Kalsiumbikarbonatstruktur, egenskaper, risiko og bruk



den kalsiumbikarbonat er et uorganisk salt med kjemisk formel Ca (HCO)3)2. Den kommer fra naturen fra kalsiumkarbonatet som finnes i kalkstein bergarter og mineraler som kalsitt.

Kalsiumbikarbonat er mer løselig i vann enn kalsiumkarbonat. Denne egenskapen har muliggjort dannelsen av karst-systemer i kalkstein bergarter og i strukturering av huler.

Det underjordiske vannet som passerer gjennom sprekkene, blir mettet i deres forskyvning av karbondioksid (CO2). Disse vannet eroderer kalkstein bergarter som frigir kalsiumkarbonat (CaCO3) som vil danne kalsiumbikarbonatet, i henhold til følgende reaksjon:

CaCO3(e) + CO2(g) + H2O (1) => Ca (HCO)3)2(Aq)

Denne reaksjonen oppstår i huler der svært hardt vann kommer fra. Kalsiumbikarbonat er ikke funnet i fast tilstand, men i en vandig løsning sammen med Ca2+, bikarbonatet (HCO)3-) og karbonationen (CO32-).

Etterpå, når metningen av karbondioksidet i vannet avtar, finner den omvendte reaksjon sted, det vil si omdannelsen av kalsiumbikarbonatet til kalsiumkarbonat:

Ca (HCO)3)2(aq) => CO2 (g) + H2O (1) + CaCO3 (S)

Kalsiumkarbonat er dårlig oppløselig i vann, noe som fører til at dens utfelling opptrer som et fast stoff. Ovennevnte reaksjon er svært viktig i dannelsen av stalaktitter, stalagmitter og andre speleothemer i grotter.

Disse steinete strukturer er dannet fra dråper vannet som faller fra taket av hulene (toppbildet). CaCO3 Til stede i dråpene av vann krystalliseres for å danne de nevnte strukturer.

Det faktum at kalsiumbikarbonat ikke er funnet i fast tilstand har gjort bruken vanskelig, og få eksempler er funnet. Det er også vanskelig å finne informasjon om dets toksiske effekter. Det er en rapport om et sett av bivirkninger ved bruk som behandling for å forhindre osteoporose.

struktur

To HCO anioner er vist i det øvre bildet3- og en kation2+ interaksjon elektrostatisk. Ca2+ ifølge bildet, bør det være plassert i midten, siden det er hvordan HCOs3- de ville ikke avstøte hverandre på grunn av deres negative kostnader.

Den negative ladningen i HCO3- den delokaliseres mellom to oksygenatomer, ved resonans mellom C = O karbonylgruppen og C-O-bindingen-; mens i CO32-, Dette delokaliseres mellom de tre oksygenatomene, siden C-OH-bindingen er deprotonert og kan derfor motta en negativ ladning ved resonans.

Geometriene til disse ionene kan betraktes som kullbaner omgitt av flate trekanter av karbonater med en hydrogenert ende. Når det gjelder størrelsesforhold, er kalsium merkbart mindre enn HCO-ioner3-.

Vandige løsninger

Ca (HCO)3)2 Det kan ikke danne krystallinske faste stoffer, og består egentlig av vandige løsninger av dette saltet. I dem er ioner ikke alene, som i bildet, men omgitt av H-molekyler.2O.

Hvordan samhandler de? Hver ion er omgitt av en hydratiseringssfære, som avhenger av metallet, polariteten og strukturen til oppløste artene.

Ca2+ koordinater med oksygenatomer i vann for å danne en aquokompleks, Ca (OH)2)n2+, hvor n vanligvis anses å være seks; det vil si en "vandig oktaedron" rundt kalsium.

Mens HCO anioner3- samhandle med enten hydrogenbindinger (OR2CO-H-OH2) eller med hydrogenatomer i vannet i retning av de negative ladningsdelokaliseringene (HOCO)2- H-OH, dipoleion-interaksjon).

Disse interaksjonene mellom Ca2+, HCO3- og vannet er så effektivt at de gjør kalsiumbikarbonatet meget løselig i det løsningsmidlet; i motsetning til CaCO3, hvor de elektrostatiske attraksjonene mellom Ca2+ og CO32- er meget sterke, utfelt fra den vandige oppløsningen.

I tillegg til vann er det CO-molekyler2 rundt, som reagerer langsomt for å gi mer HCO3- (avhengig av pH-verdiene).

Hypotetisk fast stoff

Så langt, størrelsene og kostnadene av ioner i Ca (HCO)3)2, eller tilstedeværelsen av vann, forklare hvorfor den faste forbindelsen ikke eksisterer; det vil si rene krystaller som kan karakteriseres ved røntgenkrystallografi. Ca (HCO)3)2 er ikke noe mer enn ioner tilstede i vannet hvorfra de hulformede formasjonene fortsetter å vokse.

Ja Ca2+ og HCO3- de kan isoleres fra vannet og unngår følgende kjemiske reaksjon:

Ca (HCO)3)2(aq) → CaCO3(e) + CO2(g) + H2O (l)

Da kunne disse grupperes i et hvitt krystallinsk faststoff med støkiometriske proporsjoner 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Det er ingen studier om strukturen, men det kan sammenlignes med NaHCO3 (for magnesiumbikarbonat, Mg (HCO)3)2, verken finnes som solid), eller med CaCO3.

Stabilitet: NaHCO3 vs Ca (HCO)3)2

NaHCO3 krystalliserer i det monokliniske systemet og CaCO3 i trigonale (kalsitt) og ortorombiske (aragonitt) systemer. Hvis Na ble erstattet+ for Ca2+, Det krystallinske nettverket ville bli destabilisert av den større forskjellen i størrelser; det vil si Na+ fordi det er mindre, danner det en mer stabil krystall med HCO3- sammenlignet med Ca2+.

Faktisk er Ca (HCO)3)2(aq) trenger vannet å fordampe slik at dets ioner kan grupperes i en krystall; men krystallgitteret av denne er ikke sterkt nok til å gjøre det ved romtemperatur. Når vannet oppvarmes, forekommer dekomponeringsreaksjonen (ligning over).

Å være Na ion+ i løsning vil dette danne krystallet med HCO3- før termisk dekomponering.

Grunnen til hvorfor Ca (HCO)3)2 det krystalliserer ikke (teoretisk), det er av forskjellen på ioniske radier eller størrelser av dets ioner, som ikke kan danne en stabil krystall før dekomponeringen.

Ca (HCO)3)2 mot CaCO3

Hvis derimot, ble H tilsatt+ til de krystallinske strukturer av CaCO3, de ville drastisk endre sine fysiske egenskaper. Kanskje, dets smeltepunkt synker markert, og til og med blir endringene i krystallene endret.

Ville det være verdt å prøve syntesen av Ca (HCO)3)2 Solid? Vanskeligheter kan overstige forventningene, og et salt med lav strukturell stabilitet kan ikke gi betydelige tilleggsfordeler i noen applikasjoner der andre salter allerede er brukt.

Fysiske og kjemiske egenskaper

Kjemisk formel

Ca (HCO)3)2

Molekylvekt

162,11 g / mol

Fysisk tilstand

Det vises ikke i fast tilstand. Det er funnet i vandig løsning og forsøk på å omdanne det til fast ved fordampning av vann, har ikke virket som omdannet til kalsiumkarbonat.

Løselighet i vann

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 er indikative for en høy affinitet av vannmolekyler for Ca-ioner (HCO)3)2, som forklart i forrige avsnitt. I mellomtiden er bare 15 mg CaCO3 de oppløses i en liter vann, noe som gjenspeiler deres sterke elektrostatiske interaksjoner.

Fordi Ca (HCO)3)2 det kan ikke danne et fast stoff, dets løselighet kan ikke bestemmes eksperimentelt. Men gitt betingelsene skapt av CO2 oppløst i vannet som omgir kalksteinen, kan kalsiummengden oppløst ved en temperatur T beregnes; masse, som ville være lik konsentrasjonen av Ca (HCO)3)2.

Ved forskjellige temperaturer øker den oppløste massen som vist ved verdiene ved 0, 20 og 100 ° C. Så, ifølge disse forsøkene, hvor mye av Ca (HCO) er bestemt3)2 oppløses i nærheten av CaCO3 i et vandig medium gassifisert med CO2. Når CO slipper2 gassformig, CaCO3 vil utfelle, men ikke Ca (HCO3)2.

Fusjon og kokepunkter

Det krystallinske nettverket av Ca (HCO)3)2 er mye svakere enn CaCO3. Hvis det kan oppnås i fast tilstand, og måle temperaturen der det smelter i et fusiometer, vil det sikkert få en verdi godt under 899ºC. På samme måte kan det samme forventes ved bestemmelse av kokepunktet.

Forbrenningspunkt

Det er ikke brennbart.

risikoer

Siden denne forbindelsen ikke eksisterer i fast form, er det usannsynlig at det ville utgjøre en risiko for å manipulere dets vandige løsninger, siden både Ca2+ som HCO3- de er ikke skadelige i lave konsentrasjoner; og derfor kan den største risikoen for inntak av slike løsninger skyldes en farlig dose av kalsium som er inntatt.

Hvis forbindelsen dannet et fast stoff, selv om det kan være fysisk forskjellig fra CaCO3, dets toksiske effekter kan ikke gå utover enkle ubehag og reseksjoner etter fysisk kontakt eller innånding.

søknader

-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 gir også et alkalisk reserve av kalsiumkarbonat. Denne siste forbindelsen gir beskyttelse for fremtidig skade på papir.

-Som andre bikarbonater, brukes den i kjemiske gjær og i formuleringene av brusende tabletter eller pulver. I tillegg brukes kalsiumbikarbonat som et mattilsetningsstoff (vandige løsninger av dette saltet).

-Bikarbonat-løsningene har blitt brukt til forebygging av osteoporose. Imidlertid er sekundære effekter som hypercalcemia, metabolsk alkalose og nyresvikt observert i ett tilfelle..

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

-Og til slutt, det gir kalsium til kroppen, som er en formidler av muskelkontraksjon, samtidig som det korrigerer den acidose som kan oppstå i en hypokalemi tilstand..

referanser

  1. Wikipedia. (2018). Kalsiumbikarbonat. Hentet fra: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3. oktober 2017). Hva er kalsiumbikarbonat? Hentet fra: livestrong.com
  3. Science Learning Hub. (2018). Karbonatkjemi. Hentet fra: sciencelearn.org.nz
  4. Pubchem. (2018). Kalsiumbikarbonat. Hentet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Bruken av Kalsium Bikarbonat og Magnesium Bikarbonat Løsninger i Små Konserverings Workshops: Survey Resultater. Hentet fra: cool.conservation-us.org