw]] in de vorm van [[stucwerk]]. Deze toepassing maakt gebruik van het feit dat na verpoederen en [[calcineren]] calciumsulfaat bij het weer toevoegen van water eerst een pasta vormt, die over tijd uithardt tot kristallijn calciumsulfaat-dihydraat. Een praktisch bijkomstigheid is dat het dihydraat na uitharden slecht in water oplosbaar is.<br>
Vermengd met polymeren is het toegepast als cement bij botbreuken. Kleine hoeveelheden gecalcineerd calciumsulfaat (tot 15%) kunnen aan gewone grond worden toegevoegd. Na van het mengsel een pasta gemaakt te hebben kan het op dezelfde manier gebruikt worden als [[Leemsteen|adobe]] (dat zijn sterkte verliest als het nat wordt).

=== Hydratatie en dehydratie ===
Bij voorzichtige verwarming gaat het dihydraat over in het gedeeltelijk gedehydrateerde mineraal [[bassaniet]] of [[Pleister (bouw)|pleisterkalk]]. Dit mineraal heeft de formule <chem>CaSO4.n</chem><chem>H2O</chem>, waarbij n een waarde heeft tussen 0,5 en 0,8. Temperaturen tussen {{nowrap|1=100 en 150 °C}} zijn voldoende om het eerste water uit de structuur te verdrijven. De benodigde temperatuur en tijd hangen af van de vochtigheid in de omgeving. In industriële opstellingen worden temperaturen tot {{nowrap|1=170 °C}} gebruikt, maar hierbij begint ook de omzetting naar het γ-anhydraat. De energie die hier aan het gips wordt toegevoerd, de hydratatie-energie, wordt in deze fase niet gebruikt om het materiaal warmer te maken, maar om het water als waterdamp uit te drijven. De vergelijking voor de partiële dehydratie is:
::<chem>CaSOI4.2H2O</chem> <chem>->[\ce{ \Delta}]</chem> <chem>CaSO4. \scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>H2O \ + \ 1 \scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>H2O ^</chem>

Het feit dat het onttrekken van water aan calciumsulfaathydraten een [[endotherm proces]] is speelt een belangrijke rol in de brandwerende eigenschappen van [[gipsplaat]]. Tijdens een brand zal de constructie achter een gipsplaat relatief koel blijven door de warmte die gebruikt wordt om het [[kristalwater]] aan het gips te onttrekken. Hierdoor wordt schade aan de achterliggende structuur voorkomen, of in ieder geval  vertraagd.

::<chem>CaSO4. \scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>H2O \ + \ 1\scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>H2O \ \longrightarrow \ CaSO4.2H2O</chem>

In tegenstelling tot bijna alle andere gecalcineerde mineralen keert calciumsulfaat, als het bij kamertemperatuur gemengd wordt met water, na een aantal minuten als pasta weer terug het vormvaste dihydraat. Deze tweede, [[Exotherm proces|exotherme]] reactie maakt de productie van allerlei vormvaste dingen mogelijk, variërend van gipsplaat tot schoolbordkrijtje, gips om gebroken benen en gietvormen voor metalen voorwerpen.<br>

Door de omstandigheden van het droogproces aan te passen kan de poreusheid van het hemihydraat gestuurd worden tussen het zogenoemde α- en β-hemihydraat (chemisch gezien zij de twee vormen vrijwel gelijk).

Bij verwarmen tot 180 °C, ontstaat de vrijwel watervrije vorm, γ-anhydriet<ref>anhydriet is hier geen typefout!</ref> <chem>CaSO4.nH2O</chem> waarin n waarden heeft tussen 0 en 0,05. γ-anhydriet reageert slechts langzaam weer tot het dihydraat, een eigenschap die in sommige commerciële [[droogmiddel]]en wordt uitgebuit. Bij verhitten boven {{nowrap|1=250 °C}} ontstaat de volledig watervrije vorm, het β-anhydriet of "natuurlijk" [[anhydriet]]. Natuurlijk anhydriet reageert niet met water, zelfs niet op een geologische tijdschaal, tenzij het heel fijn verdeeld wordt.

De variabele samenstelling van het hemihydraat en γ-anhydriet, en hun makkelijke omzetting in elkaar, is terug te voeren op hun vrijwel identieke kristalstructuur waarin "kanalen" optreden die variable hoeveelheden water of andere moleculen als [[methanol]] kunnen bevatten.

=== Voedselindustrie ===
De hydraten van calciumsulfaat worden in de voedselindustrie toegepast als [[Flocculatie|vlokvormingsmiddel]] in producten als [[tofoe]].<ref>[https://web.archive.org/web/20150314030506/https://www.soymilkmaker.com/coagulant.html About tofu coagulant.] Sanlinx, 31 aug 2015 (gearchiveerd)</ref>

In Europa is calciumsulfaat bekend onder [[E nummer]] '''E516''' en als zodanig toegestaan als voedsel-additief.

Door de [[Verenigde Staten|Amerikaanse]] [[FDA]] is calciumsulfaat toegestaan in [[kaas]] en daaraan verwante producten, ontbijtgranen, bakkerijproducten, diepvries toetjes, zoetstoffen voor jams, in groente- en tomaten-bijgerechten en in sommige snoepjes<ref name=pc>{{cite web |title=Compound Summary for CID 24497 - Calcium Sulfate |url=https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/calcium_sulfate#section=Food-Additives-and-Ingredients |publisher=PubChem}}</ref>

De [[Voedsel- en Landbouworganisatie van de Verenigde Naties|FAO]], werkend onder de vlag van de [[Verenigde Naties|VN]] kent calciumsulfaat als [[verdikkingsmiddel]], [[meelverbeteraar]], [[bakpoeder]].<ref name=pc/>

=== Tandheelkunde ===
De geschiedenis van calciumsulfaat in de tandheelkunde is zeer lang.<ref>{{Cite journal1| last1=Titus| first1=Harry W.| last2=McNally| first2=Edmund| last3=Hilberg| first3=Frank C.| date=1933-01-01| title=Effect of Calcium Carbonate and Calcium Sulphate on Bone Development| journal=Poultry Science| language=en| volume=12| issue=1| pages=5–8| doi=10.3382/ps.0120005| issn=0032-5791|doi-access=free}}</ref> Het is toegepast voor de regeneratie van botweefsel, zowel als (tijdelijke) vervanger van bot als om de herstellende botgroei in goede banen te leiden. Calciumsulfaat is biocompatibel en wordt na implantatie volledig geresorbeerd.<ref>{{Cite journal1 |last1=Thomas |first1=Mark V. |last2=Puleo |first2=David A. |last3=Al-Sabbagh |first3=Mohanad |date=2005 |title=Calcium sulfate: a review |url=https://pubmed.ncbi.nlm.nih.gov/16393128/ |journal=Journal of Long-Term Effects of Medical Implants |volume=15 |issue=6 |pages=599–607 |doi=10.1615/jlongtermeffmedimplants.v15.i6.30 |issn=1050-6934 |pmid=16393128}}</ref> Het ontlokt geen ontstekings- of allergische reacties en genereert een calcium rijke omgeving rond het implantaat.<ref>{{Cite web|date=2020-03-25|title=Biphasic Calcium Sulfate - Overview|url=https://www.augmabio.com/abca/clinical-literature/biphasic-calcium-sulfate-overview/|access-date=2020-07-16|website=Augma Biomaterials|archiefdatum=2020-07-16|archiefurl=https://web.archive.org/web/20200716140624/https://www.augmabio.com/abca/clinical-literature/biphasic-calcium-sulfate-overview/|dodeurl=ja}}</ref>

=== Andere toepassingen ===
[[bestand:Drierite.jpg|thumb|right|upright|150px|Drierite]]
Calciumsulfaat is onder de merknaam "Drierite" verkocht als droogmiddel. Aan het calciumsulfaat was een kleine hoeveelheid [[kobalt(II)chloride]] toegevoegd. Deze stof is in een droge omgeving (het droogmiddel werkt nog goed) blauw. In een vochtige omgeving (het droogmiddel is uitgewerkt) is deze stof zwak roze gekleurd. 

Tot in de jaren 70 van de 20e eeuw werd op basis van calciumsulfaat [[zwavelzuur]] in commerciële hoeveelheden gemaakt in [[Whitehaven]] ([[Cumbria]], UK). Na mengen met [[Schalie (gesteente)|schalie]] of [[Mergel (sedimentologie)|mergel]] komt tijdens het [[Roosten (metallurgie)|roosten]] [[zwaveldioxide]] vrij, een uitgangsstof voor zwavelzuur. In de reactie ontstaat ook calciumsilicaat, een in de productie van [[Cement (bouwmateriaal)]] (als [[Klinker (halffabricaat)|klinker]]) belangrijke tussenstap.<ref>[http://www.lakestay.co.uk/whitehavenmininghistory.html Whitehaven Coast Archeological Survey]</ref><ref>[https://www.cementkilns.co.uk/cement_kiln_whitehaven.htmlInternet website cement kilns whitehaven]{{Dode link}}</ref>
::<chem>2 CaSO4 \ 2 \ 2 SiO2 \ \longrightarrow \ 2 CaSiO3 \ + \ 2 SO2 \ + \ O2</chem>
<ref>[https://d28rz98at9flks.cloudfront.net/9554/Rec1949_044.pdf 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]</ref>

In de fabriek werd zwavelzuur via het "anhydriet-proces" gemaakt. Hierin was de [[Klinker (halffabricaat)|klinker]] zelf een bijproduct. In dit proces vervangt anhydriet (calciumsulfaat) het gebruikelijke kalksteen (calciumcarbonaat) in het mengsel dat cement moet worden. Onder [[Reductie (scheikunde)|reducerende omstandigheden]] ontstaat [[zwaveldioxide]] in plaats van [[koolstofdioxide]]. Zwaveldioxide wordt via het [[contactproces]] met [[vanadium(V)oxide]] als [[katalysator]].<ref name="Whitehaven anhydrate process">[https://www.cementkilns.co.uk/waste.html#anhydrite Whitehaven anhydrate process]</ref>
::<chem>CaSO4 \ + \ 2 C \ \longrightarrow \ CaS \ + \ 2 CO2</chem>
::<chem>3 CaSO4 \ + \ CaS \ + \ 2 SiO2 \ \longrightarrow \ 2 Ca2SiO4 \ + \ 4 SO2</chem>
::<chem>3 CaSO4 \ + \ CaS \ \longrightarrow \ 4 CaO \ + \ 4 SO2</chem>
::<chem>Ca2SiO4 \ + \ CaO \ \longrightarrow \ Ca3OSiO4</chem>
::<chem>2 SO2 \ + \ O2 \ ->[\ce{V2O5}] \ 2 SO3</chem>
::<chem>SO3 \ + \ H2O \ \longrightarrow \ H2SO4</chem><ref name="Whitehaven anhydrate process"/>

== Voorkomen en productie ==
De voornaamste bronnen voor calciumsulfaat zijn in de natuurvoorkomend [[gips]] en [[anhydriet]] die wereldwijd veel voorkomen als [[evaporiet]]. Exploitatie vindt zowel plaats in [[dagbouw]] als in ondergrondse [[mijnbouw]]. De jaarproductie aan natuurlijk gips ligt op jaarbasis rond 130 miljoen ton.<ref>[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/gypsum/mcs-2008-gypsu.pdf Gypsum], USGS, 2008</ref>

Naast de uit de natuur gewonnen hoeveelheid calciumsulfaat komt het ook vrij als bijproduct bij verschillende processen:
* In de [[rookgasontzwavelingsinstallatie]] wordt fijn verdeeld [[calciumcarbonaat]] gebruikt om het gehalte [[zwaveldioxide]] te verminderen in de rookgassen die ontstaan bij de verbranding van [[fossiele brandstof]]fen of bij de productie van [[Cement (bouwmateriaal)|cement]]:<ref>{{cite book |doi=10.1002/0471238961.0701190519160509.a01|chapter=Fuels, Synthetic, Gaseous Fuels |title=Kirk‐Othmer Encyclopedia of Chemical Technology |year=2000 |last1=Speight |first1=James G. |isbn=9780471484943 }}</ref>
::<chem>2 SO2 \ + \ \scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>O2 + CaCO3 -> CaSO4 + CO2</chem>
: Verwante ontzwavelingsmethoden gebruiken [[calciumhydroxide]]. Sommige geven in eerst instantie een onzuivere vorm van [[calciumsulfiet]] dat tijdens het bewaren aan de lucht oxideert tot calciumsulfaat.
* Bij de productie van [[fosforzuur]] wordt [[apatiet]], een (onzuivere) vorm van [[calciumfosfaat]], behandeld met [[zwavelzuur]]. Het slecht oplosbare calciumsulfaat slaat neer. Het neerslag is in het Engels bekend onder de naam: "phosphogypsum". Hoewel het voornamelijk uit calciumsulfaat bestaat, is het verontreinigd met een groot aantal andere elementen, waaronder het [[Radioactiviteit|radioactieve]] [[uranium]] en vervalproducten daarvan als [[thorium]], [[radium]], [[Radon (element)|radon]] en [[polonium]]. Dit soort verontreinigingen komen standaard voor in natuurlijk calciumfosfaat, maar maken deze vorm van calciumsulfaat ongeschikt als uitgangsstof voor gipsplaat of pleisterkalk.
: Het winnen van het uranium uit deze vorm van calciumfosfaat kan een zelfstandige, economische activiteit zijn. Dit hangt af van de prijs van uranium op de wereldmarkt, maar ook van lokale wet- en regelgeving. Het alternatief is namelijk eeuwigdurende opslag wat milieutechnische problemen oplevert. Met de verkoop van het gewonnen uranium kunnen de kosten van de isolatie (deels) bestreden worden.<ref>{{cite web | url=https://www.osti.gov/biblio/6654998 | osti=6654998 | title=Recovery of uranium from phosphate rocks | last1=Wang | first1=R. D. | last2=Field | first2=L. A. | last3=Gillet d'Auriac | first3=F. S. }}</ref><ref>{{cite web | url=https://world-nuclear.org/information-library/nuclear-fuel-cycle/uranium-resources/uranium-from-phosphates.aspx | title=Uranium from Phosphates &#124; Phosphorite Uranium - World Nuclear Association }}</ref><ref>{{cite web | url=https://www.world-nuclear-news.org/Articles/Agreement-on-Brazilian-uranium-phosphate-extractio | title=Brazil plans uranium-phosphate extraction plant in Santa Quitéria : Uranium & Fuel - World Nuclear News }}</ref>
* Om [[waterstoffluoride]] te bereiden wordt [[calciumfluoride]] behandeld met zwavelzuur, waarbij het calciumsulfaat neerslaat.
::<chem>CaF2 \ + \ H2SO4 \ -> 2 HF \ + \ CaSO4(v)</chem>
* De bereiding van zuiver [[Zink (element)|zink]] verloopt via een oplossing van [[zinksulfaat]] waaraan [[calciumhydroxide]] wordt toegevoegd. Tijdens het neerslaan van calciumsulfaat vindt coprecipitatie plaats van [[Zwaar metaal|zware metalen]] als [[barium]].
* Een steeds belangrijker wordende bron van calciumsulfaat wordt gevormd door [[Sloop (afbraak)|sloopafval]] van gipsplaat.
Calciumsulfaat is ook een belangrijke component, naast calciumcarbonaat <chem>(CaCO3)</chem>, in allerlei aanslagen op oppervlakken, meestal beschreven als [[ketelsteen]], zoals industriële warmtewisselaars, omdat de oplosbaarheid van calciumsulfaat, in tegenstelling tot de algemene trend, afneemt met toenemende temperatuur. Zie hiervoor ook de sectie: [[#Retrograde oplosbaarheid|Retrograde oplosbaarheid]].

=== Op Mars ===
In 2011 is op [[Mars (planeet)|Mars]] door de robot [[Opportunity (MER)|''Opportunity'']] een ader gevonden met wat op de foto's lijkt op het mineraal [[gips]].<ref>{{cite web|title=NASA Mars Opportunity rover finds mineral vein deposited by water|url=https://www.jpl.nasa.gov/news/news.php?release=2011-377&cid=release_2011-377&msource=11377&tr=y&auid=9976954|publisher=NASA Jet Propulsion Laboratory|access-date=April 23, 2013|date=December 7, 2011}}</ref>

== Retrograde oplosbaarheid ==
<!-- De titel wordt aals inspringpunt gebruikt voor verwijzingen, dus deze titel niet wijzigen. -->[[Bestand:Temperature dependence calcium sulfate solubility.svg|thumb|400px|left|Temperatuurafhankelijkheid van de oplosbaarheid van 3 verschillende fasen van calciumsulfaat in puur water]]
Het oplossen van de verschillende vormen van calciumsulfaat in water is een [[exotherm proces]] en maakt warmte vrij (vermindering van [[enthalpie]]: ΔH < 0). De vrijgekomen energie in de vorm van warmte vormt een essentieel onderdeel van de reactieproducten. De reactievergelijking voor het oplossen van calciumsulfaat kan dus geschreven worden als (normaal wordt het water boven de reactiepijlen genoteerd, maar dat past niet meer, en per saldo id het ook een van de reactanten):
::<chem>CaSO4_(s) \ + aq _{\longrightarrow}^{\longleftarrow} \ Ca_{aq}^{2+} \ + \ SO4_{aq}^{2-} \ + \ warmte</chem>
Een gevolg van het [[principe van Le Chatelier]] is, dat als de oplossing weer afgekoeld wordt, het systeem zal reageren door warmte te ontwikkelen, ofwel meer calciumsulfaat gaat in oplossing. De oplosbaarheid van calciumsulfaat neemt dus toe met afnemende temperatuur en omgekeerd, daalt bij stijgende temperatuur. Dit tegendraadse oplosbaarheidsgedrag wordt '''retrograde oplosbaarheid''' genoemd. Het is tegenovergesteld aan de effecten die bij de meeste zouten optreden, maar daarvan is de oplosreactie [[Endotherm proces|endotherm]] (dat wil zeggen: de reactie kost energie, de [[enthalpie]] neemt toe: ΔH&nbsp;>&nbsp;0) en de oplosbaarheid neemt toe met stijgende temperatuur. Om dezelfde [[Thermodynamica|thermodynamische]] reden vertoont ook [[portlandiet]], een vorm van [[calciumhydroxide]], dit gedrag. Om dus de maximale hoeveelheid <chem>CaSO4</chem> op te lossen in water, moet de oplossing dus afgekoeld worden tot zijn vriespunt in plaats van wa voor de meeste zouten geldt: verhitten tot het kookpunt.

==Externe links==
*[http://www.inchem.org/documents/icsc/icsc/eics1215.htm International Chemical Safety Card 1215]
*[https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0095.html NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards]

== Tabel met gegevens per type hydraat ==
{| class="wikitable vatop"
|-
! &nbsp; !! Anhydraat !! Hemihydraat !! Dihydraat
|-
| '''Formule''' || <chem>CaSO4</chem> || <chem>CaSO4.\scriptstyle \frac{1}{2}</chem><chem>H2O</chem> || <chem>CaSO4.2H2O</chem>
|-
| Molaire massa || 136,14 g/mol || 145,15 g/mol || 145,15 g/mol
|-
| '''CAS-nummer''' || 7778-18-9 || 10034-76-1 || 10101-41-4
|-
| '''PubChem''' ||  ||   || [https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/summary/summary.cgi?cid=24928 24928]
|-
| '''Dichtheid''' || 2,96 g/cm³ ||  || 2,32 g/cm³
|-
| '''Oplosbaarheid''' || 2,6 g/liter  (25 °C)<ref>{{cite journal1 |last1=Lebedev |first1=A. L. |last2=Kosorukov |first2=V. L. |date=2017 |title= Gypsum Solubility in Water at 25°C |url=https://link.springer.com/content/pdf/10.1134/S0016702917010062.pdf |journal=Geochemistry International |volume=55 |issue=2 |pages=171–177 |doi=10.1134/S0016702917010062|s2cid=132916752 }}</ref> || ||
|-
| '''K<sub>s</sub>''' || 4,93 × 10<sup>−5</sup> || || 3,14 × 10<sup>−5</sup>
|-
| '''pK<sub>z</sub>''' || 10,4 || || 7,3
|}

{{Appendix|2=
{{Bronvermelding anderstalige Wikipedia|taal=en|titel=Calcium sulfate|oldid=1151382722|datum=20230529}}
----
{{references}}
}}

[[Categorie:Verbinding van calcium]]
[[Categorie:Sulfaat (zout)]]