Kalcija bikarbonāta struktūra, īpašības, riski un izmantošana



The kalcija bikarbonāts ir neorganisks sāls ar ķīmisko formulu Ca (HCO)3)2. Tā ir dabīga no kalcija karbonāta, kas atrodas kaļķakmens akmeņos un minerālos, piemēram, kalcītā.

Kalcija bikarbonāts ir vairāk šķīst ūdenī nekā kalcija karbonāts. Šī īpašība ir ļāvusi veidot karstās sistēmas kaļķakmens klintīs un veidot alas.

Pazemes ūdeņi, kas šķērso plaisas, kļūst piesātināti oglekļa dioksīda pārvietošanā (CO2). Šie ūdeņi mazina kaļķakmens klintis, kas atbrīvo kalcija karbonātu (CaCO3), kas veidos kalcija bikarbonātu saskaņā ar šādu reakciju:

CaCO3s) CO2(g) + H2O (l) => Ca (HCO)3)2(aq)

Šī reakcija notiek alās, kur ir ļoti ciets ūdens. Kalcija bikarbonāts nav atrodams cietā stāvoklī, bet ūdens šķīdumā kopā ar Ca2+, bikarbonāts (HCO)3-) un karbonāta jonu (CO32-).

Pēc tam, kad samazinās oglekļa dioksīda piesātinājums ūdenī, notiek apgrieztā reakcija, tas ir, kalcija bikarbonāta pārveidošanās kalcija karbonātā:

Ca (HCO)3)2(aq) => CO2 (g) + H2O (l) + CaCO3 (-i)

Kalcija karbonāts slikti šķīst ūdenī, tas izraisa tās nokrišņu veidošanos cietā veidā. Minētā reakcija ir ļoti svarīga stalaktītu, stalagmītu un citu speleotēmu veidošanā alās.

Šīs akmeņainās struktūras veidojas no ūdens pilieniem, kas nokrīt no alu griestiem (augšējais attēls). CaCO3 ūdens pilienos ir kristalizēts, lai izveidotu minētās struktūras.

Fakts, ka kalcija bikarbonāts nav atrodams cietā stāvoklī, ir padarījis to par sarežģītu, un ir konstatēti daži piemēri. Tāpat ir grūti atrast informāciju par tās toksisko iedarbību. Ir ziņojums par blakusparādībām, ko tā lieto kā osteoporozes novēršanas ārstēšanu.

Struktūra

Divi HCO anjoni ir parādīti augšējā attēlā3- un Ca cation2+ elektrostatiski. Ca2+ pēc attēla tas būtu jāatrodas vidū, jo tas ir tāds, kā HCO3- tie negatīvi neitralizētu viens otru negatīvo maksu dēļ.

Negatīvā maksa HCO3- tā tiek pārdalīta starp diviem skābekļa atomiem, rezonansi starp C = O karbonilgrupu un C-O saiti-; CO32-, Tas ir delokalizēts starp trim skābekļa atomiem, jo ​​C-OH saite ir deprotonēta un tādēļ rezonanses rezultātā var saņemt negatīvu lādiņu..

Šo jonu ģeometriju var uzskatīt par kalcija sfērām, ko ieskauj karbonātu plakanie trijstūri ar hidrogenētu galu. Lieluma ziņā kalcijs ir ievērojami mazāks par HCO joniem3-.

Ūdens šķīdumi

Ca (HCO)3)2 Tas nevar veidot kristāliskas cietvielas, un tas tiešām sastāv no šī sāls ūdens šķīdumiem. Tajos joni nav vieni, tāpat kā attēlā, bet ieskauj H molekulas.2O.

Kā viņi mijiedarbojas? Katru jonu ieskauj hidrācijas sfēra, kas būs atkarīga no izšķīdušo sugu metāla, polaritātes un struktūras.

Ca2+ koordinē ar ūdens skābekļa atomiem, veidojot ūdenskompleksu, Ca (OH)2)n2+, kur n parasti tiek uzskatīts par sešiem; tas ir, "ūdens oktaedrons" ap kalciju.

Kaut arī HCO anjoni3- mijiedarbojas ar ūdeņraža obligācijām (OR2CO-H-OH2) vai ar ūdeņraža atomu negatīvā lādiņa novirzīšanas virzienā (HOCO)2- H-OH, dipola-jonu mijiedarbība).

Šīs mijiedarbības starp Ca2+, HCO3- un ūdens ir tik efektīvs, ka kalcija bikarbonāts ļoti labi šķīst šajā šķīdinātājā; atšķirībā no CaCO3, kurā elektrostatiskās atrakcijas starp Ca2+ un CO32- ir ļoti spēcīgas, nogulsnējot no ūdens šķīduma.

Papildus ūdenim ir CO molekulas2 apkārt, kas lēni reaģē, lai nodrošinātu vairāk HCO3- (atkarībā no pH vērtības).

Hipotētisks ciets

Līdz šim Ca (HCO) jonu izmēri un lādiņi3)2, ne arī ūdens klātbūtne, paskaidrojiet, kāpēc cietais savienojums nepastāv; tas ir, tīri kristāli, kurus var raksturot ar rentgena kristalogrāfiju.3)2 nav nekas cits kā jonu klātbūtne ūdenī, no kura cavernous veidojumi turpina augt.

Jā Ca2+ un HCO3- tos var izdalīt no ūdens, izvairoties no šādas ķīmiskās reakcijas:

Ca (HCO)3)2(aq) → CaCO3s) CO2(g) + H2O (l)

Tad tos var grupēt baltā kristāliskā cietā vielā ar stehiometriskām proporcijām 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Nav pētījumu par tā struktūru, bet to varētu salīdzināt ar NaHCO3 (magnija bikarbonātam, Mg (HCO)3)2, ne kā ciets), ne ar CaCO3.

Stabilitāte: NaHCO3 pret Ca (HCO)3)2

NaHCO3 kristalizējas monoklīniskajā sistēmā un CaCO3 trigonālajās (kalcīta) un ortorombiskās (aragonīta) sistēmās. Ja Na tika nomainīta+ par Ca2+, kristālisko tīklu destabilizētu lielāka lieluma atšķirība; tas ir, Na+ jo tas ir mazāks, tas veido stabilāku kristālu ar HCO3- salīdzinot ar Ca2+.

Faktiski Ca (HCO)3)2(aq) ir nepieciešams, lai ūdens iztvaikotu, lai tā jonus varētu grupēt kristālā; bet šī kristāla režģis nav pietiekami stiprs, lai to izdarītu istabas temperatūrā. Kad ūdens tiek uzsildīts, rodas sadalīšanās reakcija (iepriekš minētais vienādojums).

Būt Na jonam+ risinājumā tas veidotu kristālu ar HCO3- pirms tā termiskās sadalīšanās.

Iemesls tam, kāpēc Ca (HCO)3)2 tas neekristalizējas (teorētiski), tas ir jonu rādiusu vai izmēru atšķirības, kas pirms tā sadalīšanās nevar veidot stabilu kristālu.

Ca (HCO)3)2 vs CaCO3

Ja, no otras puses, tika pievienots H+ CaCO kristāliskajām struktūrām3, tie krasi mainītu to fiziskās īpašības. Iespējams, ka tās kušanas punkti ievērojami samazinās, un pat kristālu morfoloģijas beidzot mainās.

Vai būtu vērts izmēģināt Ca (HCO) sintēzi3)2 ciets? Grūtības var pārsniegt cerības, un sāls ar zemu strukturālo stabilitāti nedrīkst radīt ievērojamu papildu labumu nevienā pielietojumā, kur jau ir izmantoti citi sāļi..

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Ķīmiskā formula

Ca (HCO)3)2

Molekulmasa

162,11 g / mol

Fiziskais stāvoklis

Tas nav redzams cietā stāvoklī. Tas ir atrodams ūdens šķīdumā, un mēģinājumi to pārveidot cietā veidā, iztvaicējot ūdeni, nav strādājuši, tā pārveidojoties par kalcija karbonātu..

Šķīdība ūdenī

16,1 g / 100 ml pie 0 ° C; 16,6 g / 100 ml pie 20 ° C un 18,4 g / 100 ml 100 ° C temperatūrā. Šīs vērtības liecina par ūdens molekulu augstu afinitāti Ca joniem (HCO).3)2, kā paskaidrots iepriekšējā sadaļā. Tikmēr tikai 15 mg CaCO3 tie izšķīst litrā ūdens, kas atspoguļo to spēcīgo elektrostatisko mijiedarbību.

Tā kā Ca (HCO)3)2 tas nevar veidot cietu vielu, tā šķīdību nevar noteikt eksperimentāli. Tomēr, ņemot vērā CO radītos apstākļus2 izšķīdina ūdenī, kas apņem kaļķakmeni, var aprēķināt T temperatūrā izšķīdinātā kalcija masu; masa, kas būtu vienāda ar Ca (HCO) koncentrāciju.3)2.

Dažādās temperatūrās izšķīdušā masa palielinās, kā parādīts 0, 20 un 100 ° C vērtībās. Tātad, saskaņā ar šiem eksperimentiem, cik daudz no Ca (HCO) tiek noteikts3)2 izšķīst CaCO tuvumā3 ūdens vidē, kas gazificēta ar CO2. Kad CO izbēg2 gāzveida, CaCO3 nogulsnes, bet ne Ca (HCO)3)2.

Kausēšanas un viršanas punkti

Ca (HCO) kristāliskais tīkls3)2 ir daudz vājāka nekā CaCO3. Ja to var iegūt cietā stāvoklī un izmērīt temperatūru, kādā tā kūst iekšpusē fusiometrs, tas noteikti iegūtu vērtību, kas ir krietni zem 899 ° C. Tāpat varēja sagaidīt to pašu, nosakot viršanas temperatūru.

Degšanas punkts

Tas nav viegli uzliesmojošs.

Riski

Tā kā šis savienojums neeksistē cietā formā, maz ticams, ka tas radītu risku manipulēt ar tās ūdens šķīdumiem, jo ​​gan Ca2+ kā HCO3- tie nav kaitīgi zemās koncentrācijās; un tāpēc vislielākais risks, kas varētu izraisīt šādu šķīdumu uzņemšanu, varētu būt saistīts tikai ar bīstamas kalcija devas uzņemšanu.

Ja savienojums veido cietu vielu, kaut arī tas var būt fiziski atšķirīgs no CaCO3, tā toksiskā iedarbība nedrīkst pārsniegt vienkāršu diskomfortu un rezekcijas pēc fiziskas saskares vai ieelpošanas.

Lietojumi

-Kalcija bikarbonāta šķīdumi jau sen ir izmantoti, lai mazgātu vecos dokumentus, īpaši mākslas darbus vai vēsturiski svarīgus dokumentus.

-Bikarbonāta šķīdumu izmantošana ir noderīga ne tikai tāpēc, ka tie neitralizē skābes, bet arī nodrošina kalcija karbonāta sārmu rezervi. Šis pēdējais savienojums nodrošina aizsardzību turpmākiem papīra bojājumiem.

-Tāpat kā citi bikarbonāti, to izmanto ķīmiskajos raugos un putojošu tablešu vai pulveru sastāvos. Turklāt kalcija bikarbonāts tiek izmantots kā pārtikas piedeva (šī sāls ūdens šķīdumi)..

-Bikarbonāta šķīdumi ir izmantoti osteoporozes profilaksei. Tomēr vienā gadījumā ir novērotas sekundāras sekas, piemēram, hiperkalciēmija, metaboliska alkaloze un nieru mazspēja..

-Kalcija bikarbonāts tiek ievadīts dažkārt intravenozi, lai izlabotu hipokalēmijas depresīvo ietekmi uz sirds funkciju..

-Visbeidzot, tas nodrošina ķermenim kalciju, kas ir muskuļu kontrakcijas starpnieks, tajā pašā laikā, ka tas izlabo acidozi, kas var rasties hipokalēmijas stāvoklī..

Atsauces

  1. Vikipēdija. (2018). Kalcija bikarbonāts. Uzņemts no: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (2017. gada 3. oktobris). Kas ir kalcija bikarbonāts? Saturs iegūts no: livestrong.com
  3. Zinātnes mācību centrs. (2018). Karbonāta ķīmija. Saturs iegūts no: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Kalcija bikarbonāts. Saturs iegūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Kalcija bikarbonāta un magnija bikarbonāta šķīdumu izmantošana mazās saglabāšanas darbnīcās: apsekojuma rezultāti. Saturs iegūts no: cool.conservation-us.org