Struktur, egenskaper och användningar av kalciumoxid (CaO)

den kalciumoxid (CaO) är en oorganisk förening som innehåller kalcium och syre i jonformer (inte förväxlas med kalciumperoxid, CaO₂). Det är känt världen över som kalk, ett ord som betecknar någon oorganisk förening som innehåller karbonater, kalciumoxider och hydroxider, liksom andra metaller som kisel, aluminium och järn..

Denna oxid (eller kalk) betecknas även i vardagligt tal som bränd eller släckt kalk, beroende på huruvida eller ej hydratiserade. Kalk är kalciumoxid, medan slakad kalk är dess hydroxid. I sin tur är kalksten (kalksten eller härdad kalk) faktiskt en sedimentär berg bestående huvudsakligen av kalciumkarbonat (CaCO₃). 

Det är en av de största naturliga källorna till kalcium och utgör råmaterialet för produktion av kalciumoxid. Hur produceras denna oxid? Karbonater är mottagliga för termisk sönderdelning; uppvärmning av kalciumkarbonater vid temperaturer över 825 ° C, vilket leder till bildning av kalk och koldioxid.

Ovanstående uttalande kan beskrivas enligt följande: CaCO₃(er) → CaO (s) + CO₂(G). Eftersom jordskorpan är rikt på kalksten och kalkspat, och oceaner och stränder är rikligt snäckskal (råvaror för framställning av kalciumoxid), kalciumoxid en relativt billig reagens.

index

• 1 formel
• 2 struktur
• 3 egenskaper
  • 3.1 Löslighet
• 4 användningsområden
  • 4.1 Som mortel 
  • 4.2 Vid tillverkning av glasögon
  • 4.3 Vid gruvdrift
  • 4.4 Som silikatborttagare
• 5 Nanopartiklar av kalciumoxid
• 6 referenser

formeln

Kemisk formel för kalciumoxid är CaO, i vilken kalcium är som syrajonen (elektronacceptorn) Ca²⁺, och syre som grundjonen (elektrondonor) ELLER^2--.

Varför kalcium har +2 laddning? Eftersom kalcium tillhör grupp 2 i det periodiska bordet (Mr Becambara) och endast har två valenselektroner tillgängliga för bildandet av bindningar, vilket ger till syreatomen.

struktur

I den övre bilden representeras den kristallina strukturen (pärlsalt-typen) för kalciumoxid. De voluminösa röda kulorna motsvarar Ca-jonerna²⁺ och de vita bollarna till jonerna O^2-.

I detta kubiska kristallarrangemang är varje jon Ca²⁺ Omges av sex joner O^2-, ockluderas i de oktaedriska hålen som lämnas av stora joner mellan dem.

Denna struktur uttrycker maximal jonisk karaktär av oxiden, även om den signifikanta skillnaden av radierna (röd sfär är större än den vita) ger en svagare kristallgitterenergi om jämfört med MgO.

egenskaper

Fysiskt, är det ett vitt kristallint fast, luktfria och starka elektrostatiska växelverkningar, vilka är ansvariga för sina höga smältpunkter (2572 ° C) och kokning (2850 ° C). Dessutom har den en molekylvikt av 55 958 g / mol och den intressanta egenskapen att vara termoluminescerande.

Det betyder att en del av kalciumoxid utsatt för en flamma kan lysa med ett intensivt vitt ljus, känt på engelska med namnet Limelight, eller på spanska, ljus av kalcium. Ca-jonerna²⁺, i kontakt med elden, orsakar de en rödaktig flamma, som visas i följande bild.

löslighet

CaO är en basisk oxid som har en stark affinitet för vatten, så att lands absorberar fukt (är en hygroskopisk fast substans) och reagerar omedelbart för att framställa släckt kalk eller kalciumhydroxid:

CaO (s) + H₂O (l) => Ca (OH)₂(S)

Denna reaktion är exoterm (frisätter värme) på grund av bildandet av ett fast ämne med starkare interaktioner och en stabilare kristallgitter. Reaktionen är dock reversibel om Ca (OH) upphettas₂, dehydrerar den och belyser den släckta kalken; då är kalken "återfödd".

Den resulterande lösningen är väldigt grundläggande, och om den är mättad med kalciumoxid når den ett pH på 12,8.

Likaså är det lösligt i glycerol och i syra och sockerlösningar. Eftersom det är en basoxid, har den naturligtvis effektiva interaktioner med syraoxider (SiO₂, till₂O₃ och tro₂O₃, till exempel) är lösliga i vätskefaserna därav. Å andra sidan är det olösligt i alkoholer och organiska lösningsmedel.

tillämpningar

CaO har ett stort myriad av industriell användning samt vid syntes av acetylen (CH≡CH), i att ta bort fosfater från avloppsvatten och reaktion med svaveldioxid från gasformiga avfall.

Andra användningar av kalciumoxid beskrivs nedan:

Som en murbruk

Om kalciumoxiden blandas med sand (SiO₂) och vatten, kakor med sanden och reagerar långsamt med vattnet för att bilda släckt kalk. I sin tur, CO₂ av luften löses upp i vattnet och reagerar med saltet för att bilda kalciumkarbonat:

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

CaCO₃ Det är en mer motståndskraftig och hårdare förening än CaO, vilket gör att morteren (föregående blandning) härdar och fixar tegelstenar, block eller keramik mellan dem eller till den önskade ytan.

Vid tillverkning av glasögon

Det väsentliga råmaterialet för framställning av glasögon är kiseloxider, som blandas med kalk, natriumkarbonat (Na₂CO₃) och andra tillsatser, och därefter underkastas upphettning, vilket resulterar i ett glasartat fastämne. Detta fasta material upphettas därefter och blåses i några figurer.

Vid gruvdrift

Slakad kalk upptar större volym än snabblime på grund av vätebindning (O-H-O) interaktioner. Den här egenskapen används för att bryta stenarna inifrån.

Detta uppnås genom att fylla dem med en kompakt blandning av kalk och vatten, vilket är förseglat för att fokusera sin värme och expansiv kraft i berget.

Som en silikatborttagare

CaO smältes med silikaterna för att bilda en koalescerande vätska, som sedan extraheras från råmaterialet hos en viss produkt.

Järnmalm är till exempel råmaterialet för framställning av metalliskt järn och stål. Dessa mineraler innehåller silikater, vilka är oönskade föroreningar för processen och elimineras med den metod som just beskrivits.

Nanopartiklar av kalciumoxid

Kalciumoxid kan syntetiseras som nanopartiklar, variera koncentrationerna av kalciumnitrat (Ca (NO)₃)₂) och natriumhydroxid (NaOH) i lösning.

Dessa partiklar är sfäriska, grundläggande (såväl som makroskala fasta) och har mycket ytarea. Följaktligen gynnar dessa egenskaper de katalytiska processerna. Vad? Undersökningarna svarar för närvarande på den frågan.

Vi använde dessa nanopartiklar för att syntetisera organiska föreningar såsom substituerade derivat piridinas- i att utveckla nya läkemedel för att utföra kemiska omvandlingar såsom artificiell fotosyntes, för vattenrening från tungmetaller och skadliga, och såsom fotokatalytiska medel.

Nanopartiklarna kan syntetiseras på ett biologiskt stöd, såsom blad av papaya och grönt te, som skall användas som antibakteriellt medel.

referenser

1. scifun.org. (2018). Kalk: kalciumoxid. Hämtad den 30 mars 2018, från: scifun.org.
2. Wikipedia. (2018). Kalciumoxid. Hämtad den 30 mars 2018, från: en.wikipedia.org
3. Ashwini Anantharaman et al. (2016). Grön syntes av kalciumoxid nanopartiklar och dess tillämpningar. Int. Journal of Engineering Research and Application. ISSN: 2248-9622, volym 6, utgåva 10, (del -1), s.27-31.
4. J. Safaei-Ghomi et al. (2013). Kalciumoxid nanopartiklar katalyserade enstegs multikomponentsyntes av högsubstituerade pyridiner i vattenhaltigt etanolmedium Scientia Iranica, Transaktioner C: Kemi och kemisk teknik 20 549-554.
5. PubChem. (2018). Kalciumoxid. Hämtad den 30 mars 2018, från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi i Elementen i grupp 2. (fjärde upplagan, s. 280). Mc Graw Hill.