- Структура
- Водные растворы
- Гипотетическое твердое тело
- Стабильность: NaHCO
- Ca (HCO
- Физические и химические свойства
- Химическая формула
- Молекулярный вес
- Физическое состояние
- Растворимость воды
- Точки плавления и кипения
- Точка возгорания
- риски
- Приложения
- Ссылки
Бикарбоната кальция представляет собой неорганическую соль с химической формулой Ca (HCO 3 ) 2 . Он возникает в природе из карбоната кальция, присутствующего в известняковых камнях и минералах, таких как кальцит.
Бикарбонат кальция более растворим в воде, чем карбонат кальция. Эта характеристика позволила сформировать карстовые системы в известняковых породах и в структуре пещер.
Источник: Pixabay
Подземные воды, которые проходят через трещины, насыщаются за счет вытеснения углекислого газа (CO 2 ). Эти воды разрушают известняковые породы, выделяя карбонат кальция (CaCO 3 ), который образует бикарбонат кальция в соответствии со следующей реакцией:
CaCO 3 (т.) + CO 2 (г) + H 2 O (л) => Ca (HCO 3 ) 2 (водн.)
Эта реакция происходит в пещерах, откуда берут начало очень жесткие воды. Бикарбонат кальция находится не в твердом состоянии, а в водном растворе вместе с Ca 2+ , бикарбонатом (HCO 3 - ) и карбонат-ионом (CO 3 2- ).
Впоследствии, уменьшая насыщенность воды углекислым газом, происходит обратная реакция, то есть превращение бикарбоната кальция в карбонат кальция:
Ca (HCO 3 ) 2 (водн.) => CO 2 (г) + H 2 O (л) + CaCO 3 (т)
Карбонат кальция плохо растворяется в воде, поэтому его осаждение происходит в твердом виде. Вышеупомянутая реакция очень важна для образования сталактитов, сталагмитов и других образований в пещерах.
Эти скалистые сооружения образованы каплями воды, падающими с потолка пещеры (верхнее изображение). CaCO 3, присутствующий в каплях воды, кристаллизуется с образованием упомянутых структур.
Тот факт, что бикарбонат кальция не находится в твердом состоянии, затруднил его использование, и было найдено несколько примеров. Кроме того, трудно найти информацию о его токсическом действии. Сообщается о ряде побочных эффектов от его использования в качестве лечения для предотвращения остеопороза.
Структура
Источник: Epop, Wikimedia Commons.
На изображении выше показаны два аниона HCO 3 - и катион Ca 2+, взаимодействующие электростатически. Согласно изображению, Ca 2+ должен быть расположен посередине, так как таким образом HCO 3 - не будут отталкиваться друг от друга из-за своих отрицательных зарядов.
Отрицательный заряд на HCO 3 - делокализован между двумя атомами кислорода через резонанс между карбонильной группой C = O и связью C - O - ; в то время как в CO 3 2– , он делокализован между тремя атомами кислорода, так как связь C - OH депротонирована и поэтому может получать отрицательный заряд в результате резонанса.
Геометрию этих ионов можно рассматривать как сферы кальция, окруженные плоскими треугольниками карбонатов с гидрированным концом. С точки зрения соотношения размеров кальций заметно меньше, чем ионы HCO 3 - .
Водные растворы
Ca (HCO 3 ) 2 не может образовывать твердые кристаллические вещества и фактически состоит из водных растворов этой соли. В них ионы не одни, как на изображении, а окружены молекулами H 2 O.
Как они взаимодействуют? Каждый ион окружен гидратной сферой, которая будет зависеть от металла, полярности и структуры растворенных частиц.
Ca 2+ координируется с атомами кислорода в воде с образованием водного комплекса Ca (OH 2 ) n 2+ , где n обычно считается равным шести; то есть «водный октаэдр» вокруг кальция.
В то время как анионы HCO 3 - взаимодействуют либо с водородными связями (O 2 CO - H-OH 2 ), либо с атомами водорода воды в направлении делокализации отрицательного заряда (HOCO 2 - H - OH, дипольное взаимодействие - ион).
Эти взаимодействия между Ca 2+ , HCO 3 - и водой настолько эффективны, что делают бикарбонат кальция очень растворимым в этом растворителе; в отличие от CaCO 3 , в котором электростатическое притяжение между Ca 2+ и CO 3 2– очень сильное, выпадение в осадок из водного раствора.
Помимо воды, вокруг находятся молекулы CO 2 , которые медленно реагируют, чтобы подать больше HCO 3 - (в зависимости от значений pH).
Гипотетическое твердое тело
Пока что размеры и заряды ионов в Ca (HCO 3 ) 2 , а также присутствие воды не объясняют, почему твердое соединение не существует; другими словами, чистые кристаллы, которые можно охарактеризовать с помощью рентгеновской кристаллографии. Ca (HCO 3 ) 2 - это не что иное, как ионы, присутствующие в воде, из которой продолжают расти кавернозные образования.
Если Ca 2+ и HCO 3 - можно выделить из воды, избегая следующей химической реакции:
Ca (HCO 3 ) 2 (водн.) → CaCO 3 (т.) + CO 2 (г) + H 2 O (л)
Затем их можно было сгруппировать в белое кристаллическое твердое вещество со стехиометрическим соотношением 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Его структура не изучена, но ее можно сравнить со структурой NaHCO 3 (поскольку бикарбонат магния Mg (HCO 3 ) 2 также не существует в твердом виде) или с CaCO 3 .
Стабильность: NaHCO
NaHCO 3 кристаллизуется в моноклинной системе, а CaCO 3 в тригональной (кальцит) и орторомбической (арагонит) системах. Если бы Na + был заменен на Ca 2+ , кристаллическая решетка была бы дестабилизирована из-за большей разницы в размерах; Другими словами, Na +, поскольку он меньше, образует более стабильный кристалл с HCO 3 - по сравнению с Ca 2+ .
Фактически, Ca (HCO 3 ) 2 (водный раствор) нуждается в воде для испарения, чтобы его ионы могли группироваться вместе в кристалле; но его кристаллическая решетка недостаточно прочна, чтобы делать это при комнатной температуре. При нагревании воды происходит реакция разложения (уравнение выше).
Если ион Na + находится в растворе, он образует кристалл с HCO 3 - до его термического разложения.
Причина, по которой Ca (HCO 3 ) 2 не кристаллизуется (теоретически), связана с различием ионных радиусов или размеров его ионов, которые не могут образовать стабильный кристалл до разложения.
Ca (HCO
Если, с другой стороны, к кристаллическим структурам CaCO 3 добавить H + , их физические свойства резко изменятся. Возможно, их температуры плавления значительно упадут, и даже морфология кристаллов изменится.
Стоит ли пробовать синтез твердого Ca (HCO 3 ) 2 ? Трудности могут превзойти ожидания, а соль с низкой структурной стабильностью может не обеспечить значительных дополнительных преимуществ в любом применении, где уже используются другие соли.
Физические и химические свойства
Химическая формула
Ca (HCO 3 ) 2
Молекулярный вес
162,11 г / моль
Физическое состояние
Он не появляется в твердом состоянии. Он находится в водном растворе, и попытки превратить его в твердое вещество путем испарения воды не увенчались успехом, поскольку он превращается в карбонат кальция.
Растворимость воды
16,1 г / 100 мл при 0 ° С; 16,6 г / 100 мл при 20º C и 18,4 г / 100 мл при 100º C. Эти значения указывают на высокое сродство молекул воды к ионам Ca (HCO 3 ) 2 , как объяснено. в предыдущем разделе. Между тем, только 15 мг CaCO 3 растворяется в литре воды, что отражает его сильное электростатическое взаимодействие.
Поскольку Ca (HCO 3 ) 2 не может образовывать твердое вещество, его растворимость не может быть определена экспериментально. Однако, учитывая условия, создаваемые CO 2, растворенным в воде, окружающей известняк, можно вычислить массу кальция, растворенного при температуре T; масса, которая была бы равна концентрации Ca (HCO 3 ) 2 .
При разных температурах растворенная масса увеличивается, как показывают значения при 0, 20 и 100 ° C. Затем, в соответствии с этими экспериментами, определяется, сколько Ca (HCO 3 ) 2 растворяется рядом с CaCO 3 в водной среде, газифицированной CO 2 . После выхода газообразного CO 2 в осадок будет выпадать CaCO 3 , но не Ca (HCO 3 ) 2 .
Точки плавления и кипения
Кристаллическая решетка Ca (HCO 3 ) 2 намного слабее, чем у CaCO 3 . Если его можно получить в твердом состоянии и измерить температуру, при которой он плавится, с помощью фузиометра, значение наверняка будет значительно ниже 899 ° C. Точно так же можно ожидать того же при определении точки кипения.
Точка возгорания
Не горючий.
риски
Так как это соединение не существует в твердом виде, то маловероятно , что она представляет собой риск для обработки его водных растворов, так как Са 2+ и HCO 3 ионов - не являются вредными при низких концентрациях; и, следовательно, больший риск, связанный с проглатыванием этих растворов, может быть связан только с опасной дозой проглоченного кальция.
Если соединение должно образовывать твердое вещество, даже если оно может физически отличаться от CaCO 3 , его токсические эффекты не могут выходить за рамки простого дискомфорта и сухости после физического контакта или при вдыхании.
Приложения
Растворы бикарбоната кальция уже давно используются для стирки старой бумаги, особенно произведений искусства или исторически важных документов.
- Использование бикарбонатных растворов полезно не только потому, что они нейтрализуют кислоты в бумаге, но также обеспечивают щелочной резерв карбоната кальция. Последний состав обеспечивает защиту от повреждения бумаги в будущем.
-Как и другие бикарбонаты, он используется в химических дрожжах и в составах шипучих таблеток или порошков. Кроме того, бикарбонат кальция используется как пищевая добавка (водные растворы этой соли).
-Бикарбонатные растворы использовались для профилактики остеопороза. Однако в одном случае наблюдались побочные эффекты, такие как гиперкальциемия, метаболический алкалоз и почечная недостаточность.
-Бикарбонат кальция иногда вводят внутривенно для коррекции депрессивного эффекта гипокалиемии на сердечную функцию.
-И, наконец, он обеспечивает организм кальцием, который является посредником сокращения мышц, в то же время он корректирует ацидоз, который может возникнуть при гипокалиемии.
Ссылки
- Wikipedia. (2018). Бикарбонат кальция. Взято с: en.wikipedia.org
- Сира Дюбуа. (03 октября 2017 г.). Что такое бикарбонат кальция? Получено с: livestrong.com
- Центр научного обучения. (2018). Карбонатная химия. Получено с: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Бикарбонат кальция. Получено с: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Эми Э. Гербрахт и Ирен Брюкле. (1997). Использование растворов бикарбоната кальция и бикарбоната магния в небольших мастерских по консервации: результаты исследования. Получено с: cool.conservation-us.org