- Будова
- Водні розчини
- Гіпотетична тверда речовина
- Стабільність: NaHCO
- Са (HCO
- Фізичні та хімічні властивості
- Хімічна формула
- Молекулярна маса
- Фізичний стан
- Розчинність у воді
- Температури плавлення і кипіння
- Точка пожежі
- Ризики
- Програми
- Список літератури
Бікарбонату кальцію являє собою неорганічну сіль з хімічною формулою Ca (HCO 3 ) 2 . Він бере свій початок у природі з карбонату кальцію, присутнього у вапнякових каміннях та мінералах, таких як кальцит.
Бікарбонат кальцію більш розчинний у воді, ніж карбонат кальцію. Ця характеристика дозволила утворити карстові системи у вапнякових породах та в структуруванні печер.
Джерело: Піксабай
Грунтові води, які проходять через щілини, насичуються при витісненні вуглекислого газу (СО 2 ). Ці води розмивають вапнякові породи, виділяючи карбонат кальцію (CaCO 3 ), який утворює бікарбонат кальцію, відповідно до наступної реакції:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Ця реакція відбувається в печерах, де зароджуються дуже жорсткі води. Бікарбонат кальцію знаходиться не в твердому стані, а у водному розчині разом з Са 2+ , бікарбонатом (HCO 3 - ) та карбонатним іоном (CO 3 2- ).
Згодом, зменшуючи насичення вуглекислого газу у воді, відбувається зворотна реакція, тобто перетворення бікарбонату кальцію в карбонат кальцію:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Карбонат кальцію погано розчинний у воді, це призводить до того, що його осадження відбуваються як тверда речовина. Вищевказана реакція дуже важлива для утворення в печерах сталактитів, сталагмітів та інших спелеотем.
Ці скельні споруди утворюються з крапель води, що падають зі стелі печер (верхнє зображення). Присутні у водяних краплях CaCO 3 кристалізуються з утворенням згаданих структур.
Той факт, що гідрокарбонат кальцію не знаходиться в твердому стані, ускладнив його використання, тому мало прикладів. Так само важко знайти інформацію про його токсичну дію. Існує повідомлення про набір побічних ефектів від його використання в якості лікування для профілактики остеопорозу.
Будова
Джерело: Автор Epop, з Wikimedia Commons
На зображенні вище показані два аніони HCO 3 - і катіон Ca 2+, які взаємодіють електростатично. Відповідно до зображення, Ca 2+ повинен розташовуватися посередині, оскільки таким чином HCO 3 - не відштовхуватиме один одного через свої негативні заряди.
Негативний заряд у HCO 3 - це делокалізується між двома атомами кисню, через резонанс між карбонільною групою C = O та зв'язком C - O - ; в той час, як в CO 3 2– , він дерокалізовується між трьома атомами кисню, оскільки зв'язок С - ОН депротонований і, отже, може отримувати негативний заряд за резонансом.
Геометрію цих іонів можна розглядати як сфери кальцію, оточені плоскими трикутниками карбонатів з гідрогенізованим кінцем. За співвідношенням розміру кальцій помітно менший, ніж 3 - іони HCO .
Водні розчини
Са (HCO 3 ) 2 не може утворювати кристалічні тверді речовини і фактично складається з водних розчинів цієї солі. У них іони не поодинці, як на зображенні, а оточені молекулами H 2 O.
Як вони взаємодіють? Кожен іон оточений гідратаційною сферою, яка залежатиме від металу, полярності та структури розчинених видів.
Ca 2+ координує з атомами кисню у воді з утворенням водного комплексу Ca (OH 2 ) n 2+ , де n, як правило, вважається шістьма; тобто "водний октаедр" навколо кальцію.
У той час як HCO 3 - аніони взаємодіють або з водневими зв’язками (O 2 CO - H-OH 2 ), або з атомами водню у напрямку ділових негативних зарядів (HOCO 2 - H - OH, дипольна взаємодія- іон).
Ці взаємодії між Ca 2+ , HCO 3 - та водою настільки ефективні, що роблять бікарбонат кальцію дуже розчинним у цьому розчиннику; на відміну від CaCO 3 , в якому електростатичні потяги між Ca 2+ і CO 3 2– дуже сильні, осаджуючись з водного розчину.
Крім води, навколо неї є молекули CO 2 , які повільно реагують, подаючи більше HCO 3 - (залежно від значень рН).
Гіпотетична тверда речовина
Поки ні розміри та заряди іонів у Са (HCO 3 ) 2 , ні наявність води пояснюють, чому тверда сполука не існує; тобто чисті кристали, які можна охарактеризувати за допомогою рентгенологічної кристалографії. Са (HCO 3 ) 2 - це не що інше, як іони, присутні у воді, з якої продовжують рости кавернозні утворення.
Якщо Ca 2+ і HCO 3 - можна виділити з води, уникаючи наступної хімічної реакції:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Потім їх можна було б об'єднати у біле кристалічне тверде речовина зі стехіометричними співвідношеннями 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Не існує жодних досліджень щодо його структури, але це можна порівняти зі структурою NaHCO 3 (оскільки гідрокарбонат магнію, Mg (HCO 3 ) 2 , не існує як твердого речовини), ні з CaCO 3 .
Стабільність: NaHCO
NaHCO 3 кристалізується в моноклінічній системі, а CaCO 3 - у тригональній (кальцитовій) та орторомбічній (арагонітовій) системах. Якби Na + замінювали Са 2+ , кристалічна решітка дестабілізувалась би більшою різницею в розмірах; Іншими словами, Na +, оскільки він менший, утворює більш стабільний кристал з HCO 3 - порівняно з Ca 2+ .
Насправді Са (HCO 3 ) 2 (aq) потрібна вода для випаровування, щоб її іони могли групуватися разом у кристалі; але його кристалічна решітка недостатньо міцна, щоб зробити це при кімнатній температурі. Нагріваючи воду, відбувається реакція розкладання (рівняння вище).
З іоном Na + в розчині він утворював би кристал з HCO 3 - до його термічного розкладання.
Причина того, чому Са (HCO 3 ) 2 не кристалізується (теоретично), пов'язана з різницею іонних радіусів або розмірів його іонів, які не можуть утворювати стійкий кристал до розкладання.
Са (HCO
Якби, з іншого боку, до кристалічних структур CaCO 3 додавали H + , їх фізичні властивості різко змінилися б. Можливо, їх температури плавлення значно падають, і навіть морфологія кристалів врешті-решт змінюється.
Чи варто спробувати синтез твердого Ca (HCO 3 ) 2 ? Труднощі можуть перевищити очікування, і сіль з низькою структурною стійкістю може не забезпечити значних додаткових переваг у будь-якому застосуванні, коли інші солі вже використовуються.
Фізичні та хімічні властивості
Хімічна формула
Са (HCO 3 ) 2
Молекулярна маса
162,11 г / моль
Фізичний стан
Він не з’являється в твердому стані. Він знаходиться у водному розчині, і спроби перетворити його на тверде речовина шляхом випаровування води не мали успіху, оскільки він перетворюється на карбонат кальцію.
Розчинність у воді
16,1 г / 100 мл при 0 ° С; 16,6 г / 100 мл при температурі 20ºС та 18,4 г / 100 мл при 100ºС. Ці значення свідчать про високу спорідненість молекул води до іонів Са (HCO 3 ) 2 , як пояснено у попередньому розділі. Тим часом, лише 15 мг CaCO 3 розчиняється в літрі води, що відображає його сильні електростатичні взаємодії.
Оскільки Са (HCO 3 ) 2 не може утворювати тверду речовину, його розчинність не може бути визначена експериментально. Однак, враховуючи умови, створені розчиненим СО 2 у воді, що оточує вапняк, можна розрахувати масу кальцію, розчиненого при температурі Т; маса, яка була б дорівнює концентрації Са (HCO 3 ) 2 .
При різних температурах розчинена маса збільшується, як показано значеннями при 0, 20 і 100 ° C. Потім, згідно з цими експериментами, визначається, яка кількість Ca (HCO 3 ) 2 розчиняється поблизу CaCO 3 у водному середовищі, що газифікується CO 2 . Після того , як газоподібні СО 2 пагонів , Саси 3 буде випадати в осад, але не Са (HCO 3 ) 2 .
Температури плавлення і кипіння
Кристалічна решітка Ca (HCO 3 ) 2 значно слабша, ніж у CaCO 3 . Якщо його можна отримати в твердому стані, а температуру, при якій він плавиться, виміряти у фузіометрі, величина, безумовно, отримала б значно нижче 899 ° C. Точно так само можна було б очікувати при визначенні температури кипіння.
Точка пожежі
Це не горюче.
Ризики
Оскільки ця сполука не існує в твердій формі, малоймовірно, що вона представляє ризик поводження з її водними розчинами, оскільки іони Са 2+, і HCO 3 - не є шкідливими при низьких концентраціях; і, отже, більший ризик, який би сприймав ці розчини, може бути викликаний лише небезпечною дозою прийому кальцію.
Якщо з'єднання повинно утворювати тверде речовина, хоча воно може фізично відрізнятися від CaCO 3 , його токсичні ефекти можуть не виходити за рамки простого дискомфорту та висихання після фізичного контакту або вдихання.
Програми
- Розчини бікарбонату кальцію здавна використовуються для миття старих паперів, особливо творів мистецтва чи історично важливих документів.
-Використання розчинів бікарбонату корисно не тільки тому, що вони нейтралізують кислоти в папері, але й забезпечують лужний резерв карбонату кальцію. Остання сполука забезпечує захист паперу в майбутньому.
- Як і інші бікарбонати, він використовується в хімічних дріжджах і в шипучих таблетках або порошках. Крім того, бікарбонат кальцію використовується як харчова добавка (водні розчини цієї солі).
-Бікарбонатні розчини використовувались для профілактики остеопорозу. Однак такі побічні ефекти, як гіперкальціємія, метаболічний алкалоз та ниркова недостатність, спостерігалися в одному випадку.
-Бікарбонат кальцію періодично вводять внутрішньовенно для корекції депресивного впливу гіпокаліємії на серцеву функцію.
-І нарешті, він надає організму кальцій, який є медіатором скорочення м’язів, і одночасно коригує ацидоз, який може виникнути в гіпокалімічному стані.
Список літератури
- Вікіпедія. (2018). Бікарбонат кальцію. Взято з: en.wikipedia.org
- Сіра Дюбуа. (03 жовтня 2017 р.). Що таке гідрокарбонат кальцію? Відновлено з: livestrong.com
- Навчальний центр науки. (2018). Карбонатна хімія. Відновлено з: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Бікарбонат кальцію. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Емі Е. Гербрахт та Ірен Брюкл. (1997). Використання розчинів бікарбонату кальцію та бікарбонату магнію в невеликих майстернях із збереження природи: результати опитування. Відновлено з: cool.conservation-us.org