Kalsiumklorid (CaCl2) Struktur, bruk og egenskaper

den kalsiumklorid (CaCl₂₎ Det er et uorganisk salt sammensatt av kalsium, jordalkalimetall og klorhalogen. I den forbindelsen er det flere elektrostatiske interaksjoner som definerer det utvendige utseendet til krystallene og resten av deres fysiske egenskaper.

Dessuten blir det alltid ledsaget av vannmolekyler, som danner hydrater med generelle formler CaCl₂· XH₂Eller, med x = 0, 1, 2, 4 og 6. Når x = 0, mangler saltet vann og er vannfritt, som angitt ved den ovenfor nevnte kjemiske formel.

I det øvre bildet er faste partier av CaCl illustrert₂. Under forhold med lav fuktighet er det mulig å holde det vannfrie saltet fri for vann, selv om dets naturlige tendens er å absorbere den inntil den oppløses (deliquescence).

index

• 1 formel
• 2 struktur
  • 2.1 Molekylær geometri og vandige kalsiumkomplekser
• 3 bruksområder
• 4 Hvordan er det gjort??
• 5 Egenskaper
  • 5.1 Fysiske egenskaper og deliquescens  
  • 5.2 Løselighet
  • 5.3 Oppløsningsvarme
  • 5.4 Elektrolytt nedbrytning
• 6 Referanser

formel

Dens kjemiske formel er CaCl₂: Uttrykk det for hver Ca ion²⁺ Det er to Cl ioner^- som nøytraliserer den positive ladningen. Metallkalsiumet - fra gruppe 2 i det periodiske bordet (Mr. Becambara) - gir sine to elektroner til hvert kloratom, element i gruppe 17.

struktur

Strukturen av CaCl er illustrert i det øvre bildet₂ anhydrid. De grønne kulene samsvarer med Cl ioner^-, mens hvit til Ca-ioner²⁺. Disse sfærene er arrangert i en parallellpiped, som ikke er mer enn den ortorhombiske enhetlige celle av krystallene.

Strukturen kan gi den falske ideen om at kalsium dominerer; men hvis flere repetisjoner av enhetscellen ble reprodusert, ville den større overflod av grønne sfærer være tydelig: Cl ioner^-.

På den annen side, Ca-ioner²⁺ de har mindre ionradier enn Cl ioner^-. Dette skyldes at når de taper elektroner, utøver atomkjernene større tiltrekkende kraft på de ytre elektroniske lagene, noe som reduserer den ioniske radius.

I tilfelle av Cl^-, den har en ekstra elektron som ikke kan tiltrekkes med samme kraft, og øker dermed sin ioniske radius.

Molekylær geometri og vandige kalsiumkomplekser

I midten av parallellpiped er Ca²⁺ er omgitt av seks Cl^-. Fire av disse ligger i et firkantet plan, og de to andre er plassert vinkelrett (de grønne kulene lenger unna den hvite sfæren).

Som et resultat av arrangementet av disse ionene, rundt Ca²⁺ en oktahedron er "væpnet", og tilordner dermed en oktaedisk molekylær geometri.

Med tanke på hvordan de grønne sfærene er ordnet, kan et vannmolekyl erstatte en av disse, som oppstår med CaCl₂· H₂Eller, muligens i torget. Dette faktum endrer den krystallinske strukturen, og når vannet erstatter de grønne kulene, endrer arrangementet av ionene.

Når alle Cl ioner^- erstattes av vannmolekyler, blir CaCl-hydratet dannet₂· 6H₂O. På dette tidspunktet er oktaedronet "vandig" og molekylene kan nå interagere med hydrogenbindinger (Ca²⁺ OH-H-OH₂).

Kalsium kan etter hvert akseptere enda flere vannmolekyler uten å endre det etablerte forholdet. Dette betyr at CaCl₂· 6H₂Eller det kan vedta andre komplekse strukturer, for å bli vurdert som krystallinske polymerer av kalsium og vann.

Imidlertid er disse strukturene mindre stabile enn det som oppstår ved elektrostatiske interaksjoner (Ca²⁺ og Cl^-) av vannfritt salt.

søknader

- Unngå å fryse vann om vinteren. Kalsiumklorid genererer mye varme når det oppløses og da, når temperaturen øker, smelter isen. Av denne grunn brukes det til å redusere risikoen for sirkulasjon av mennesker og kjøretøy i løpet av den kalde årstiden.

- Hjelper med å kontrollere støv på ubelagte veier.

- Fremskynder tørkehastigheten til betong når den er blitt hellet.

- CaCl væsker₂ øke effektiviteten av boring for utvinning av gass fra dens underjordiske innskudd, så vel som for petroleum.

- Det legges til bassengene for å redusere erosjonen av betongene til veggene. Det sedimenterte kalsiumet oppfyller denne funksjonen.

- Fordi det er et hygroskopisk salt, kan kalsiumklorid brukes som tørkemiddel, å kunne senke fuktigheten i luften som omgir den og derfor av stoffene som er i kontakt med luften.

- Det brukes som konserveringsmiddel i enkelte matvarer, samt tilsetningsstoffer i flere av disse, for eksempel energidrikker brukt av idrettsutøvere, oster, øl, etc..

- I medisinsk praksis har den også nytte ved behandling av depresjon forårsaket av overdosering av magnesiumsulfat, så vel som i blyforgiftning.

Hvordan er det gjort??

De naturlige kildene til denne forbindelsen er saltlakeene ekstrahert fra havene eller innsjøene.

Men hovedkilden kommer fra Solvay-prosessen, hvor kalkstein (CaCO)₃) gjennomgår en serie transformasjoner til den kommer ut i kalsiumklorid biproduktet:

2NaCl (aq) + CaCO₃(S) <=> na₂CO₃(s) + CaCl₂(Aq)

Produktet av interesse i denne prosessen er faktisk natriumkarbonat, Na₂CO₃.

egenskaper

Fysiske egenskaper og deliquescence

Det er et hvitt faststoff, luktfritt og hygroskopisk. Denne tendensen til å absorbere fuktighet fra miljøet skyldes alkaliteten til Ca-ionene.²⁺.

Grunnleggende av hvilken type: Lewis eller Bronsted? Fra Lewis, på grunn av det faktum at den positive arten er i stand til å akseptere elektroner. Disse elektronene doneres, for eksempel av oksygenatomer av vannmolekyler.

Fast stoffet absorberer fuktighet i en grad av oppløsning i det samme vannet som væsker dets krystaller. Denne egenskapen er kjent som deliquescence.

Dens tetthet er 2,15 g / ml. Som det inkorporerer vann i strukturen, krystalliserer "krystallene", øker volumet og dermed reduserer tettheten. Bare CaCl₂· H₂Eller bryte med denne trenden, som viser høyere tetthet (2,24 g / ml).

Molekylvekten til anhydridsaltet er ca. 111 g / mol, og for hvert molekyl av vann i sin struktur øker denne vekten 18 enheter.

løselighet

CaCl₂ Det er meget løselig i vann og i noen polare løsemidler, som etanol, eddiksyre, metanol og andre alkoholer.

Oppløsningsvarme

Når det er oppløst i vann, er prosessen eksoterm og oppvarmer derfor løsningen og omgivelsene.

Dette skyldes at det vandige komplekset stabiliserer Ca-ioner bedre²⁺ I løsning som elektrostatiske interaksjoner med Cl ioner^-. Da produktet er mer stabilt, frigjør det faste stoffet energi i form av varme.

Elektrolytt nedbrytning

CaCl₂ Smeltet kan bli utsatt for elektrolyse, fysisk prosess som består i separering av en forbindelse i dens elementer fra virkningen av en elektrisk strøm. I tilfelle av dette saltet er produktene metallisk kalsium og gassformig klor:

CaCl₂(l) → Ca (s) + Cl₂(G)

Ca-ionene²⁺ reduseres ved katoden, mens Cl ioner^- de oksyderes ved anoden.

referanser

1. Lisa Williams (20. desember 2009). Icy Road. [Figur]. Hentet 9. april 2018, fra: flickr.com
2. Wikipedia. (2018). Kalsiumklorid. Hentet 9. april 2018, fra: en.wikipedia.org
3. J. Mehl, D. Hicks, C. Toher, O. Levy, R. M. Hanson, G. L. W. Hart, and S. Curtarolo, The AFLOW Library of Crystallographic Prototypes: Part 1, Comp. Mat. Sci. 136, S1-S828 (2017). (doi = 10,1016 / j.commatsci.2017.01.017)
4. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi I Elementene i gruppe 2. (fjerde utgave., Side 278). Mc Graw Hill.
5. Pubchem. (2018). Kalsiumklorid. Hentet 9. april 2018, fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
6. OxyChem. Kalsiumklorid: En veiledning til fysiske egenskaper. Hentet 9. april 2018, fra: oxy.com
7. Carole Ann. Vanlige bruksområder av kalsiumklorid. Hentet 9. april 2018, fra: hunker.com