Kalsiyum bikarbonat yapısı, özellikleri, riskleri ve kullanımları



kalsiyum bikarbonat Ca (HCO) kimyasal formülüne sahip inorganik bir tuzdur.3)2. Doğada kireçtaşı kayalarında bulunan kalsiyum karbonattan ve kalsit gibi minerallerden kaynaklanır..

Kalsiyum bikarbonat suda kalsiyum karbonattan daha fazla çözünür. Bu özellik kireçtaşı kayalarda ve mağaraların oluşumunda karst sistemlerinin oluşmasını sağlamıştır..

Çatlaklardan geçen yeraltı suları karbon dioksitin (CO) yer değiştirmesinde doymuş hale gelir2). Bu sular kalsiyum karbonat (CaCO) açığa çıkaran kireçtaşı kayalarını aşındırır3) aşağıdaki reaksiyona göre, kalsiyum bikarbonat oluşturacaktır:

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

Bu reaksiyon çok sert suyun çıktığı mağaralarda meydana gelir. Kalsiyum bikarbonat katı halde değil, Ca ile birlikte sulu bir çözelti içinde bulunur.2+, bikarbonat (HCO)3-) ve karbonat iyonu (CO32-).

Daha sonra, sudaki karbon dioksitin doygunluğu azaldığında, ters reaksiyon meydana gelir, yani kalsiyum bikarbonatın kalsiyum karbonata dönüşümü:

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

Kalsiyum karbonat suda zayıf çözünür, bu da çökeltinin katı halde gerçekleşmesine neden olur. Yukarıdaki reaksiyon mağaralarda sarkıt, dikit ve diğer speometrelerin oluşumunda çok önemlidir..

Bu kayalık yapılar, mağaraların tavanından düşen su damlalarından oluşur (üstteki görüntü). CaCO3 Su damlalarında mevcut olan, bahsedilen yapıları oluşturmak üzere kristalleştirilir.

Kalsiyum bikarbonatın katı halde bulunmaması, kullanımını zorlaştırmıştır ve çok az sayıda örnek bulunmuştur. Ayrıca, toksik etkileri hakkında bilgi bulmak zordur. Osteoporozu önlemek için bir tedavi olarak kullanımının bir dizi yan etkisi olduğuna dair bir rapor var..

yapı

Üst resimde iki HCO anyonu gösterilmiştir.3- ve bir Ca katmanı2+ elektrostatik olarak etkileşime girme. Ca2+ görüntüye göre, HCO'ların bu şekilde ortada olması gerektiği için3- Olumsuz suçlamaları nedeniyle birbirlerini işten çıkarmazlardı.

HCO’daki negatif yük3- C = O karbonil grubu ve C-O bağı arasındaki rezonans ile iki oksijen atomu arasında delokalize edilir-; CO’dayken32-, Bu, C-OH bağı koparıldığı ve bu nedenle rezonans ile negatif bir yük alabildiği için, üç oksijen atomu arasında delokalize edilir..

Bu iyonların geometrileri, hidrojene bir ucu olan düz karbonat üçgenleri ile çevrili kalsiyum küreleri olarak kabul edilebilir. Boyut oranı açısından, kalsiyum HCO iyonlarından belirgin bir şekilde daha küçüktür.3-.

Sulu çözeltiler

Ca (HCO)3)2 Kristal katıları oluşturamaz ve gerçekten bu tuzun sulu çözeltilerinden oluşur. Onlarda iyonlar, görüntüde olduğu gibi yalnız değildir, fakat H molekülleri ile çevrilidir.2Ey.

Nasıl etkileşirler? Her iyon, metale, polariteye ve çözünmüş türlerin yapısına bağlı olacak bir hidrasyon küresi ile çevrilidir..

Ca2+ Aquocomplex, Ca (OH) oluşturmak için suyun oksijen atomları ile koordinatlar2)n2+, n genellikle altı olarak kabul edilir; yani kalsiyum etrafındaki "sulu oktahedron".

HCO anyonlarında3- her iki hidrojen bağı ile etkileşime girer (OR2CO-H-OH,2) veya sudaki hidrojen atomları ile negatif yük delokalizleri yönünde (HOCO)2- H-OH, dipol-iyon etkileşimi).

Ca arasındaki bu etkileşimler2+, HCO3- ve su o kadar verimlidir ki kalsiyum bikarbonatı bu çözücü içinde çok çözünür kılar; CaCO’nun aksine3, Ca arasındaki elektrostatik konumlar2+ ve CO32- sulu çözeltiden çökelen çok güçlüdürler.

Suya ek olarak, CO molekülleri vardır2 etrafında, daha fazla HCO sağlamak için yavaş tepki veren3- (pH değerlerine bağlı olarak).

Varsayımsal katı

Şimdiye kadar, Ca (HCO) iyonlarının boyutları ve yükleri3)2, ne de su varlığı, katı bileşiğin neden var olmadığını açıklayın; yani, X ışını kristalografisi ile karakterize edilebilen saf kristaller Ca (HCO)3)2 mağara oluşumlarının büyümeye devam ettiği suda bulunan iyonlardan başka bir şey değildir.

Evet Ca2+ ve HCO3- Aşağıdaki kimyasal reaksiyondan kaçınarak sudan izole edilebilirler:

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

Daha sonra bunlar stokiyometrik oranlarla 2: 1 (2HCO) olan beyaz kristalimsi bir katı halinde gruplandırılabilir.3/ 1Ca). Yapısı hakkında hiçbir çalışma yok, ancak NaHCO ile karşılaştırılabilir.3 (magnezyum bikarbonat için Mg (HCO)3)2, hiçbiri katı olarak mevcut değil) veya CaCO ile3.

Kararlılık: NaHCO3 vs Ca (HCO)3)2

NaHCO3 monoklinik sistemde ve CaCO’da kristalleşir3 trigonal (kalsit) ve ortofobik (aragonit) sistemlerinde. Na değiştirilmişse+ Ca için2+, kristal ağ, boyutlardaki büyük farkla dengelenebilir; yani, Na+ Küçük olduğu için HCO ile daha stabil bir kristal oluşturur.3- Ca'ya kıyasla2+.

Aslında, Ca (HCO)3)2(sulu), iyonlarının bir kristalde gruplandırılabilmesi için buharlaştırılması için suya ihtiyaç duyar; fakat bunun kristal kafesi oda sıcaklığında yapacak kadar güçlü değil. Su ısıtıldığında, ayrışma reaksiyonu oluşur (yukarıdaki denklem).

Na iyonu olmak+ çözümde bu HCO ile kristali oluşturur3- termal ayrışmasından önce.

Sebep neden Ca (HCO)3)2 kristalleşmez (teorik olarak), iyonik yarıçaplarının veya iyonlarının boyutlarının farklılığından dolayı, ayrışmasından önce stabil bir kristal oluşturamaz..

Ca (HCO)3)2 CaCO'ya karşı3

Öte yandan, H eklendi+ CaCO’nun kristal yapılarına3, fiziksel özelliklerini büyük ölçüde değiştireceklerdir. Belki de erime noktaları belirgin şekilde düşer ve hatta kristallerin morfolojileri değişebilir.

Ca (HCO) sentezini denemeye değer mi?3)2 Katı? Zorluklar beklentileri aşabilir ve düşük yapısal kararlılığa sahip bir tuz, başka tuzların kullanıldığı herhangi bir uygulamada önemli ek faydalar sağlamayabilir.

Fiziksel ve kimyasal özellikler

Kimyasal formül

Ca (HCO)3)2

Moleküler ağırlık

162.11 g / mol

Fiziksel durum

Katı halde görünmüyor. Sulu çözelti içinde bulunur ve suyun buharlaşmasıyla katı hale gelmeye çalışır, kalsiyum karbonata dönüştürüldüğü için işe yaramadı.

Suda çözünürlük

0 ° C'de 16.1 g / 100 ml; 20 ° C'de 16.6 g / 100 ml ve 100 ° C'de 18.4 g / 100 ml. Bu değerler Ca iyonları (HCO) için su moleküllerinin yüksek bir afinitesinin göstergesidir3)2, önceki bölümde açıklandığı gibi. Bu arada, sadece 15 mg CaCO3 güçlü elektrostatik etkileşimlerini yansıtan litre suda çözülürler..

Çünkü Ca (HCO)3)2 bir katı oluşturamaz, çözünürlüğü deneysel olarak tespit edilemez. Ancak, CO tarafından yaratılan koşullar göz önüne alındığında2 kireçtaşını çevreleyen suda çözünmüş halde, bir sıcaklıkta T çözülmüş kalsiyum kütlesi hesaplanabilir; Ca (HCO) konsantrasyonuna eşit olacak kütle3)2.

Farklı sıcaklıklarda, çözünmüş kütle, 0, 20 ve 100 ° C'deki değerlerde gösterildiği gibi artar. Bu nedenle, bu deneylere göre, Ca'nın (HCO) ne kadarının belirlendiği3)2 CaCO civarında çözünür3 CO ile gazlaştırılmış sulu bir ortamda2. CO kaçtığında2 gaz halinde, CaCO3 çökecektir, fakat Ca'yı (HCO) değil3)2.

Füzyon ve kaynama noktaları

Ca'nın kristal ağ (HCO)3)2 CaCO'dan çok daha zayıf3. Katı halde elde edilebiliyorsa ve bir fusiometer içinde eridiği sıcaklığı ölçebiliyorsa, kesinlikle 899ºC'nin çok altında bir değer elde edecektir. Aynı şekilde, kaynama noktasının belirlenmesinde de aynısı beklenebilir.

Yanma noktası

Yanıcı değildir.

riskler

Bu bileşik katı halde bulunmadığından, her iki Ca'dan beri sulu çözeltilerini manipüle etme riskini oluşturması muhtemel değildir.2+ HCO olarak3- düşük konsantrasyonlarda zararlı değildirler; ve bu nedenle, bu tür solüsyonları yutacak en büyük risk, yalnızca yutulan tehlikeli bir kalsiyum dozu nedeniyle olabilir..

Bileşik bir katı oluşturduysa, fiziksel olarak CaCO'dan farklı olsa bile3, Toksik etkileri, fiziksel temastan veya solunmasından sonra basit rahatsızlıkların ve rezeksiyonların ötesine geçemez.

uygulamaları

-Kalsiyum bikarbonat çözeltileri, eski kağıtları, özellikle sanat eserleri veya tarihsel olarak önemli belgeleri yıkamak için uzun süredir kullanılmaktadır..

-Bikarbonat çözeltilerinin kullanımı, sadece kağıttaki asitleri nötralize ettikleri için değil, aynı zamanda alkali bir kalsiyum karbonat rezervi sağladıkları için de faydalıdır. Bu son bileşik, kağıda gelecekteki hasarlara karşı koruma sağlar.

-Diğer bikarbonatlar gibi, kimyasal mayalarda ve efervesan tabletlerin veya tozların formülasyonlarında kullanılır. Ek olarak, kalsiyum bikarbonat bir gıda katkı maddesi olarak kullanılır (bu tuzun sulu çözeltileri).

-Bikarbonat çözeltileri osteoporozun önlenmesinde kullanılmıştır. Bununla birlikte, bir vakada hiperkalsemi, metabolik alkaloz ve böbrek yetmezliği gibi ikincil etkiler gözlenmiştir..

-Hipokaleminin kardiyak fonksiyon üzerindeki depresif etkisini düzeltmek için zaman zaman intravenöz olarak kalsiyum bikarbonat uygulanır.

-Ve son olarak, kas kasılmasının bir aracısı olan vücuda kalsiyum sağlar, aynı zamanda bir hipokalemi durumunda oluşabilecek asidozu düzeltir..

referanslar

  1. Vikipedi. (2018). Kalsiyum bikarbonat. Alındığı kaynak: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3 Ekim 2017). Kalsiyum Bikarbonat Nedir? Alınan: livestrong.com
  3. Bilim Öğrenim Merkezi. (2018). Karbonat kimyası. Alınan kaynak: sciencelearn.org.nz
  4. Pubchem. (2018). Kalsiyum Bikarbonat. Alınan: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Amy E. Gerbracht ve Irene Brückle. (1997). Küçük Konservasyon Atölyelerinde Kalsiyum Bikarbonat ve Magnezyum Bikarbonat Çözümlerinin Kullanımı: Araştırma Sonuçları Alınan: cool.conservation-us.org