Kalsiumoksid (CaO) Struktur, Egenskaper og Bruk



den kalsiumoksid (CaO) er en uorganisk forbindelse inneholdende kalsium og oksygen i ioniske former (som ikke må forveksles med kalsiumperoksyd CaO2). Det er kjent over hele verden som kalk, et ord som betegner en uorganisk forbindelse som inneholder karbonater, kalsiumoksyder og hydroksyder, samt andre metaller som silisium, aluminium og jern..

Dette oksidet (eller kalk) er også referert til som en kalk eller slaktkalk, avhengig av om den er hydrert. Kalk er kalsiumoksyd, mens slakket kalk er dets hydroksid. I sin tur er kalkstein (kalkstein eller herdet kalk) faktisk en sedimentær stein som hovedsakelig består av kalsiumkarbonat (CaCO3). 

Det er en av de største naturlige kildene til kalsium og utgjør råmaterialet for produksjon av kalsiumoksid. Hvordan produseres dette oksydet? Karbonater er utsatt for termisk dekomponering; Oppvarming av kalsiumkarbonater ved temperaturer over 825 ° C, som fører til dannelse av kalk og karbondioksid.

Ovenstående erklæring kan beskrives som følger: CaCO3(er) → CaO (s) + CO2(G). På grunn av at jordskorpen er rik på kalkstein og kalsitt, og hav og strender er rikelig skjell (råstoff for produksjon av kalsiumoksid), kalsiumoksid et relativt billig reagens.

index

  • 1 formel
  • 2 struktur
  • 3 Egenskaper
    • 3.1 Løselighet
  • 4 bruksområder
    • 4.1 Som mørtel 
    • 4.2 Ved produksjon av briller
    • 4.3 Ved gruvedrift
    • 4.4 Som silikatfjerner
  • 5 nanopartikler av kalsiumoksid
  • 6 Referanser

formel

Den kjemiske formelen av kalsiumoksyd er CaO, hvor kalsium er som syrejonen (elektronacceptor) Ca2+, og oksygen som basisjonen (elektrondonor) ELLER2--.

Hvorfor kalsium har +2 kostnad? Fordi kalsium tilhører gruppe 2 i periodiske bordet (Mr. Becambara), og kun har to valenselektroner tilgjengelig for dannelse av bindinger, som gir til oksygenatomet.

struktur

I det øvre bildet er den krystallinske strukturen (gem-salt type) for kalsiumoksyd representert. De voluminøse røde kulene samsvarer med Ca-ionene2+ og de hvite kulene til ionerne O2-.

I dette kubiske krystallarrangementet vil hver ion Ca2+ er omgitt av seks ioner O2-, okkludert i de oktaediske hullene igjen av store ioner mellom dem.

Denne strukturen gir uttrykk for den maksimale ioniske karakteren av oksydet, selv om den vesentlige forskjell mellom radiene (rød kule er større enn den hvite) gir en svakere krystallgitter energi hvis sammenlignet med MgO.

egenskaper

Fysisk er et hvitt krystallinsk stoff, luktfrie og sterke elektrostatiske interaksjoner, som er ansvarlig for deres høye smeltepunkt (2572 ° C) og koke (2850 ° C). I tillegg har den en molekylvekt på 55 958 g / mol og den interessante egenskapen å være termoluminescerende.

Dette betyr at et stykke av kalsiumoksyd utsatt for en flamme, kan gløde med et intenst hvitt lys, som er kjent i engelsk under navnet Limelight, eller på spansk, lys av kalsium. Ca-ionene2+, i kontakt med brannen, forårsaker de en rødlig flamme, som vist i bildet nedenfor.

løselighet

CaO er en basisk oksid som har en sterk affinitet for vann, for så vidt som absorberer fuktighet (er et hygroskopisk faststoff) og reagerer umiddelbart for å produsere lesket kalk eller kalsiumhydroksyd:

CaO (s) + H2O (1) => Ca (OH)2(S)

Denne reaksjon er eksoterm (ved varme) på grunn av dannelsen av et fast materiale med sterkere interaksjoner og en mer stabil krystallgitter. Reaksjonen er imidlertid reversibel hvis Ca (OH) oppvarmes2, dehydrerer den og belyser den slanke kalken; da er kalken "gjenfødt".

Den resulterende løsningen er veldig grunnleggende, og hvis den er mettet med kalsiumoksyd, når den en pH på 12,8.

Likeledes er det løselig i glyserol og i syre og sukkerløsninger. Som det er et grunnleggende oksyd, har det naturlig effektive interaksjoner med syreoksider (SiO2, til2O3 og tro2O3, for eksempel) er løselig i væskefasene derav. På den annen side er det uoppløselig i alkoholer og organiske løsningsmidler.

søknader

CaO har en stor rekke industrielle anvendelser, så vel som i syntesen av acetylen (CH≡CH), ved fjerning av fosfat fra kloakk og reaksjon med svoveldioksyd fra gassformet avfall.

Andre anvendelser av kalsiumoksid er beskrevet nedenfor:

Som mørtel

Hvis kalsiumoksidet blandes med sand (SiO2) og vann, kaker med sanden og reagerer sakte med vannet for å danne slakket kalk. I sin tur har CO2 av luften oppløses i vannet og reagerer med saltet for å danne kalsiumkarbonat:

Ca (OH)2(e) + CO2(g) => CaCO3(er) + H2O (l)

CaCO3 Det er en mer motstandsdyktig og vanskeligere sammensetning enn CaO, noe som gjør at mørtelen (den forrige blandingen) herdes og fikser mursteinene, blokkene eller keramikkene mellom dem eller til den ønskede overflaten.

Ved produksjon av briller

Det essensielle råmaterialet til fremstilling av briller er silisiumoksyder, som blandes med kalk, natriumkarbonat (Na2CO3) og andre additiver, og deretter underkastes oppvarming, hvilket resulterer i et glassaktig fast stoff. Dette faste stoffet blir deretter oppvarmet og blåst i noen figurer.

I gruvedrift

Slaked lime opptar større volum enn hurtiglime på grunn av hydrogenbinding (O-H-O) -interaksjoner. Denne egenskapen er brukt til å bryte fjellet fra innsiden.

Dette oppnås ved å fylle med en kompakt blanding av kalk og vann, som er forseglet for å fokusere sin varme og ekspansiv kraft inne i bergarten.

Som silikatfjerner

CaO er fusjonert med silikater for å danne en koalescent væske, som deretter ekstraheres fra råmaterialet til et bestemt produkt.

For eksempel er jernmalm råmaterialet til produksjon av metallisk jern og stål. Disse mineralene inneholder silikater, som er uønskede urenheter for prosessen, og elimineres ved fremgangsmåten som nettopp er beskrevet.

Nanopartikler av kalsiumoksid

Kalsiumoksyd kan syntetiseres som nanopartikler, som varierer konsentrasjonene av kalsiumnitrat (Ca (NO3)2) og natriumhydroksyd (NaOH) i oppløsning.

Disse partiklene er sfæriske, grunnleggende (i tillegg til makroskalaen solid) og har mye overflateareal. Følgelig drar disse egenskapene de katalytiske prosessene. Hva? Undersøkelsene svarer for tiden på spørsmålet.

Vi brukte disse nanopartiklene for å syntetisere organiske forbindelser slik som substituerte derivater piridinas- i utvikling av nye medikamenter for å utføre kjemiske omdannelser som kunstig fotosyntese, for rensing av vann fra tungmetaller og skadelig, og så fotokatalytiske midler.

Nanopartikler kan syntetiseres på en biologisk støtte, for eksempel bladene av papaya og grønn te, som skal brukes som antibakterielt middel.

referanser

  1. scifun.org. (2018). Kalk: kalsiumoksid. Hentet 30. mars 2018, fra: scifun.org.
  2. Wikipedia. (2018). Kalsiumoksyd. Hentet 30. mars 2018, fra: en.wikipedia.org
  3. Ashwini Anantharaman et al. (2016). Grønn syntese av kalsiumoksyd nanopartikler og dets applikasjoner. Int. Journal of Engineering Research and Application. ISSN: 2248-9622, vol. 6, utgave 10, (del -1), s. 27-31.
  4. J. Safaei-Ghomi et al. (2013). Kalsiumoksid nanopartikler katalysert en-trinns multikomponent syntese av høyt substituerte pyridiner i vandig etanol medium Scientia Iranica, Transaksjoner C: Kjemi og Kjemisk Engineering 20 549-554.
  5. Pubchem. (2018). Kalsiumoksid. Hentet 30. mars 2018, fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  6. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi i Elementene i gruppe 2. (fjerde utgave, side 280). Mc Graw Hill.