- Structuur
- Waterige oplossingen
- Hypothetisch solide
- Stabiliteit: NaHCO
- Ca (HCO
- Fysische en chemische eigenschappen
- Chemische formule
- Molecuulgewicht
- Fysieke toestand
- Oplosbaarheid in water
- Smelt- en kookpunten
- Vuurpunt
- Risico's
- Toepassingen
- Referenties
Het calciumbicarbonaat is een anorganisch zout met chemische formule Ca (HCO 3 ) 2 . Het is in de natuur ontstaan uit het calciumcarbonaat dat aanwezig is in kalksteenstenen en mineralen zoals calciet.
Calciumbicarbonaat is beter oplosbaar in water dan calciumcarbonaat. Deze eigenschap heeft de vorming van karstsystemen in kalksteenrotsen en de structurering van grotten mogelijk gemaakt.
Bron: Pixabay
Het grondwater dat door de scheuren stroomt, raakt verzadigd door de verplaatsing van kooldioxide (CO 2 ). Deze wateren eroderen kalksteenrotsen waarbij calciumcarbonaat (CaCO 3 ) vrijkomt dat calciumbicarbonaat zal vormen, volgens de volgende reactie:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Deze reactie vindt plaats in grotten waar zeer hard water vandaan komt. Calciumbicarbonaat is niet in vaste toestand maar in een waterige oplossing, samen met Ca 2+ , bicarbonaat (HCO 3 - ) en het carbonaation (CO 3 2- ).
Vervolgens, door de verzadiging van kooldioxide in het water te verminderen, vindt de omgekeerde reactie plaats, dat wil zeggen de omzetting van calciumbicarbonaat in calciumcarbonaat:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Calciumcarbonaat is slecht oplosbaar in water, hierdoor neerslaat het als vaste stof. De bovenstaande reactie is erg belangrijk bij de vorming van stalactieten, stalagmieten en andere speleothems in de grotten.
Deze rotsachtige structuren worden gevormd door de waterdruppels die van het plafond van de grotten vallen (bovenste afbeelding). Het CaCO 3 aanwezig in de waterdruppels kristalliseert om de genoemde structuren te vormen.
Het feit dat calciumbicarbonaat niet in vaste toestand wordt aangetroffen, heeft het gebruik ervan bemoeilijkt, en er zijn maar weinig voorbeelden gevonden. Evenzo is het moeilijk om informatie te vinden over de toxische effecten ervan. Er is een rapport van een reeks bijwerkingen van het gebruik ervan als een behandeling om osteoporose te voorkomen.
Structuur
Bron: door Epop, van Wikimedia Commons
In de bovenstaande afbeelding worden twee anionen HCO 3 - en een kation Ca 2+ getoond die elektrostatisch op elkaar inwerken. Volgens de afbeelding zou de Ca 2+ zich in het midden moeten bevinden, omdat op deze manier de HCO 3 - elkaar niet zou afstoten vanwege hun negatieve ladingen.
De negatieve lading in HCO 3 - is gedelokaliseerd tussen twee zuurstofatomen, door resonantie tussen de carbonylgroep C = O en de binding C - O - ; terwijl het in CO 3 2– is gedelokaliseerd tussen de drie zuurstofatomen, aangezien de C-OH-binding gedeprotoneerd is en daarom door resonantie een negatieve lading kan krijgen.
De geometrieën van deze ionen kunnen worden beschouwd als bolletjes calcium omgeven door platte driehoeken van carbonaten met een gehydrogeneerd uiteinde. In termen van grootteverhouding is calcium beduidend kleiner dan HCO 3 - ionen .
Waterige oplossingen
Ca (HCO 3 ) 2 kan geen kristallijne vaste stoffen vormen en bestaat eigenlijk uit waterige oplossingen van dit zout. In hen zijn de ionen niet alleen, zoals in de afbeelding, maar omgeven door H 2 O- moleculen .
Hoe gaan ze met elkaar om? Elk ion is omgeven door een hydratatiebol, die afhankelijk is van het metaal, de polariteit en de structuur van de opgeloste soort.
Ca 2+ coördinaten met de zuurstofatomen in water om een waterige complex, Ca (OH 2 ) n 2+ , waarbij n wordt algemeen beschouwd als zes; dat wil zeggen, een "waterige octaëder" rond calcium.
Terwijl de HCO 3 - anionen een interactie aangaan met waterstofbruggen (O 2 CO - H-OH 2 ) of met de waterstofatomen van water in de richting van de negatieve lading, delokaliseert (HOCO 2 - H - OH, dipoolinteractie- ion).
Deze interacties tussen Ca 2+ , HCO 3 - en water zijn zo efficiënt dat ze calciumbicarbonaat zeer oplosbaar maken in dat oplosmiddel; in tegenstelling tot CaCO 3 , waarin de elektrostatische aantrekkingskracht tussen Ca 2+ en CO 3 2– erg sterk is en neerslaat uit de waterige oplossing.
Naast water zijn er CO 2 -moleculen die langzaam reageren om meer HCO 3 - te leveren (afhankelijk van de pH-waarden).
Hypothetisch solide
Tot dusverre verklaren de afmetingen en ladingen van de ionen in Ca (HCO 3 ) 2 , noch de aanwezigheid van water, waarom de vaste verbinding niet bestaat; dat wil zeggen, zuivere kristallen die kunnen worden gekarakteriseerd door röntgenkristallografie Ca (HCO 3 ) 2 is niets meer dan ionen die aanwezig zijn in het water waaruit de holle formaties blijven groeien.
Als Ca 2+ en HCO 3 - kunnen worden geïsoleerd uit het water, waarbij de volgende chemische reactie wordt vermeden:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Vervolgens konden deze worden gegroepeerd in een witte kristallijne vaste stof met stoichiometrische verhoudingen 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Er zijn geen studies over de structuur, maar het zou kunnen worden vergeleken met dat van NaHCO 3 (aangezien magnesiumbicarbonaat, Mg (HCO 3 ) 2 , ook niet als vaste stof bestaat), of met dat van CaCO 3 .
Stabiliteit: NaHCO
NaHCO 3 kristalliseert in het monokliene systeem en CaCO 3 in de trigonale (calciet) en orthorhombische (aragoniet) systemen. Als Na + vervangen zou worden door Ca 2+ , zou het kristalrooster gedestabiliseerd worden door het grotere verschil in afmetingen; Met andere woorden, Na +, omdat het kleiner is, vormt een stabieler kristal met HCO 3 - vergeleken met Ca 2+ .
In feite heeft Ca (HCO 3 ) 2 (aq) water nodig om te verdampen zodat zijn ionen zich kunnen groeperen in een kristal; maar het kristalrooster is niet sterk genoeg om dit bij kamertemperatuur te doen. Door het water te verwarmen, vindt de ontledingsreactie plaats (vergelijking hierboven).
Met het Na + -ion in oplossing, zou het het kristal vormen met het HCO 3 - voordat het thermisch ontleedt.
De reden waarom Ca (HCO 3 ) 2 niet kristalliseert (theoretisch) is te wijten aan het verschil in ionische stralen of afmetingen van zijn ionen, die geen stabiel kristal kunnen vormen voor ontbinding.
Ca (HCO
Als aan de andere kant H + zou worden toegevoegd aan de CaCO 3- kristallijne structuren , zouden hun fysische eigenschappen drastisch veranderen. Misschien dalen hun smeltpunten aanzienlijk en worden zelfs de morfologieën van de kristallen gewijzigd.
Zou het de moeite waard zijn om de synthese van vast Ca (HCO 3 ) 2 te proberen ? Moeilijkheden zouden de verwachtingen kunnen overtreffen, en een zout met een lage structurele stabiliteit biedt mogelijk geen significante extra voordelen bij toepassingen waar al andere zouten worden gebruikt.
Fysische en chemische eigenschappen
Chemische formule
Ca (HCO 3 ) 2
Molecuulgewicht
162,11 g / mol
Fysieke toestand
Het verschijnt niet in vaste toestand. Het wordt aangetroffen in een waterige oplossing en pogingen om het in een vaste stof te veranderen door verdamping van water zijn niet succesvol geweest aangezien het in calciumcarbonaat verandert.
Oplosbaarheid in water
16,1 g / 100 ml bij 0 ° C; 16,6 g / 100 ml bij 20 ° C en 18,4 g / 100 ml bij 100 ° C. Deze waarden duiden op een hoge affiniteit van watermoleculen voor Ca (HCO 3 ) 2 -ionen , zoals uitgelegd in de vorige sectie. Ondertussen lost slechts 15 mg CaCO 3 op in een liter water, wat de sterke elektrostatische interacties weerspiegelt.
Omdat Ca (HCO 3 ) 2 geen vaste stof kan vormen, kan de oplosbaarheid ervan niet experimenteel worden bepaald. Echter, gezien de omstandigheden die gecreëerd worden door de CO 2 opgelost in het water rondom de kalksteen, kan de massa calcium opgelost bij een temperatuur T worden berekend; massa, die gelijk zou zijn aan de concentratie van Ca (HCO 3 ) 2 .
Bij verschillende temperaturen neemt de opgeloste massa toe zoals blijkt uit de waarden bij 0, 20 en 100 ° C. Vervolgens wordt volgens deze experimenten bepaald hoeveel van het Ca (HCO 3 ) 2 oplost in de buurt van CaCO 3 in een waterig medium dat is vergast met CO 2 . Zodra de gasvormige CO 2 ontsnapt , zal de CaCO 3 neerslaan, maar niet de Ca (HCO 3 ) 2 .
Smelt- en kookpunten
Het kristalrooster van Ca (HCO 3 ) 2 is veel zwakker dan dat van CaCO 3 . Als het in vaste toestand kan worden verkregen en de temperatuur waarbij het smelt wordt gemeten in een fusiometer, zou een waarde zeker ver onder de 899ºC worden verkregen. Evenzo zou hetzelfde worden verwacht bij het bepalen van het kookpunt.
Vuurpunt
Het is niet brandbaar.
Risico's
Aangezien deze verbinding niet in vaste vorm bestaat, is het onwaarschijnlijk dat het een risico vormt om de waterige oplossingen ervan te hanteren, aangezien zowel Ca 2+ als HCO 3 -ionen - bij lage concentraties niet schadelijk zijn; en daarom kan het grotere risico dat zou zijn om deze oplossingen in te nemen, alleen te wijten zijn aan een gevaarlijke dosis calcium die werd ingenomen.
Als de verbinding een vaste stof zou vormen, ook al kan deze fysiek verschillen van CaCO 3 , kunnen de toxische effecten niet verder gaan dan eenvoudig ongemak en droogheid na fysiek contact of door inademing.
Toepassingen
-Calciumbicarbonaatoplossingen worden al lang gebruikt om oud papier te wassen, vooral kunstwerken of historisch belangrijke documenten.
-Het gebruik van bicarbonaatoplossingen is nuttig, niet alleen omdat ze de zuren in het papier neutraliseren, maar ze bieden ook een alkalische reserve aan calciumcarbonaat. De laatste verbinding biedt bescherming tegen toekomstige schade aan het papier.
-Net als andere bicarbonaten wordt het gebruikt in chemische gisten en in bruistabletten of poederformuleringen. Bovendien wordt calciumbicarbonaat gebruikt als voedseladditief (waterige oplossingen van dit zout).
-Bicarbonaatoplossingen zijn gebruikt bij de preventie van osteoporose. Bijwerkingen zoals hypercalciëmie, metabole alkalose en nierfalen zijn echter in één geval waargenomen.
-Calciumbicarbonaat wordt af en toe intraveneus toegediend om het depressieve effect van hypokaliëmie op de hartfunctie te corrigeren.
-En ten slotte levert het calcium aan het lichaam, dat een bemiddelaar is van spiercontractie, terwijl het tegelijkertijd de acidose corrigeert die kan optreden in een hypokaliëmische toestand.
Referenties
- Wikipedia. (2018). Calciumbicarbonaat. Ontleend aan: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (3 oktober 2017). Wat is calciumbicarbonaat? Hersteld van: livestrong.com
- Science Learning Hub. (2018). Carbonaatchemie. Hersteld van: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Calciumbicarbonaat. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht en Irene Brückle. (1997). Het gebruik van calciumbicarbonaat- en magnesiumbicarbonaatoplossingen in kleine conserveringsworkshops: onderzoeksresultaten. Hersteld van: cool.conservation-us.org