De kalciumvätekarbonat är ett oorganiskt salt med den kemiska formeln Ca (HCO3)två. Det härstammar i naturen från kalciumkarbonat som finns i kalkstenar och mineraler som kalcit.
Kalciumbikarbonat är mer lösligt i vatten än kalciumkarbonat. Denna egenskap har gjort det möjligt att bilda karstsystem i kalkstenar och strukturera grottor..
Grundvattnet som passerar genom sprickorna blir mättat i dess förskjutning av koldioxid (COtvå). Dessa vatten eroderar kalkstenarna som frigör kalciumkarbonat (CaCO3) som bildar kalciumvätekarbonatet, enligt följande reaktion:
Tjuv3(s) + COtvå(g) + HtvåO (l) => Ca (HCO3)två(aq)
Denna reaktion inträffar i grottor där mycket hårda vatten har sitt ursprung. Kalciumvätekarbonat är inte i fast tillstånd utan i en vattenlösning tillsammans med Catvå+, bikarbonat (HCO3-) och karbonatjonen (CO3två-).
Därefter, genom att minska mättnaden av koldioxid i vattnet, sker den omvända reaktionen, det vill säga omvandlingen av kalciumbikarbonat till kalciumkarbonat:
Ca (HCO3)två(aq) => COtvå (g) + HtvåO (l) + CaCO3 (s)
Kalciumkarbonat är dåligt lösligt i vatten, vilket gör att utfällningen sker som ett fast ämne. Ovanstående reaktion är mycket viktig vid bildandet av stalaktiter, stalagmiter och andra speleothems i grottorna..
Dessa steniga strukturer bildas av vattendropparna som faller från grottornas tak (övre bild). CaCO3 närvarande i vattendropparna kristalliserar den för att bilda de ovannämnda strukturerna.
Det faktum att kalciumvätekarbonat inte finns i fast tillstånd har gjort användningen svår, med få exempel. På samma sätt är det svårt att hitta information om dess toxiska effekter. Det finns en rapport om en uppsättning biverkningar från dess användning som en behandling för att förhindra osteoporos.
Två HCO-anjoner visas i bilden ovan3- och en katjon Catvå+ interagerar elektrostatiskt. Catvå+ enligt bilden, bör den vara placerad i mitten, eftersom detta sätt HCO3- de skulle inte avvisa varandra på grund av deras negativa laddningar.
Den negativa laddningen på HCO3- delokaliseras mellan två syreatomer genom resonans mellan karbonylgruppen C = O och bindningen C-O-; i CO3två-, den avlokaliseras mellan de tre syreatomerna, eftersom C-OH-bindningen är deprotonerad och därför kan få en negativ laddning genom resonans.
Geologin hos dessa joner kan betraktas som kalciumsfärer omgivna av plana trianglar av karbonater med en hydrerad ände. När det gäller storleksförhållandet är kalcium märkbart mindre än HCO-joner.3-.
Ca (HCO3)två Det kan inte bilda kristallina fasta ämnen och består faktiskt av vattenlösningar av detta salt. I dem är jonerna inte ensamma, som på bilden, utan omges av H-molekylertvåELLER.
Hur interagerar de? Varje jon omges av en hydratiseringssfär, som beror på metallen, polariteten och strukturen hos den upplösta arten..
Catvå+ koordinerar med syreatomerna i vatten för att bilda ett vattenhaltigt komplex, Ca (OHtvå)ntvå+, där n allmänt anses vara sex; det vill säga en "vattenhaltig oktaeder" runt kalcium.
Medan HCO-anjoner3- interagerar antingen med vätebindningar (OtvåCO-H-OHtvå) eller med väteatomerna i vattnet i riktning mot den avlokaliserade negativa laddningen (HOCOtvå- H-OH, dipol-jon-interaktion).
Dessa interaktioner mellan Catvå+, HCO3- och vatten är så effektiva att de gör kalciumbikarbonat mycket lösligt i det lösningsmedlet; till skillnad från CaCO3, där de elektrostatiska attraktionerna mellan Catvå+ och CO3två- är mycket starka och fälls ut från den vattenhaltiga lösningen.
Förutom vatten finns det CO-molekylertvå som reagerar långsamt för att ge mer HCO3- (beroende på pH-värden).
Hittills har storleken och laddningarna av jonerna i Ca (HCO3)två, inte heller närvaron av vatten, förklara varför den fasta föreningen inte finns; det vill säga rena kristaller som kan kännetecknas av röntgenkristallografi. Ca (HCO3)två det är inget annat än joner som finns i vattnet från vilket de kavernösa formationerna fortsätter att växa.
Ja Catvå+ och HCO3- kan isoleras från vatten och undvika följande kemiska reaktion:
Ca (HCO3)två(aq) → CaCO3(s) + COtvå(g) + HtvåO (l)
Dessa kunde sedan grupperas i ett vitt kristallint fast ämne med stökiometriska förhållanden 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Det finns inga studier om dess struktur, men det kan jämföras med NaHCO3 (sedan magnesiumbikarbonat, Mg (HCO3)två, existerar inte heller som ett fast ämne) eller med CaCO3.
NaHCO3 kristalliserar i det monokliniska systemet och CaCO3 i de trigonala (kalcit) och ortorombiska (aragonit) systemen. Om Na ersattes+ av Catvå+, det kristallina gitteret skulle destabiliseras av den större storleksskillnaden; det vill säga Na+ eftersom den är mindre bildar den en mer stabil kristall med HCO3- jämfört med Catvå+.
I själva verket Ca (HCO3)två(aq) behöver vattnet för att avdunsta så att dess joner kan samlas i en kristall; men dess kristallgitter är inte tillräckligt stark för att göra det vid rumstemperatur. Vid uppvärmning av vattnet sker sönderdelningsreaktionen (ekvation ovan).
Att vara Na-jon+ i lösning skulle det bilda kristallen med HCO3- före dess termiska nedbrytning.
Anledningen till varför Ca (HCO3)två det kristalliserar inte (teoretiskt), det beror på skillnaden i jonradier eller storlekar på dess joner, som inte kan bilda en stabil kristall före sönderdelning.
Om, å andra sidan, H+ till CaCO-kristallstrukturer3, deras fysiska egenskaper skulle förändras drastiskt. Kanske sjunker deras smältpunkter avsevärt, och till och med kristallernas morfologier blir modifierade..
Skulle det vara värt att prova syntesen av Ca (HCO3)två fast? Svårigheter kan överträffa förväntningarna, och ett salt med låg strukturell stabilitet kanske inte ger betydande ytterligare fördelar i någon applikation där andra salter redan används..
Ca (HCO3)två
162,11 g / mol
Det kommer inte i ett fast tillstånd. Det finns i vattenlösning och försök att förvandla det till ett fast ämne genom avdunstning av vatten har inte varit framgångsrika eftersom det blir kalciumkarbonat.
16,1 g / 100 ml vid 0 ° C; 16,6 g / 100 ml vid 20 ° C och 18,4 g / 100 ml vid 100 ° C. Dessa värden indikerar en hög affinitet av vattenmolekyler för Ca-joner (HCO3)två, som förklarats i föregående avsnitt. Under tiden bara 15 mg CaCO3 lösas upp i en liter vatten, vilket återspeglar deras starka elektrostatiska interaktioner.
Eftersom Ca (HCO3)två den kan inte bilda en fast substans, dess löslighet kan inte bestämmas experimentellt. Med tanke på de villkor som CO skapartvå upplöst i vattnet som omger kalkstenen, kan kalciummassan upplöst vid en temperatur T beräknas; massa, vilket skulle vara lika med koncentrationen av Ca (HCO3)två.
Vid olika temperaturer ökar den upplösta massan som visas av värdena vid 0, 20 och 100 ° C. Därefter bestäms enligt dessa experiment hur mycket av Ca (HCO3)två löser sig i närheten av CaCO3 i ett vattenhaltigt medium luftat med COtvå. När CO flyrtvå gasformig, CaCO3 kommer att fälla ut, men inte Ca (HCO3)två.
Kristallgitteret av Ca (HCO3)två är mycket svagare än CaCO3. Om det kan erhållas i fast tillstånd och temperaturen vid vilken det smälter mäts i en fusiometer skulle ett värde säkert erhållas långt under 899 ° C. På samma sätt skulle samma förväntas vid bestämning av kokpunkten..
Inte bränsle.
Eftersom denna förening inte existerar i fast form är det osannolikt att hantering av vattenlösningar utgör en risk, eftersom båda Ca-jonernatvå+ som HCO3- de är inte skadliga vid låga koncentrationer; och därför kan den större risken att vara att inta dessa lösningar bara bero på en farlig dos kalcium som intas.
Om föreningen skulle bilda ett fast ämne, men kanske fysiskt annorlunda än CaCO3, dess toxiska effekter kanske inte går utöver enkel obehag och torrhet efter fysisk kontakt eller inandning.
-Kalciumbikarbonatlösningar har länge använts för att tvätta gamla papper, särskilt konstverk eller historiskt viktiga dokument..
-Användningen av bikarbonatlösningar är användbar, inte bara för att de neutraliserar syrorna i papperet, utan de ger också en alkalisk reserv av kalciumkarbonat. Den senare sammansättningen ger skydd för framtida skador på papperet..
-Liksom andra bikarbonater används den i kemiska jäster och i brusande tabletter eller pulverformuleringar. Dessutom används kalciumvätekarbonat som livsmedelstillsats (vattenhaltiga lösningar av detta salt).
-Bikarbonatlösningar har använts för att förebygga osteoporos. Emellertid har biverkningar som hyperkalcemi, metabolisk alkalos och njursvikt observerats i ett fall..
-Kalciumvätekarbonat ges ibland intravenöst för att korrigera den depressiva effekten av hypokalemi på hjärtfunktionen.
-Och slutligen ger det kalcium till kroppen, som är en medlare för muskelsammandragning, samtidigt som det korrigerar den acidos som kan uppstå i ett hypokalemiskt tillstånd..
Ingen har kommenterat den här artikeln än.