- Uzbūve
- Ūdens šķīdumi
- Hipotētiski ciets
- Stabilitāte: NaHCO
- Ca (HCO
- Fizikālās un ķīmiskās īpašības
- Ķīmiskā formula
- Molekulārais svars
- Fiziskais stāvoklis
- Šķīdība ūdenī
- Kušanas un viršanas punkti
- Uguns punkts
- Riski
- Lietojumprogrammas
- Atsauces
Kalcija bikarbonātu ir neorganiska sāls ar ķīmiskā formula ir Ca (HCO 3 ) 2 . Dabā tas rodas no kalcija karbonāta, kas atrodas kaļķakmens akmeņos un minerālos, piemēram, kalcītā.
Kalcija bikarbonāts vairāk šķīst ūdenī nekā kalcija karbonāts. Šī īpašība ļāva veidot karsta sistēmas kaļķakmens iežos un alās.
Avots: Pixabay
Gruntsūdeņi, kas iet caur plaisām, kļūst piesātināti, pārvietojot oglekļa dioksīdu (CO 2 ). Šie ūdeņi noārda kaļķakmens ieži, atbrīvojot kalcija karbonātu (CaCO 3 ), kas veidos kalcija bikarbonātu, saskaņā ar šādu reakciju:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Šī reakcija notiek alās, no kurām rodas ļoti ciets ūdens. Kalcija bikarbonāts nav cietā stāvoklī, bet gan ūdens šķīdumā kopā ar Ca 2+ , bikarbonātu (HCO 3 - ) un karbonāta jonu (CO 3 2 ).
Pēc tam, samazinot oglekļa dioksīda piesātinājumu ūdenī, notiek apgrieztā reakcija, tas ir, kalcija bikarbonāta pārveidošana kalcija karbonātā:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Kalcija karbonāts slikti šķīst ūdenī, tāpēc tā izgulsnējas kā cieta viela. Iepriekš minētā reakcija ir ļoti svarīga stalaktītu, stalagmītu un citu speleotēmu veidošanai alās.
Šīs akmeņainās struktūras veidojas no ūdens pilieniem, kas nokrīt no alas griestiem (augšējais attēls). CaCO 3, kas atrodas ūdens pilienos, izkristalizējas, veidojot minētās struktūras.
Fakts, ka kalcija bikarbonāts nav atrodams cietā stāvoklī, ir apgrūtinājis tā izmantošanu, jo ir atrasti tikai daži piemēri. Turklāt ir grūti atrast informāciju par tā toksisko iedarbību. Ir ziņojums par blakusparādību kopumu, ko izraisa tā lietošana osteoporozes profilaksei.
Uzbūve
Avots: Autors Epop, no Wikimedia Commons
Iepriekš redzamajā attēlā elektrostatiski mijiedarbojas divi anijoni HCO 3 - un katjons Ca 2+ . Saskaņā ar attēlu Ca 2+ jāatrodas pa vidu, jo šādā veidā HCO 3 - neatvairīsies viens no otra to negatīvo lādiņu dēļ.
Negatīvais lādiņš HCO 3 - tiek pārvietots starp diviem skābekļa atomiem, izmantojot rezonansi starp karbonilgrupu C = O un saiti C - O - ; atrodoties CO 3 2– , tas tiek pārvietots starp trim skābekļa atomiem, jo C-OH saite ir deprotonēta un tāpēc ar rezonanses palīdzību var saņemt negatīvu lādiņu.
Šo jonu ģeometriju var uzskatīt par kalcija sfērām, ko ieskauj plakani karbonātu trīsstūri ar hidrogenētu galu. Lieluma attiecības ziņā kalcijs ir ievērojami mazāks nekā HCO 3 - joni .
Ūdens šķīdumi
Ca (HCO 3 ) 2 nevar veidot kristāliskas cietas vielas, un faktiski tas sastāv no šī sāls ūdens šķīdumiem. Tajos joni nav vieni, kā attēlā, bet gan ieskauj H 2 O molekulas .
Kā viņi mijiedarbojas? Katru jonu ieskauj hidratācijas lode, kas būs atkarīga no metāla, polaritātes un izšķīdušo sugu struktūras.
Ca 2+ koordinē ar skābekļa atomiem ūdenī, veidojot ūdens kompleksu, Ca (OH 2 ) n 2+ , kur n parasti tiek uzskatīts par sešiem; tas ir, "ūdens oktaedrs" ap kalciju.
Kamēr HCO 3 - anjoni mijiedarbojas vai nu ar ūdeņraža saitēm (O 2 CO - H-OH 2 ), vai ar ūdeņraža atomiem ūdenī, negatīvā lādiņa virzienā pārvietojoties (HOCO 2 - H - OH, dipola mijiedarbība - jonu).
Šīs mijiedarbības starp Ca 2+ , HCO 3 - un ūdeni ir tik efektīvas, ka tās padara kalcija bikarbonātu ļoti šķīstošu šajā šķīdinātājā; Atšķirībā no CaCO 3 , kurā elektrostatiskās atrakcijas starp Ca 2+ un CO 3 2– ir ļoti spēcīgas, izgulsnējoties no ūdens šķīduma.
Papildus ūdenim apkārt ir arī CO 2 molekulas , kas lēnām reaģē, lai piegādātu vairāk HCO 3 - (atkarībā no pH vērtībām).
Hipotētiski ciets
Līdz šim jonu lielumi un lādiņi Ca (HCO 3 ) 2 , kā arī ūdens klātbūtne izskaidro, kāpēc cietais savienojums neeksistē; tas ir, tīri kristāli, kurus var raksturot ar rentgenstaru kristalogrāfiju.Ca (HCO 3 ) 2 ir nekas cits kā joni, kas atrodas ūdenī, no kura turpina augt kavernozi veidojumi.
Ja Ca 2+ un HCO 3 - varētu izdalīt no ūdens, izvairoties no šādas ķīmiskās reakcijas:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Tad tos var sagrupēt baltā kristāliskā cietā stāvoklī ar stehiometrisko attiecību 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Par tās struktūru nav pētījumu, taču to varētu salīdzināt ar NaHCO 3 (jo magnija bikarbonāts, Mg (HCO 3 ) 2 neeksistē kā cieta viela) vai ar CaCO 3 .
Stabilitāte: NaHCO
NaHCO 3 kristalizējas monokliniskajā sistēmā, bet CaCO 3 - trigonālajā (kalcīta) un ortorombiskajā (aragonīta) sistēmā. Ja Na + aizstātu ar Ca 2+ , kristāla režģi destabilizētu, jo lielāka atšķirība starp izmēriem; Citiem vārdiem sakot, Na +, jo tas ir mazāks, veido stabilāku kristālu ar HCO 3 - salīdzinot ar Ca 2+ .
Faktiski Ca (HCO 3 ) 2 (aq) ir nepieciešams ūdens, lai iztvaikotu, lai tā joni varētu sagrupēties kristālā; bet tā kristāla režģis nav pietiekami stiprs, lai to izdarītu istabas temperatūrā. Sildot ūdeni, notiek sadalīšanās reakcija (vienādojums iepriekš).
Ja Na + jons atrodas šķīdumā, tas veidos kristālu ar HCO 3 - pirms tā termiskās sadalīšanās.
Iemesls, kāpēc Ca (HCO 3 ) 2 nekristalizējas (teorētiski), ir saistīts ar jonu rādiusu vai to jonu izmēru atšķirībām, kas pirms sadalīšanās nevar veidot stabilu kristālu.
Ca (HCO
No otras puses, ja H + pievienotu CaCO 3 kristāliskajām struktūrām , to fizikālās īpašības krasi mainītos. Varbūt to kušanas temperatūra ievērojami pazeminās, un pat kristālu morfoloģijas galu galā mainās.
Vai būtu vērts izmēģināt cietā Ca (HCO 3 ) 2 sintēzi ? Grūtības varētu pārsniegt cerības, un sāls ar zemu struktūras stabilitāti var nesniegt ievērojamas papildu priekšrocības jebkurā lietojumā, kur citi sāļi jau tiek izmantoti.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības
Ķīmiskā formula
Ca (HCO 3 ) 2
Molekulārais svars
162,11 g / mol
Fiziskais stāvoklis
Tas neparādās cietā stāvoklī. Tas ir atrodams ūdens šķīdumā, un mēģinājumi to pārvērst cietā vielā, iztvaicējot ūdeni, nav bijuši veiksmīgi, jo tas pārvēršas par kalcija karbonātu.
Šķīdība ūdenī
16,1 g / 100 ml 0 ° C temperatūrā; 16,6 g / 100 ml 20 ° C temperatūrā un 18,4 g / 100 ml 100 ° C temperatūrā. Šīs vērtības norāda uz ūdens molekulu augsto afinitāti pret Ca (HCO 3 ) 2 joniem , kā paskaidrots iepriekšējā sadaļā. Tikmēr litrā ūdens izšķīst tikai 15 mg CaCO 3 , kas atspoguļo tā spēcīgo elektrostatisko mijiedarbību.
Tā kā Ca (HCO 3 ) 2 nevar veidot cietas vielas, tā šķīdību nevar noteikt eksperimentāli. Tomēr, ņemot vērā apstākļus, ko rada CO 2, kas izšķīdināts ūdenī, kas ieskauj kaļķakmeni, varētu aprēķināt kalcija masu, kas izšķīdināta temperatūrā T; masa, kas būtu vienāda ar Ca (HCO 3 ) 2 koncentrāciju .
Dažādās temperatūrās izšķīdušā masa palielinās, kā liecina vērtības 0, 20 un 100 ° C temperatūrā. Pēc tam saskaņā ar šiem eksperimentiem nosaka, cik daudz Ca (HCO 3 ) 2 izšķīst CaCO 3 tuvumā ūdens vidē, kas gazificēta ar CO 2 . Tiklīdz gāzveida CO 2 izplūst , CaCO 3 izgulsnējas, bet ne Ca (HCO 3 ) 2 .
Kušanas un viršanas punkti
Ca (HCO 3 ) 2 kristāla režģis ir daudz vājāks nekā CaCO 3 . Ja to var iegūt cietā stāvoklī, un temperatūru, kurā tā kūst, mēra ar fusiometru, vērtību noteikti iegūtu krietni zem 899 ° C. Līdzīgi tas pats būtu sagaidāms, nosakot viršanas punktu.
Uguns punkts
Tas nav degošs.
Riski
Tā kā šis savienojums neeksistē cietā formā, nav domājams, ka tas rada risku, lai apstrādātu savas šķīdumus ūdenī, jo abi Ca 2+ un HCO 3 joni - nav kaitīgs zemā koncentrācijā; un tāpēc lielāku risku, kas varētu rasties šo šķīdumu uzņemšanai, var radīt tikai norīta bīstama kalcija deva.
Ja savienojums veidotu cietu vielu, kaut arī tas fiziski var atšķirties no CaCO 3 , tā toksiskā iedarbība nedrīkst pārsniegt vienkāršu diskomfortu un sausumu pēc fiziska kontakta vai ieelpojot.
Lietojumprogrammas
-Kalcija bikarbonāta šķīdumi jau sen ir izmantoti veco papīru, īpaši mākslas darbu vai vēsturiski nozīmīgu dokumentu mazgāšanai.
-Bikarbonātu šķīdumu izmantošana ir noderīga ne tikai tāpēc, ka tie neitralizē skābes papīrā, bet arī nodrošina sārmainu kalcija karbonāta rezervi. Pēdējais savienojums nodrošina aizsardzību turpmākiem papīra bojājumiem.
-Tāpat kā citi bikarbonāti, to lieto ķīmiskajos raugos un putojošo tablešu vai pulvera pagatavošanā. Turklāt kā pārtikas piedevu izmanto kalcija bikarbonātu (šī sāls ūdens šķīdumi).
-Bikarbonātu šķīdumi ir izmantoti osteoporozes profilaksē. Tomēr vienā gadījumā novērotas tādas blakusparādības kā hiperkalcēmija, metaboliskā alkaloze un nieru mazspēja.
-Kalcija bikarbonātu ik pa laikam ievada intravenozi, lai koriģētu hipokaliēmijas nomācošo iedarbību uz sirds darbību.
-Un galu galā tas nodrošina kalciju ķermenim, kas ir starpnieks muskuļu kontrakcijām, tajā pašā laikā koriģējot acidozi, kas var rasties hipokaliēmiskā stāvoklī.
Atsauces
- Wikipedia. (2018). Kalcija bikarbonāts. Iegūts no: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (2017. gada 03. oktobris). Kas ir kalcija bikarbonāts? Atgūts no: livestrong.com
- Zinātnes mācību centrs. (2018). Karbonāta ķīmija. Atgūts no: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Kalcija bikarbonāts. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Kalcija bikarbonāta un magnija bikarbonāta šķīdumu izmantošana nelielās saglabāšanas darbnīcās: aptaujas rezultāti. Atgūts no: cool.conservation-us.org