- Struktur
- Vandige opløsninger
- Hypotetisk fast stof
- Stabilitet: NaHCO
- Ca (HCO
- Fysiske og kemiske egenskaber
- Kemisk formel
- Molekylær vægt
- Fysisk tilstand
- Vandopløselighed
- Smelte- og kogepunkter
- Ildsted
- Risici
- Applikationer
- Referencer
Den calciumbicarbonat er et uorganisk salt med kemiske formel Ca (HCO 3) 2. Det stammer i naturen fra calciumcarbonatet, der findes i kalksten og mineraler såsom kalsit.
Calciumbicarbonat er mere opløseligt i vand end calciumcarbonat. Denne egenskab har muliggjort dannelse af karst-systemer i kalksten og i struktureringen af huler.
Kilde: Pixabay
Grundvandet, der passerer gennem revnerne, bliver mættet i sin forskydning af kuldioxid (CO 2). Disse farvande eroderer kalksten, der frigiver calciumcarbonat (CaCO 3), der danner calciumbicarbonat, i henhold til følgende reaktion:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3) 2 (vandigt)
Denne reaktion forekommer i huler, hvor meget hårde farvande stammer fra. Calciumbicarbonat er ikke i en fast tilstand, men i en vandig opløsning sammen med Ca 2+, bicarbonat (HCO 3 -) og carbonation (CO 3 2-).
Efterfølgende, ved at formindske mætning af kuldioxid i vandet, sker den omvendte reaktion, det vil sige omdannelsen af calciumbicarbonat til calciumcarbonat:
Ca (HCO 3) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Calciumcarbonat er dårligt opløseligt i vand, hvilket medfører, at dens nedbør forekommer som et fast stof. Ovenstående reaktion er meget vigtig i dannelsen af stalaktitter, stalagmitter og andre speleothemer i hulerne.
Disse stenede strukturer dannes af vanddråberne, der falder ned fra loftet i hulerne (øverste billede). CaCO 3, der er til stede i vanddråberne, krystalliserer for at danne de nævnte strukturer.
Den kendsgerning, at calciumhydrogencarbonat ikke findes i fast tilstand, har gjort det vanskeligt med anvendelsen, med få eksempler der findes. Ligeledes er det vanskeligt at finde information om dets toksiske virkninger. Der er en rapport om et sæt bivirkninger fra dets anvendelse som en behandling til at forhindre osteoporose.
Struktur
Kilde: Af Epop, fra Wikimedia Commons
I billedet ovenfor, to anioner HCO 3 - og en kation Ca 2+ er vist interagerer elektrostatisk. Ifølge billedet skulle Ca 2+ være placeret i midten, da denne måde HCO 3 - ikke ville afvise hinanden på grund af deres negative ladninger.
Den negative ladning i HCO 3 - er delokaliseret mellem to oxygenatomer, gennem resonans mellem carbonylgruppen C = O, og bindingen C - O -; mens det i CO 3 2– delokaliseres det mellem de tre oxygenatomer, da C-OH-bindingen er afprotoneret og derfor kan modtage en negativ ladning ved resonans.
Geometrier af disse ioner kan betragtes som kugler af calcium omgivet af flade trekanter af carbonater med en hydrogeneret ende. Hvad størrelsesforhold angår, er calcium især mindre end HCO 3 - ioner.
Vandige opløsninger
Ca (HCO 3) 2 kan ikke danne krystallinske faste stoffer og består faktisk af vandige opløsninger af dette salt. I dem, ionerne er ikke alene, som i billedet, men omgivet af H 2 O -molekyler.
Hvordan interagerer de? Hver ion er omgivet af en hydratiseringskugle, der afhænger af metallet, polariteten og strukturen af den opløste art.
Ca 2+ koordinaterer med oxygenatomer i vand til dannelse af et vandigt kompleks, Ca (OH 2) n 2+, hvor n generelt betragtes som seks; det vil sige en "vandig oktaeder" omkring calcium.
Mens HCO 3 - anionerne interagerer enten med brintbindinger (O 2 CO - H-OH 2) eller med hydrogenatomer i vand i retning af den negative ladning, delokaliseres (HOCO 2 - H - OH, dipolinteraktion - ion).
Disse interaktioner mellem Ca 2+, HCO 3 - og vand er så effektive, at de gør calciumbicarbonat meget opløseligt i dette opløsningsmiddel; i modsætning til CaCO 3, hvor de elektrostatiske attraktioner mellem Ca 2+ og CO 3 2– er meget stærke, udfældes fra den vandige opløsning.
Ud over vand, der er CO 2 molekyler rundt, som reagerer langsomt at levere mere HCO 3 - (afhængigt af pH-værdierne).
Hypotetisk fast stof
Indtil videre forklarer størrelserne og ladningerne af ionerne i Ca (HCO 3) 2 eller tilstedeværelsen af vand, hvorfor den faste forbindelse ikke findes; det vil sige rene krystaller, der kan karakteriseres ved røntgenkrystallografi. Ca (HCO 3) 2 er intet mere end ioner, der er til stede i vandet, hvorfra kavernøse formationer fortsætter med at vokse.
Hvis Ca 2+ og HCO 3 - kunne isoleres fra vandet og undgå følgende kemiske reaktion:
Ca (HCO 3) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Så disse kan inddeles i et hvidt krystallinsk faststof med støkiometriske forhold 2: 1 (2HCO 3 / 1ca). Der er ingen undersøgelser om dens struktur, men det kunne sammenlignes med den for NaHCO 3 (siden magnesiumbicarbonat, Mg (HCO 3) 2, eksisterer ikke som et faststof enten), eller med den for CaCO 3.
Stabilitet: NaHCO
NaHCO 3 krystalliserer i det monokliniske system og CaCO 3 i de trigonale (calcit) og orthorhombiske (aragonit) systemer. Hvis Na + blev erstattet af Ca 2+, ville krystalgitteret blive destabiliseret af den større forskel i størrelser; Med andre ord danner Na +, fordi den er mindre, en mere stabil krystal med HCO 3 - sammenlignet med Ca 2+.
Faktisk har Ca (HCO 3) 2 (aq) brug for vand for at fordampe, så dets ioner kan grupperes sammen i en krystal; men dens krystalgitter er ikke stærk nok til at gøre det ved stuetemperatur. Ved opvarmning af vandet forekommer dekomponeringsreaktionen (ligning ovenfor).
Med Na + -ionen i opløsning dannede den krystallen med HCO 3 - inden dens termiske nedbrydning.
Årsagen til, at Ca (HCO 3) 2 ikke krystalliserer (teoretisk) skyldes forskellen i ioniske radier eller størrelser af dens ioner, som ikke kan danne en stabil krystal før nedbrydning.
Ca (HCO
Hvis på den anden side, H + blev tilsat til CaCO 3 krystallinske strukturer, ville deres fysiske egenskaber drastisk ændre. Måske falder deres smeltepunkter markant, og endda krystallernes morfologier ender med at blive ændret.
Ville det være værd at prøve syntese af fast Ca (HCO 3) 2 ? Vanskeligheder kunne overstige forventningerne, og et salt med lav strukturel stabilitet giver muligvis ikke væsentlige yderligere fordele ved enhver anvendelse, hvor andre salte allerede er anvendt.
Fysiske og kemiske egenskaber
Kemisk formel
Ca (HCO 3) 2
Molekylær vægt
162,11 g / mol
Fysisk tilstand
Det vises ikke i fast tilstand. Det findes i vandig opløsning, og forsøg på at omdanne det til et fast stof ved fordampning af vand har ikke været en succes, da det bliver til calciumcarbonat.
Vandopløselighed
16,1 g / 100 ml ved 0 ° C; 16,6 g / 100 ml ved 20 ° C og 18,4 g / 100 ml ved 100 ° C. Disse værdier er tegn på en høj affinitet af vandmolekyler for Ca (HCO 3) 2- ioner, som forklaret i det foregående afsnit. I mellemtiden opløses kun 15 mg CaCO 3 i en liter vand, hvilket afspejler dets stærke elektrostatiske interaktioner.
Fordi Ca (HCO 3) 2 ikke kan danne en fast, kan dets opløselighed ikke bestemmes eksperimentelt. I betragtning af de forhold, der er skabt af CO 2 opløst i vandet omkring kalkstenen, kunne massen af calcium, der var opløst ved en temperatur T, beregnes; masse, hvilket ville være lig med koncentrationen af Ca (HCO 3) 2.
Ved forskellige temperaturer stiger den opløste masse som vist ved værdierne ved 0, 20 og 100 ° C. Så ifølge disse forsøg bestemmes det, hvor meget af Ca (HCO 3) 2 opløses i nærheden af CaCO 3 i et vandigt medium forgasses med CO 2. Når gasformige CO 2 undslipper, Caco vil 3 udfælde, men ikke Ca (HCO 3) 2.
Smelte- og kogepunkter
Krystallitteret af Ca (HCO 3) 2 er meget svagere end det for CaCO 3. Hvis det kan opnås i fast tilstand, og temperaturen, ved hvilken den smelter, måles i et fusiometer, ville en værdi helt sikkert opnås langt under 899 ºC. Tilsvarende kunne det samme forventes ved bestemmelse af kogepunktet.
Ildsted
Det er ikke brændbart.
Risici
Eftersom denne forbindelse ikke findes i fast form, er det usandsynligt, at det udgør en risiko for at håndtere vandige opløsninger, da både Ca 2+ og HCO 3 ioner - ikke er skadelige ved lave koncentrationer; og derfor kan den større risiko, der ville være ved at indtage disse opløsninger, kun skyldes en farlig dosis calcium indtaget.
Hvis forbindelsen skulle danne et fast stof, selvom det kan være fysisk anderledes end CaCO 3, kan dets toksiske virkninger muligvis ikke overstige simpelt ubehag og tørring efter fysisk kontakt eller ved indånding.
Applikationer
-Calciumhydrogencarbonatopløsninger er længe blevet brugt til at vaske gamle papirer, især kunstværker eller historisk vigtige dokumenter.
-Brug af bicarbonatopløsninger er nyttig, ikke kun fordi de neutraliserer syrerne i papiret, men de giver også en alkalisk reserve af calciumcarbonat. Den sidstnævnte forbindelse beskytter mod fremtidig skade på papiret.
-Som andre bicarbonater bruges det i kemiske gærer og i brusetabletter eller pulverformuleringer. Derudover anvendes calciumhydrogencarbonat som fødevaretilsætningsstof (vandige opløsninger af dette salt).
-Bicarbonatopløsninger er blevet anvendt til forebyggelse af osteoporose. Imidlertid er der observeret bivirkninger såsom hypercalcæmi, metabolisk alkalose og nyresvigt i et tilfælde.
-Calciumhydrogencarbonat administreres lejlighedsvis intravenøst for at korrigere den depressive virkning af hypokalæmi på hjertefunktionen.
Og endelig giver det calcium til kroppen, som er en formidler af muskelkontraktion, på samme tid, som den korrigerer acidosen, der kan forekomme i en hypokalemisk tilstand.
Referencer
- Wikipedia. (2018). Calciumhydrogencarbonat. Taget fra: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (3. oktober 2017). Hvad er calciumbicarbonat? Gendannes fra: livestrong.com
- Science Learning Hub. (2018). Carbonatkemi. Gendannes fra: sciencelearn.org.nz
- Pubchem. (2018). Calciumbicarbonat. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Anvendelse af calciumbicarbonat- og magnesiumbicarbonatløsninger i små konserveringsworkshops: Resultater af undersøgelser. Gendannes fra: cool.conservation-us.org