Kaltsiumkloriidi (CaCl2) struktuur, kasutusalad ja omadused



The kaltsiumkloriid (CaCl2) See on anorgaaniline sool, mis koosneb kaltsiumist, leelismuldmetallidest ja kloori halogeenist. Selles ühendis on mitmeid elektrostaatilisi koostoimeid, mis määratlevad selle kristallide välimuse ja ülejäänud nende füüsikalised omadused.

Samuti on alati kaasas veemolekulid, mis moodustavad üldvalemitega CaCl hüdraate2· XH2Või x = 0, 1, 2, 4 ja 6. Kui x = 0, puudub soolal vesi ja see on veevaba, nagu on näidatud eespool mainitud keemilise valemiga..

Ülemises pildis on kujutatud CaCl tahkeid osi2. Madala niiskuse tingimustes on võimalik veevaba soola hoida veest vabana, kuigi selle loomulik kalduvus on neelata, kuni see lahustub..

 

Indeks

  • 1 Valem
  • 2 Struktuur
    • 2.1 Molekulaarne geomeetria ja kaltsiumkomplekside vesilahused
  • 3 Kasutamine
  • 4 Kuidas seda tehakse??
  • 5 Atribuudid
    • 5.1 Füüsikalised omadused ja leebus  
    • 5.2 Lahustuvus
    • 5.3 Lahustumise kuumus
    • 5.4 Elektrolüütide lagunemine
  • 6 Viited

Valem

Selle keemiline valem on CaCl2: Väljendage seda iga Ca iooni kohta2+ on kaks Cl-iooni- positiivset laengut neutraliseerivad. Perioodilise laua 2. rühma (hr Becambara) metallist kaltsium - annab mõlemale kloori aatomile, rühma 17 elemendile, kaks elektroni..

Struktuur

CaCl struktuuri on kujutatud ülemisest pildist2 anhüdriid. Rohelised sfäärid vastavad Cl-ioonidele-, valged kuni Ca ioonid2+. Need sfäärid on paigutatud rööptahukasse, mis ei ole enam kui kristallide ortorombiline ühisrakk.

Struktuur võib anda vale ettekujutuse sellest, et kaltsium on ülekaalus; aga kui üksuse raku kordusi korratakse, oleks roheliste sfääride suurem arvukus selge: Cl ioonid-.

Teisalt, Ca ioonid2+ neil on väiksemad ioonkiired kui Cl ioonid-. Seda seetõttu, et elektronide kaotamisel avaldavad aatomite tuumad välistele elektroonilistele kihtidele suuremat atraktiivsust, mis vähendab ioonkiirgust.

Cl puhul-, sellel on täiendav elektron, mida ei saa sama jõuga meelitada, suurendades seega selle ioonkiirgust.

Molekulaarne geomeetria ja kaltsiumkomplekside vesilahused

Paralleelkäigu keskel on Ca2+ ümbritseb kuut Cl-. Neli neist asuvad ruudukujulisel tasapinnal ja ülejäänud kaks asuvad risti (rohelised sfäärid valgest sfäärist kaugemal).

Nende ioonide paigutamise tõttu Ca ümber2+ oktaeeder on "relvastatud", määrates seega oktaeedrilise molekulaarse geomeetria.

Arvestades, kuidas rohelised kerad on paigutatud, võib veemolekul asendada ühe neist, mis toimub CaCl-ga2· H2Või võib-olla ruudu tasapinnal. See asjaolu muudab kristalset struktuuri ja kui vesi asendab rohelised sfäärid, muutub ioonide paigutus.

Kui kõik Cl ioonid- asendatakse vesimolekulidega, moodustub CaCl hüdraat2· 6H2O. Siinkohal on oktaeeder "vesipõhine" ja molekulid on nüüd võimelised üksteisega suhtlema vesiniksidemetega (Ca2+ OH-H-OH2).

Järgnevalt võib kaltsium võtta vastu veel rohkem veemolekule, muutmata kehtestatud suhet. See tähendab, et CaCl2· 6H2Või võib see vastu võtta ka teisi keerulisi struktuure, nii et neid peetakse kaltsiumi ja vee kristallilisteks polümeerideks.

Kuid need struktuurid on vähem stabiilsed kui elektrostaatiliste interaktsioonide poolt (Ca2+ ja Cl-) veevabast soolast.

Kasutamine

- Vältige vee talve külmumist. Kaltsiumkloriid tekitab lahustumisel palju soojust ja siis, kui temperatuur tõuseb, sulab jää. Sel põhjusel kasutatakse seda inimeste ja sõidukite liikumise riski vähendamiseks külmhooajal.

- Aitab reguleerida teedel tolmu.

- Kiirendab betooni kuivatamise kiirust, kui see on valatud.

- CaCl vedelikud2 tõsta puurimise efektiivsust nii maa-aluste kui ka nafta gaasi eraldamisel.

- See lisatakse basseinidele, et vähendada selle seinte betooni erosiooni. Sedimenteeritud kaltsium täidab selle funktsiooni.

- Kuna tegemist on hügroskoopse soolaga, võib kaltsiumkloriidi kasutada kuivatusainena, mis on võimeline vähendama ümbritseva õhu niiskust ja seega selle õhuga kokkupuutuvate ainete niiskust..

- Seda kasutatakse mõnedes toiduainetes säilitusainena, samuti mitmesugustes lisandites, nagu sportlaste, juustude, õlle jms kasutatavad energiajoogid..

- Meditsiinipraktikas on see kasulik ka magneesiumsulfaadi üleannustamisest põhjustatud depressiooni raviks, samuti pliimürgituse korral..

Kuidas seda tehakse??

Selle ühendi looduslikud allikad on merest või järvedest eraldatud soolad.

Kuid selle peamine allikas pärineb Solvay protsessist, milles lubjakivi (CaCO)3) läbib mitmeid transformatsioone, kuni see on saadud kaltsiumkloriidi kõrvalsaaduses:

2NaCl (aq) + CaCO3s) <=> Na2CO3(s) + CaCl2(ac)

Selles protsessis huvipakkuv toode on tegelikult naatriumkarbonaat, Na2CO3.

Omadused

Füüsikalised omadused ja hõõrdumine

See on valge tahke aine, lõhnatu ja hügroskoopne. See kalduvus imada keskkonda niiskust on tingitud Ca ioonide aluselusest.2+.

Milline on alus: Lewis või Bronsted? Lewiselt, kuna positiivsed liigid on võimelised elektrone vastu võtma. Need elektronid annetatakse näiteks veemolekulide hapniku aatomite poolt.

Tahke aine neelab niiskust lahustumise tasemele samas vees, mis niisutab kristalle. See omadus on tuntud kui deliquescence.

Selle tihedus on 2,15 g / ml. Kuna see sisaldab vett oma struktuuri, "kristalliseerub", suurendades selle mahtu ja seega ka tihedust. Ainult CaCl2· H2Või katkestage see suundumus, näidates suuremat tihedust (2,24 g / ml).

Anhüdriidsoola molekulmass on umbes 111 g / mol ja iga selle struktuuri molekuli puhul suurendab see kaal 18 ühikut.

Lahustuvus

CaCl2 See on vees ja mõnedes polaarsetes lahustites, näiteks etanoolis, äädikhappes, metanoolis ja teistes alkoholides, väga hästi lahustuv.

Lahustumise kuumus

Vees lahustamisel on protsess eksotermiline ja soojendab seega lahust ja selle ümbrust.

Seda seetõttu, et vesikompleks stabiliseerib paremini Ca-iioone2+ lahuses, mis mõjutab elektrostaatilisi koostoimeid Cl ioonidega-. Kuna toode on stabiilsem, vabastab tahke aine energia soojuse kujul.

Elektrolüütide lagunemine

CaCl2 Sulatatud võib olla elektrolüüs, füüsikaline protsess, mis seisneb ühendi eraldamises selle elementides elektrivoolu toimest. Selle soola puhul on tooted metalliline kaltsium ja gaasiline kloor:

CaCl2(l) → Ca (s) + Cl2(g)

Ca ioonid2+ vähenevad katoodil, samas kui Cl-ioonid- need oksüdeeritakse anoodis.

Viited

  1. Lisa Williams (20. detsember 2009). Icy Road. [Joonis] Välja otsitud 9. aprillil 2018 alates: flickr.com
  2. Wikipedia. (2018). Kaltsiumkloriid. Välja otsitud 9. aprillil 2018 alates: en.wikipedia.org
  3. J. Mehl, D. Hicks, C. Toher, O. Levy, R. M. Hanson, G. L.W. Hart ja S. Curtarolo, Kristallograafiliste prototüüpide AFLOW raamatukogu: 1. osa, Comp. Mat. Sci. 136, S1-S828 (2017). (doi = 10.1016 / j.commatsci.2017.01.017)
  4. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia Rühma 2. elemendid (neljas väljaanne., Lk 278). Mc Grawi mägi.
  5. PubChem. (2018). Kaltsiumkloriid. Välja otsitud 9. aprillil 2018 kellelt: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
  6. OxyChem. Kaltsiumkloriid: juhend füüsilistele omadustele. Välja otsitud 9. aprillil 2018 alates: oxy.com
  7. Carole Ann. Kaltsiumkloriidi tavalised kasutused. Välja otsitud 9. aprillil 2018 alates: hunker.com