CALCIUMOXID (CAO): STRUKTUR, EGENSKABER OG ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den calciumoxid (CaO) er en uorganisk forbindelse indeholdende calcium og oxygen i ioniske former (ikke skal forveksles med calciumperoxid CaO ₂). På verdensplan kaldes det kalk, et ord, der betegner enhver uorganisk forbindelse, der indeholder calciumcarbonater, oxider og hydroxider, ud over andre metaller såsom silicium, aluminium og jern.

Dette oxid (eller kalk) benævnes også i almindelighed quicklime eller slækket kalk, afhængigt af om det er hydreret eller ej. Quicklime er kalkoxid, mens kalk er dens hydroxid. Til gengæld er kalksten (kalksten eller hærdet kalk) faktisk en sedimentær sten, der hovedsageligt består af calciumcarbonat (CaCO ₃).

Det er en af ​​de største naturlige kilder til calcium og udgør råmaterialet til produktion af calciumoxid. Hvordan produceres denne rust? Carbonater er modtagelige for termisk nedbrydning; opvarmning af calciumcarbonater til temperaturer over 825 ºC, fører til dannelse af kalk og kuldioxid.

Ovenstående udsagn kan beskrives på denne måde: CaCO ₃ (r) → CaO (r) + CO ₂ (g). Da jordskorpen er rig på kalksten og kalsit, og muslingeskaller (råmaterialer til produktion af calciumoxid) er rigelige i havene og strande, er calciumoxid et relativt billigt reagens.

Formel

Den kemiske formel for calciumoxid er CaO, hvor calciumion er som syre (elektronacceptor) Ca ²⁺, og ilt som basisk ion (elektrondonor) O ^2-.

Hvorfor oplades calcium +2? Fordi calcium hører til gruppe 2 i det periodiske system (Mr. Becambara), og det kun har to valenselektroner til rådighed for dannelse af bindinger, som det giver op til iltatomet.

Struktur

I det øverste billede er den krystallinske struktur (perlesalttype) for calciumoxid repræsenteret. De voluminøse røde kugler svarer til Ca ²⁺ -ionerne og de hvide kugler til O ^2- ioner.

I dette kubiske krystallinske arrangement er hver Ca ²⁺ -ion omgivet af seks O ^2- ioner, okkluderede i de oktaedriske huller, der efterlader de store ioner mellem dem.

Denne struktur udtrykker maksimalt det ioniske karakter af dette oxid, skønt den bemærkelsesværdige forskel i radier (den røde sfære er større end den hvide) giver det en svagere krystallinsk gitterenergi sammenlignet med MgO.

Ejendomme

Fysisk er det et hvidt krystallinsk, lugtfrit fast stof med stærke elektrostatiske interaktioner, der er ansvarlige for dets høje smeltepunkter (2572 ºC) og kogepunkter (2850 ºC). Derudover har den en molekylvægt på 55.958 g / mol og den interessante egenskab ved at være termoluminescerende.

Dette betyder, at et stykke calciumoxid, der udsættes for en flamme, kan glødes med et intenst hvidt lys, kendt på engelsk som rampelys, eller på spansk, calciumlys. Ca ²⁺ ioner, i kontakt med ild, stammer fra en rødlig flamme, som det kan ses på følgende billede.

Rampelys eller rampelys

Opløselighed

CaO er et basisk oxid, der har en stærk affinitet for vand, i en sådan grad, at det absorberer fugtighed (det er et hygroskopisk fast stof), der reagerer øjeblikkeligt for at producere slagt kalk eller calciumhydroxid:

CaO (s) + H ₂ O (l) => Ca (OH) ₂ (s)

Denne reaktion er eksoterm (afgiver varme) på grund af dannelsen af ​​et fast stof med stærkere interaktioner og et mere stabilt krystalgitter. Imidlertid er reaktionen reversibel, hvis Ca (OH) ₂ opvarmes, dehydratiseres og antændes den slakede kalk; derefter er kalk "genfødt".

Den resulterende opløsning er meget basisk, og hvis den er mættet med calciumoxid, når den en pH på 12,8.

Ligeledes er det opløseligt i glycerol og i syre- og sukkeropløsninger. Da det er et basisk oxid, det naturligvis har effektive interaktioner med sure oxider (SiO ₂, Al ₂ O ₃ og Fe ₂ O ₃, for eksempel), er opløselige i deres flydende faser. På den anden side er det uopløseligt i alkoholer og organiske opløsningsmidler.

Applikationer

CaO har en enorm uendelig industriel anvendelse samt syntese af acetylen (CH≡CH), i ekstraktion af fosfater fra spildevand og i reaktionen med svovldioxid fra gasformigt affald.

Andre anvendelser til calciumoxid er beskrevet nedenfor:

Som mørtel

Hvis kalkoxid blandes med sand (SiO ₂) og vand, kager det med sand og reagerer langsomt med vand for at danne slagt kalk. Til gengæld opløses CO _{2 i} luften i vandet og reagerer med det smækkede salt til dannelse af calciumcarbonat:

Ca (OH) ₂ (s) + CO ₂ (g) => CaCO ₃ (s) + H ₂ O (l)

CaCO ₃ er en mere resistent og hårdere forbindelse end CaO, hvilket får mørtlen (den forrige blanding) til at hærde og fastgøre mursten, blokke eller keramik mellem dem eller til den ønskede overflade.

I glasproduktion

Den væsentlige råmateriale til fremstilling af briller er siliciumoxider, som er blandet med kalk, natriumcarbonat (Na ₂ CO ₃) og andre tilsætningsstoffer, for derefter at blive udsat for opvarmning, hvilket resulterer i et glasagtigt fast stof. Dette faste stof opvarmes efterfølgende og sprænges i alle figurer.

I minedrift

Afskallet kalk optager et større volumen end hurtigkalk på grund af interaktion mellem brintbinding (OHO). Denne egenskab bruges til at bryde klipperne indeni.

Dette opnås ved at fylde dem med en kompakt blanding af kalk og vand, som forsegles for at fokusere sin varme og den ekspansive kraft inden i klippen.

Som et silikatfjernelsesmiddel

CaO smelter sammen med silikater for at danne en koalescerende væske, der derefter ekstraheres fra råmaterialet i et bestemt produkt.

For eksempel er jernmalm råmaterialet til produktion af metallisk jern og stål. Disse mineraler indeholder silikater, som er uønskede urenheder til processen og fjernes ved den netop beskrevne metode.

Nanopartikler af calciumoxid

Calciumoxid kan syntetiseres som nanopartikler, idet koncentrationen af ​​calciumnitrat (Ca (NO ₃) ₂) og natriumhydroxid (NaOH) varieres i opløsning.

Disse partikler er sfæriske, basale (ligesom det makroskala faste) og har meget overfladeareal. Følgelig er disse egenskaber til gavn for katalytiske processer. Hvilken? Forskning besvarer i øjeblikket dette spørgsmål.

Disse nanopartikler er blevet brugt til at syntetisere substituerede organiske forbindelser - såsom derivater af pyridiner - i formuleringen af ​​nye lægemidler til udførelse af kemiske transformationer som kunstig fotosyntese, til oprensning af vand fra tunge og skadelige metaller, og som fotokatalytiske midler.

Nanopartiklerne kan syntetiseres på en biologisk bærer, såsom papaya og grønne teblade, til anvendelse som et antibakterielt middel.

Referencer

1. scifun.org. (2018). Kalk: calciumoxid. Hentet den 30. marts 2018, fra: scifun.org.
2. Wikipedia. (2018). Calciumoxid. Hentet den 30. marts 2018, fra: en.wikipedia.org
3. Ashwini Anantharaman et al. (2016). Grøn syntese af calciumoxid-nanopartikler og dens anvendelser. Int. Journal of Engineering Research and Application. ISSN: 2248-9622, bind 6, nummer 10, (del -1), s.27-31.
4. J. Safaei-Ghomi et al. (2013). Calciumoxid-nanopartikler katalyserede et-trins multikomponent-syntese af stærkt substituerede pyridiner i vandige ethanolmedier Scientia Iranica, Transactions C: Chemistry and Chemical Engineering 20 549–554.
5. Pubchem. (2018). Calciumoxid. Hentet den 30. marts 2018, fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. I Elementerne i gruppe 2. (fjerde udgave., S. 280). Mc Graw Hill.