- Strukturera
- Vattenlösningar
- Hypotetiskt fast ämne
- Stabilitet: NaHCO
- Ca (HCO
- Fysiska och kemiska egenskaper
- Kemisk formel
- Molekylvikt
- Fysiskt tillstånd
- Vattenlöslighet
- Smält- och kokpunkterna
- Brandpunkt
- risker
- tillämpningar
- referenser
Den kalciumbikarbonat är ett oorganiskt salt med kemiska formeln Ca (HCO 3 ) 2 . Det har sitt ursprung i naturen från kalciumkarbonatet som finns i kalkstenar och mineraler som kalcit.
Kalciumbikarbonat är mer lösligt i vatten än kalciumkarbonat. Denna egenskap har gjort det möjligt att bilda karstsystem i kalkstenar och i struktureringen av grottor.
Källa: Pixabay
Grundvattnet som passerar genom sprickorna blir mättat i sin förskjutning av koldioxid (CO 2 ). Dessa vatten eroderar kalkstenar som frisätter kalciumkarbonat (CaCO 3 ) som bildar kalciumbikarbonat enligt följande reaktion:
CaCOs 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Denna reaktion inträffar i grottor där mycket hårt vatten härrör. Kalciumbikarbonat inte är i ett fast tillstånd men i en vattenhaltig lösning, tillsammans med Ca 2+ , bikarbonat (HCO 3 - ) och karbonatjoner (CO 3 2- ).
Därefter, genom att minska mättnaden av koldioxid i vattnet, sker den omvända reaktionen, det vill säga omvandlingen av kalciumbikarbonat till kalciumkarbonat:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCOs 3 (s)
Kalciumkarbonat är dåligt lösligt i vatten, vilket gör att dess nederbörd förekommer som ett fast ämne. Ovanstående reaktion är mycket viktig vid bildandet av stalaktiter, stalagmiter och andra speleotema i grottorna.
Dessa steniga strukturer bildas av vattendropparna som faller från grottans tak (övre bilden). CaCO 3 närvarande i vattendropparna kristalliserar för att bilda de nämnda strukturerna.
Det faktum att kalciumbikarbonat inte finns i fast tillstånd har gjort det svårt att använda, med få exempel. På samma sätt är det svårt att hitta information om dess toxiska effekter. Det finns en rapport om en uppsättning biverkningar från dess användning som en behandling för att förhindra osteoporos.
Strukturera
Källa: Av Epop, från Wikimedia Commons
I den övre bilden visas två anjoner HCO 3 - och en ca 2+ interagerar elektrostatiskt. Enligt bilden bör Ca 2+ vara beläget i mitten, eftersom detta sätt HCO 3 - inte skulle stöta varandra på grund av deras negativa laddningar.
Den negativa laddningen i HCO 3 - är delokaliserad mellan två syreatomer, genom resonans mellan karbonylgruppen C = O och bindningen C - O - ; medan det är i CO 3 2– , är det delokaliserat mellan de tre syreatomerna, eftersom C-OH-bindningen avskyddas och därför kan få en negativ laddning genom resonans.
Gejonerna hos dessa joner kan betraktas som kalciumsfärer omgiven av plana trianglar av karbonater med en hydrerad ände. När det gäller storleksförhållandet är kalcium särskilt mindre än HCO 3 - joner .
Vattenlösningar
Ca (HCO 3 ) 2 kan inte bilda kristallina fasta ämnen och består faktiskt av vattenhaltiga lösningar av detta salt. I dem, jonerna är inte ensam, som i bilden, men omgivet av H 2 O molekyler .
Hur samverkar de? Varje jon omges av en hydrationsfär, som beror på metallen, polariteten och strukturen hos den upplösta arten.
Ca 2+ koordinater med syreatomerna i vatten för att bilda en vattenhaltig komplex, Ca (OH 2 ) n 2+ , där n är allmänt ansedd att vara sex; det vill säga en "vattenhaltig oktaeder" runt kalcium.
Medan HCO 3 - anjonerna interagerar antingen med vätebindningar (O 2 CO - H-OH 2 ) eller med väteatomerna i vatten i riktning mot den negativa laddningen avlägsnar (HOCO 2 - H - OH, dipolinteraktion) Jon).
Dessa interaktioner mellan Ca 2+ , HCO 3 - och vatten är så effektiva att de gör kalciumbikarbonat mycket lösliga i detta lösningsmedel; till skillnad från CaCO 3 , där de elektrostatiska attraktionerna mellan Ca 2+ och CO 3 2– är mycket starka, utfälls från den vattenhaltiga lösningen.
Förutom vatten, det finns CO 2 molekyler runt, som reagerar långsamt att leverera mer HCO 3 - (beroende på pH-värden).
Hypotetiskt fast ämne
Hittills förklarar storleken och laddningarna för jonerna i Ca (HCO 3 ) 2 eller närvaron av vatten varför den fasta föreningen inte existerar; det vill säga rena kristaller som kan kännetecknas av röntgenkristallografi. Ca (HCO 3 ) 2 är inget annat än joner som finns i vattnet från vilket kavernösa formationer fortsätter att växa.
Om Ca 2+ och HCO 3 - kan isoleras från vattnet och undvika följande kemiska reaktion:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCOs 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Då dessa kan grupperas i en vit kristallin fast substans med stökiometriska förhållanden 2: 1 (2HCO 3 / 1ca). Det finns inga studier om dess struktur, men det kan jämföras med NaHCO 3 (eftersom magnesiumbikarbonat, Mg (HCO 3 ) 2 , inte heller finns som ett fast ämne) eller med CaCO 3 .
Stabilitet: NaHCO
NaHCO 3 kristalliseras i det monokliniska systemet och CaCO 3 i trigonala (kalcit) och ortorombiska (aragonit) system. Om Na + skulle ersättas med Ca 2+ , skulle kristallgitteret destabiliseras av den större skillnaden i storlekar; Med andra ord bildar Na +, eftersom den är mindre, en mer stabil kristall med HCO 3 - jämfört med Ca 2+ .
I själva verket behöver Ca (HCO 3 ) 2 (aq) vatten för att avdunsta så att dess joner kan grupperas i en kristall; men dess kristallgitter är inte tillräckligt stark för att göra det vid rumstemperatur. Genom att värma vattnet inträffar sönderdelningsreaktionen (ekvation ovan).
Med Na + jonen i lösning skulle den bilda kristallen med HCO 3 - innan dess termiska sönderdelning.
Anledningen till att Ca (HCO 3 ) 2 inte kristalliseras (teoretiskt) beror på skillnaden i jonradier eller storlekar på dess joner, som inte kan bilda en stabil kristall före sönderdelning.
Ca (HCO
Om, å andra sidan, H + tillsattes till de CaCOs 3 kristallina strukturer , skulle deras fysikaliska egenskaper drastiskt förändras. Kanske sjunker deras smältpunkter avsevärt och till och med kristallernas morfologier ändras.
Skulle det vara värt att pröva syntesen av fast Ca (HCO 3 ) 2 ? Svårigheter kan överträffa förväntningarna, och ett salt med låg strukturell stabilitet kanske inte ger betydande ytterligare fördelar i någon applikation där andra salter redan används.
Fysiska och kemiska egenskaper
Kemisk formel
Ca (HCO 3 ) 2
Molekylvikt
162,11 g / mol
Fysiskt tillstånd
Det visas inte i fast tillstånd. Det finns i vattenlösning och försök att förvandla det till ett fast ämne genom avdunstning av vatten har inte varit framgångsrikt eftersom det förvandlas till kalciumkarbonat.
Vattenlöslighet
16,1 g / 100 ml vid 0 ° C; 16,6 g / 100 ml vid 20 ° C och 18,4 g / 100 ml vid 100 ° C. Dessa värden indikerar en hög affinitet av vattenmolekyler för Ca (HCO 3 ) 2- joner , såsom förklarats i föregående avsnitt. Samtidigt upplöses endast 15 mg CaCO 3 i en liter vatten, vilket återspeglar dess starka elektrostatiska interaktioner.
Eftersom Ca (HCO 3 ) 2 inte kan bilda en fast, kan dess löslighet inte bestämmas experimentellt. Med tanke på de förhållanden som skapades av CO 2 löst i vattnet som omger kalkstenen, kunde emellertid kalciummassan upplöst vid en temperatur T; massa, vilket skulle vara lika med koncentrationen av Ca (HCO 3 ) 2 .
Vid olika temperaturer ökar den upplösta massan såsom visas med värdena vid 0, 20 och 100 ° C. Sedan, enligt dessa experiment, bestäms hur mycket av Ca (HCO 3 ) 2 upplöses i närheten av CaCO 3 i ett vattenhaltigt medium förgasas med CO 2 . När den gasformiga CO 2 har släppt ut kommer CaCO 3 att fälla ut, men inte Ca (HCO 3 ) 2 .
Smält- och kokpunkterna
Kristallgittret för Ca (HCO 3 ) 2 är mycket svagare än för CaCO 3 . Om det kan erhållas i fast tillstånd, och temperaturen vid vilken den smälter mäts i en fusiometer, skulle ett värde säkert erhållas långt under 899 ºC. På samma sätt kan samma förväntas vid bestämning av kokpunkten.
Brandpunkt
Det är inte brännbart.
risker
Eftersom inte existerar denna förening i fast form, är det osannolikt att det utgör en risk för att hantera dess vattenlösningar, eftersom båda Ca 2 + och HCO 3 joner - inte är skadliga vid låga koncentrationer; och därför kan den större risken att äta dessa lösningar endast bero på en farlig dos kalcium som intas.
Om föreningen skulle bilda ett fast ämne, även om det fysiskt kan skilja sig från CaCO 3 , kan dess toxiska effekter inte överstiga enkel obehag och torkning efter fysisk kontakt eller genom inandning.
tillämpningar
-Kalciumbikarbonatlösningar har länge använts för att tvätta gamla papper, särskilt konstverk eller historiskt viktiga dokument.
-Användningen av bikarbonatlösningar är användbar, inte bara för att de neutraliserar syrorna i papperet, utan de ger också en alkalisk reserv av kalciumkarbonat. Den senare sammansättningen ger skydd för framtida skador på papperet.
-Som andra bikarbonater används det i kemiska jästar och i brusande tabletter eller pulverformuleringar. Dessutom används kalciumbikarbonat som ett livsmedelstillsats (vattenhaltiga lösningar av detta salt).
-Bikarbonatlösningar har använts för att förebygga osteoporos. Emellertid har biverkningar såsom hyperkalcemi, metabolisk alkalos och njursvikt observerats i ett fall.
-Kalciumvätekarbonat administreras ibland intravenöst för att korrigera den depressiva effekten av hypokalemi på hjärtfunktionen.
-Slutligen tillhandahåller den kalcium till kroppen, som är en förmedlare av muskelkontraktion, samtidigt som den korrigerar acidosen som kan uppstå i ett hypokalemiskt tillstånd.
referenser
- Wikipedia. (2018). Kalciumvätekarbonat. Hämtad från: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (3 oktober 2017). Vad är kalciumbikarbonat? Återställs från: livestrong.com
- Science Learning Hub. (2018). Karbonatkemi. Återställd från: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Kalciumbikarbonat. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Användning av kalciumbikarbonat- och magnesiumbikarbonatlösningar i små konserveringsworkshops: Undersökningsresultat. Återställd från: cool.conservation-us.org