Kaltsiumoksiidi (CaO) struktuur, omadused ja kasutusalad

The kaltsiumoksiid (CaO) on anorgaaniline ühend, mis sisaldab ioonsetes vormides kaltsiumi ja hapnikku (ei tohi segi ajada kaltsiumperoksiidiga, CaO).₂). Lime on maailmas tuntud kui sõna, mis tähistab kõiki anorgaanilisi ühendeid, mis sisaldavad karbonaate, kaltsiumoksiide ja hüdroksiide, samuti teisi metalle nagu räni, alumiinium ja raud..

Seda oksiidi (või lubja) nimetatakse ka kõnekeelena kui lubja või leotatud lubja, sõltuvalt sellest, kas see on hüdreeritud või mitte. Lubja on kaltsiumoksiid, samal ajal kui selle hüdroksiidiks on leotatud lubi. Lubjakivi (lubjakivi või karastatud lubi) omakorda on põhiliselt kaltsiumkarbonaadist (CaCO) valmistatud settekivim.₃). 

See on üks suurimaid looduslikke kaltsiumiallikaid ja moodustab kaltsiumoksiidi tootmise tooraine. Kuidas see oksiid toodetakse? Karbonaadid on termilise lagunemise suhtes tundlikud; kaltsiumkarbonaatide kuumutamine temperatuuril üle 825 ° C, mis põhjustab lubja ja süsinikdioksiidi moodustumist.

Ülaltoodud avaldust võib kirjeldada järgmiselt: CaCO₃(s) → CaO (s) + CO₂(g) Kuna maakoor on rikas lubjakivist ja kaltsiidist ning ookeanides ja randades on rikkalikud merekarbid (kaltsiumoksiidi tootmiseks kasutatavad toorained), on kaltsiumoksiid suhteliselt odav reaktiiv.

Indeks

• 1 Valem
• 2 Struktuur
• 3 Atribuudid
  • 3.1 Lahustuvus
• 4 Kasutamine
  • 4.1 Mördina 
  • 4.2 Prillide tootmisel
  • 4.3 Kaevandamisel
  • 4.4 Silikaatide eemaldajana
• 5 kaltsiumoksiidi nanoosakesed
• 6 Viited

Valem

Kaltsiumoksiidi keemiline valem on CaO, milles kaltsium on nagu happeline ioon (elektron aktseptor) Ca²⁺, ja hapnikku kui põhiooni (elektronidoonor) VÕI^2--.

Miks on kaltsiumisisaldus +2? Kuna kaltsium kuulub perioodilise tabeli rühma 2 (hr Becambara) ja sellel on ainult kaks valentselektronit, mis on kättesaadavad hapniku aatomite moodustamiseks..

Struktuur

Ülemises pildis on esitatud kaltsiumoksiidi kristalne struktuur (gem-salt type). Mahukad punased sfäärid vastavad Ca-ioonidele²⁺ ja valged sfäärid ioonidele O^2-.

Selles kuupmeetri kristallide paigutuses on iga ioon Ca²⁺ on ümbritsetud kuue iooniga O^2-, suletud oktaeedrilistesse aukudesse, mis jäävad suurte ioonide vahel nende vahel.

See struktuur väljendab selle oksiidi maksimaalset ioonilist iseloomu, kuigi raadiuste märkimisväärne erinevus (punane sfäär on suurem kui valge) annab MgO-ga võrreldes nõrgema kristalse retikulaarse energia..

Omadused

Füüsiliselt on see kristalne valge tahke aine, mis on lõhnatu ja millel on tugevad elektrostaatilised koostoimed, mis vastutavad selle kõrge sulamistemperatuuri (2572 ° C) ja keemise (2850 ° C) eest. Lisaks on selle molekulmass 55,958 g / mol ja huvitav omadus olla termoluminestsents.

See tähendab, et leekiga kokkupuutuv kaltsiumoksiiditükk võib särada valget valgust, mis on inglise keeles tuntud nimega rambivalgustus, või hispaania keeles, kaltsiumi valgus. Ca ioonid²⁺, tulega kokku puutudes põhjustavad nad punase leegi, nagu on näidatud järgmises pildis.

Lahustuvus

CaO on aluseline oksiid, millel on tugev afiinsus vee suhtes niivõrd, kuivõrd see neelab niiskust (see on hügroskoopne tahke aine), reageerides kohe lagunenud lubja või kaltsiumhüdroksiidi saamiseks:

CaO (s) + H₂O (l) => Ca (OH)₂s)

See reaktsioon on eksotermiline (vabastab soojust) tugevama interaktsiooniga tahke aine ja stabiilsema kristallvõre moodustumise tõttu. Siiski on reaktsioon Ca (OH) kuumutamisel pöörduv₂, selle dehüdreerimine ja kustutatud lubi valgustamine; siis, lubi "sündis".

Saadud lahus on väga aluseline ja kui see on küllastunud kaltsiumoksiidiga, saavutab see pH 12,8.

Samuti lahustub see glütseroolis ja happe- ja suhkrulahustes. Kuna tegemist on aluselise oksiidiga, on sellel loomulikult efektiivne koostoime happe oksiididega (SiO₂, Al₂O₃ ja usk₂O₃, näiteks) lahustub nende vedelates faasides. Teisest küljest on see alkoholides ja orgaanilistes lahustites lahustumatu.

Kasutamine

CaO-l on suur hulk tööstuslikke kasutusviise, samuti atsetüleeni (CH≡CH) sünteesil, fosfaatide ekstraheerimisel heitveest ja gaasijäätmetest pärineva vääveldioksiidi reaktsioonis..

Muud kaltsiumoksiidi kasutusalad on kirjeldatud allpool:

Mördina

Kui kaltsiumoksiid segatakse liivaga (SiO₂) ja vesi, koogid liivaga ja reageerivad aeglaselt veega, et moodustada lagunenud lubi. Omakorda CO₂ õhk lahustub vees ja reageerib soolaga, moodustades kaltsiumkarbonaadi:

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

CaCO₃ See on vastupidavam ja raskem ühend kui CaO, mis põhjustab mördi (eelmise segu) kõvenemise ja kinnitab telliste, plokkide või keraamika nende vahel või soovitud pinnale..

Prillide tootmisel

Klaaside tootmiseks on oluliseks tooraineks ränioksiidid, mis segatakse lubja, naatriumkarbonaadiga (Na₂CO₃) ja muud lisandid, mida seejärel kuumutatakse, mille tulemuseks on klaasjas tahke aine. Seda tahket ainet kuumutatakse ja puhutakse mis tahes arvudes.

Kaevandamisel

Hapniku sidumise (O-H-O) koosmõjude tõttu hõõrutud lubi hõivab suurema koguse kui lubja. Seda omadust kasutatakse kivide murdmiseks seestpoolt.

See saavutatakse, täites need kompaktselt lubja ja vee seguga, mis on suletud, et keskenduda oma soojusele ja ekspansiivsele võimsusele kivis..

Silikaatide eemaldajana

CaO sulandatakse silikaatidega, et moodustada koalestseeruv vedelik, mis seejärel ekstraheeritakse teatud toote toorainest..

Näiteks on rauamaagid metallilise raua ja terase tootmise tooraine. Need mineraalid sisaldavad silikaate, mis on protsessi soovimatud lisandid ja kõrvaldatakse just kirjeldatud meetodiga.

Kaltsiumoksiidi nanoosakesed

Kaltsiumoksiidi võib sünteesida nanoosakestena, muutes kaltsiumnitraadi kontsentratsioone (Ca (NO₃)₂) ja naatriumhüdroksiid (NaOH) lahuses.

Need osakesed on kerakujulised, aluselised (samuti makro-skaala) ja neil on palju pindala. Järelikult on need omadused kasulikud katalüütilistele protsessidele. Mis? Uuringud vastavad praegu sellele küsimusele.

Neid nanoosakesi on kasutatud püridiinidest saadud asendatud orgaaniliste ühendite sünteesimiseks uute ravimite valmistamisel, et viia läbi keemilisi transformatsioone, nagu kunstlik fotosüntees, vee puhastamiseks rasketest ja mürgistest metallidest, ja fotokatalüütilised ained.

Nanoosakesi saab sünteesida bioloogilisel toel, näiteks papaia ja rohelise tee lehtedel, mida kasutatakse antibakteriaalsena..

Viited

1. scifun.org (2018). Lubja: kaltsiumoksiid. Välja otsitud 30. märtsil 2018 alates: scifun.org.
2. Wikipedia. (2018). Kaltsiumoksiid. Välja otsitud 30. märtsil 2018 kellelt: en.wikipedia.org
3. Ashwini Anantharaman et al. (2016). Kaltsiumoksiidi nanoosakeste ja nende rakenduste roheline süntees. Int. Journal of Engineering Research and Application. ISSN: 2248-9622, 6. köide, 10. väljaanne, (osa -1), lk.27-31.
4. J. Safaei-Ghomi et al. (2013). Kaltsiumoksiidi nanoosakesed katalüüsisid kõrgelt asendatud püridiinide üheastmelist mitmekomponentset sünteesi etanoolisöötmes Scientia Iranica, tehingud C: keemia ja keemiatehnika 20 549-554.
5. PubChem. (2018). Kaltsiumoksiid. Välja otsitud 30. märtsil 2018 kellelt: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia Sisse 2. rühma elemendid. (neljas väljaanne, lk 280). Mc Grawi mägi.