Kalcio bikarbonato struktūra, savybės, rizika ir panaudojimas



The kalcio bikarbonatas yra neorganinė druska, turinti cheminę formulę Ca (HCO)3)2. Jis kilęs iš kalcio karbonato, esančio kalkakmenio uolose ir mineraluose, tokiuose kaip kalcitas.

Kalcio bikarbonatas yra labiau tirpus vandenyje nei kalcio karbonatas. Ši savybė leido formuoti karstines sistemas kalkakmenio uolose ir formuoti urvas.

Požeminiai vandenys, kertantys plyšius, prisotinami anglies dioksido perkėlimu (CO2). Šie vandenys erozuoja kalkakmenio akmenis, išlaisvinančius kalcio karbonatą (CaCO)3), kuris sudarys kalcio bikarbonatą pagal šią reakciją:

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

Ši reakcija vyksta urvuose, kuriuose yra labai kietas vanduo. Kalcio bikarbonatas nėra randamas kietoje būsenoje, bet vandeniniame tirpale, kartu su Ca2+, bikarbonatas (HCO)3-) ir karbonato joną (CO32-).

Vėliau, kai sumažėja anglies dioksido prisotinimas vandenyje, vyksta atvirkštinė reakcija, ty kalcio hidrokarbonato transformavimas į kalcio karbonatą:

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

Kalcio karbonatas blogai tirpsta vandenyje, dėl to jo nuosėdos atsiranda kaip kieta medžiaga. Pirmiau minėta reakcija yra labai svarbi stalaktitų, stalagmitų ir kitų speleotemų formavime urvuose.

Šios uolienos struktūros susidaro iš vandens lašų, ​​esančių nuo urvų lubų (viršutinis vaizdas). CaCO3 vandens lašeliuose yra kristalizuotas, kad susidarytų minėtos struktūros.

Tai, kad kalcio bikarbonatas nėra kietojoje būsenoje, tapo sunku naudoti, o keletas pavyzdžių. Be to, sunku rasti informacijos apie jo toksiškumą. Yra ataskaita apie šalutinį poveikį, kurį jis gali naudoti kaip osteoporozės prevencijos gydymą.

Struktūra

Viršutiniame vaizde yra du HCO anijonai3- ir Ca cation2+ sąveikauja su elektrostatiniu būdu. Ca2+ pagal vaizdą, jis turėtų būti viduryje, nes taip yra HCO3- jie nebūtų atstumti vienas kito dėl jų neigiamų mokesčių.

Neigiamas mokestis HCO3- jis perkeliamas tarp dviejų deguonies atomų, rezonansas tarp C = O karbonilo grupės ir C-O jungties-; CO32-, Tai delokalizuota tarp trijų deguonies atomų, nes C-OH ryšys yra deprotonuotas ir dėl to rezonansu gali gauti neigiamą krūvį..

Šių jonų geometrijos gali būti laikomos kalcio sferomis, apsuptomis plokščiais karbonatų trikampiais, kurių hidrintas galas. Pagal dydį santykinis kalcio kiekis yra žymiai mažesnis už HCO jonus3-.

Vandeniniai tirpalai

Ca (HCO)3)2 Jis negali sudaryti kristalinių kietųjų medžiagų, ir tai iš tikrųjų sudaro šios druskos vandeniniai tirpalai. Juose jonai nėra vieni, kaip ir paveiksle, bet apsupti H molekulių.2O.

Kaip jie sąveikauja? Kiekvieną joną supa hidratacijos rutulys, kuris priklausys nuo ištirpusių rūšių metalo, poliškumo ir struktūros.

Ca2+ koordinuoja su vandens deguonies atomais, kad susidarytų vandens kompleksas, Ca (OH)2)n2+, kur n paprastai laikoma šeši; ty „vandeninis oktaedras“ aplink kalcio.

Nors HCO anijonai3- sąveikauja su vandenilio obligacijomis (OR)2CO-H-OH2) arba su vandenilio atomais vandenyje neigiamo krūvio nukreipimo kryptimi (HOCO)2- H-OH, dipolio jonų sąveika).

Šios sąveikos tarp Ca2+, HCO3- ir vanduo yra toks efektyvus, kad kalcio bikarbonatas labai tirpsta tame tirpiklyje; skirtingai nei CaCO3, kurioje yra elektrostatiniai atrakcionai tarp Ca2+ ir CO32- yra labai stiprūs, nusodinami iš vandeninio tirpalo.

Be vandens, yra CO molekulių2 aplink, kuris lėtai reaguoja į daugiau HCO3- (priklausomai nuo pH vertės).

Hipotetinė kieta medžiaga

Iki šiol Ca (HCO) jonų dydžiai ir krūviai3)2, nei vandens buvimas, paaiškinkite, kodėl nėra kieto junginio; tai yra gryni kristalai, kuriuos galima apibūdinti rentgeno kristalografija.3)2 yra ne daugiau kaip jonai, esantys vandenyje, iš kurio auga urvas.

Taip Ca2+ ir HCO3- jie gali būti izoliuoti nuo vandens, išvengiant tokios cheminės reakcijos:

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

Tada juos galima suskirstyti į baltą kristalinę kietą medžiagą, kurios stechiometrinės proporcijos 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Tyrimų apie jo struktūrą nėra, tačiau ją galima palyginti su NaHCO3 (magnio bikarbonatui, Mg (HCO)3)2, nei kaip kietas), nei su CaCO3.

Stabilumas: NaHCO3 prieš Ca (HCO)3)2

NaHCO3 kristalizuojasi monoklininėje sistemoje ir CaCO3 trigoniniuose (kalcito) ir ortorombiniuose (aragonito) sistemose. Jei Na buvo pakeista+ už Ca2+, kristalų tinklą destabilizuotų didesnis skirtumų dydis; tai yra Na+ nes jis yra mažesnis, jis sudaro stabilesnį kristalą su HCO3- lyginant su Ca2+.

Iš tiesų, Ca (HCO)3)2(aq) reikia, kad vanduo išgaruotų, kad jo jonai būtų sugrupuoti į kristalą; tačiau šio kristalo grotelės nėra pakankamai stiprios, kad galėtų tai padaryti kambario temperatūroje. Kai vanduo šildomas, atsiranda skilimo reakcija (aukščiau pateikta lygtis).

Būdamas Na jonu+ sprendžiant, tai sudarytų kristalą su HCO3- prieš terminį skilimą.

Priežastis, kodėl Ca ​​(HCO)3)2 jis nekristalizuoja (teoriškai), tai yra jonų spindulių arba jo jonų dydžio skirtumas, kuris negali susidaryti stabilaus kristalo prieš jo skilimą.

Ca (HCO)3)2 prieš CaCO3

Kita vertus, pridėta H+ CaCO kristalinėms struktūroms3, jie iš esmės pakeistų jų fizines savybes. Galbūt jos lydymosi taškai žymiai sumažėja, ir netgi kristalų morfologijos tampa modifikuotos.

Ar verta išbandyti Ca (HCO) sintezę3)2 kietas? Sunkumai gali viršyti lūkesčius, o druska, turinti mažą struktūrinį stabilumą, gali nesuteikti didelės papildomos naudos jokioje paraiškoje, kai kitos druskos jau naudojamos.

Fizinės ir cheminės savybės

Cheminė formulė

Ca (HCO)3)2

Molekulinė masė

162,11 g / mol

Fizinė būsena

Jis neveikia kietoje būsenoje. Jis randamas vandeniniame tirpale ir bando jį paversti kietu vandeniu išgarinus, nes jis neveikia, nes jis paverčiamas kalcio karbonatu..

Tirpumas vandenyje

16,1 g / 100 ml 0 ° C temperatūroje; 16,6 g / 100 ml 20 ° C temperatūroje ir 18,4 g / 100 ml 100 ° C temperatūroje. Šios vertės rodo didelį vandens molekulių afinitetą Ca jonams (HCO)3)2, kaip paaiškinta ankstesniame skyriuje. Tuo tarpu tik 15 mg CaCO3 jie ištirpsta vandenyje, kuris atspindi jų stiprią elektrostatinę sąveiką.

Kadangi Ca (HCO)3)2 jis negali sudaryti kietos medžiagos, jo tirpumas negali būti nustatytas eksperimentiškai. Tačiau atsižvelgiant į CO sukurtas sąlygas2 ištirpintas kalkakmenyje esančiame vandenyje, galima apskaičiuoti kalcio, ištirpinto T temperatūroje, masę; masė, kuri būtų lygi Ca (HCO) koncentracijai.3)2.

Skirtingomis temperatūromis ištirpusi masė didėja, kaip parodyta 0, 20 ir 100 ° C temperatūrose. Taigi, pagal šiuos eksperimentus, kiek Ca (HCO) yra nustatomas3)2 tirpsta šalia CaCO3 vandeninėje terpėje, gazifikuotoje CO2. Kai CO išnyks2 dujų, CaCO3 nusodins, bet ne Ca (HCO)3)2.

Sintezės ir virimo taškai

Kristalinis Ca (HCO) tinklas3)2 yra daug silpnesnis nei CaCO3. Jei jį galima gauti kietoje būsenoje ir matuoti temperatūrą, kurioje jis ištirpsta fusiometre, tai tikrai būtų gerokai mažesnė nei 899 ° C. Taip pat galima tikėtis nustatant virimo temperatūrą.

Degimo taškas

Jis nėra degus.

Rizika

Kadangi šis junginys nėra kietos formos, mažai tikėtina, kad jis sukeltų pavojų manipuliuoti jo vandeniniais tirpalais, nes tiek Ca2+ kaip HCO3- jie nėra kenksmingi mažomis koncentracijomis; todėl didžiausias pavojus, kad būtų galima nuryti tokius tirpalus, gali būti tik dėl pavojingos kalcio dozės.

Jei junginys yra kietas, nors jis gali būti fiziškai skirtingas nuo CaCO3, jo toksinis poveikis negali viršyti paprasto diskomforto ir rezekcijų po fizinio sąlyčio ar įkvėpimo.

Naudojimas

-Kalcio bikarbonato tirpalai jau seniai naudojami seniems popieriams, ypač meno kūriniams ar istoriškai svarbiems dokumentams plauti.

-Bikarbonato tirpalų naudojimas yra naudingas ne tik todėl, kad jie neutralizuoja rūgštis popieriuje, bet ir suteikia šarminį kalcio karbonato rezervą. Šis paskutinis junginys apsaugo ateityje padarytą žalą popieriuje.

-Kaip ir kiti bikarbonatai, jis naudojamas cheminėms mielėms ir putojančių tablečių arba miltelių preparatams. Be to, kalcio bikarbonatas naudojamas kaip maisto priedas (šios druskos vandeniniai tirpalai)..

-Bikarbonato tirpalai naudojami osteoporozės profilaktikai. Tačiau vienu atveju pastebėtas antrinis poveikis, pvz., Hiperkalcemija, metabolinė alkalozė ir inkstų nepakankamumas..

-Kalcio bikarbonatas skiriamas kartais į veną, siekiant koreguoti depresinį hipokalemijos poveikį širdies funkcijai..

-Galiausiai, jis suteikia kūnui kalcio, kuris yra raumenų susitraukimo tarpininkas, tuo pačiu metu, kai jis ištaiso acidozę, kuri gali pasireikšti hipokalemijos būsenoje..

Nuorodos

  1. Vikipedija. (2018). Kalcio bikarbonatas. Paimta iš: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (2017 m. Spalio 3 d.). Kas yra kalcio bikarbonatas? Gauta iš: livestrong.com
  3. Mokslo mokymo centras. (2018). Karbonato chemija. Gauta iš: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Kalcio bikarbonatas. Gauta iš: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Kalcio bikarbonato ir magnio bikarbonato tirpalų naudojimas mažose konservavimo dirbtuvėse: tyrimo rezultatai. Gauta iš: cool.conservation-us.org