- yapı
- Sulu çözeltiler
- Varsayımsal katı
- Kararlılık: NaHCO
- Ca (HCO
- Fiziksel ve kimyasal özellikler
- Kimyasal formül
- Moleküler ağırlık
- Fiziksel durum
- Su çözünürlüğü
- Erime ve kaynama noktaları
- Ateş noktası
- Riskler
- Uygulamalar
- Referanslar
Kalsiyum bikarbonat kimyasal formülü Ca (HCO ile bir inorganik tuzdur 3 ) 2 . Doğada kalker taşları ve kalsit gibi minerallerde bulunan kalsiyum karbonattan kaynaklanır.
Kalsiyum bikarbonat, suda kalsiyum karbonattan daha fazla çözünür. Bu özellik, kireçtaşı kayaçlarda ve mağaraların yapılaşmasında karstik sistemlerin oluşmasına izin vermiştir.
Kaynak: Pixabay
Çatlaklardan geçen yeraltı suyu, karbondioksit (CO 2 ) yer değiştirmesiyle doymuş hale gelir . Bu sular , aşağıdaki reaksiyona göre kalsiyum bikarbonat oluşturacak kalsiyum karbonat (CaCO 3 ) salgılayarak kireçtaşı kayalarını aşındırır :
CaCO 3 (k) + CO 2 (g) + H 2 O (I) => Ca (HCO 3 ) 2 (sulu)
Bu reaksiyon, çok sert suların çıktığı mağaralarda meydana gelir. Kalsiyum bikarbonat katı halde değil, Ca2 + , bikarbonat (HCO 3 - ) ve karbonat iyonu (CO 3 2- ) ile birlikte sulu bir çözelti halindedir .
Daha sonra, sudaki karbondioksit doygunluğunu azaltarak, ters reaksiyon, yani kalsiyum bikarbonatın kalsiyum karbonata dönüşümü meydana gelir:
Ca (HCO 3 ) 2 (sulu) => CO 2 (g) + H 2 O (□) + CaCO 3 (s)
Kalsiyum karbonat suda çok az çözünür, bu da çökelmesinin katı halde olmasına neden olur. Yukarıdaki reaksiyon mağaralarda sarkıt, dikit ve diğer speleothemlerin oluşumunda çok önemlidir.
Bu kayalık yapılar mağaraların tavanından düşen su damlalarından oluşmaktadır (üstteki resim). Su damlacıklarında bulunan CaCO 3 , bahsedilen yapıları oluşturmak için kristalleşir.
Kalsiyum bikarbonatın katı halde bulunmaması, birkaç örnek bulunarak kullanımını zorlaştırmıştır. Ayrıca toksik etkileri hakkında bilgi bulmak zordur. Osteoporozu önlemek için bir tedavi olarak kullanımından kaynaklanan bir dizi yan etki raporu var.
yapı
Kaynak: Epop tarafından, Wikimedia Commons'tan
Yukarıdaki resimde, elektrostatik olarak etkileşen iki anyon HCO 3 - ve bir katyon Ca2 + gösterilmektedir . Resme göre, Ca 2+ ortada yer almalıdır, çünkü bu şekilde HCO 3 - negatif yüklerinden dolayı birbirini itmeyecektir.
HCO negatif yük 3 - karbonil grubu C = O ve bir bağ arasındaki rezonans aracılığıyla, iki oksijen atomu arasında dağılır Cı - O - ; CO 3 2– içinde iken , üç oksijen atomu arasında yer değiştirir, çünkü C-OH bağı deprotonize edilir ve bu nedenle rezonans yoluyla negatif bir yük alabilir.
Bu iyonların geometrileri, uçları hidrojene edilmiş düz karbonat üçgenleri ile çevrili kalsiyum küreleri olarak düşünülebilir. Boyut oranı açısından, kalsiyum HCO 3 - iyonlarından önemli ölçüde daha küçüktür .
Sulu çözeltiler
Ca (HCO 3 ) 2 kristal katı oluşturamaz ve aslında bu tuzun sulu çözeltilerinden oluşur. İçlerinde iyonlar görüntüdeki gibi yalnız değil, H 2 O molekülleri ile çevrilidir .
Nasıl etkileşim kurarlar? Her iyon, metale, polariteye ve çözünmüş türlerin yapısına bağlı olan bir hidrasyon küresi ile çevrilidir.
Ca + 2 , su içindeki oksijen atomları ile koordinatlar, Ca (OH sulu kompleks oluşturmak için 2 ) n- 2 + n genellikle altı olarak kabul edilir; yani, kalsiyum etrafında bir "sulu oktahedron".
HCO 3 - anyonlar, ya hidrojen bağlarıyla (O 2 CO - H-OH 2 ) ya da negatif yük yönünde suyun hidrojen atomlarıyla etkileşime girerken (HOCO 2 - H - OH, dipol etkileşimi- iyon).
Ca2 + , HCO 3 - ve su arasındaki bu etkileşimler o kadar etkilidir ki, kalsiyum bikarbonatı o çözücü içinde çok çözünür hale getirir; Ca 2+ ve CO 3 2 arasındaki elektrostatik çekimlerin çok güçlü olduğu CaCO 3'ün aksine sulu çözeltiden çökelir.
Suya ek olarak, daha fazla HCO 3 - sağlamak için yavaş reaksiyona giren (pH değerlerine bağlı olarak) CO 2 molekülleri vardır .
Varsayımsal katı
Şimdiye kadar, Ca (HCO 3 ) 2'deki iyonların boyutları ve yükleri veya suyun varlığı, katı bileşiğin neden bulunmadığını açıklar; yani, X-ışını kristalografisi ile karakterize edilebilen saf kristaller Ca (HCO 3 ) 2 , oyuk oluşumların büyümeye devam ettiği suda bulunan iyonlardan başka bir şey değildir.
Ca 2+ ve HCO 3 - aşağıdaki kimyasal reaksiyondan kaçınarak sudan izole edilebilirse:
Ca (HCO 3 ) 2 (sulu) → CaCO 3 (k) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Daha sonra bunlar, stoikiometrik oranlar 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca) olan beyaz kristalli bir katı halinde gruplandırılabilir . Yapısı hakkında herhangi bir çalışma yoktur, ancak NaHCO 3 ile (magnezyum bikarbonat, Mg (HCO 3 ) 2 katı olarak da bulunmadığından) veya CaCO 3 ile karşılaştırılabilir .
Kararlılık: NaHCO
NaHCO 3 monoklinik sistemde kristalleşir ve CaCO 3 trigonal (kalsit) ve ortorombik (aragonit) sistemlerde kristalleşir . Na Eğer + değiştirildi Ca + 2 , kristal kafes boyutlarda daha büyük bir fark ile destabilize olacaktır; Diğer bir deyişle, Na +, daha küçük olduğu için, HCO ile daha kararlı bir kristal oluşturan 3 - Ca kıyasla 2+ .
Gerçekte, Ca (HCO 3 ) 2 (aq) iyonlarının bir kristalde gruplanabilmesi için buharlaşması için suya ihtiyaç duyar; ancak kristal kafesi oda sıcaklığında bunu yapacak kadar güçlü değildir. Suyu ısıtarak ayrışma reaksiyonu meydana gelir (yukarıdaki denklem).
Na ile + iyonu çözeltisi içinde, bu HCO ile kristal oluşturacak 3 - ısıl ayrışma önce.
O halde, Ca (HCO 3 ) 2'nin (teorik olarak) kristalize olmamasının nedeni, iyonik yarıçaplarındaki veya iyonlarının boyutlarındaki farklılıktan kaynaklanır, bu da ayrışmadan önce kararlı bir kristal oluşturamaz.
Ca (HCO
Öte yandan, CaCO 3 kristal yapılarına H + eklenirse , fiziksel özellikleri büyük ölçüde değişecektir. Belki erime noktaları önemli ölçüde düşer ve kristallerin morfolojileri bile değişime uğrar.
Katı Ca (HCO 3 ) 2 sentezini denemeye değer mi ? Zorluklar beklentileri aşabilir ve düşük yapısal stabiliteye sahip bir tuz, diğer tuzların halihazırda 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 görünmez. Sulu çözelti içerisinde bulunur ve kalsiyum karbonata dönüştüğü için suyu buharlaştırarak katı hale getirme girişimleri başarılı olamamıştır.
Su çözünürlüğü
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, açıklandığı gibi Ca (HCO 3 ) 2 iyonları için su moleküllerinin yüksek afinitesinin göstergesidir. önceki bölümde. Bu arada, bir litre suda yalnızca 15 mg CaCO 3 çözünür ve bu da güçlü elektrostatik etkileşimlerini yansıtır.
Ca (HCO 3 ) 2 bir katı oluşturamayacağından çözünürlüğü deneysel olarak belirlenemez. Bununla birlikte, CO tarafından oluşturulan koşulları göz önüne alındığında 2 kireçtaşı çevreleyen su içinde çözülmüş, bir sıcaklık T çözünmüş kalsiyum kütlesi hesaplanabilir; Ca (HCO 3 ) 2 konsantrasyonuna eşit olan kütle .
Farklı sıcaklıklarda çözünmüş kütle 0, 20 ve 100 ° C değerlerinde gösterildiği gibi artar. Daha sonra, bu deneylere göre, Ca (HCO ne kadar belirlenir 3 ) 2 CaCO yakın çözünene 3 CO ile gaz haline sulu bir ortamda 2 . Gaz halindeki CO 2 kaçtığında , CaCO 3 çökelecektir, ancak Ca (HCO 3 ) 2 çökelmeyecektir .
Erime ve kaynama noktaları
Ca (HCO kristal kafes 3 ) 2 CaCO çok daha zayıftır 3 . Katı halde elde edilebiliyorsa ve eridiği sıcaklık bir fusiometrede ölçülüyorsa, kesinlikle 899ºC'nin çok altında bir değer elde edilecektir. Benzer şekilde, kaynama noktasının belirlenmesinde de aynısı beklenir.
Ateş noktası
Yanıcı değildir.
Riskler
Bu bileşik katı halde bulunmadığından, sulu çözeltilerini kullanma riskini temsil etmesi olası değildir, çünkü hem Ca2 + hem de HCO 3 iyonları - düşük konsantrasyonlarda zararlı değildir; ve bu nedenle, bu solüsyonları yutmanın daha büyük riski, yalnızca yutulan tehlikeli miktarda kalsiyumdan kaynaklanıyor olabilir.
Bileşik, CaCO fiziksel olarak farklı olsa bile, bir katı madde oluşturmak için olsaydı 3 , toksik etkileri fiziksel temas ettikten sonra ya da soluma ile basit bir rahatsızlık ve kuruyana ötesine olmayabilir.
Uygulamalar
-Kalsiyum bikarbonat çözeltileri uzun zamandır eski kağıtları, özellikle sanat eserlerini veya tarihsel olarak önemli belgeleri yıkamak için kullanılmaktadır.
-Bikarbonat çözeltilerinin kullanımı, sadece kağıttaki asitleri nötralize ettikleri için değil, aynı zamanda alkali bir kalsiyum karbonat rezervi sağladıkları için de yararlıdır. İkinci bileşik, kağıda gelecekteki hasarlara karşı koruma sağlar.
-Diğer bikarbonatlar gibi kimyasal mayalarda ve efervesan tablet veya toz formülasyonlarda kullanılır. Ek olarak, kalsiyum bikarbonat bir gıda katkı maddesi olarak kullanılır (bu tuzun sulu çözeltileri).
-Osteoporozun önlenmesinde bikarbonat solüsyonları kullanılmıştır. Bununla birlikte, bir vakada hiperkalsemi, metabolik alkaloz ve böbrek yetmezliği gibi yan etkiler gözlenmiştir.
-Kalsiyum bikarbonat, hipokaleminin kardiyak fonksiyon üzerindeki depresif etkisini düzeltmek için bazen intravenöz olarak uygulanır.
-Ve son olarak kas kasılmasına aracılık eden vücuda kalsiyum sağlarken aynı zamanda hipokalemik bir durumda oluşabilecek asidozu düzeltir.
Referanslar
- Vikipedi. (2018). Kalsiyum bikarbonat. Alınan: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (3 Ekim 2017). Kalsiyum Bikarbonat Nedir? Kurtarıldı: livestrong.com
- Bilim Öğrenme Merkezi. (2018). Karbonat kimyası. Kurtarıldı: sciencelearn.org.nz
- Pubchem. (2018). Kalsiyum Bikarbonat. Kaynak: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht ve Irene Brückle. (1997). Küçük Koruma Atölyelerinde Kalsiyum Bikarbonat ve Magnezyum Bikarbonat Solüsyonlarının Kullanımı: Anket Sonuçları. Kurtarıldı: cool.conservation-us.org