Kalciumvätekarbonatstruktur, egenskaper, risker och användningar



den kalciumbikarbonat är ett oorganiskt salt med kemisk formel Ca (HCO)3)2. Den härrör i naturen från kalciumkarbonatet som finns i kalkstenar och mineraler som kalcit.

Kalciumbikarbonat är mer lösligt i vatten än kalciumkarbonat. Denna egenskap har medfört bildandet av karstsystem i kalkstenar och i struktureringen av grottor.

Det underjordiska vattnet som passerar genom sprickorna blir mättat vid deras förskjutning av koldioxid (CO2). Dessa vatten eroderar kalkstenen som frigör kalciumkarbonat (CaCO3) som kommer att bilda kalciumbikarbonatet, enligt följande reaktion:

CaCO3(s) + CO2(g) + H2O (l) => Ca (HCO)3)2(Aq)

Denna reaktion sker i grottor där mycket hårt vatten härrör. Kalciumvätekarbonat finns inte i fast tillstånd men i en vattenhaltig lösning tillsammans med Ca2+, bikarbonatet (HCO)3-) och karbonatjonen (CO32-).

Därefter, när mättnaden av koldioxiden i vattnet minskar sker omvänd reaktion, det vill säga omvandlingen av kalciumvätekarbonatet till kalciumkarbonat:

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

Kalciumkarbonat är dåligt lösligt i vatten, vilket medför att dess utfällning uppträder som en fast substans. Ovanstående reaktion är mycket viktig vid bildandet av stalaktiter, stalagmiter och andra speleothemer i grottor.

Dessa steniga strukturer bildas av dropparna av vatten som faller från takets grottor (toppbild). CaCO3 närvarande i dropparna av vatten kristalliseras för att bilda de nämnda strukturerna.

Det faktum att kalciumvätekarbonat inte finns i fast tillstånd har gjort det svårt för användningen, och få exempel finns. Det är också svårt att hitta information om dess toxiska effekter. Det finns en rapport om en uppsättning biverkningar av dess användning som en behandling för att förhindra osteoporos.

struktur

Två HCO-anjoner visas i den övre bilden3- och en Ca-katjon2+ interagerar elektrostatiskt. Ca2+ enligt bilden borde den vara placerad i mitten, eftersom det är hur HCOs3- de skulle inte avvärja varandra på grund av deras negativa avgifter.

Den negativa laddningen i HCO3- det delokaliseras mellan två syreatomer, genom resonans mellan C = O-karbonylgruppen och C-O-bindningen-; medan i CO32-, Detta delokaliseras mellan de tre syreatomerna, eftersom C-OH-bindningen deprotoneras och kan därför få en negativ laddning genom resonans.

Geometrin hos dessa joner kan betraktas som sfärer av kalcium omgiven av platta trianglar av karbonater med en hydrerad ände. När det gäller storleken är kalcium märkbart mindre än HCO-joner3-.

Vattenhaltiga lösningar

Ca (HCO)3)2 Det kan inte bilda kristallina fasta ämnen, och det består egentligen av vattenhaltiga lösningar av detta salt. I dem är joner inte ensamma, som i bilden, men omgiven av H-molekyler.2O.

Hur interagerar de? Varje jon är omgiven av en hydratiserande sfär, vilken kommer att bero på metallen, polariteten och strukturen hos den upplösta arten.

Ca2+ koordinater med syreatomerna i vatten för att bilda en aquokomplex, Ca (OH)2)n2+, där n generellt anses vara sex; det vill säga en "vattenhaltig oktaedron" runt kalcium.

Medan HCO-anjoner3- interagera med antingen vätebindningar (OR2CO-H-OH2) eller med väteatomerna i vattnet i riktning mot de negativa laddningsdelokaliseringen (HOCO)2- H-OH, dipolejon-interaktion).

Dessa interaktioner mellan Ca2+, HCO3- och vattnet är så effektivt att de gör kalciumbikarbonatet väldigt lösligt i det lösningsmedlet; till skillnad från CaCO3, där de elektrostatiska attraktionerna mellan Ca2+ och CO32- är mycket starka, utfällda från vattenlösningen.

Förutom vatten finns det CO-molekyler2 runt, som reagerar långsamt för att ge mer HCO3- (beroende på pH-värdena).

Hypotetisk fast substans

Hittills har storleken och laddningarna av joner i Ca (HCO)3)2, eller närvaro av vatten, förklara varför den fasta föreningen inte existerar; det vill säga rena kristaller som kan karakteriseras av röntgenkristallografi. Ca (HCO)3)2 är inget mer än joner närvarande i vattnet från vilket de cavernösa formationerna fortsätter att växa.

Ja Ca2+ och HCO3- de kan isoleras från vattnet och undviker följande kemiska reaktion:

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

Därefter kan dessa grupperas i ett vitt kristallint fast ämne med stökiometriska proportioner 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Det finns inga studier om dess struktur, men det kan jämföras med NaHCO3 (för magnesiumbikarbonat, Mg (HCO)3)2, finns inte lika fast), eller med CaCO3.

Stabilitet: NaHCO3 vs Ca (HCO)3)2

NaHCO3 kristalliserar i det monokliniska systemet och CaCO3 i trigonala (kalcit) och orthorhombiska (aragonit) system. Om Na var ersatt+ för Ca2+, det kristallina nätverket skulle destabiliseras av den större skillnaden i storlekar; det vill säga Na+ eftersom det är mindre, bildar det en mer stabil kristall med HCO3- jämfört med Ca2+.

Faktum är att Ca (HCO)3)2(aq) behöver vattnet förångas så att dess joner kan grupperas i en kristall; men den här kristallgitteret är inte tillräckligt stark för att göra det vid rumstemperatur. När vattnet upphettas sker nedbrytningsreaktionen (ekvation ovan).

Att vara Naion+ i lösning skulle detta bilda kristallen med HCO3- före dess termiska sönderdelning.

Anledningen till varför Ca (HCO)3)2 det kristalliserar inte (teoretiskt) det är av skillnaden mellan joniska rader eller storlekar av dess joner, som inte kan bilda en stabil kristall innan dess sönderdelning.

Ca (HCO)3)2 vs CaCO3

Om däremot H tillsattes+ till de kristallina strukturerna av CaCO3, de skulle drastiskt förändra sina fysikaliska egenskaper. Kanske sänks dess smältpunkter markant, och till och med förändras kristallernas morfologier.

Skulle det vara värt att prova syntesen av Ca (HCO)3)2 Solid? Svårigheter kan överstiga förväntningarna, och ett salt med låg strukturell stabilitet kan inte ge betydande ytterligare fördelar i någon applikation där andra salter redan används.

Fysikaliska och kemiska egenskaper

Kemisk formel

Ca (HCO)3)2

Molekylvikt

162,11 g / mol

Fysikaliskt tillstånd

Det förekommer inte i fast tillstånd. Den finns i vattenlösning och försök att omvandla den till fast substans genom avdunstning av vatten, har inte fungerat då den omvandlas till kalciumkarbonat.

Löslighet i vatten

16,1 g / 100 ml vid 0 ° C; 16,6 g / 100 ml vid 20 ° C och 18,4 g / 100 ml vid 100 ° C. Dessa värden indikerar en hög affinitet av vattenmolekyler för Ca-joner (HCO)3)2, som förklaras i föregående avsnitt. Under tiden har endast 15 mg CaCO3 De löses upp i en liter vatten, vilket återspeglar deras starka elektrostatiska interaktioner.

Eftersom Ca (HCO)3)2 det kan inte bilda en fast substans, dess löslighet kan inte bestämmas experimentellt. Men med tanke på de villkor som skapats av CO2 upplöst i vattnet som omger kalkstenen, kunde kalciummängden upplöst vid en temperatur T beräknas; massa, vilket skulle vara lika med koncentrationen av Ca (HCO)3)2.

Vid olika temperaturer ökar den upplösta massan som visas av värdena vid 0, 20 och 100 ° C. Så, enligt dessa experiment, hur mycket av Ca (HCO) bestäms3)2 upplöses i närheten av CaCO3 i ett vattenhaltigt medium förgasat med CO2. När CO flyr2 gasformig, CaCO3 kommer att fälla ut, men inte Ca (HCO3)2.

Fusion och kokpunkter

Det kristallina nätverket av Ca (HCO)3)2 är mycket svagare än CaCO3. Om det kan erhållas i ett fast tillstånd och mäta temperaturen vid vilken det smälter inuti en fusiometer, skulle det säkert få ett värde långt under 899ºC. På samma sätt kan samma förväntas vid bestämning av kokpunkten.

Förbränningspunkt

Det är inte brännbart.

risker

Eftersom denna förening inte existerar i fast form är det osannolikt att det skulle utgöra en risk att manipulera dess vattenhaltiga lösningar, eftersom både Ca2+ som HCO3- De är inte skadliga i låga koncentrationer. och därför skulle den största risken för att sådana lösningar skulle intas, bero på en farlig dos av kalcium som intagits.

Om föreningen bildade en fast substans, även om den kan vara fysiskt annorlunda än CaCO3, dess toxiska effekter får inte gå utöver enkla obehag och resektioner efter fysisk kontakt eller inandning.

tillämpningar

-Kalciumvätekarbonatlösningar har länge använts för att tvätta gamla papper, särskilt konstverk eller historiskt viktiga dokument.

-Användningen av bikarbonatlösningar är användbar, inte bara för att de neutraliserar syrorna i papperet utan också ger en alkalisk reserv av kalciumkarbonat. Denna sista förening ger skydd för framtida skador på papper.

-Liksom andra bikarbonater, används den i kemiska jästar och i formuleringarna av brusande tabletter eller pulver. Dessutom används kalciumbikarbonat som ett livsmedelstillsats (vattenhaltiga lösningar av detta salt).

-Bikarbonatlösningarna har använts vid förebyggande av osteoporos. Dock har sekundära effekter som hypercalcemi, metabolisk alkalos och njursvikt observerats i ett fall..

-Kalciumbikarbonat administreras, ibland, intravenöst för att korrigera hypokalemiens depressiva effekt på hjärtfunktionen.

-Och slutligen ger det kalcium till kroppen, som är en mediator av muskelkontraktion, samtidigt som det korrigerar den sura näsan som kan uppstå i hypokalemi..

referenser

  1. Wikipedia. (2018). Kalciumvätekarbonat. Hämtad från: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3 oktober 2017). Vad är kalciumbikarbonat? Hämtad från: livestrong.com
  3. Science Learning Hub. (2018). Karbonatkemi. Hämtad från: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Kalciumbikarbonat. Hämtad från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Användningen av kalciumvätekarbonat och magnesiumbikarbonatlösningar i små konserveringsverkstäder: Undersökningsresultat. Hämtad från: cool.conservation-us.org