- Struktūra
- Vandeniniai tirpalai
- Hipotetiškai vientisa
- Stabilumas: NaHCO
- Ca (HCO
- Fizinės ir cheminės savybės
- Cheminė formulė
- Molekulinė masė
- Fizinė būklė
- Tirpumas vandenyje
- Lydymosi ir virimo taškai
- Ugnies taškas
- Pavojai
- Programos
- Nuorodos
Kalcio rūgštusis karbonatas yra neorganinės druskos kiekį su cheminė formulė yra Ca (HCO 3 ) 2 . Gamtoje jis kilęs iš kalcio karbonato, esančio kalkakmenio akmenyse ir mineraluose, tokiuose kaip kalcitas.
Kalcio bikarbonatas geriau tirpsta vandenyje nei kalcio karbonatas. Ši savybė leido susidaryti karsto sistemoms kalkakmenio uolienose ir urvų struktūroje.
Šaltinis: „Pixabay“
Po plyšius praeinantis požeminis vanduo prisotinamas anglies dioksido (CO 2 ). Šie vandenys ardo kalkakmenio uolienas, išskirdami kalcio karbonatą (CaCO 3 ), kuris suformuos kalcio bikarbonatą pagal šią reakciją:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Ši reakcija vyksta urvuose, iš kurių kyla labai kieti vandenys. Kalcio bikarbonatas nėra kieto būvio, bet vandeniniame tirpale kartu su Ca 2+ , bikarbonatu (HCO 3 - ) ir karbonato jonu (CO 3 2- ).
Vėliau, sumažinus anglies dioksido įsotinimą vandenyje, įvyksta atvirkštinė reakcija, tai yra, kalcio bikarbonatas virsta kalcio karbonatu:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Kalcio karbonatas mažai tirpsta vandenyje, dėl to jo nuosėdos susidaro kaip kieta medžiaga. Minėta reakcija yra labai svarbi formuojant stalaktitus, stalagmitus ir kitus speleotemus urvuose.
Šios uolingos struktūros yra suformuotos iš vandens lašų, nukritusių nuo urvų lubų (viršutinis vaizdas). Vandens lašeliuose esantis CaCO 3 kristalizuojasi, sudarydamas minėtas struktūras.
Kalcio bikarbonatas nerastas kietos būklės, todėl jo naudojimą apsunkino keletas pavyzdžių. Taip pat sunku rasti informacijos apie jo toksinį poveikį. Yra pranešimų apie šalutinį poveikį, kurį gali sukelti jo vartojimas kaip osteoporozės prevencija.
Struktūra
Šaltinis: Autorius: Epop, iš „Wikimedia Commons“
Aukščiau esančiame paveikslėlyje du anijonai HCO 3 - ir katijonas Ca 2+ parodyti sąveikaujant elektrostatiškai. Pagal vaizdą, Ca 2+ turėtų būti viduryje, nes tokiu būdu HCO 3 - atstumtų vienas kitą dėl neigiamų krūvių.
Neigiamas mokestis HCO 3 - yra delocalized tarp dviejų deguonies atomų, per rezonanso tarp karbonilo grupės C = O ir c jungtis - O - ; būdamas CO 3 2– , jis delokalizuojasi tarp trijų deguonies atomų, nes C-OH jungtis yra nedetonuota ir todėl gali turėti neigiamą krūvį pagal rezonansą.
Šių jonų geometrija gali būti laikoma kalcio sferomis, apsuptomis plokščiais karbonatų trikampiais su hidrintu galu. Požiūriu dydžio santykis, kalcio yra ypač mažesnis nei HCO 3 - jonų .
Vandeniniai tirpalai
Ca (HCO 3 ) 2 negali sudaryti kristalinių kietų medžiagų, o iš tikrųjų susideda iš vandeninių šios druskos tirpalų. Juose jonai nėra vieni, kaip paveikslėlyje, bet yra apsupti H 2 O molekulių .
Kaip jie bendrauja? Kiekvieną joną supa hidratacijos sfera, kuri priklausys nuo metalo, poliškumo ir ištirpusių rūšių struktūros.
Ca 2+ derina su deguonies atomais vandenyje, sudarydamas vandeninį kompleksą, Ca (OH 2 ) n 2+ , kur n paprastai laikomas šešiais; tai yra „vandeninis oktaedras“ aplink kalcį.
Kol HCO 3 - anijonai sąveikauja arba su vandenilio jungtimis (O 2 CO - H-OH 2 ), arba su vandenilio vandenilio atomais, neigiamame krūvyje delokalizuojasi (HOCO 2 - H - OH, dipolio sąveika - jonų).
Ši Ca 2+ , HCO 3 - ir vandens sąveika yra tokia efektyvi, kad dėl to kalcio bikarbonatas labai tirpsta tame tirpiklyje; skirtingai nuo CaCO 3 , kuriame elektrostatiniai traukos elementai tarp Ca 2+ ir CO 3 2– yra labai stiprūs, nusėdantys iš vandeninio tirpalo.
Be vandens, aplink yra ir CO 2 molekulių , kurios lėtai reaguoja tiekdamos daugiau HCO 3 - (atsižvelgiant į pH reikšmes).
Hipotetiškai vientisa
Iki šiol Ca (HCO 3 ) 2 jonų dydis ir krūvis , taip pat vandens buvimas paaiškina, kodėl kietojo junginio nėra; ty gryni kristalai, kuriems gali būti būdinga rentgeno kristalografija. Ca (HCO 3 ) 2 yra ne kas kita, kaip jonai, esantys vandenyje, iš kurio toliau auga kaverninės formacijos.
Jei Ca 2+ ir HCO 3 - būtų galima išskirti iš vandens, išvengiant šios cheminės reakcijos:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Tada juos galima sugrupuoti į baltą kristalinę kietąją medžiagą, naudojant stechiometrinius santykius 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Jo struktūros tyrimų nėra, tačiau jį būtų galima palyginti su NaHCO 3 (nes magnio bikarbonatas, Mg (HCO 3 ) 2 taip pat nėra kietas) arba su CaCO 3 .
Stabilumas: NaHCO
NaHCO 3 kristalizuojasi monoklininėje sistemoje, o CaCO 3 - trigonalinėje (kalcito) ir ortorombinėje (aragonito) sistemose. Jei Na + pakeistų Ca 2+ , kristalų gardelės būtų destabilizuotos dėl didesnių dydžių skirtumų; Kitaip tariant, Na +, nes jis yra mažesnis, sudaro stabilesnį kristalą su HCO 3 - palyginti su Ca 2+ .
Tiesą sakant, Ca (HCO 3 ) 2 (aq) reikia vandens, kad išgaruotų, kad jo jonai galėtų sugrupuoti į kristalą; tačiau jo kristalinė gardelė nėra pakankamai stipri, kad tai padarytų kambario temperatūroje. Kaitinant vandenį, vyksta skilimo reakcija (aukščiau pateikta lygtis).
Kai Na + jonas yra tirpale, jis sudarytų kristalą su HCO 3 - prieš terminį jo skilimą.
Priežastis, kodėl Ca (HCO 3 ) 2 nesikristalizuoja (teoriškai), yra dėl to, kad skiriasi jonų spindulys arba jų jonų dydžiai, kurie prieš skilimą negali sudaryti stabilių kristalų.
Ca (HCO
Kita vertus, jei H + būtų pridėta prie CaCO 3 kristalinių struktūrų , jų fizinės savybės drastiškai pasikeistų. Ko gero, jų lydymosi temperatūra smarkiai sumažėja ir net kristalų morfologija galiausiai pakito.
Ar verta išbandyti kietojo Ca (HCO 3 ) 2 sintezę ? Sunkumai gali viršyti lūkesčius, o žemo struktūros stabilumo druska gali nesuteikti reikšmingos papildomos naudos, jei ji naudojama jau naudojant kitas druskas.
Fizinės ir cheminės savybės
Cheminė formulė
Ca (HCO 3 ) 2
Molekulinė masė
162,11 g / mol
Fizinė būklė
Jis neatrodo kieto būvio. Jis randamas vandeniniame tirpale ir bandymai paversti jį kieta medžiaga išgarinant vandenį nebuvo sėkmingi, nes virsta kalcio karbonatu.
Tirpumas vandenyje
16,1 g / 100 ml 0 ° C temperatūroje; 16,6 g / 100 ml esant 20 ° C ir 18,4 g / 100 ml 100 ° C temperatūroje. Šios vertės rodo didelį vandens molekulių afinitetą Ca (HCO 3 ) 2 jonams , kaip paaiškinta. ankstesniame skyriuje. Tuo tarpu tik 15 mg CaCO 3 ištirpsta litre vandens, o tai atspindi stiprią jo elektrostatinę sąveiką.
Kadangi Ca (HCO 3 ) 2 negali sudaryti kietos medžiagos, jo tirpumas eksperimentiškai negali būti nustatytas. Tačiau atsižvelgiant į sąlygas, kurias sukuria CO 2, ištirpusio kalkakmenį supančiame vandenyje, buvo galima apskaičiuoti T temperatūroje ištirpusio kalcio masę; masė, kuri būtų lygi Ca (HCO 3 ) 2 koncentracijai .
Skirtingose temperatūrose ištirpusios masės padidėja, kaip rodo 0, 20 ir 100 ° C vertės. Tada, remiantis šiais eksperimentais, nustatoma, kiek Ca (HCO 3 ) 2 ištirpsta šalia CaCO 3 vandeninėje terpėje, susodintoje su CO 2 . Kai dujinis CO 2 išeis , CaCO 3 iškris, bet ne Ca (HCO 3 ) 2 .
Lydymosi ir virimo taškai
Ca (HCO 3 ) 2 kristalinė gardelė yra daug silpnesnė nei CaCO 3 . Jei jį galima gauti kieto pavidalo, o temperatūra, kurioje jis išsilydo, matuojama fusiometru, vertė tikrai būtų gauta gerokai žemiau 899ºC. Panašiai to paties būtų tikimasi nustatant virimo tašką.
Ugnies taškas
Jis nėra degus.
Pavojai
Nes šis junginys neegzistuoja kietoje formoje, ji yra mažai tikėtina, kad jis reiškia riziką veiksmingai vykdyti vandeniniai tirpalai, nes abi Ca 2+ ir HCO 3 jonai - nėra kenksmingi esant mažai koncentracijai; todėl didesnę riziką praryti šiuos tirpalus gali sukelti tik pavojinga praryta kalcio dozė.
Jei junginys sudarytų kietą medžiagą, nors jis fiziškai gali skirtis nuo CaCO 3 , jo toksinis poveikis gali būti ne tik paprastas diskomfortas ir džiūvimas po fizinio kontakto ar įkvėpus.
Programos
-Kalcio bikarbonato tirpalai jau seniai naudojami plauti senus popierius, ypač meno kūrinius ar istoriškai svarbius dokumentus.
-Bikarbonato tirpalai yra naudingi ne tik todėl, kad jie neutralizuoja rūgštis popieriuje, bet ir suteikia šarminį kalcio karbonato rezervą. Pastarasis junginys apsaugo nuo popieriaus pažeidimų ateityje.
- Kaip ir kiti bikarbonatai, jis naudojamas cheminėse mielėse ir putojančiose tabletėse ar milteliuose. Be to, kaip maisto priedas naudojamas kalcio bikarbonatas (vandeniniai šios druskos tirpalai).
-Bikarbonato tirpalai buvo naudojami osteoporozės profilaktikai. Tačiau vienu atveju pastebėtas toks šalutinis poveikis kaip hiperkalcemija, metabolinė alkalozė ir inkstų nepakankamumas.
-Kalcio bikarbonatas retkarčiais leidžiamas į veną, siekiant ištaisyti depresinį hipokalemijos poveikį širdies funkcijai.
- Ir galiausiai jis aprūpina organizmą kalciu, kuris yra raumenų susitraukimo tarpininkas, tuo pačiu metu koreguodamas acidozę, kuri gali atsirasti hipokaleminės būklės metu.
Nuorodos
- Vikipedija. (2018 m.). Kalcio bikarbonatas. Paimta iš: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (2017 m. Spalio 03 d.). Kas yra kalcio bikarbonatas? Atkurta iš: livestrong.com
- Mokslo mokymosi centras. (2018 m.). Karbonato chemija. Atkurta iš: sciencelearn.org.nz
- „PubChem“. (2018 m.). Kalcio bikarbonatas. Atkurta iš: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht ir Irene Brückle. (1997). Kalcio bikarbonato ir magnio bikarbonato tirpalų naudojimas nedidelėse gamtosaugos dirbtuvėse: apklausos rezultatai. Atkurta iš: cool.conservation-us.org