- Struktur
- Vandige løsninger
- Hypotetisk fast stoff
- Stabilitet: NaHCO
- Ca (HCO
- Fysiske og kjemiske egenskaper
- Kjemisk formel
- Molekylær vekt
- Fysisk tilstand
- Vannløselighet
- Smelte- og kokepunkter
- Brannpunkt
- risiko
- applikasjoner
- referanser
Den kalsiumbikarbonat er et uorganisk salt med kjemisk formel Ca (HCO 3 ) 2 . Det stammer i naturen fra kalsiumkarbonatet som finnes i kalksteiner og mineraler som kalsitt.
Kalsiumbikarbonat er mer løselig i vann enn kalsiumkarbonat. Denne egenskapen har tillatt dannelse av karst-systemer i kalkstein og i struktureringen av huler.
Kilde: Pixabay
Grunnvannet som går gjennom sprekkene blir mettet i sin fortrengning av karbondioksid (CO 2 ). Disse farvannene eroderer kalkstein og frigjør kalsiumkarbonat (CaCO 3 ) som vil danne kalsiumbikarbonat, i henhold til følgende reaksjon:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Denne reaksjonen oppstår i huler der veldig hardt vann har sin opprinnelse. Kalsiumbikarbonat er ikke i fast tilstand, men i en vandig løsning, sammen med Ca 2+ , bikarbonat (HCO 3 - ) og karbonationet (CO 3 2- ).
Deretter, ved å redusere metningen av karbondioksid i vannet, skjer den omvendte reaksjonen, det vil si transformasjonen av kalsiumbikarbonat til kalsiumkarbonat:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Kalsiumkarbonat er dårlig oppløselig i vann, dette får nedbøren til å oppstå som et fast stoff. Ovennevnte reaksjon er veldig viktig i dannelsen av stalaktitter, stalagmitter og andre speleothemer i hulene.
Disse steinete strukturer er dannet av vanndråper som faller fra taket i hulene (øvre bilde). CaCO 3 som er til stede i vanndråpene krystalliserer for å danne de nevnte strukturer.
Det faktum at kalsiumbikarbonat ikke finnes i fast tilstand har gjort bruken vanskelig, med få eksempler funnet. På samme måte er det vanskelig å finne informasjon om dets giftige effekter. Det foreligger en rapport om et sett bivirkninger fra dets bruk som behandling for å forhindre osteoporose.
Struktur
Kilde: Av Epop, fra Wikimedia Commons
På bildet over er to anioner HCO 3 - og en kation Ca 2+ vist samvirke elektrostatisk. I følge bildet skal Ca 2+ være plassert i midten, siden på denne måten HCO 3 - ikke ville frastøte hverandre på grunn av deres negative ladninger.
Den negative ladning i HCO 3 - er delokalisert mellom to oksygenatomer, gjennom resonans mellom karbonylgruppe C = O og bindingen C - O - ; mens det er CO 3 2– , blir det delokalisert mellom de tre oksygenatomer, siden C-OH-bindingen er avprotonert og derfor kan motta en negativ ladning ved resonans.
Geometrien til disse ionene kan betraktes som kalsiumkuler omgitt av flate trekanter av karbonater med en hydrogenert ende. Når det gjelder størrelsesforhold er kalsium spesielt mindre enn HCO 3 - ioner .
Vandige løsninger
Ca (HCO 3 ) 2 kan ikke danne krystallinske faste stoffer, og består faktisk av vandige oppløsninger av dette saltet. I dem, ionene er ikke alene, som i bildet, men er omgitt av H 2 O molekyler .
Hvordan samhandler de? Hver ion er omgitt av en hydratiseringsfære, som vil avhenge av metallet, polariteten og strukturen til de oppløste artene.
Ca 2+ koordinaterer med oksygenatomene i vann for å danne et vandig kompleks, Ca (OH 2 ) n 2+ , hvor n generelt sett anses å være seks; det vil si en "vandig oktaeder" rundt kalsium.
Mens HCO 3 - anionene samvirker enten med hydrogenbindinger (O 2 CO - H-OH 2 ) eller med hydrogenatomene i vann i retning av den negative ladningen, delokaliserer (HOCO 2 - H - OH, dipol interaksjon- ion).
Disse interaksjonene mellom Ca 2+ , HCO 3 - og vann er så effektive at de gjør kalsiumbikarbonat veldig løselig i det løsningsmidlet; I motsetning til CaCO 3 , der de elektrostatiske attraksjonene mellom Ca 2+ og CO 3 2– er veldig sterke, utfeller det fra den vandige løsningen.
Foruten vann, er det CO 2 molekyler rundt, som reagerer sakte for å tilføre mer HCO 3 - (avhengig av pH-verdiene).
Hypotetisk fast stoff
Så langt forklarer størrelsene og ladningene til ionene i Ca (HCO 3 ) 2 , og heller ikke tilstedeværelsen av vann, hvorfor den faste forbindelsen ikke eksisterer; det vil si rene krystaller som kan karakteriseres ved røntgenkrystallografi. Ca (HCO 3 ) 2 er ikke annet enn ioner som er til stede i vannet som de kavernøse formasjonene fortsetter å vokse fra.
Hvis Ca 2+ og HCO 3 - kan isoleres fra vannet, unngå følgende kjemiske reaksjon:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Da disse kan være gruppert i et hvitt, krystallinsk fast stoff med støkiometriske forhold 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Det er ingen studier om strukturen, men det kan sammenlignes med NaHCO 3 (siden magnesiumbikarbonat, Mg (HCO 3 ) 2 , ikke eksisterer som et fast stoff heller), eller med CaCO 3 .
Stabilitet: NaHCO
NaHCO 3 krystalliserer i det monokliniske systemet, og CaCO 3 i de trigonale (kalsitt) og ortorhombiske (aragonitt) systemene. Hvis Na + ble erstattet av Ca 2+ , ville krystallgitteret bli destabilisert av den større forskjellen i størrelser; Med andre ord, Na +, fordi den er mindre, danner en mer stabil krystall med HCO 3 - sammenlignet med Ca 2+ .
Faktisk trenger Ca (HCO 3 ) 2 (aq) vann for å fordampe slik at dets ioner kan gruppere seg i en krystall; men krystallgitteret er ikke sterkt nok til å gjøre det ved romtemperatur. Ved å varme opp vannet, oppstår nedbrytningsreaksjonen (ligning over).
Med Na + -ionet i oppløsning, ville det danne krystallen med HCO 3 - før dens termiske spaltning.
Årsaken til at Ca (HCO 3 ) 2 ikke krystalliserer (teoretisk) skyldes forskjellen i ioniske radier eller størrelser på dens ioner, som ikke kan danne en stabil krystall før dekomponering.
Ca (HCO
Hvis derimot H + ble tilsatt til de krystallinske CaCO 3- strukturer , ville deres fysiske egenskaper drastisk endre seg. Kanskje faller deres smeltepunkter betydelig, og til og med morfologiene til krystallene endres opp.
Ville det være verdt å prøve syntese av solid Ca (HCO 3 ) 2 ? Vanskeligheter kan overgå forventningene, og et salt med lav strukturell stabilitet kan ikke gi vesentlige ytterligere fordeler i noen applikasjoner der andre salter allerede er brukt.
Fysiske og kjemiske egenskaper
Kjemisk formel
Ca (HCO 3 ) 2
Molekylær vekt
162,11 g / mol
Fysisk tilstand
Det vises ikke i solid tilstand. Det finnes i vandig løsning og forsøk på å gjøre det til et faststoff ved fordampning av vann har ikke vært vellykket da det blir kalsiumkarbonat.
Vannløselighet
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 en indikasjon på en høy affinitet av vannmolekyler for Ca (HCO 3 ) 2- ioner , som forklart i forrige seksjon. I mellomtiden løses bare 15 mg CaCO 3 opp i en liter vann, noe som reflekterer dets sterke elektrostatiske interaksjoner.
Fordi Ca (HCO 3 ) 2 ikke kan danne et fast stoff, kan dets løselighet ikke bestemmes eksperimentelt. Imidlertid, gitt forholdene skapt av CO 2 oppløst i vannet rundt kalksteinen, kunne imidlertid massen av kalsium oppløst ved en temperatur T beregnes; masse, som vil 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. I henhold til disse eksperimentene blir det deretter bestemt hvor mye av Ca (HCO 3 ) 2 som løses opp i nærheten av CaCO 3 i et vandig medium forgasset med CO 2 . Når den gassformige CO 2 slipper ut , vil CaCO 3 utfelle, men ikke Ca (HCO 3 ) 2 .
Smelte- og kokepunkter
Krystallgitteret til Ca (HCO 3 ) 2 er mye svakere enn det for CaCO 3 . Hvis det kan oppnås i fast tilstand, og temperaturen ved hvilken den smelter, måles i et fusiometer, vil en verdi sikkert oppnås godt under 899 ºC. Tilsvarende ville det samme kunne forventes ved bestemmelse av kokepunktet.
Brannpunkt
Det er ikke brennbart.
risiko
Da denne forbindelse ikke foreligger i fast form, er det usannsynlig at den representerer en risiko for å håndtere de vandige oppløsninger, siden begge Ca 2+ og HCO 3 ioner - ikke er skadelig ved lave konsentrasjoner; og derfor kan den større risikoen for å innta disse løsningene bare skyldes en farlig dose inntak av kalsium.
Hvis forbindelsen skulle danne et fast stoff, selv om det fysisk kan være forskjellig fra CaCO 3 , kan dets giftige virkninger ikke utover enkle ubehag og tørrhet etter fysisk kontakt eller ved innånding.
applikasjoner
-Kalsiumbikarbonatløsninger har lenge vært brukt til å vaske gamle papirer, spesielt kunstverk eller historisk viktige dokumenter.
-Bruk av bikarbonatløsninger er nyttig, ikke bare fordi de nøytraliserer syrene i papiret, men de gir også en alkalisk reserve av kalsiumkarbonat. Den sistnevnte forbindelsen gir beskyttelse for fremtidig skade på papiret.
-Som andre bikarbonater, brukes den i kjemiske gjær og i brusblanding eller pulverformuleringer. I tillegg brukes kalsiumbikarbonat som tilsetningsstoff til mat (vandige oppløsninger av dette saltet).
-Bikarbonatløsninger er blitt brukt i forebygging av osteoporose. Imidlertid har bivirkninger som hyperkalsemi, metabolsk alkalose og nyresvikt blitt observert i ett tilfelle.
-Kalsiumbikarbonat administreres noen ganger intravenøst for å korrigere den depressive effekten av hypokalemia på hjertefunksjonen.
-Og endelig gir den kalsium til kroppen, som er en formidler av muskelkontraksjon, samtidig som den korrigerer acidosen som kan oppstå i en hypokalemisk tilstand.
referanser
- Wikipedia. (2018). Kalsiumbikarbonat. Hentet fra: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (3. oktober 2017). Hva er kalsiumbikarbonat? Gjenopprettet fra: livestrong.com
- Science Learning Hub. (2018). Karbonatkjemi. Gjenopprettet fra: sciencelearn.org.nz
- Pubchem. (2018). Kalsiumbikarbonat. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Bruken av kalsiumbikarbonat- og magnesiumbikarbonatløsninger i små konserveringsworkshops: Undersøkelsesresultater. Gjenopprettet fra: cool.conservation-us.org