Структура, свойства, рискове и употреби на калциев бикарбонат



на калциев бикарбонат е неорганична сол с химична формула Са (НСО)3)2. Тя произхожда от природата от калциевия карбонат в варовикови скали и минерали като калцит.

Калциев бикарбонат е по-разтворим във вода от калциевия карбонат. Тази характеристика е позволила образуването на карстови системи в варовикови скали и в структурирането на пещерите.

Подземните води, които преминават през пукнатините, се насищат при тяхното изместване на въглероден диоксид (СО.)2). Тези води подкопават варовиковите скали, освобождаващи калциев карбонат (CaCO3), които ще образуват калциев бикарбонат, съгласно следната реакция:

CaCO3(s) + CO2(g) + Н2O (l) => Ca (HCO)3)2(Воден)

Тази реакция протича в пещери, откъдето идва много твърда вода. Калциев бикарбонат не се намира в твърдо състояние, а във воден разтвор, заедно с Са2+, бикарбонат (HCO)3-) и карбонатния йон (СО32-).

Впоследствие, когато насищането на въглеродния диоксид във водата намалява, протича обратната реакция, тоест превръщането на калциевия бикарбонат в калциев карбонат:

Ca (HCO)3)2(aq) => CO2 (g) + Н2О (1) + СаСО3 (S)

Калциевият карбонат е слабо разтворим във вода, поради което валежите се появяват като твърдо вещество. Горната реакция е много важна за образуването на сталактити, сталагмити и други спелеоти в пещерите.

Тези скални структури се формират от капки вода, които попадат от тавана на пещерите (отгоре изображение). CaCO3 присъстващи в капките вода се кристализира, за да образуват споменатите структури.

Фактът, че калциевият бикарбонат не се намира в твърдо състояние, направи използването му трудно и са намерени няколко примера. Също така е трудно да се намери информация за неговите токсични ефекти. Има доклад за набор от странични ефекти от неговото използване като лечение за предотвратяване на остеопороза.

структура

На горното изображение са показани два HCO аниона3- и катиониране2+ взаимодействат електростатично. Са2+ според изображението, тя трябва да се намира в средата, тъй като това е как HCOs3- те не биха се отблъсквали един от друг поради отрицателните си обвинения.

Отрицателната такса в HCO3- тя е делокализирана между два кислородни атома, чрез резонанс между С = О карбонилната група и С-О връзката-; докато е в СО32-, Това е делокализиран между трите кислородни атома, тъй като С-ОН връзката е депротонирана и следователно може да получи отрицателен заряд чрез резонанс.

Геометриите на тези йони могат да се разглеждат като сфери от калций, заобиколени от плоски триъгълници на карбонати с хидрогениран край. По отношение на съотношението на размерите, калций е забележимо по-малък от HCO йони3-.

Водни разтвори

The Ca (HCO)3)2 Той не може да образува кристални твърди вещества и наистина се състои от водни разтвори на тази сол. В тях йоните не са сами, както в образа, а са заобиколени от молекули Н.2О.

Как си взаимодействат? Всеки йон е заобиколен от сфера на хидратация, която ще зависи от метала, полярността и структурата на разтворените видове.

Са2+ координира с кислородните атоми на водата за образуване на аквакомплекс, Ca (OH)2)п2+, където n обикновено се счита за шест; "воден октаедър" около калций.

Докато HCO аниони3- взаимодействат с водородни връзки (OR2CO-Н-OH2) или с водородните атоми във водата в посока на делокализиране на отрицателния заряд (HOCO)2- H-OH, дипол-йонно взаимодействие).

Тези взаимодействия между Са2+, НСО3- и водата е толкова ефективна, че те правят калциевия бикарбонат много разтворим в този разтворител; за разлика от CaCO3, в която електростатичните атракции между Са2+ и СО32- са много силни, утаяващи се от водния разтвор.

В допълнение към водата, има СО молекули2 около, които реагират бавно, за да осигурят повече HCO3- (в зависимост от стойностите на рН).

Хипотетично твърдо вещество

Досега размерите и зарядите на йони в Са (HCO)3)2, нито наличието на вода, обясняват защо не съществува твърдо съединение; чисти кристали, които могат да се характеризират с рентгенова кристалография.3)2 нищо повече от йони, присъстващи във водата, от която кавернозните образувания продължават да растат.

Да Са2+ и HCO3- те могат да бъдат изолирани от водата, като се избягва следната химическа реакция:

Ca (HCO)3)2(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + Н2O (l)

След това те могат да бъдат групирани в бяло кристално твърдо вещество със стехиометрични пропорции 2: 1 (2НСО3/ 1Ca). Няма проучвания за нейната структура, но тя може да бъде сравнена с NaHCO3 (за магнезиев бикарбонат, Mg (HCO))3)2, нито съществува солидно), нито с CaCO3.

Стабилност: NaHCO3 срещу Ca (HCO)3)2

NaHCO3 кристализира в моноклинната система и СаСО3 в тригоналните (калцитови) и орторомбични (арагонитни) системи. Ако Na е заменен+ за Са2+, кристалната мрежа ще бъде дестабилизирана от по-голямата разлика в размерите; т.е. Na+ тъй като е по-малък, той образува по-стабилен кристал с HCO3- в сравнение със Са2+.

Всъщност Ca (HCO)3)2(aq) се нуждае водата да се изпари, така че нейните йони да могат да бъдат групирани в кристал; но кристалната решетка на тази не е достатъчно силна, за да го направи при стайна температура. Когато водата се нагрява, протича реакция на разлагане (по-горе уравнение).

Като Na-йон+ в разтвор, това ще образува кристала с HCO3- преди термичното му разлагане.

Причината защо Ca (HCO)3)2 тя не кристализира (теоретично), тя е с разликата на йонните радиуси или размери на нейните йони, които не могат да образуват стабилен кристал преди неговото разлагане.

Ca (HCO)3)2 срещу CaCO3

Ако, от друга страна, се добавя Н+ към кристалните структури на СаСО3, те биха променили драстично физическите си свойства. Може би неговите точки на топене спадат значително и дори морфологиите на кристалите в крайна сметка се променят.

Струва ли си да опитваме синтеза на Са (HCO)3)2 Solid? Трудностите могат да надхвърлят очакванията, а солта с ниска структурна стабилност не може да осигури значителни допълнителни ползи при всяко приложение, когато вече се използват други соли.

Физични и химични свойства

Химична формула

Ca (HCO)3)2

Молекулно тегло

162,11 g / mol

Физическо състояние

Той не се появява в твърдо състояние. Той се намира във воден разтвор и се опитва да го превърне в твърдо вещество чрез изпаряване на вода, не е работил, тъй като се превръща в калциев карбонат..

Разтворимост във вода

16,1 g / 100 ml при 0 ° С; 16,6 g / 100 ml при 20 ° С и 18,4 g / 100 ml при 100 ° С. Тези стойности са показателни за висок афинитет на водните молекули за Са йони (HCO)3)2, както е обяснено в предишния раздел. Междувременно, само 15 мг СаСО3 те се разтварят в литър вода, което отразява техните силни електростатични взаимодействия.

Защото Ca (HCO)3)2 не може да образува твърдо вещество, неговата разтворимост не може да се определи експериментално. Въпреки това, предвид условията, създадени от СО2 разтворена във водата около варовика, може да се изчисли масата на калция, разтворена при температура Т; маса, която е равна на концентрацията на Са (HCO)3)2.

При различни температури, разтворената маса се увеличава, както е показано от стойностите при 0, 20 и 100 ° С. Така, според тези експерименти, колко от Са (HCO) е определено3)2 разтваря се в близост до CaCO3 във водна среда, газифицирана с СО2. След като CO избяга2 газообразен, СаСО3 ще се утаи, но не и Са (НСО3)2.

Точки на топене и кипене

Кристалната мрежа на Са (HCO)3)2 е много по-слаба от CaCO3. Ако може да се получи в твърдо състояние и да се измери температурата, при която се топи вътре във фузиометъра, то със сигурност ще получи стойност под 899 ° С. По същия начин същото може да се очаква при определяне на точката на кипене.

Точка на горене

Не е запалим.

рискове

Тъй като това съединение не съществува в твърда форма, малко вероятно е то да представлява риск за манипулиране на неговите водни разтвори, тъй като и двата2+ като HCO3- те не са вредни при ниски концентрации; и следователно, най-големият риск, който би погълнал такива разтвори, може да се дължи само на опасна доза от погълната калция.

Ако съединението образува твърдо вещество, въпреки че може физически да се различава от СаСО3, неговите токсични ефекти може да не надхвърлят обикновения дискомфорт и резекциите след физически контакт или инхалация.

приложения

-Разтворите на калциев бикарбонат се използват дълго време за измиване на стари документи, особено на произведения на изкуството или исторически важни документи.

-Използването на бикарбонатни разтвори е полезно не само защото те неутрализират киселините в хартията, но и осигуряват алкален резерв от калциев карбонат. Това последно съединение осигурява защита за бъдещи повреди на хартия.

-Подобно на други бикарбонати, той се използва в химически дрожди и във формулировките на ефервесцентни таблетки или прахове. В допълнение, калциев бикарбонат се използва като хранителна добавка (водни разтвори на тази сол).

-Разтворите на бикарбонат се използват за превенция на остеопороза. В един случай обаче са наблюдавани вторични ефекти като хиперкалцемия, метаболитна алкалоза и бъбречна недостатъчност..

-Калциев бикарбонат се прилага, понякога, интравенозно, за коригиране на депресивния ефект на хипокалиемията при сърдечна функция..

-И накрая, тя осигурява калций в организма, който е медиатор на мускулната контракция, като в същото време коригира ацидозата, която може да се появи в състояние на хипокалиемия..

препратки

  1. Wikipedia. (2018). Калциев бикарбонат. Взето от: en.wikipedia.org
  2. Сира Дюбуа. (3 октомври 2017 г.). Какво е калциев бикарбонат? Изтеглено от: livestrong.com
  3. Научен център за обучение. (2018). Карбонатна химия. Изтеглено от: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Калциев бикарбонат. Възстановен от: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Използването на калциеви бикарбонатни и магнезиеви бикарбонатни разтвори в малки консервационни семинари: резултати от изследването. Възстановен от: cool.conservation-us.org