- Uzbūve
- Kristāls un tā joni
- Morfoloģija
- Īpašības
- Ārējais izskats
- Molārā masa
- Kušanas punkts
- Blīvums
- pH
- Šķīdība ūdenī
- K
- Refrakcijas indekss
- Stabilitāte
- Iegūšana
- Lietojumprogrammas
- Ēdiena pārstrāde
- Notekūdeņu dezinfekcijas līdzeklis
- Papīra rūpniecība
- Gāzes absorbētājs
- Personīgā aprūpe
- Būvniecība
- Riski un blakusparādības
- Atsauces
Kalcija hidroksīds ir neorganisks savienojums, kura ķīmiskā formula ir Ca (OH) 2 . Tas ir balts pulveris, kas tiek izmantots tūkstošiem gadu, šajā laikā tas ir nopelnījis vairākus tradicionālos nosaukumus vai iesaukas; starp tiem mēs varam minēt nolaistus, mirušus, ķīmiskus, hidratētus vai smalkus kaļķus.
Dabā tas ir pieejams retā minerālā, ko sauc par portlandītu, ar tādu pašu krāsu. Tādēļ Ca (OH) 2 netiek iegūts tieši no šī minerāla, bet gan no kaļķakmens termiskās apstrādes, kam seko hidratācija. No tā iegūst kaļķi, CaO, kuru pēc tam atdzesē vai hidratē, lai iegūtu Ca (OH) 2 .
Ciets kalcija hidroksīda paraugs. Avots: Chemicalinterest
Ca (OH) 2 ir salīdzinoši vāja bāze ūdenī, jo karstā ūdenī tā gandrīz neizšķīst; bet tā šķīdība aukstā ūdenī palielinās, jo tā hidratācija ir eksotermiska. Tomēr tā pamatīgums joprojām ir iemesls būt uzmanīgiem apstrādes laikā, jo tas var izraisīt apdegumus jebkurai ķermeņa daļai.
Tas ir izmantots kā pH regulators dažādiem materiāliem vai pārtikas produktiem, kā arī labs kalcija avots attiecībā pret tā masu. Tam ir pielietojums papīra rūpniecībā, notekūdeņu, depilācijas produktu dezinfekcijā, pārtikas produktos, kas izgatavoti no kukurūzas miltiem.
Tomēr tā vissvarīgākā izmantošana ir bijusi kā celtniecības materiāls, jo kaļķi hidratējas, sajaucoties ar pārējām ģipša vai javas sastāvdaļām. Šajos sacietētajos maisījumos Ca (OH) 2 absorbē oglekļa dioksīdu no gaisa, lai konsolidētu smilšu kristālus kopā ar tiem, kas veidojas no kalcija karbonāta.
Pašlaik joprojām tiek veikti pētījumi ar mērķi izstrādāt labākus celtniecības materiālus, kuru Ca (OH) 2 tieši sastāv no nanodaļiņām.
Uzbūve
Kristāls un tā joni
Kalcija hidroksīda joni. Avots: Klaudio Pistilli
Augšējā attēlā mums ir joni, kas veido kalcija hidroksīdu. Tās ir ļoti formula Ca (OH) 2 , norāda, ka attiecībā uz katru Ca 2+ katjonu ir divas OH anjonu - , kas mijiedarbojas ar to, izmantojot elektrostatisko attraction. Rezultātā abi joni izveido kristālu ar sešstūra struktūru.
Šādos Ca (OH) 2 sešstūra kristālos joni ir ļoti tuvu viens otram, kas rada polimēru struktūru; lai arī nav oficiālas Ca-O kovalento saišu, tomēr, ņemot vērā ievērojamās atšķirības starp diviem elementiem elektronegativitātē.
Kalcija hidroksīda struktūra
Struktūra rada oktaedra CaO 6 , tas ir, Ca 2+ mijiedarbojas ar sešiem OH - (Ca 2+ -OH - ).
Šo oktaedru virkne veido kristāla slāni, kas var mijiedarboties ar citu, izmantojot ūdeņraža saites, kas uztur tās starpmolekulāri saliedētas; tomēr šī mijiedarbība izzūd 580 ° C temperatūrā, kad Ca (OH) 2 tiek dehidrēts līdz CaO.
Augsta spiediena pusē šajā sakarā nav daudz informācijas, lai gan pētījumi liecina, ka pie 6 GPa spiediena sešstūra kristāls piedzīvo pāreju no sešstūra uz monoklinisko fāzi; un līdz ar to CaO 6 oktaedra un to slāņu deformācija .
Morfoloģija
Ca (OH) 2 kristāli ir sešstūraini, taču tas viņiem nav šķērslis pieņemt jebkādu morfoloģiju. Dažas no šīm konstrukcijām (piemēram, šķipsnas, pārslas vai ieži) ir porainākas nekā citas, izturīgas vai plakanas, kas tieši ietekmē to galīgo pielietojumu.
Tāpēc nav tas pats, kas izmantot minerālu portlandīta kristālus, nevis tos sintezēt, lai tie sastāv no nanodaļiņām, kurās tiek ievēroti daži stingri parametri; piemēram, hidratācijas pakāpi, izmantotā CaO koncentrāciju un laiku, kad kristālam ļauj augt.
Īpašības
Ārējais izskats
Balta, bez smaržas, pulverveida cieta viela ar rūgtu garšu.
Molārā masa
74,093 g / mol
Kušanas punkts
580 ° C. Šajā temperatūrā tas sadalās, izdalot ūdeni, tāpēc tas nekad nespēj iztvaikot:
Ca (OH) 2 => CaO + H 2 O
Blīvums
2211 g / cm 3
pH
Tā piesātināta ūdens šķīduma pH 25 ° C temperatūrā ir 12,4.
Šķīdība ūdenī
Ca (OH) 2 šķīdība ūdenī samazinās, palielinoties temperatūrai. Piemēram, 0 ° C temperatūrā tā šķīdība ir 1,89 g / L; 20ºC un 100ºC temperatūrā tie ir attiecīgi 1,73 g / L un 0,66 g / L.
Tas norāda uz termodinamisko faktu: Ca (OH) 2 hidratācija ir eksotermiska, tāpēc, ievērojot Le Chatelier principu, vienādojums būtu šāds:
Ca (OH) 2 <=> Ca 2+ + 2OH - + Q
Kur Q ir izdalītais siltums. Jo karstāks ūdens, jo līdzsvarotāks būs tendence pa kreisi; tas ir, mazāk Ca (OH) 2 izšķīst . Tieši šī iemesla dēļ aukstā ūdenī tas izšķīst daudz vairāk nekā verdošā ūdenī.
No otras puses, minētā šķīdības palielinās, ja pH kļūst skāba, sakarā ar neitralizācijas OH - jonu un izspiesto iepriekšējā līdzsvara pa labi. Šī procesa laikā tiek atbrīvots pat vairāk siltuma nekā neitrālā ūdenī. Papildus skābiem ūdens šķīdumiem Ca (OH) 2 šķīst arī glicerīnā.
K
5,5 · 10 -6 . Šī vērtība tiek uzskatīta par mazu un atbilst Ca (OH) 2 zemai šķīdībai ūdenī (tāds pats līdzsvars kā iepriekš).
Refrakcijas indekss
1574
Stabilitāte
Ca (OH) 2 paliek stabils, kamēr tas nav pakļauts CO 2 no gaisa, jo tas to absorbē un veido kalcija karbonātu CaCO 3 . Tāpēc tas sāk kļūt piesātināts ar Ca (OH) 2- CaCO 3 kristālu cieto maisījumu , kur ir CO 3 2- anjoni, kas konkurē ar OH - mijiedarboties ar Ca 2+ :
Ca (OH) 2 + CO 2 => CaCO 3 + H 2 O
Faktiski tas ir iemesls, kāpēc koncentrēti Ca (OH) 2 šķīdumi kļūst pienaini, jo parādās CaCO 3 daļiņu suspensija .
Iegūšana
Ca (OH) 2 komerciāli iegūst, reaģējot kaļķiem, CaO, ar divreiz vai trīs reizes pārsniedzot ūdens daudzumu:
CaO + H 2 O => Ca (OH) 2
Tomēr procesā var notikt Ca (OH) 2 karbonizācija , tāpat kā paskaidrots iepriekš.
Citas metodes, lai iegūtu tā sastāv no izmantojot šķīstošo kalcija sāļus, piemēram, CaCl 2 vai Ca (NO 3 ) 2 , un sārmainie tos ar NaOH, tā, ka Ca (OH) 2 nogulsnes . Kontrolējot tādus parametrus kā ūdens tilpums, temperatūra, pH, šķīdinātājs, karbonizācijas pakāpe, nogatavināšanas laiks utt., Var sintezēt nanodaļiņas ar atšķirīgu morfoloģiju.
To var arī pagatavot, izvēloties dabiskas un atjaunojamas izejvielas vai tādas nozares atkritumus, kas ir bagāti ar kalciju, kas karsējot un tā pelni sastāvēs no kaļķiem; un no šejienes atkal Ca (OH) 2 var pagatavot , hidratējot šos pelnus, neizmantojot kaļķakmeni CaCO 3 .
Piemēram, šim nolūkam ir izmantota agaves bagase, piešķirot pievienoto vērtību tekilu rūpniecības atkritumiem.
Lietojumprogrammas
Ēdiena pārstrāde
Sālījumus vispirms iemērc kalcija hidroksīdā, lai tie būtu kraukšķīgāki. Avots: Pixabay.
Kalcija hidroksīds atrodas daudzos pārtikas produktos dažos tā sagatavošanas posmos. Piemēram, marinēti gurķi, piemēram, kornišoni, ir iemērkti tā ūdens šķīdumā, lai padarītu tos kraukšķīgākus, kad tos iesaiņo etiķī. Tas notiek tāpēc, ka olbaltumvielas uz tās virsmas absorbē kalciju no apkārtējās vides.
Tas pats notiek ar kukurūzas graudiem, pirms tos pārveido miltos, jo tas palīdz tiem atbrīvot B 3 vitamīnu (niacīns) un atvieglo to malšanu. Kalcijs, ko tas nodrošina, tiek izmantots arī, lai pievienotu uzturvērtību noteiktām sulām.
Ca (OH) 2 dažās maizes receptēs var arī aizstāt cepamo pulveri un noskaidrot cukurotos šķīdumus, kas iegūti no cukurniedrēm un bietēm.
Notekūdeņu dezinfekcijas līdzeklis
Ca (OH) 2 dzidrinošā darbība ir saistīta ar faktu, ka tas darbojas kā flokulējošs līdzeklis; tas ir, tas palielina suspendēto daļiņu izmēru, līdz tās veido flokus, kas vēlāk nosēžas vai var tikt filtrētas.
Šis īpašums ir izmantots notekūdeņu dezinfekcijai, destabilizējot nepatīkamos koloīdus skatītāju skatam (un smaržai).
Papīra rūpniecība
Ca (OH) 2 izmanto Krafta procesā, lai reģenerētu NaOH, ko izmanto koksnes apstrādei.
Gāzes absorbētājs
Ca (OH) 2 izmanto, lai noņemtu CO 2 no slēgtām telpām vai vidēs, kur tā klātbūtne ir neproduktīva.
Personīgā aprūpe
Depilācijas krēmu formulējumos klusējot atrodams Ca (OH) 2 , jo tā pamatīgums palīdz vājināt matu keratīnu, un tādējādi tos ir vieglāk noņemt.
Būvniecība
Kalcija hidroksīds ir daļa no veco būvlaukumu struktūrām, piemēram, Ēģiptes piramīdām. Avots: Pexels.
Ca (OH) 2 ir bijis klāt kopš neatminamiem laikiem, integrējot ģipša un javas masas, ko izmanto Ēģiptes arhitektūras darbu, piemēram, piramīdu, celtniecībā; arī ēkas, mauzoleji, sienas, kāpnes, grīdas, balsti un pat zobu cementa atjaunošanai.
Tās stiprinošā darbība ir saistīta ar faktu, ka, “elpojot” CO 2 , iegūtie CaCO 3 kristāli labāk integrē smiltis un citus šādu maisījumu komponentus.
Riski un blakusparādības
Ca (OH) 2 nav izteikti bāziska cieta viela salīdzinājumā ar citiem hidroksīdiem, kaut arī tā ir vairāk nekā Mg (OH) 2 . Pat ja tā nav reaktīva vai viegli uzliesmojoša, tās pamatīgums joprojām ir pietiekami agresīvs, lai izraisītu nelielus apdegumus.
Tādēļ ar to jārīkojas ar cieņu, jo tas var kairināt acis, mēli un plaušas, kā arī izraisīt citas slimības, piemēram: redzes zudumu, smagu asiņu sārmināšanu, izsitumus uz ādas, vemšanu un rīkles iekaisumu. .
Atsauces
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2019. gads). Kalcija hidroksīds. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Chávez Guerrero et al. (2016). No agaves pīrāga iegūtā kalcija hidroksīda sintēze un raksturojums, kā arī tā antibakteriālās aktivitātes izpēte. Atgūts no: scielo.org.mx
- Riko Iizuka, Takehiko Yagi, Kazuki Komatsu, Hirotada Gotou, Taku Tsuchiya, Keiji Kusaba, Hiroyuki Kagi. (2013). Kalcija hidroksīda, portlandīta augstspiediena fāzes kristāla struktūra: In situ pulvera un viena kristāla rentgenstaru difrakcijas pētījums. Amerikāņu mineralogists; 98 (8-9): 1421–1428. doi: doi.org/10.2138/am.2013.4386
- Hanss Lohingers. (2019. gada 5. jūnijs). Kalcija hidroksīds. Ķīmija LibreTexts. Atgūts no: chem.libretexts.org
- Aniruddha S. et al. (2015). Nanokalcija hidroksīda sintēze vidējā ūdens vidē. Amerikas keramikas biedrība. doi.org/10.1111/jace.14023
- Carly Vandergriendt. (2018. gada 12. aprīlis). Kā kalcija hidroksīds tiek izmantots pārtikā un vai tas ir drošs? Atgūts no: healthline.com
- Braiens Klēgs. (2015. gada 26. maijs). Kalcija hidroksīds. Atgūts no: chemistryworld.com