- Rakenne
- Vesipitoiset liuokset
- Hypoteettinen kiinteä
- Vakaus: NaHCO
- Ca (HCO
- Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
- Kemiallinen kaava
- Molekyylipaino
- Fyysinen tila
- Vesiliukoisuus
- Sulamis- ja kiehumispisteet
- Tulipiste
- riskit
- Sovellukset
- Viitteet
Kalsiumbikarbonaatti on epäorgaaninen suola, jossa kemiallinen kaava Ca (HCO 3) 2. Se on peräisin luonnossa kalkkikivikiveissä ja mineraaleissa, kuten kalsiitissa, olevasta kalsiumkarbonaatista.
Kalsiumbikarbonaatti liukenee veteen enemmän kuin kalsiumkarbonaatti. Tämä ominaisuus on mahdollistanut karstinjärjestelmien muodostumisen kalkkikivikiveissä ja luolien rakenteessa.
Lähde: Pixabay
Halkeamien läpi kulkeva pohjavesi tulee kylläiseksi hiilidioksidin (CO 2) siirtymisessä. Nämä vedet syövyttävät kalkkikivikiviä vapauttaen kalsiumkarbonaattia (CaCO 3), joka muodostaa kalsiumbikarbonaattia seuraavan reaktion mukaisesti:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3) 2 (aq)
Tämä reaktio tapahtuu luolissa, joista erittäin kovat vedet ovat lähtöisin. Kalsiumbikarbonaatti ei ole kiinteässä tilassa, vaan vesiliuoksessa yhdessä Ca 2+: n, bikarbonaatin (HCO 3 -) ja karbonaatti-ionin (CO 3 2) kanssa.
Sen jälkeen vähentämällä veden hiilidioksidin kylläisyyttä tapahtuu käänteinen reaktio, ts. Kalsiumbikarbonaatin muutos kalsiumkarbonaatiksi:
Ca (HCO 3) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Kalsiumkarbonaatti liukenee huonosti veteen, mikä aiheuttaa sen saostumisen kiinteänä aineena. Yllä oleva reaktio on erittäin tärkeä stalaktiittien, stalagmiittien ja muiden speleotemien muodostumisessa luolissa.
Nämä kiviset rakenteet muodostuvat vesipisaroista, jotka putoavat luolien katosta (ylempi kuva). Caco 3 läsnä vesipisaroiden kiteytyy muodostamiseksi mainittujen rakenteita.
Se tosiseikka, että kalsiumbikarbonaattia ei löydy kiinteässä tilassa, on tehnyt sen käytöstä vaikeaa, ja esimerkkejä löytyy vain vähän. Samoin on vaikea löytää tietoa sen myrkyllisistä vaikutuksista. On olemassa raportti joukosta sivuvaikutuksia, joita on saatu sen käytöstä osteoporoosin estämisessä.
Rakenne
Lähde: Epop, kirjoittanut Wikimedia Commons
Yllä olevassa kuvassa, kaksi anionit HCO 3 - ja kationi Ca 2+ on esitetty vuorovaikutuksessa sähköstaattisesti. Kuvan mukaan Ca 2+: n tulisi sijaita keskellä, koska tällä tavoin HCO 3 - ei hylkää toisiaan negatiivisten varaustensa vuoksi.
Negatiivinen varaus on HCO 3 - on delokalisoitu kahden happiatomin kautta resonanssi karbonyyliryhmä C = O ja sidos C - O -; kun se on CO 3 2–: ssa, se muuttuu kolmen happiatomin välillä, koska C-OH-sidos deprotonoidaan ja voi siksi vastaanottaa negatiivisen varauksen resonanssilla.
Näiden ionien geometrioita voidaan pitää kalsiumpalloina, joita ympäröivät tasaiset karbonaattien kolmiot, joissa on hydrattu pää. Kokosuhteen suhteen kalsium on huomattavasti pienempi kuin ioni HCO 3 -.
Vesipitoiset liuokset
Ca (HCO 3) 2 ei voi muodostaa kiteisiä kiinteitä aineita, ja se koostuu itse asiassa tämän suolan vesiliuoksista. Niissä ionit eivät ole yksin, kuten kuvassa, vaan ympäröi H 2 O -molekyylit.
Kuinka he ovat vuorovaikutuksessa? Jokaista ionia ympäröi hydraatiopallo, joka riippuu metallista, napaisuudesta ja liuenneiden kappaleiden rakenteesta.
Ca 2+ koordinoi veden happiatomien kanssa muodostaen vesipitoisen kompleksin, Ca (OH 2) n 2+, jossa n pidetään yleensä kuudena; ts. "vesipitoinen oktaedri" kalsiumin ympärillä.
Samalla kun HCO 3 - anionit ovat vuorovaikutuksessa joko vety sidosten (O 2 CO - H-OH 2) tai veden vetyatomien kanssa negatiivisen varauksen suuntaan, muuttuu (HOCO 2 - H - OH, dipoli vuorovaikutus- ioni).
Näiden vuorovaikutusten välillä Ca 2 +, HCO 3 - ja vesi ovat niin tehokkaita, että ne tekevät kalsiumbikarbonaatti liukenee erittäin hyvin, että liuottimessa; Toisin kuin CaCO 3, jossa Ca 2+: n ja CO 3 2: n väliset sähköstaattiset vetovoimat ovat erittäin voimakkaita, saostuen vesiliuoksesta.
Veden ohella, on CO 2 -molekyylejä ympäri, jotka reagoivat hitaasti toimittaa enemmän HCO 3 - (riippuen pH-arvot).
Hypoteettinen kiinteä
Toistaiseksi Ca (HCO 3) 2: n ionien koko ja varaukset, tai veden läsnäolo, selittävät, miksi kiinteää yhdistettä ei ole; toisin sanoen puhtaita kiteitä, joille voidaan karakterisoida röntgenkristallografia.Ca (HCO 3) 2 on vain ioneja, joita on läsnä vedessä, josta kavernoottiset muodostelmat kasvavat edelleen.
Jos Ca 2+ ja HCO 3 - voitaisiin eristää vedestä seuraavan kemiallisen reaktion välttämiseksi:
Ca (HCO 3) 2 (vesipitoinen) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Sitten ne voitaisiin ryhmitellä valkoisena kiteisenä kiinteänä aineena, jossa on stoikiometrinen suhde 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Ei ole olemassa tutkimuksia sen rakenteesta, vaan se voisi verrata että NaHCO 3 (koska magnesium bikarbonaatti, Mg (HCO 3) 2, ei ole olemassa kiinteänä aineena joko), tai että CaCO 3.
Vakaus: NaHCO
NaHCO 3 kiteytyy monokliinisessä järjestelmässä, ja CaCO 3 on trigoninen (kalsiitti) ja ortorombisen (aragonite) järjestelmät. Jos Na + korvataan Ca2 +: lla, kidehila destabiloituu suurempien erojen avulla; Toisin sanoen, Na +, koska se on pienempi, muodostaa vakaampi kide kanssa HCO 3 - verrattuna Ca 2+.
Itse asiassa Ca (HCO 3) 2 (aq) tarvitsee vettä haihtuakseen, jotta sen ionit voivat ryhmitellä toisiinsa kiteessä; mutta sen kidehila ei ole tarpeeksi vahva tekemään niin huoneenlämpötilassa. Kuumentamalla vettä hajoamisreaktio tapahtuu (yhtälö yllä).
Kanssa Na + ionin liuoksessa, se muodostaa kiteen kanssa HCO 3 - ennen sen lämpöhajoamisen.
Syy siihen, miksi Ca (HCO 3) 2 ei kiteydy (teoreettisesti) johtuu sen ionien ionisäteiden tai koon eroista, jotka eivät voi muodostaa vakaata kidettä ennen hajoamista.
Ca (HCO
Jos toisaalta, H + lisättiin sen CaCO 3 kiteinen rakenteita, niiden fysikaaliset ominaisuudet olisivat muuttua huomattavasti. Ehkä niiden sulamispisteet putoavat merkittävästi, ja jopa kiteiden morfologiat lopulta muuttuvat.
Olisiko kannattavaa kokeilla kiinteän Ca (HCO 3) 2: n synteesiä ? Vaikeudet voivat ylittää odotukset, ja suola, jolla on heikko rakenteellinen stabiilisuus, ei ehkä tarjoa merkittäviä lisäetuja missään sovelluksessa, jossa muita suoloja käytetään jo.
Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet
Kemiallinen kaava
Ca (HCO 3) 2
Molekyylipaino
162,11 g / mol
Fyysinen tila
Se ei ole kiinteässä tilassa. Se löytyy vesiliuoksesta, ja yritykset muuttaa sitä kiinteäksi vedellä haihduttamalla eivät ole onnistuneet, koska se muuttuu kalsiumkarbonaatiksi.
Vesiliukoisuus
16,1 g / 100 ml 0 ° C: ssa; 16,6 g / 100 ml lämpötilassa 20ºC ja 18,4g / 100ml lämpötilassa 100ºC. Nämä arvot osoittavat vesimolekyylien suuren affiniteetin Ca (HCO 3) 2- ioneille, kuten selitetään. edellisessä osassa. Samaan aikaan vain 15 mg CaC03: a liukenee litraan vettä, mikä heijastaa sen voimakkaita sähköstaattisia vuorovaikutuksia.
Koska Ca (HCO 3) 2 ei voi muodostaa kiinteää ainetta, sen liukoisuutta ei voida määrittää kokeellisesti. Kun otetaan huomioon olosuhteet, jotka johtuvat kalkkikiveä ympäröivään veteen liuenneesta CO 2: sta, lämpötilassa T liuenneen kalsiumin massa voidaan laskea; massa, joka olisi yhtä suuri kuin Ca (HCO 3) 2: n pitoisuus.
Eri lämpötiloissa liuennut massa kasvaa, kuten arvot osoittavat 0, 20 ja 100 ° C: ssa. Sitten mukaan näissä kokeissa, on määritetty, kuinka paljon Ca (HCO 3) 2 liukenee läheisyydessä CaCO 3 vesipitoisessa väliaineessa kaasutetaan CO 2. Kun kaasumaista CO 2 pakenee, Caco 3 on saostua, mutta ei Ca (HCO 3) 2.
Sulamis- ja kiehumispisteet
Ca (HCO 3) 2: n kidehila on paljon heikompi kuin CaCO 3. Jos se voidaan saada kiinteässä tilassa ja lämpötila, jossa se sulaa, mitataan fusiometrillä, arvo saadaan varmasti selvästi alle 899ºC. Samoin samaa odotetaan kiehumispisteen määrittämisessä.
Tulipiste
Se ei ole palavaa.
riskit
Koska tätä yhdistettä ei ole kiinteässä muodossa, on epätodennäköistä, että sen vesiliuoksia käsitellään, koska sekä Ca 2+- että HCO 3- ionit - eivät ole haitallisia alhaisissa pitoisuuksissa; ja siksi, suurempi riski, joka olisi näiden liuosten nauttiminen, voi johtua vain vaarallisesta kalsiumannosta nieltynä.
Jos yhdiste oli muodostuu kiinteä, vaikka se voi olla fyysisesti eri CaCO 3, sen toksisia vaikutuksia ei saa ylittää yksinkertainen epämukavuutta ja kuiviin jälkeen fyysistä kontaktia tai inhalaatiolla.
Sovellukset
-Kalsiumbikarbonaattiliuoksia on käytetty pitkään vanhojen papereiden, erityisesti taideteosten tai historiallisesti tärkeiden asiakirjojen, pesemiseen.
- Bikarbonaattiliuosten käyttö on hyödyllistä, ei vain siksi, että ne neutraloivat paperin hapot, vaan tarjoavat myös alkalisen kalsiumkarbonaattivarannon. Jälkimmäinen yhdiste suojaa paperia tulevaisuuden vaurioilta.
- Kuten muitakin bikarbonaatteja, sitä käytetään kemiallisissa hiivoissa ja poreilevissa tableteissa tai jauheformulaatioissa. Lisäksi kalsiumbikarbonaattia käytetään elintarvikelisäaineena (tämän suolan vesiliuokset).
-Bikarbonaattiliuoksia on käytetty osteoporoosin ehkäisyyn. Yhdessä tapauksessa on kuitenkin havaittu sivuvaikutuksia, kuten hyperkalsemia, metabolinen alkaloosi ja munuaisten vajaatoiminta.
-Kalsiumbikarbonaattia annetaan toisinaan suonensisäisesti hypokalemian masennusvaikutuksen korjaamiseksi sydämen toimintaan.
- Ja lopuksi, se tarjoaa keholle kalsiumia, joka on lihasten supistumisen välittäjä, samalla kun se korjaa hypokaleemisessa tilassa mahdollisesti esiintyvää asidoosia.
Viitteet
- Wikipedia. (2018). Kalsiumbikarbonaatti. Kuvannut: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (03. lokakuuta 2017). Mikä on kalsiumbikarbonaatti? Palautettu sivustolta: livestrong.com
- Tiedeoppimiskeskus. (2018). Karbonaattikemia. Palautettu osoitteesta: sciencelearn.org.nz
- Pubchem. (2018). Kalsiumbikarbonaatti. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Kalsiumbikarbonaatin ja magnesiumbikarbonaattiliuosten käyttö pienissä luonnonsuojelupajoissa: Kyselyn tulokset. Palautettu osoitteesta: cool.conservation-us.org