Kalcija hlorīda (CaCl2) struktūra, lietošanas veidi un īpašības



The kalcija hlorīds (CaCl2) Tas ir neorganisks sāls, kas sastāv no kalcija, sārmu zemes un hlora halogēna. Šajā savienojumā ir vairākas elektrostatiskas mijiedarbības, kas nosaka tā kristālu ārējo izskatu un pārējās to fizikālās īpašības.

Turklāt to vienmēr pavada ūdens molekulas, veidojot vispārējas formulas CaCl hidrātus2· XH2Vai ar x = 0, 1, 2, 4 un 6. Ja x = 0, sāls nesatur ūdeni un ir bezūdens, kā to norāda iepriekš minētā ķīmiskā formula.

Augšējā attēlā ir attēlotas cietas CaCl daļas2. Zema mitruma apstākļos bezūdens sāli var saglabāt bez ūdens, lai gan tās dabiskā tendence ir to uzsūkt, līdz tā izšķīst (deliquescence)..

 

Indekss

  • 1 Formula
  • 2 Struktūra
    • 2.1. Molekulārā ģeometrija un ūdens kalcija kompleksi
  • 3 Lietojumi
  • 4 Kā tas tiek darīts??
  • 5 Rekvizīti
    • 5.1. Fizikālās īpašības un atšķaidība  
    • 5.2 Šķīdība
    • 5.3 Izšķīdināšanas siltums
    • 5.4. Elektrolītu sadalīšanās
  • 6 Atsauces

Formula

Tā ķīmiskā formula ir CaCl2: Izsakiet to katram Ca jonam2+ ir divi Cl joni- kas neitralizē pozitīvo maksu. Metāla kalcijs - no periodiskās tabulas 2. grupas (Mr Becambara) - dod divus elektronus katram hlora atomam, 17. grupas elementam.

Struktūra

CaCl struktūra ir attēlota augšējā attēlā2 anhidrīdu. Zaļās sfēras atbilst Cl joniem-, baltā līdz Ca joniem2+. Šīs sfēras ir izvietotas paralēlskaldnē, kas nav vairāk kā kristālu ororombombiska vienotā šūna..

Struktūra var dot nepatiesu priekšstatu, ka dominē kalcija; tomēr, ja atkārtotu vienību šūnu atkārtojumu, tad lielāka zaļo sfēru pārpilnība būtu skaidra: Cl joni-.

No otras puses, Ca joni2+ tiem ir mazāki jonu rādiusi nekā Cl joniem-. Tas ir tāpēc, ka, kad viņi zaudē elektronus, atomu kodoli uz ārējiem elektroniskajiem slāņiem rada lielāku pievilcību, kas samazina jonu rādiusu.

Cl gadījumā-, tai ir papildu elektrons, ko nevar piesaistīt ar tādu pašu spēku, tādējādi palielinot tā jonu rādiusu.

Molekulārā ģeometrija un ūdens kalcija kompleksi

Paralēlskaldņa centrā Ca2+ to ieskauj seši Cl-. Četri no tiem atrodas kvadrātveida plaknē un pārējie divi atrodas perpendikulāri (zaļās sfēras tālāk no baltās sfēras).

Šo jonu izvietojuma rezultātā ap Ca2+ oktaedrons ir "bruņots", tādējādi piešķirot oktaedrālu molekulāro ģeometriju.

Ņemot vērā to, kā sakārtotas zaļās sfēras, ūdens molekula var aizstāt vienu no tām, kas notiek ar CaCl2· H2Vai, iespējams, kvadrātveida plaknē. Šis fakts maina kristālisko struktūru un, mainoties zaļajām sfērām, mainās jonu izvietojums.

Kad visi Cl joni- tiek aizstātas ar ūdens molekulām, veidojas CaCl hidrāts2· 6H2O. Šajā brīdī oktaeders ir "ūdens", un molekulas tagad spēj savstarpēji mijiedarboties ar ūdeņraža saitēm (Ca2+ OH-H-OH2).

Pēc tam kalcijs var pieņemt vēl vairāk ūdens molekulu, nemainot noteikto attiecību. Tas nozīmē, ka CaCl2· 6H2Vai arī tā var pieņemt citas sarežģītas struktūras, līdz tiek uzskatīts par kalcija un ūdens kristāliskiem polimēriem.

Tomēr šīs struktūras ir mazāk stabilas nekā elektrostatiskās mijiedarbības (Ca2+ un Cl-) no bezūdens sāls.

Lietojumi

- Ziemas laikā izvairieties no ūdens sasalšanas. Kalcija hlorīds rada lielu siltumu, kad tas izšķīst, un tad, kad temperatūra paaugstinās, ledus kūst. Šī iemesla dēļ to izmanto, lai samazinātu cilvēku un transportlīdzekļu aprites risku aukstajā sezonā.

- Palīdz kontrolēt putekļus uz nesegtiem ceļiem.

- Paātrina betona izžūšanas ātrumu, kad tas ir izliets.

- CaCl šķidrumi2 palielināt urbšanas efektivitāti, lai iegūtu gāzes ieguvi no pazemes atradnēm, kā arī naftu.

- Tas tiek pievienots peldbaseiniem, lai samazinātu eroziju, ko cieta tās sienu betons. Sedimentētais kalcijs pilda šo funkciju.

- Tā kā tas ir higroskopisks sāls, kalcija hlorīdu var izmantot kā žāvētāju, kas spēj samazināt apkārtējā gaisa mitrumu un līdz ar to arī vielas, kas saskaras ar šo gaisu..

- To izmanto kā konservantu dažos pārtikas produktos, kā arī piedevu vairākos no tiem, piemēram, enerģijas dzērienus, ko izmanto sportisti, sieri, alus un citi..

- Medicīniskajā praksē tas ir noderīgs arī depresijas ārstēšanai, ko izraisa magnija sulfāta pārdozēšana, kā arī svina saindēšanās gadījumā..

Kā tas tiek darīts??

Šā savienojuma dabīgie avoti ir sālsūdeņi, kas iegūti no jūras vai ezeriem.

Tomēr tās galvenais avots ir Solvay process, kurā kaļķakmens (CaCO)3) tiek veikta virkne transformāciju, līdz tas rodas no kalcija hlorīda blakusprodukta: \ t

2NaCl (aq) + CaCO3(-i) <=> Na2CO3(s) + CaCl2(ac)

Šajā procesā interesējošais produkts faktiski ir nātrija karbonāts, Na2CO3.

Rekvizīti

Fiziskās īpašības un deliquescence

Tas ir balts ciets, bez smaržas un higroskopisks. Šī tendence absorbēt mitrumu no vides izriet no Ca jonu bāzes.2+.

Kāda veida pamati: Lewis vai Bronsted? No Lūisa, pateicoties tam, ka pozitīvās sugas spēj pieņemt elektronus. Šos elektronus ziedo, piemēram, ūdens molekulu skābekļa atomi.

Cietais materiāls absorbē mitrumu līdz tādam pašam ūdenim, kas mitrina kristālus. Šis īpašums ir pazīstams kā deliquescence.

Tā blīvums ir 2,15 g / ml. Tā kā tā struktūra ietver ūdeni, kristāls „paplašinās”, palielinot tā apjomu un līdz ar to samazinot blīvumu. Tikai CaCl2· H2Vai salauzt šo tendenci, parādot lielāku blīvumu (2,24 g / ml).

Anhidrīda sāls molekulmasa ir aptuveni 111 g / mol, un katrai ūdens molekulai tā struktūra palielina 18 vienības..

Šķīdība

CaCl2 Tas ļoti labi šķīst ūdenī un dažos polāros šķīdinātājos, piemēram, etanolā, etiķskābē, metanolā un citos alkoholos..

Izšķīdināšanas siltums

Izšķīdinot ūdenī, process ir eksotermisks un līdz ar to sasilda šķīdumu un tā apkārtni.

Tas ir tāpēc, ka ūdens komplekss labāk stabilizē Ca jonus2+ šķīdumā, kas elektrostatiski mijiedarbojas ar Cl joniem-. Tā kā produkts ir stabilāks, cietā viela izdala enerģiju siltuma veidā.

Elektrolītu sadalīšanās

CaCl2 Izkausēto var pakļaut elektrolīzei, fizikālam procesam, kas sastāv no savienojuma atdalīšanas tās elementos no elektriskās strāvas iedarbības. Šā sāls gadījumā produkti ir metālisks kalcijs un gāzveida hlors:

CaCl2(l) → Ca (s) + Cl2(g)

Ca joni2+ tiek samazināti katoda laikā, kamēr Cl joni- tie oksidējas anodā.

Atsauces

  1. Lisa Williams (2009. gada 20. decembris). Icy Road. [Attēls] Saturs iegūts 2018. gada 9. aprīlī no: flickr.com
  2. Vikipēdija. (2018). Kalcija hlorīds. Saturs iegūts 2018. gada 9. aprīlī no: en.wikipedia.org
  3. J. Mehl, D. Hicks, C. Toher, O. Levy, R. M. Hanson, G. L. Hart un S. Curtarolo, Kristalogrāfisko prototipu AFLOW bibliotēka: 1. daļa, Comp. Mat. Sci. 136, S1-S828 (2017). (doi = 10.1016 / j.commatsci.2017.01.017)
  4. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija 2. grupā. (Ceturtais izdevums., Lappuse 278). Mc Graw kalns.
  5. PubChem. (2018). Kalcija hlorīds. Izgūti 2018. gada 9. aprīlī no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
  6. OxyChem. Kalcija hlorīds: rokasgrāmata par fizikālajām īpašībām. Saturs iegūts 2018. gada 9. aprīlī no: oxy.com
  7. Carole Ann. Kalcija hlorīda kopīgie lietošanas veidi. Saturs iegūts 2018. gada 9. aprīlī no: hunker.com