Kaltsiumvesinikkarbonaadi struktuur, omadused, riskid ja kasutusalad



The kaltsiumvesinikkarbonaat on anorgaaniline sool keemilise valemiga Ca (HCO)3)2. See pärineb looduses lubjakivi kivimites ja mineraalides, näiteks kaltsiinis leiduvast kaltsiumkarbonaadist.

Kaltsiumvesinikkarbonaat lahustub vees rohkem kui kaltsiumkarbonaat. See omadus on võimaldanud karstisüsteemide teket lubjakivikivimites ja koobaste struktureerimisel.

Hapniku läbilaskvad maa-alused veed küllastuvad süsinikdioksiidi ümberpaigutamisel (CO2). Need veed rikuvad kaltsiumkarbonaati vabastavaid lubjakivi kive (CaCO3) mis moodustavad kaltsiumvesinikkarbonaadi vastavalt järgmisele reaktsioonile:

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

See reaktsioon esineb koobastes, kus on väga tugev vesi. Kaltsiumvesinikkarbonaati ei leitud tahkes olekus, vaid vesilahuses koos Ca-ga2+, bikarbonaat (HCO)3-) ja karbonaatioon (CO32-).

Seejärel, kui vees oleva süsinikdioksiidi küllastumine väheneb, toimub pöördreaktsioon, st kaltsiumvesinikkarbonaadi muundamine kaltsiumkarbonaadiks:

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

Kaltsiumkarbonaat lahustub vees halvasti, mis põhjustab selle sadestumise tahke ainena. Ülaltoodud reaktsioon on väga oluline stalaktiitide, stalagmiitide ja teiste koobaste moodustumisel koobastes.

Need kivised struktuurid on moodustatud veepiisadest, mis langevad koobastest (ülemine pilt). CaCO3 veepiisades olevad kristallid moodustavad nimetatud struktuurid.

Asjaolu, et kaltsiumvesinikkarbonaat ei ole tahkes olekus, on selle kasutamise raskendanud ja leitud vähesed näited. Samuti on raske leida teavet selle toksiliste mõjude kohta. On olemas aruanne osteoporoosi ärahoidmiseks kasutatava kõrvaltoimete kogumi kohta.

Struktuur

Ülemises pildis on kaks HCO-aniooni3- ja Ca katioon2+ elektrostatiliselt. Ca2+ pildi järgi peaks see paiknema keskel, sest nii on ka HCO-d3- nad ei tõrjuks üksteist oma negatiivsete tasude tõttu.

Negatiivne tasu HCO-s3- see on kahe hapniku aatomi vahel ümber paigutatud, resonantsiga C = O karbonüülrühma ja C-O sideme vahel-; CO-is32-, See on ümber paigutatud kolme hapniku aatomi vahel, kuna C-OH side on deprotoneeritud ja võib seetõttu saada negatiivse laengu resonantsiga..

Nende ioonide geomeetriat võib pidada kaltsiumi sfäärideks, mis on ümbritsetud karbonaatide lamedate kolmnurgadega hüdrogeenitud otsaga. Suuruse järgi on kaltsium märgatavalt väiksem kui HCO-ioonid3-.

Vesilahused

Ca (HCO)3)2 See ei saa moodustada kristallilisi tahkeid aineid ning see koosneb tõepoolest selle soola vesilahustest. Neis ei ole ioonid üksi, nagu pildil, vaid ümbritsetud H-molekulidega.2O.

Kuidas nad suhtlevad? Iga ioon on ümbritsetud hüdratatsiooniga, mis sõltub lahustunud liigi metallist, polaarsusest ja struktuurist.

Ca2+ koordineerib vee hapniku aatomitega, moodustades vesikompleksi, Ca (OH)2)n2+, kus n peetakse üldiselt kuueks; see tähendab "vesipõhist oktaeedrit" kaltsiumi ümber.

Kuigi HCO anioonid3- suhelda kas vesiniksidemetega (OR)2CO-H-OH2) või vees olevate vesinikuaatomitega negatiivse laengu delokaliseerimise suunas (HOCO)2- H-OH, dipooliooni interaktsioon).

Neid interaktsioone Ca vahel2+, HCO3- ja vesi on nii tõhus, et nad muudavad kaltsiumvesinikkarbonaadi selles lahustis väga lahustuvaks; erinevalt CaCO-st3, kus elektrostaatilised vaatamisväärsused Ca vahel2+ ja CO32- on väga tugevad, vesilahusest sadestudes.

Lisaks veele on CO-molekule2 ümber, mis reageerivad aeglaselt, et pakkuda rohkem HCO-d3- (sõltuvalt pH väärtustest).

Hüpoteetiline tahke aine

Siiani on Ca (HCO) ioonide suurused ja laengud3)2, ega vee olemasolu, miks ei ole tahket ühendit olemas; st puhtad kristallid, mida saab iseloomustada röntgenkristallograafiaga.3)2 ei ole midagi muud kui ioonid, mis asuvad vees, millest koobaslikud kooslused kasvavad.

Jah, Ca2+ ja HCO3- neid võib veest eraldada, vältides järgmist keemilist reaktsiooni:

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

Seejärel võib need rühmitada stöhhiomeetriliste proportsioonidega 2: 1 (2HCO) valge kristalse tahke ainena3/ 1Ca). Selle struktuuri kohta uuringuid ei ole, kuid seda võib võrrelda NaHCO-ga3 (magneesiumvesinikkarbonaadi puhul Mg (HCO)3)2, ei ole olemas tahke) või CaCO-ga3.

Stabiilsus: NaHCO3 vs Ca (HCO)3)2

NaHCO3 kristalliseerub monokliinilises süsteemis ja CaCO3 trigonaalsetes (kaltsiit) ja ortorombilistes (aragoniit) süsteemides. Kui Na asendati+ Ca jaoks2+, suuremat erinevust suuruses destabiliseeriks kristalne võrk; see tähendab, et Na+ kuna see on väiksem, moodustab see HCO-ga stabiilsema kristalli3- võrreldes Ca-ga2+.

Tegelikult on Ca (HCO)3)2(aq) vajab vett aurustamiseks, et selle ioonid saaks rühmitada kristallidesse; kuid selle kristallvõre ei ole piisavalt tugev, et seda toatemperatuuril teha. Kui vesi on kuumutatud, tekib lagunemisreaktsioon (ülaltoodud võrrand).

Olles Na-ioon+ lahenduses moodustaks see HCO-ga kristallid3- enne selle termilist lagunemist.

Põhjus, miks Ca (HCO)3)2 see ei kristalliseeru (teoreetiliselt), vaid ioonide raadiuste või suuruste erinevuse tõttu, mis ei saa enne selle lagunemist stabiilse kristalliga moodustada.

Ca (HCO)3)2 vs CaCO3

Teisest küljest lisati H+ CaCO kristalsetele struktuuridele3, nad muudaksid oluliselt nende füüsikalisi omadusi. Võib-olla langevad selle sulamispunktid märgatavalt ja isegi kristallide morfoloogiad muutuvad.

Kas tasub proovida Ca (HCO) sünteesi3)2 tahke? Raskused võivad ületada ootusi ja madala struktuurse stabiilsusega sool ei pruugi anda mingit lisakasu üheski rakenduses, kus teisi sooli juba kasutatakse.

Füüsikalised ja keemilised omadused

Keemiline valem

Ca (HCO)3)2

Molekulmass

162,11 g / mol

Füüsiline olek

See ei ilmu tahkes olekus. See leitakse vesilahuses ja katsed selle veega aurustumise teel tahkeks muundamiseks ei ole toiminud, kui see muudetakse kaltsiumkarbonaadiks.

Lahustuvus vees

16,1 g / 100 ml 0 ° C juures; 16,6 g / 100 ml temperatuuril 20 ° C ja 18,4 g / 100 ml 100 ° C juures. Need väärtused viitavad veemolekulide suurele afiinsusele Ca ioonide (HCO) suhtes.3)2, nagu on selgitatud eelmises osas. Vahepeal on ainult 15 mg CaCO-d3 nad lahustuvad vees, mis peegeldab nende tugevat elektrostaatilist koostoimet.

Kuna Ca (HCO)3)2 see ei saa moodustada tahket ainet, selle lahustuvust ei ole võimalik eksperimentaalselt määrata. Võttes arvesse CO loodud tingimusi2 lahustatakse lubjakivi ümbritsevas vees, võib välja arvutada T-temperatuuril lahustatud kaltsiumi mass; mass, mis oleks võrdne Ca (HCO) kontsentratsiooniga.3)2.

Erinevates temperatuurides suureneb lahustunud mass vastavalt väärtustele 0, 20 ja 100 ° C juures. Seega, vastavalt nendele katsetele, kui palju Ca (HCO) on määratud3)2 lahustub CaCO läheduses3 CO-ga gaasistatud veekeskkonnas2. Kui CO põgeneb2 gaasiline, CaCO3 sadestub, kuid mitte Ca (HCO)3)2.

Sulandus- ja keemispunktid

Ca (HCO) kristalne võrgustik3)2 on palju nõrgem kui CaCO3. Kui seda on võimalik saada tahkes olekus ja mõõta temperatuuri, mille juures see sulandub fusiomeetris, saavutaks see kindlasti väärtuse alla 899 ° C. Sama võib eeldada keemistemperatuuri määramisel.

Põlemispunkt

See ei ole süttiv.

Riskid

Kuna see ühend ei ole tahkel kujul, on ebatõenäoline, et see kujutaks endast ohtu oma vesilahuste manipuleerimiseks, kuna nii Ca2+ nagu HCO3- need ei ole madalates kontsentratsioonides kahjulikud; ja seetõttu on suurim oht, et selliseid lahuseid tarvitatakse, olla tingitud ainult ohtlikust kaltsiumisisaldusest.

Kui ühend moodustas tahke aine, kuigi see võib olla füüsiliselt erinev CaCO-st3, selle mürgine toime ei tohi ületada lihtsat ebamugavust ja resektsioone pärast füüsilist kokkupuudet või sissehingamist.

Kasutamine

-Vanade paberite, eriti kunstiteoste või ajalooliselt oluliste dokumentide pesta- miseks on pikka aega kasutatud kaltsiumvesinikkarbonaadi lahuseid.

-Bikarbonaadi lahuste kasutamine on kasulik mitte ainult seetõttu, et nad neutraliseerivad happeid paberil, vaid pakuvad ka kaltsiumkarbonaadi aluselist varu. See viimane ühend kaitseb paberi tulevasi kahjustusi.

-Nagu teised bikarbonaadid, kasutatakse seda keemilistes pärmides ja kihisevate tablettide või pulbrite koostistes. Lisaks kasutatakse toidulisandina kaltsiumvesinikkarbonaati (selle soola vesilahused)..

-Bikarbonaadi lahuseid on kasutatud osteoporoosi ennetamiseks. Siiski on ühel juhul täheldatud sekundaarseid toimeid, nagu hüperkaltseemia, metaboolne alkaloos ja neerupuudulikkus..

-Kaltsiumvesinikkarbonaati manustatakse aeg-ajalt intravenoosselt, et korrigeerida hüpokaleemia depressiivset toimet südame funktsioonile..

-Ja lõpuks annab see kehale kaltsiumi, mis on lihaskontraktsiooni vahendaja, samal ajal korrigeerides hüpokaleemia seisundis esinevat atsidoosi..

Viited

  1. Wikipedia. (2018). Kaltsiumvesinikkarbonaat. Vastu võetud: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3. oktoober 2017). Mis on kaltsiumbikarbonaat? Välja otsitud andmebaasist: livestrong.com
  3. Teadusõppe keskus. (2018). Karbonaadi keemia. Välja otsitud andmebaasist: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Kaltsium-bikarbonaat. Välja otsitud andmebaasist: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht ja Irene Brückle. (1997). Kaltsium-bikarbonaadi ja magneesium-bikarbonaadi lahuste kasutamine väikeste kaitsetööde seminaridel: uuringu tulemused. Välja otsitud andmebaasist: cool.conservation-us.org