Struktura, svojstva, rizici i namjene kalcijevog bikarbonata



kalcijev bikarbonat je anorganska sol s kemijskom formulom Ca (HCO)3)2. Potječe iz prirode iz kalcijevog karbonata prisutnog u vapnenačkim stijenama i mineralima kao što je kalcit.

Kalcijev bikarbonat je topiviji u vodi nego kalcijev karbonat. Ta je značajka omogućila formiranje krških sustava u vapnenačkim stijenama i strukturiranju špilja.

Podzemne vode koje prolaze kroz pukotine postaju zasićene premještanjem ugljičnog dioksida (CO2). Te vode nagrizaju vapnenačke stijene koje oslobađaju kalcijev karbonat (CaCO3koji će formirati kalcijev bikarbonat, prema sljedećoj reakciji:

CaCO3(s) + CO2(g) + H2O (l) => Ca (HCO)3)2(Aq)

Ta se reakcija odvija u špiljama gdje nastaje vrlo tvrda voda. Kalcijev bikarbonat se ne nalazi u čvrstom stanju, nego u vodenoj otopini, zajedno sa Ca2+, bikarbonat (HCO)3-i karbonatni ion (CO32-).

Nakon toga, kada se zasićenje ugljičnog dioksida u vodi smanji, dolazi do obrnute reakcije, to jest do transformacije kalcijevog bikarbonata u kalcijev karbonat:

Ca (HCO)3)2(aq) => CO2 (g) + H2O (l) + CaCO3 (S)

Kalcijev karbonat slabo je topljiv u vodi, što uzrokuje nastanak taloga kao krutine. Gornja reakcija je vrlo važna u formiranju stalaktita, stalagmita i drugih speleotama u špiljama.

Ove stjenovite strukture formirane su od kapljica vode koje padaju sa stropa špilja (gornja slika). CaCO3 koji se nalaze u kapljicama vode, kristalizira se u spomenute strukture.

Činjenica da se kalcijev bikarbonat ne nalazi u čvrstom stanju otežava njezinu uporabu, a pronađeno je i nekoliko primjera. Također, teško je pronaći informacije o njegovim toksičnim učincima. Postoji izvješće o nizu nuspojava njegove primjene kao tretmana za prevenciju osteoporoze.

struktura

Na gornjoj slici prikazani su dva HCO aniona3- i kation2+ interakcija elektrostatski. Ca2+ prema slici, ona bi trebala biti smještena u sredini, budući da je tako HCOs3- ne bi se međusobno odbijali zbog svojih negativnih optužbi.

Negativni naboj u HCO-u3- ona je delokalizirana između dva atoma kisika, rezonancijom između C = O karbonilne skupine i C-O veze-; dok je u CO32-, To je delokalizirano između tri kisikova atoma, budući da je veza C-OH deprotonirana i stoga može dobiti negativni naboj rezonancom.

Geometrije tih iona mogu se smatrati sferama kalcija okružene ravnim trokutima karbonata s hidrogeniranim krajem. U pogledu omjera veličine, kalcij je primjetno manji od HCO iona3-.

Vodene otopine

Ca (HCO)3)2 Ne može formirati kristalinične krutine, a zapravo se sastoji od vodenih otopina te soli. U njima ioni nisu sami, kao na slici, već okruženi molekulama H.2O.

Kako su u interakciji? Svaki ion je okružen sferom hidratacije, koja će ovisiti o metalu, polarnosti i strukturi otopljenih vrsta.

Ca2+ koordinira s kisikovim atomima vode kako bi stvorio akvokompleks, Ca (OH)2)n2+, gdje se n općenito smatra šest; to jest, "vodeni oktaedron" oko kalcija.

Dok HCO anioni3- međusobno djeluju s vodikovim vezama (OR2CO-OH H-2) ili s vodikovim atomima u vodi u smjeru delokalizacije negativnog naboja (HOCO)2- Interakcija H-OH, dipol-ion.

Ove interakcije između Ca2+, HCO3- i voda je tako učinkovita, da čine kalcijev bikarbonat vrlo topiv u tom otapalu; za razliku od CaCO3, u kojoj su elektrostatičke atrakcije između Ca2+ i CO32- su vrlo jake, talože se iz vodene otopine.

Osim vode, postoje molekule CO2 koji reagiraju sporo kako bi osigurali više HCO-a3- (ovisno o pH vrijednostima).

Hipotetička čvrsta tvar

Do sada, veličine i naboji iona u Ca (HCO)3)2, niti prisutnost vode, objasniti zašto kruti spoj ne postoji; to jest, čisti kristali koji se mogu okarakterizirati kristalografijom X-zrakama.3)2 nije ništa više od iona prisutnih u vodi iz kojih kavernozne formacije nastavljaju rasti.

Da Ca2+ i HCO3- mogu se izolirati iz vode izbjegavajući slijedeću kemijsku reakciju:

Ca (HCO)3)2(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + H2O (l)

Zatim se mogu grupirati u bijelu kristalnu krutinu sa stehiometrijskim omjerima 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Nema studija o njegovoj strukturi, ali se može usporediti s NaHCO3 (za magnezij bikarbonat, Mg (HCO))3)2, niti postoji kao solidno) ili s CaCO3.

Stabilnost: NaHCO3 vs Ca (HCO)3)2

NaHCO3 kristalizira u monoklinskom sustavu i CaCO3 u trigonalnim (kalcitnim) i ortorombskim (aragonitnim) sustavima. Ako je Na zamijenjen+ za Ca2+, kristalna mreža bi bila destabilizirana većom razlikom u veličinama; to jest, Na+ jer je manji, stvara stabilniji kristal s HCO-om3- u usporedbi sa Ca2+.

Zapravo, Ca (HCO)3)2(aq) treba vodu da ispari, tako da njezini ioni mogu biti grupirani u kristal; ali kristalna rešetka ove nije dovoljno jaka da to učini na sobnoj temperaturi. Kada se voda zagrije, dolazi do reakcije razgradnje (gornja jednadžba).

Biti Na ion+ u otopini, to bi formiralo kristal s HCO3- prije termičke razgradnje.

Razlog zašto Ca (HCO)3)2 ne kristalizira (teoretski), to je razlika ionskih radijusa ili veličina njezinih iona, koji ne mogu stvoriti stabilan kristal prije njegove razgradnje.

Ca (HCO)3)2 vs CaCO3

Ako je s druge strane dodan H+ na kristalne strukture CaCO3, drastično bi promijenili svoja fizička svojstva. Možda su točke taljenja značajno pale, pa čak i morfologije kristala se mijenjaju.

Je li vrijedno pokušati sintezu Ca (HCO)3)2 Čvrsta? Teškoće mogu premašiti očekivanja, a sol s niskom strukturnom stabilnošću ne može pružiti značajne dodatne koristi u bilo kojoj primjeni gdje se već koriste druge soli.

Fizikalna i kemijska svojstva

Kemijska formula

Ca (HCO)3)2

Molekularna težina

162,11 g / mol

Fizičko stanje

Ne pojavljuje se u čvrstom stanju. Nalazi se u vodenoj otopini i nastoji pretvoriti u krutu tvar isparavanjem vode, nije djelotvorna jer se pretvara u kalcijev karbonat.

Topljivost u vodi

16,1 g / 100 ml na 0 ° C; 16,6 g / 100 ml na 20 ° C i 18,4 g / 100 ml na 100 ° C. Ove vrijednosti ukazuju na visoki afinitet molekula vode za Ca ione (HCO)3)2, kao što je objašnjeno u prethodnom odjeljku. U međuvremenu, samo 15 mg CaCO3 otapaju se u litri vode, što odražava njihove jake elektrostatske interakcije.

Jer Ca (HCO)3)2 ne može tvoriti krutinu, a njezina se topljivost ne može odrediti eksperimentalno. Međutim, s obzirom na uvjete koje je stvorio CO2 otopljene u vodi oko vapnenca, može se izračunati masa kalcija otopljenog na temperaturi T; masa, koja bi bila jednaka koncentraciji Ca (HCO)3)2.

Pri različitim temperaturama, otopljena masa se povećava kako pokazuju vrijednosti na 0, 20 i 100 ° C. Prema tim eksperimentima, koliko je Ca (HCO) određeno3)2 otapa se u blizini CaCO3 u vodenom mediju koji je gasificiran sa CO2. Nakon što CO pobjegne2 plinoviti, CaCO3 će se taložiti, ali ne i Ca (HCO3)2.

Tališta i vrelišta

Kristalna mreža Ca (HCO)3)2 je mnogo slabiji od CaCO3. Ako se može dobiti u čvrstom stanju i izmjeriti temperaturu na kojoj se tope unutar fuziometra, sigurno bi dobila vrijednost znatno ispod 899ºC. Isto tako, isto se može očekivati ​​u određivanju točke vrenja.

Točka izgaranja

Nije zapaljiv.

rizici

Budući da ovaj spoj ne postoji u krutom obliku, malo je vjerojatno da bi to predstavljalo rizik manipuliranja njegovim vodenim otopinama, budući da su oba2+ kao HCO3- oni nisu štetni pri niskim koncentracijama; i stoga, najveći rizik koji bi ingestirao takva rješenja mogao bi biti samo zbog opasne doze unesenog kalcija.

Ako spoj formira čvrstu tvar, iako može biti fizički različit od CaCO3, njegovi toksični učinci ne smiju ići dalje od jednostavnih nelagoda i resekcija nakon fizičkog kontakta ili inhalacije.

aplikacije

-Otopine kalcijevog bikarbonata koriste se dugo vremena za pranje starih papira, osobito umjetničkih djela ili povijesno važnih dokumenata.

-Upotreba otopina bikarbonata je korisna, ne samo zato što one neutraliziraju kiseline u papiru, već i osiguravaju alkalnu rezervu kalcijevog karbonata. Ova posljednja smjesa pruža zaštitu za buduća oštećenja na papiru.

-Kao i drugi bikarbonati, koristi se u kemijskim kvascima i u formulacijama šumećih tableta ili prašaka. Osim toga, kalcijev bikarbonat se koristi kao dodatak hrani (vodene otopine ove soli).

-Otopine bikarbonata korištene su u prevenciji osteoporoze. Međutim, sekundarni učinci kao što su hiperkalcemija, metabolička alkaloza i zatajenje bubrega uočeni su u jednom slučaju..

-Kalcij bikarbonat se primjenjuje, povremeno, intravenozno kako bi se ispravio depresivni učinak hipokalemije na srčanu funkciju.

-Naposljetku, tijelo osigurava kalcij, koji je posrednik mišićne kontrakcije, a istovremeno ispravlja acidozu koja se može pojaviti u stanju hipokalemije..

reference

  1. Wikipedia. (2018.). Kalcijev bikarbonat. Preuzeto s: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3. listopada 2017.) Što je kalcijev bikarbonat? Preuzeto s: livestrong.com
  3. Znanstveno središte za učenje. (2018.). Karbonatna kemija. Preuzeto s: sciencelearn.org.nz
  4. Pubchem. (2018.). Bikarbonat kalcija. Preuzeto s: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht i Irene Brückle. (1997). Primjena otopina kalcijevog bikarbonata i magnezijevog bikarbonata u malim konzervatorskim radionicama: rezultati istraživanja. Preuzeto s: cool.conservation-us.org