Kalsium bikarbonat struktur, egenskaper, risiko og bruksområder

4277
Basil Manning

De kalsiumbikarbonat er et uorganisk salt med den kjemiske formelen Ca (HCO3)to. Den stammer fra naturen fra kalsiumkarbonat som er tilstede i kalkstein og mineraler som kalsitt.

Kalsiumbikarbonat er mer løselig i vann enn kalsiumkarbonat. Denne egenskapen har tillatt dannelse av karstsystemer i kalkstein og i struktureringen av huler..

Kilde: Pixabay

Grunnvannet som går gjennom sprekkene blir mettet i forskyvningen av karbondioksid (COto). Disse farvannene eroderer kalksteinene som frigjør kalsiumkarbonat (CaCO3) som vil danne kalsiumbikarbonat, i henhold til følgende reaksjon:

Tyv3(s) + COto(g) + HtoO (l) => Ca (HCO3)to(En q)

Denne reaksjonen forekommer i huler der det er veldig hardt vann. Kalsiumbikarbonat er ikke i fast tilstand, men i en vandig løsning, sammen med Cato+, bikarbonat (HCO3-) og karbonationen (CO3to-).

Deretter, ved å redusere metningen av karbondioksid i vannet, oppstår den omvendte reaksjonen, det vil si transformasjonen av kalsiumbikarbonat til kalsiumkarbonat:

Ca (HCO3)to(aq) => COto (g) + HtoO (l) + CaCO3 (s)

Kalsiumkarbonat er lite oppløselig i vann, dette fører til at nedbøren oppstår som et fast stoff. Ovennevnte reaksjon er veldig viktig i dannelsen av stalaktitter, stalagmitter og andre speleothems i hulene..

Disse steinete strukturene er dannet av vanndråper som faller fra taket i hulene (øvre bilde). CaCO3 til stede i vanndråpene, krystalliserer den seg til de ovennevnte strukturer.

Det faktum at kalsiumbikarbonat ikke finnes i fast tilstand har gjort bruken vanskelig, med få eksempler som ble funnet. På samme måte er det vanskelig å finne informasjon om de toksiske effektene. Det er rapportert om et sett med bivirkninger fra bruken som en behandling for å forhindre osteoporose.

Struktur

Kilde: By Epop [Public domain], fra Wikimedia Commons

To HCO-anioner er vist på bildet ovenfor3- og et kation Cato+ samhandler elektrostatisk. Cato+ ifølge bildet, bør det være plassert i midten, siden denne måten HCO3- de ville ikke frastøte hverandre på grunn av deres negative belastninger.

Den negative ladningen på HCO3- delokaliserer mellom to oksygenatomer, gjennom resonans mellom karbonylgruppen C = O og bindingen C-O-; mens du er i CO3to-, den blir avlokalisert mellom de tre oksygenatomene, siden C-OH-bindingen er deprotonert og derfor kan motta en negativ ladning ved resonans.

Geometriene til disse ionene kan betraktes som kalsiumkuler omgitt av flate trekanter av karbonater med en hydrogenert ende. Når det gjelder størrelsesforholdet, er kalsium merkbart mindre enn HCO-ioner.3-.

Vandige løsninger

Ca (HCO3)to Den kan ikke danne krystallinske faste stoffer, og består faktisk av vandige oppløsninger av dette saltet. I dem er ionene ikke alene, som på bildet, men omgitt av H-molekylertoELLER.

Hvordan samhandler de? Hvert ion er omgitt av en hydratiseringskule, som vil avhenge av metallet, polariteten og strukturen til den oppløste arten..

Cato+ koordinerer med oksygenatomer i vann for å danne et vandig kompleks, Ca (OHto)nto+, der n generelt anses å være seks; det vil si en "vandig oktaeder" rundt kalsium.

Mens HCO-anioner3- samhandle enten med hydrogenbindinger (OtoCO-H-OHto) eller med vannatomene i vannet i retning av den avlokaliserte negative ladningen (HOCOto- H-OH, dipol-ion-interaksjon).

Disse interaksjonene mellom Cato+, HCO3- og vann er så effektive at de gjør kalsiumbikarbonat veldig løselig i det løsningsmidlet; i motsetning til CaCO3, der de elektrostatiske attraksjonene mellom Cato+ og CO3to- er veldig sterke, og faller ut fra den vandige løsningen.

Foruten vann er det CO-molekylerto rundt, som reagerer sakte for å gi mer HCO3- (avhengig av pH-verdiene).

Hypotetisk solid

Så langt er størrelsen og ladningen til ionene i Ca (HCO3)to, heller ikke tilstedeværelsen av vann, forklar hvorfor den faste forbindelsen ikke eksisterer; det vil si rene krystaller som kan karakteriseres ved røntgenkrystallografi. Ca (HCO3)to det er ikke annet enn ioner tilstede i vannet som de hulformasjoner fortsetter å vokse fra.

Ja Cato+ og HCO3- kan isoleres fra vann og unngå følgende kjemiske reaksjon:

Ca (HCO3)to(aq) → CaCO3(s) + COto(g) + HtoO (l)

Disse kunne deretter grupperes i et hvitt krystallinsk fast stoff med støkiometriske forhold 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Det er ingen studier om strukturen, men det kan sammenlignes med NaHCO3 (siden magnesiumbikarbonat, Mg (HCO3)to, eksisterer heller ikke som et fast stoff), eller med CaCO3.

Stabilitet: NaHCO3 vs Ca (HCO3)to

NaHCO3 krystalliserer seg i det monokliniske systemet, og CaCO3 i trigonal (kalsitt) og ortorombisk (aragonitt) system. Hvis Na ble erstattet+ av Cato+, det krystallinske gitteret ville være destabilisert av større forskjell i størrelser; det vil si Na+ da den er mindre, danner den en mer stabil krystall med HCO3- sammenlignet med Cato+.

Faktisk Ca (HCO3)to(aq) trenger vannet for å fordampe slik at ionene kan grupperes i en krystall; men krystallgitteret er ikke sterkt nok til å gjøre det ved romtemperatur. Ved oppvarming av vannet skjer nedbrytningsreaksjonen (ligning ovenfor).

Å være Na ion+ i løsning, ville det danne krystall med HCO3- før den termiske nedbrytningen.

Årsaken til hvorfor Ca (HCO3)to det krystalliserer ikke (teoretisk), det skyldes forskjellen i ioniske radier eller størrelser på ionene, som ikke kan danne en stabil krystall før nedbrytning.

Ca (HCO3)to mot CaCO3

Hvis derimot H+ til CaCO-krystallstrukturer3, deres fysiske egenskaper ville endre seg drastisk. Kanskje deres smeltepunkter faller betydelig, og til og med morfologiene til krystallene endres..

Ville det være verdt å prøve syntesen av Ca (HCO3)to fast? Vanskeligheter kan overgå forventningene, og et salt med lav strukturell stabilitet gir kanskje ikke betydelige ekstra fordeler i noen applikasjoner der andre salter allerede er brukt..

Fysiske og kjemiske egenskaper

Kjemisk formel

Ca (HCO3)to

Molekylær vekt

162,11 g / mol

Fysisk tilstand

Det kommer ikke i solid tilstand. Det finnes i vandig løsning, og forsøk på å gjøre det til et fast stoff ved fordampning av vann har ikke vært vellykket siden det blir kalsiumkarbonat.

Vannløselighet

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 verdiene indikerer en høy affinitet av vannmolekyler for Ca-ioner (HCO3)to, som forklart i forrige avsnitt. I mellomtiden bare 15 mg CaCO3 oppløses i en liter vann, noe som gjenspeiler deres sterke elektrostatiske interaksjoner.

Fordi Ca (HCO3)to det kan ikke danne et fast stoff, dets løselighet kan ikke bestemmes eksperimentelt. Imidlertid gitt forholdene skapt av COto oppløst i vannet som omgir kalksteinen, kunne kalsiummassen oppløst ved en temperatur T beregnes; masse, som ville være lik konsentrasjonen av Ca (HCO3)to.

Ved forskjellige temperaturer øker den oppløste massen som vist ved verdiene ved 0, 20 og 100 ° C. I henhold til disse eksperimentene bestemmes det deretter hvor mye av Ca (HCO3)to oppløses i nærheten av CaCO3 i et vandig medium luftet med COto. Når CO rømmerto gassformig, CaCO3 vil utfelle, men ikke Ca (HCO3)to.

Smeltepunkter og kokepunkter

Krystallgitteret av Ca (HCO3)to er mye svakere enn CaCO3. Hvis det kan oppnås i fast tilstand, og temperaturen det smelter under måles i et fusiometer, vil en verdi helt sikkert oppnås langt under 899 ° C. Tilsvarende ville det samme forventes ved bestemmelse av kokepunktet..

Brennpunkt

Ikke drivstoff.

Risiko

Siden denne forbindelsen ikke eksisterer i fast form, er det lite sannsynlig at håndtering av de vandige løsningene utgjør en risiko, siden begge Ca-ionerto+ som HCO3- de er ikke skadelige ved lave konsentrasjoner; og derfor, den større risikoen som ville være å innta disse løsningene, kan bare skyldes en farlig dose kalsium inntatt.

Hvis forbindelsen skulle danne et fast stoff, men kanskje fysisk forskjellig fra CaCO3, dets toksiske effekter kan ikke gå utover enkelt ubehag og tørrhet etter fysisk kontakt eller innånding.

applikasjoner

-Kalsiumbikarbonatløsninger har lenge vært brukt til å vaske gamle papirer, spesielt kunstverk eller historisk viktige dokumenter..

-Bruken av bikarbonatløsninger er nyttig, ikke bare fordi de nøytraliserer syrene i papiret, men de gir også en alkalisk reserve av kalsiumkarbonat. Sistnevnte forbindelse gir beskyttelse for fremtidig skade på papiret..

-Som andre bikarbonater brukes den i kjemiske gjær og i brusetabletter eller pulverformuleringer. I tillegg brukes kalsiumbikarbonat som tilsetningsstoff (vandige oppløsninger av dette saltet).

-Bikarbonatløsninger har blitt brukt i forebygging av osteoporose. Imidlertid har bivirkninger som hyperkalsemi, metabolsk alkalose og nyresvikt blitt observert i ett tilfelle..

-Kalsiumbikarbonat gis av og til intravenøst ​​for å korrigere den depressive effekten av hypokalemi på hjertefunksjonen.

-Og til slutt gir den kalsium til kroppen, som er en formidler av muskelsammentrekning, samtidig som den korrigerer acidosen som kan oppstå i en hypokalemisk tilstand..

Referanser

  1. Wikipedia. (2018). Kalsiumbikarbonat. Hentet fra: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3. oktober 2017). Hva er kalsiumbikarbonat? Gjenopprettet fra: livestrong.com
  3. Science Learning Hub. (2018). Karbonatkjemi. Gjenopprettet fra: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Kalsiumbikarbonat. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Bruk av kalsiumbikarbonat- og magnesiumbikarbonatløsninger i små bevaringsverksteder: undersøkelsesresultater. Gjenopprettet fra: cool.conservation-us.org

Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.