- Formula
- Uzbūve
- Īpašības
- Šķīdība
- Lietojumprogrammas
- Kā java
- Stikla ražošanā
- Kalnrūpniecībā
- Kā silikātu noņemšanas līdzeklis
- Kalcija oksīda nanodaļiņas
- Atsauces
Kalcija oksīds (CaO) ir neorganisks savienojums, kas satur kalcija un skābekļa jonu formās (nav jābūt sajaukt ar kalcija peroksīds CaO 2 ). Visā pasaulē tas ir pazīstams kā kaļķis, vārds, kas apzīmē jebkuru neorganisku savienojumu, kas satur citus kalcija karbonātus, oksīdus un hidroksīdus, kā arī citus metālus, piemēram, silīciju, alumīniju un dzelzi.
Šis oksīds (vai kaļķis) sarunvalodā tiek dēvēts arī par nedzīstošu vai nobērtu kaļķi atkarībā no tā, vai tas ir hidratēts. Nedzīstošais kaļķis ir kalcija oksīds, savukārt nolaistais kaļķis ir tā hidroksīds. Savukārt kaļķakmens (kaļķakmens vai sacietējis kaļķis) faktiski ir nogulumieža, kas sastāv galvenokārt no kalcija karbonāta (CaCO 3 ).
Tas ir viens no lielākajiem dabiskajiem kalcija avotiem un ir izejviela kalcija oksīda ražošanai. Kā šī rūsa tiek ražota? Karbonāti ir jutīgi pret termisko sadalīšanos; karsējot kalcija karbonātus līdz temperatūrai, kas augstāka par 825 ºC, veidojas kaļķi un oglekļa dioksīds.
Iepriekš minēto paziņojumu var aprakstīt šādi: CaCO 3 (-i) → CaO (-s) + CO 2 (g). Tā kā zemes garozā ir daudz kaļķakmens un kalcīta, un okeānos un pludmalēs ir daudz jūras gliemežvāku (izejvielas kalcija oksīda ražošanai), kalcija oksīds ir salīdzinoši lēts reaģents.
Formula
Kalcija oksīda ķīmiskā formula ir CaO, kurā kalcija jons ir kā skābe (elektronu akceptors) Ca 2+ , un skābeklis kā pamata jons (elektronu donors) O 2- .
Kāpēc kalcijs tiek uzlādēts +2? Tā kā kalcijs pieder periodiskās tabulas 2. grupai (Becambara kungs), un tam ir tikai divi valences elektroni, kas ir nepieciešami saišu veidošanai, un tas atdala skābekļa atomu.
Uzbūve
Attēla augšējā daļā ir attēlota kalcija oksīda kristāliskā struktūra (gem sāls tips). Lielgabarīta sarkanās sfēras atbilst Ca 2+ joniem, un baltas sfēras - O 2 joniem .
Šajā kubiskā kristāla izkārtojumā katru Ca 2+ jonu ieskauj seši O2 - joni , kas atrodas oktaedriskajās spraugās, kuras atstāj lielos jonus starp tām.
Šī struktūra maksimāli izsaka šī oksīda jonu raksturu, lai gan ievērojamā rādiusa atšķirība (sarkanā lode ir lielāka nekā baltā) dod tai vājāku kristāliskā režģa enerģiju, salīdzinot ar MgO.
Īpašības
Fiziski tā ir balta kristāliska, bez smaržas cieta viela ar spēcīgu elektrostatisko mijiedarbību, kas ir atbildīga par tā augsta kušanas temperatūru (2572 ºC) un viršanas temperatūru (2850 ºC). Turklāt tā molekulmasa ir 55,958 g / mol, un interesanta ir termoluminiscējoša īpašība.
Tas nozīmē, ka liesmas iedarbībai pakļauts kalcija oksīda gabals var kvēlot ar intensīvu baltu gaismu, kas angliski pazīstams kā degpunkts vai spāņu valodā - kalcija gaisma. Ca 2+ joni , nonākot saskarē ar uguni, rada sarkanīgu liesmu, kā redzams šajā attēlā.
Degpunkts vai deggaisma
Šķīdība
CaO ir pamata oksīds, kam ir spēcīga afinitāte pret ūdeni tādā mērā, ka tas absorbē mitrumu (tā ir higroskopiska cieta viela), nekavējoties reaģējot, lai iegūtu nolaistu kaļķi vai kalcija hidroksīdu:
CaO (s) + H 2 O (l) => Ca (OH) 2 (s)
Šī reakcija ir eksotermiska (izdala siltumu), jo veidojas cieta viela ar spēcīgāku mijiedarbību un stabilāku kristāla režģi. Tomēr reakcija ir atgriezeniska, ja tiek uzkarsēts Ca (OH) 2 , to dehidrējot un aizdedzinot nolaisto kaļķi; tad kaļķis tiek “atdzimis”.
Iegūtais šķīdums ir ļoti pamata, un, ja tas ir piesātināts ar kalcija oksīdu, tas sasniedz pH 12,8.
Tāpat tas šķīst glicerīnā, kā arī skābju un cukura šķīdumos. Tā kā tas ir pamata oksīds, tam dabiski ir efektīva mijiedarbība ar skābiem oksīdiem (piemēram, SiO 2 , Al 2 O 3 un Fe 2 O 3 ), šķīstot to šķidrajās fāzēs. No otras puses, tas nešķīst spirtos un organiskos šķīdinātājos.
Lietojumprogrammas
CaO ir plaša rūpnieciskā lietojuma bezgalība, kā arī acetilēna (CH≡CH) sintēzē, fosfātu ekstrahēšanā no notekūdeņiem un reakcijā ar sēra dioksīdu no gāzveida atkritumiem.
Citi kalcija oksīda lietojumi ir aprakstīti zemāk:
Kā java
Ja kalcija oksīds sajaucas ar smiltīm (SiO 2 ) un ūdeni, tas veidojas ar smiltīm un lēnām reaģē ar ūdeni, veidojot novājētu kaļķi. Savukārt gaisā esošais CO 2 izšķīst ūdenī un reaģē ar nolaistīto sāli, veidojot kalcija karbonātu:
Ca (OH) 2 (s) + CO 2 (g) => CaCO 3 (s) + H 2 O (l)
CaCO 3 ir stiprāks un cietāks savienojums nekā CaO, izraisot javas (iepriekšējā maisījuma) sacietēšanu un piestiprināšanu ķieģeļiem, blokiem vai keramikai starp tām vai uz vēlamās virsmas.
Stikla ražošanā
Būtiska glāžu ražošanas izejviela ir silīcija oksīdi, kurus sajauc ar kaļķi, nātrija karbonātu (Na 2 CO 3 ) un citām piedevām, pēc tam uzkarsējot, iegūstot stiklotu cietu vielu. Pēc tam šī cietā viela tiek uzkarsēta un izpūstas visos skaitļos.
Kalnrūpniecībā
Slīpēts kaļķis aizņem lielāku tilpumu nekā nedzīstošais kaļķis, pateicoties mijiedarbībai ar ūdeņradi (OHO). Šis īpašums tiek izmantots, lai šķeltu klintis no iekšpuses.
To panāk, piepildot tos ar kompaktu kaļķu un ūdens maisījumu, kas ir noslēgts, lai koncentrētu siltumu un izplešanās spēku klintī.
Kā silikātu noņemšanas līdzeklis
CaO sakausē ar silikātiem, veidojot koalescējošu šķidrumu, ko pēc tam ekstrahē no noteikta produkta izejvielām.
Piemēram, dzelzs rūdas ir izejviela metāliskā dzelzs un tērauda ražošanā. Šīs minerālvielas satur silikātus, kas ir procesa nevēlami piemaisījumi un tiek noņemti ar tikko aprakstīto metodi.
Kalcija oksīda nanodaļiņas
Kalcija oksīdu var sintezēt kā nanodaļiņas, mainot kalcija nitrāta (Ca (NO 3 ) 2 ) un nātrija hidroksīda (NaOH) koncentrāciju šķīdumā.
Šīs daļiņas ir sfēriskas, pamata (tāpat kā makro mēroga cieta viela), un tām ir daudz virsmas. Līdz ar to šīs īpašības dod labumu katalītiskajiem procesiem. Kura? Uz šo jautājumu pašlaik tiek atbildēti pētījumi.
Šīs nanodaļiņas ir izmantotas aizvietotu organisko savienojumu - piemēram, kā piridīna atvasinājumu - sintezēšanai, izstrādājot jaunas zāles, lai veiktu ķīmiskas pārvērtības, piemēram, mākslīgu fotosintēzi, ūdens attīrīšanai no smagajiem un kaitīgajiem metāliem, kā arī fotokatalītiskie līdzekļi.
Nanodaļiņas var sintezēt uz bioloģiskā pamata, piemēram, papaijas un zaļās tējas lapām, lai tās izmantotu kā antibakteriālu līdzekli.
Atsauces
- scifun.org. (2018). Kaļķi: kalcija oksīds. Saņemts 2018. gada 30. martā no: scifun.org.
- Wikipedia. (2018). Kalcija oksīds. Saņemts 2018. gada 30. martā no: en.wikipedia.org
- Ashwini Anantharaman et al. (2016). Kalcija oksīda nanodaļiņu zaļā sintēze un tās pielietojums. Starptautiskais inženierzinātņu pētījumu un pielietojuma žurnāls. ISSN: 2248-9622, 6. sējums, 10. izdevums, (1. daļa), 27.-31. Lpp.
- J. Safaei-Ghomi et al. (2013). Kalcija oksīda nanodaļiņas katalizēja augsti aizvietotu piridīnu vienpakāpju daudzkomponentu sintēzi etanola ūdens vidē Scientia Iranica, darījumi C: ķīmija un ķīmiskā inženierija 20 549–554.
- PubChem. (2018). Kalcija oksīds. Saņemts 2018. gada 30. martā no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. In 2. grupas elementi (ceturtais izdevums., 280. lpp.). Mc Graw Hill.