Kalsiumvetykarbonaatin rakenne, ominaisuudet, riskit ja käyttötavat



kalsiumvetykarbonaatti on epäorgaaninen suola, jolla on kemiallinen kaava Ca (HCO)3)2. Se on peräisin luonteeltaan kalkkikiven kallioista ja kivennäisaineista, kuten kalsiitista.

Kalsiumvetykarbonaatti on liukoisempi veteen kuin kalsiumkarbonaatti. Tämä ominaisuus on mahdollistanut karstijärjestelmien muodostumisen kalkkikiven kallioissa ja luolien rakenteessa.

Halkeamien läpi kulkevat maanalaiset vedet kyllästyvät hiilidioksidin siirtyessä (CO2). Nämä vedet heikentävät kalkkikiviä, jotka vapauttavat kalsiumkarbonaattia (CaCO3) joka muodostaa kalsiumvetykarbonaatin seuraavan reaktion mukaisesti:

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

Tämä reaktio tapahtuu luolissa, joissa on hyvin kovaa vettä. Kalsiumvetykarbonaattia ei löydy kiinteästä aineesta, vaan vesipitoisesta liuoksesta yhdessä Ca: n kanssa2+, bikarbonaatti (HCO)3-) ja karbonaatti-ioni (CO32-).

Sen jälkeen, kun hiilidioksidin kyllästyminen vedessä laskee, tapahtuu käänteinen reaktio eli kalsiumvetykarbonaatin muuttuminen kalsiumkarbonaatiksi:

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

Kalsiumkarbonaatti liukenee huonosti veteen, mikä aiheuttaa sen saostumisen kiinteänä aineena. Yllä oleva reaktio on erittäin tärkeä stalaktiittien, stalagmiittien ja muiden speleotemien muodostamisessa luolissa.

Nämä kiviset rakenteet muodostuvat vesipisaroista, jotka putoavat luolien katosta (yläkuva). CaCO3 vesipisaroissa oleva kiteytyy mainittujen rakenteiden muodostamiseksi.

Se, että kalsiumvetykarbonaattia ei löydy kiinteässä tilassa, on vaikeuttanut sen käyttöä, ja löytyy muutamia esimerkkejä. Lisäksi on vaikea löytää tietoa sen myrkyllisistä vaikutuksista. Raportissa on joukko sivuvaikutuksia, joita sen käyttö on osteoporoosin ehkäisemiseksi.

rakenne

Kaksi HCO-anionia on esitetty ylemmässä kuvassa3- ja Ca-kationi2+ vuorovaikutuksessa sähköstaattisesti. Ca2+ kuvan mukaan sen pitäisi sijaita keskellä, koska näin HCO: t3- he eivät kestäisi toisiaan negatiivisten maksujensa vuoksi.

Negatiivinen maksu HCO: ssa3- se delokalisoidaan kahden happiatomin välillä resonanssilla C = O-karbonyyliryhmän ja C-O-sidoksen välillä-; CO: ssa32-, Tämä delokalisoidaan kolmen happiatomin välillä, koska C-OH-sidos on deprotonoitu ja voi siten saada negatiivisen varauksen resonanssilla.

Näiden ionien geometriaa voidaan pitää kalsiumien palloina, joita ympäröivät karbonaattien tasaiset kolmiot ja hydrattu pää. Kokonaissuhteessa kalsium on huomattavasti pienempi kuin HCO-ionit3-.

Vesiliuokset

Ca (HCO)3)2 Se ei voi muodostaa kiteisiä kiintoaineita, ja se koostuu tämän suolan vesiliuoksista. Niissä ionit eivät ole yksin, kuten kuvassa, vaan niitä ympäröivät H-molekyylit.2O.

Miten ne ovat vuorovaikutuksessa? Kukin ioni ympäröi hydraatio-palloa, joka riippuu liuenneen lajin metallista, napaisuudesta ja rakenteesta.

Ca2+ koordinoi veden happiatomien kanssa muodostaen vesikompleksin, Ca (OH)2)n2+, jossa n katsotaan yleensä kuudeksi; eli "vesipitoinen oktaedri" kalsiumin ympärillä.

Vaikka HCO-anionit3- vuorovaikutuksessa joko vetysidosten kanssa (OR2CO-H-OH2) tai vedessä olevien vetyatomien kanssa negatiivisen varauksen delokalisoinnin suuntaan (HOCO)2- H-OH, dipoli-ioni-vuorovaikutus).

Nämä Ca: n väliset vuorovaikutukset2+, HCO3- ja vesi on niin tehokas, että ne tekevät kalsium- bikarbonaatin hyvin liukoiseksi kyseiseen liuottimeen; toisin kuin CaCO3, jossa sähköstaattiset nähtävyydet Ca: n välillä2+ ja CO32- ovat erittäin vahvoja, saostuvat vesiliuoksesta.

Veden lisäksi on CO-molekyylejä2 ympärillä, jotka reagoivat hitaasti, jotta saadaan enemmän HCO: ta3- (riippuen pH-arvoista).

Hypoteettinen kiinteä

Tähän mennessä Ca: n (HCO) ionien koot ja varaukset3)2, eikä veden läsnäolo, selitä, miksi kiinteää yhdistettä ei ole; eli puhtaat kiteet, joita voidaan karakterisoida röntgenkristallografialla.3)2 ei ole mitään muuta kuin ioneja, jotka ovat läsnä vedessä, josta sotkuiset muodostumat kasvavat.

Kyllä Ca2+ ja HCO3- ne voidaan eristää vedestä välttämällä seuraavaa kemiallista reaktiota:

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

Sitten nämä voitaisiin ryhmitellä valkoiseen kiteiseen kiinteään aineeseen, jossa oli stoikiometrisiä suhteita 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Sen rakenteesta ei ole tehty tutkimuksia, mutta sitä voitaisiin verrata NaHCO: han3 (magnesiumbikarbonaatille, Mg (HCO)3)2, ei ole olemassa kiinteänä aineena) tai CaCO: n kanssa3.

Stabiilisuus: NaHCO3 vs. Ca (HCO)3)2

NaHCO3 kiteytyy monokliinisessä järjestelmässä ja CaCO: ssa3 trigonaalisissa (kalsiitti-) ja ortorombisissa (aragoniitti) järjestelmissä. Jos Na vaihdettiin+ Ca: lle2+, kiteinen verkko olisi epävakaa suurempien erojen vuoksi; eli Na+ koska se on pienempi, se muodostaa vakaan kristallin HCO: n kanssa3- verrattuna Ca: hen2+.

Itse asiassa Ca (HCO)3)2(aq) tarvitsee vettä haihtumaan niin, että sen ionit voidaan ryhmitellä kiteeseen; mutta tämän kiteinen ristikko ei ole tarpeeksi vahva tekemään sitä huoneenlämpötilassa. Kun vettä kuumennetaan, hajoamisreaktio tapahtuu (yhtälö edellä).

Koska Na-ioni+ Ratkaisussa tämä muodostaisi kristallin HCO: n kanssa3- ennen sen termistä hajoamista.

Syy siihen, miksi Ca (HCO)3)2 se ei kiteyty (teoreettisesti), vaan sen ionien säteiden tai kokojen erot, jotka eivät voi muodostaa stabiilia kiteitä ennen sen hajoamista.

Ca (HCO)3)2 vs. CaCO3

Jos toisaalta lisättiin H+ CaCO: n kiteisiin rakenteisiin3, ne muuttavat huomattavasti niiden fyysisiä ominaisuuksia. Ehkä sen sulamispisteet laskevat huomattavasti ja jopa kiteiden morfologiat muuttuvat.

Olisi syytä kokeilla Ca: n (HCO) synteesiä3)2 Kiinteät? Vaikeudet voivat ylittää odotukset, ja alhaisen rakenteellisen vakauden omaava suola ei saa tarjota merkittäviä lisäetuja missään sovelluksessa, jossa muita suoloja on jo käytetty.

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Kemiallinen kaava

Ca (HCO)3)2

Molekyylipaino

162,11 g / mol

Fyysinen tila

Se ei näy kiinteässä tilassa. Se löytyy vesiliuoksesta ja pyrkimykset muuttaa se kiinteäksi haihduttamalla vettä, eivät ole toimineet, kun se muunnetaan kalsiumkarbonaatiksi.

Liukoisuus veteen

16,1 g / 100 ml 0 ° C: ssa; 16,6 g / 100 ml 20 ° C: ssa ja 18,4 g / 100 ml 100 ° C: ssa. Nämä arvot viittaavat vesimolekyylien suureen affiniteettiin Ca-ioneille (HCO)3)2, kuten edellisessä osassa on selitetty. Samaan aikaan vain 15 mg CaCO: ta3 ne liukenevat litraan vettä, mikä heijastaa niiden vahvaa sähköstaattista vuorovaikutusta.

Koska Ca (HCO)3)2 se ei voi muodostaa kiinteää ainetta, sen liukoisuutta ei voida määrittää kokeellisesti. Ottaen kuitenkin huomioon CO: n luomat olosuhteet2 liuennut kalkkikiveä ympäröivään veteen, lämpötilaan T liuotetun kalsiumin massa voidaan laskea; massa, joka olisi yhtä suuri kuin Ca: n (HCO) \ t3)2.

Erilaisissa lämpötiloissa liuenneen massan määrä nousee arvojen 0, 20 ja 100 ° C mukaisesti. Niinpä näiden kokeiden mukaan kuinka paljon Ca: sta (HCO) määritetään3)2 liukenee CaCO: n läheisyyteen3 vesipitoisessa väliaineessa, joka on kaasutettu CO: lla2. Kun CO poistuu2 kaasumainen, CaCO3 saostuu, mutta ei Ca (HCO3)2.

Fuusio- ja kiehumispisteet

Ca: n (HCO) kiteinen verkko3)2 on paljon heikompi kuin CaCO3. Jos se voidaan saada kiinteässä tilassa, ja mitata lämpötila, jolla se sulaa fusiometrin sisällä, saisi varmasti arvoa alle 899 ° C. Samoin voidaan odottaa kiehumispisteen määrittämisessä.

Palamispiste

Se ei ole palava.

riskejä

Koska tämä yhdiste ei ole kiinteässä muodossa, on epätodennäköistä, että se aiheuttaisi riskin manipuloida sen vesiliuoksia, koska molemmat Ca2+ kuten HCO3- ne eivät ole haitallisia pienissä pitoisuuksissa; ja siksi suurin riski, että tällaiset liuokset nauttivat, voisi johtua vain vaarallisesta kalsiumin annoksesta.

Jos yhdiste muodostaa kiinteän aineen, vaikka se voi olla fyysisesti erilainen kuin CaCO3, sen myrkylliset vaikutukset eivät saa ylittää yksinkertaista epämukavuutta ja resektioita fyysisen kosketuksen tai inhalaation jälkeen.

sovellukset

-Kalsiumvetykarbonaattiliuoksia on käytetty pitkään vanhojen papereiden, erityisesti taideteosten tai historiallisesti tärkeiden asiakirjojen, pesemiseen.

-Bikarbonaattiliuosten käyttö on hyödyllistä, ei vain siksi, että ne neutraloivat paperissa olevat hapot, vaan tarjoavat myös kalsiumkarbonaatin alkalipitoisuuden. Tämä viimeinen yhdiste suojaa paperille tulevia vahinkoja.

-Muiden bikarbonaattien tavoin sitä käytetään kemiallisissa hiivoissa ja poretablettien tai jauheiden formulaatioissa. Lisäksi kalsiumvesikarbonaattia käytetään elintarvikelisäaineena (tämän suolan vesiliuokset).

-Bikarbonaattiliuoksia on käytetty osteoporoosin ehkäisyyn. Toisessa tapauksessa on kuitenkin havaittu toissijaisia ​​vaikutuksia, kuten hyperkalsemia, metabolinen alkaloosi ja munuaisten vajaatoiminta..

-Kalsiumvetykarbonaattia annetaan satunnaisesti laskimonsisäisesti hypokalemian depressiivisen vaikutuksen korjaamiseksi sydämen toimintaan..

-Ja lopuksi se tuottaa kalsiumia keholle, joka on lihaksen supistumisen välittäjä, samaan aikaan kun se korjaa hypokalemiaolosuhteissa esiintyvän happoosiota..

viittaukset

  1. Wikipedia. (2018). Kalsiumvetykarbonaatti. Otettu: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3. lokakuuta 2017). Mikä on kalsiumbikarbonaatti? Haettu osoitteesta livestrong.com
  3. Science Learning Hub. (2018). Karbonaattikemia. Haettu osoitteesta: sciencelearn.org.nz
  4. Pubchem. (2018). Kalsiumbikarbonaatti. Haettu osoitteesta pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Kalsium-bikarbonaatin ja magnesium-bikarbonaattiliuosten käyttö pienissä säilytystiloissa: Tutkimustulokset. Haettu osoitteesta cool.conservation-us.org