KALCIUMOXID (CAO): STRUKTUR, EGENSKAPER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2025

Den kalciumoxid (CaO) är en oorganisk förening som innehåller kalcium och syre i jonformer (ej skall förväxlas med kalciumperoxid CaO ₂ ). Över hela världen kallas det kalk, ett ord som betecknar alla oorganiska föreningar som innehåller kalciumkarbonater, oxider och hydroxider, förutom andra metaller som kisel, aluminium och järn.

Denna oxid (eller kalk) kallas också för snabbkalk eller slackad kalk, beroende på om den är hydratiserad eller inte. Quicklime är kalciumoxid, medan slacked kalk är dess hydroxid. I sin tur är kalksten (kalksten eller härdad kalk) faktiskt en sedimentär berg som huvudsakligen består av kalciumkarbonat (CaCO ₃ ).

Det är en av de största naturliga källorna till kalcium och utgör råvaran för produktion av kalciumoxid. Hur produceras denna rost? Karbonater är mottagliga för termisk sönderdelning; uppvärmning av kalciumkarbonater till temperaturer högre än 825 ºC, leder till bildning av kalk och koldioxid.

Ovanstående uttalande kan beskrivas på följande sätt: CaCO ₃ (s) → CaO (s) + CO ₂ (g). Eftersom jordskorpan är rik på kalksten och kalcit, och snäckskal (råvaror för produktion av kalciumoxid) finns rikligt i hav och stränder, är kalciumoxid ett relativt billigt reagens.

Formel

Den kemiska formeln för kalciumoxid är CaO, i vilken kalciumjonen är som syra (elektronacceptor) Ca ²⁺ , och syre som basjon (jon för elektrondonator) O ^2- .

Varför laddas kalcium +2? Eftersom kalcium tillhör gruppen 2 i det periodiska systemet (Mr. Becambara), och det har bara två valenselektroner tillgängliga för bildning av bindningar, som det ger upp till syreatomen.

Strukturera

I den övre bilden representeras den kristallina strukturen (pärlsalttyp) för kalciumoxid. De skrymmande röda sfärerna motsvarar Ca ²⁺ -jonerna och de vita sfärerna till O ^2- jonerna .

I detta kubiska kristallarrangemang är varje Ca ²⁺ -jon omgiven av sex O ^2- joner , ockluderade i de oktaedriska luckorna som lämnar de stora jonerna mellan dem.

Denna struktur uttrycker den joniska karaktären hos denna oxid maximalt, även om den märkbara skillnaden i radierna (den röda sfären är större än den vita) ger den en svagare kristallin gitterenergi jämfört med MgO.

Egenskaper

Fysiskt är det ett vitt kristallint, luktfritt fast ämne med starka elektrostatiska interaktioner, som är ansvariga för dess höga smältpunkter (2572 ºC) och kokpunkterna (2850 ºC). Vidare har den en molekylvikt av 55.958 g / mol och den intressanta egenskapen att vara termoluminescerande.

Detta innebär att en bit kalciumoxid utsatt för en låga kan glöda med ett intensivt vitt ljus, känt på engelska som rampljus, eller på spanska, kalciumljus. Ca ²⁺ joner , i kontakt med eld, har sitt ursprung i en rödaktig flamma, vilket kan ses i följande bild.

Rampljus eller rampljus

löslighet

CaO är en basisk oxid som har en stark affinitet för vatten, i sådan utsträckning att den absorberar fukt (det är ett hygroskopiskt fast ämne) och reagerar omedelbart för att producera slakad kalk eller kalciumhydroxid:

CaO (s) + H ₂ O (l) => Ca (OH) ₂ (s)

Denna reaktion är exoterm (avger värme) på grund av bildandet av ett fast ämne med starkare interaktioner och ett mer stabilt kristallgitter. Reaktionen är emellertid reversibel om Ca (OH) ₂ upphettas , dehydratiserar den och antänds den slackade kalk; då kalket "återföds".

Den resulterande lösningen är mycket basisk, och om den är mättad med kalciumoxid når den ett pH på 12,8.

På samma sätt är det lösligt i glycerol och i syra- och sockerlösningar. Eftersom det är en basisk oxid, har det naturligtvis effektiva interaktioner med sura oxider (SiOa ₂ , Al ₂ O ₃ och Fe ₂ O ₃ , till exempel), är lösliga i sina vätskefaser. Å andra sidan är det olösligt i alkoholer och organiska lösningsmedel.

tillämpningar

CaO har en oändlig industriell användning, liksom syntesen av acetylen (CH≡CH), i extraktion av fosfater från avloppsvatten och i reaktionen med svaveldioxid från gasformigt avfall.

Andra användningar för kalciumoxid beskrivs nedan:

Som murbruk

Om kalciumoxid blandas med sand (SiO ₂ ) och vatten, kakar den med sand och reagerar långsamt med vatten för att bilda slakad kalk. I sin tur upplöses CO _{2 i} luften i vattnet och reagerar med det släckta saltet och bildar kalciumkarbonat:

Ca (OH) ₂ (s) + CO ₂ (g) => CaCOs ₃ (s) + H ₂ O (l)

CaCO ₃ är en mer resistent och hårdare förening än CaO, vilket gör att murbruk (den tidigare blandningen) härdar och fixerar tegelstenar, block eller keramik mellan dem eller till den önskade ytan.

I glasproduktion

Den väsentliga råmaterial för framställning av glasögon är kiseloxider, vilka blandas med kalk, natriumkarbonat (Na ₂ CO ₃ ) och andra tillsatser, för att därefter utsättas för upphettning, vilket resulterar i en glasartad fast substans. Denna fasta substans upphettas därefter och blåses in i alla figurer.

I gruvdrift

Flakad kalk upptar en större volym än snabbkalk på grund av vätebindningsinteraktion (OHO). Den här egenskapen används för att bryta stenar inifrån.

Detta uppnås genom att fylla dem med en kompakt blandning av kalk och vatten, som förseglas för att fokusera dess värme och expansiva kraft i berget.

Som ett silikatavlägsnande medel

CaO smälter samman med silikater för att bilda en koalescent vätska, som sedan extraheras från råvaran i en viss produkt.

Till exempel är järnmalm råmaterial för produktion av metalliskt järn och stål. Dessa mineraler innehåller silikater, som är oönskade föroreningar för processen och avlägsnas med den just beskrivna metoden.

Nanopartiklar av kalciumoxid

Kalciumoxid kan syntetiseras som nanopartiklar, varvid koncentrationen av kalciumnitrat (Ca (NO ₃ ) ₂ ) och natriumhydroxid (NaOH) varierar i lösning.

Dessa partiklar är sfäriska, grundläggande (liksom den makroskala fasta substansen) och har mycket ytarea. Följaktligen gynnar dessa egenskaper katalytiska processer. Som? Forskning svarar för närvarande på den frågan.

Dessa nanopartiklar har använts för att syntetisera substituerade organiska föreningar - såsom derivat av pyridiner - i formuleringen av nya läkemedel för att utföra kemiska transformationer såsom konstgjord fotosyntes, för rening av vatten från tunga och skadliga metaller, och som fotokatalytiska medel.

Nanopartiklarna kan syntetiseras på en biologisk bärare, såsom papaya och gröna teblad, för att användas som ett antibakteriellt medel.

referenser

1. scifun.org. (2018). Kalk: kalciumoxid. Hämtad 30 mars 2018 från: scifun.org.
2. Wikipedia. (2018). Kalciumoxid. Hämtad 30 mars 2018, från: en.wikipedia.org
3. Ashwini Anantharaman et al. (2016). Grön syntes av kalciumoxid-nanopartiklar och dess tillämpningar. Int. Journal of Engineering Research and Application. ISSN: 2248-9622, vol. 6, nummer 10, (del -1), s.27-31.
4. J. Safaei-Ghomi et al. (2013). Kalciumoxid-nanopartiklar katalyserade enstegs multikomponentsyntes av starkt substituerade pyridiner i vattenhaltiga etanolmedier Scientia Iranica, Transactions C: Chemistry and Chemical Engineering 20 549–554.
5. PubChem. (2018). Kalciumoxid. Hämtad 30 mars 2018 från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi. I elementen i grupp 2. (fjärde upplagan, s. 280). Mc Graw Hill.