De calciumbicarbonaat is een anorganisch zout met de chemische formule Ca (HCO3twee. Het komt in de natuur voort 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 bij het structureren van grotten mogelijk gemaakt..
Het grondwater dat door de scheuren stroomt, raakt verzadigd door de verplaatsing van kooldioxide (COtweeDeze wateren eroderen de kalkstenen rotsen waarbij calciumcarbonaat (CaCO3) dat het calciumbicarbonaat zal vormen volgens de volgende reactie:
Dief3(s) + COtwee(g) + HtweeO (l) => Ca (HCO3twee(aq)
Deze reactie vindt plaats in grotten waar zeer hard water vandaan komt. Calciumbicarbonaat is niet in vaste toestand maar in waterige oplossing, samen met Catwee+, bicarbonaat (HCO3-) en het carbonaation (CO3twee-.
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 (HCO3twee(aq) => COtwee (g) + HtweeO (l) + CaCO3 (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). De CaCO3 aanwezig in de waterdruppels, kristalliseert het om de bovengenoemde 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 behandeling om osteoporose te voorkomen.
Twee HCO-anionen worden getoond in de bovenstaande afbeelding3- en een kation Catwee+ elektrostatisch op elkaar inwerken. De ca.twee+ volgens de afbeelding moet het in het midden staan, omdat op deze manier de HCO3- ze zouden elkaar niet afstoten vanwege hun negatieve ladingen.
De negatieve lading op HCO3- delokaliseert tussen twee zuurstofatomen, door resonantie tussen de carbonylgroep C = O en de binding C-O-terwijl in de CO3twee-, het is gedelokaliseerd tussen de drie zuurstofatomen, omdat de C-OH-binding gedeprotoneerd is en daarom een negatieve lading kan krijgen door resonantie.
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 merkbaar kleiner dan HCO-ionen.3-.
Ca (HCO3twee Het 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-moleculentweeOF.
Hoe gaan ze met elkaar om? Elk ion is omgeven door een hydratatiebol, die afhangt van het metaal, de polariteit en de structuur van de opgeloste soort..
De ca.twee+ coördineert met de zuurstofatomen in water om een waterig complex te vormen, Ca (OHtweentwee+, waarbij n algemeen wordt beschouwd als zes; dat wil zeggen, een "waterige octaëder" rond calcium.
Terwijl HCO-anionen3- een wisselwerking hebben met waterstofbruggen (OtweeCO-H-OHtwee) of met de waterstofatomen van het water in de richting van de gedelokaliseerde negatieve lading (HOCOtwee- H-OH, dipool-ion interactie).
Deze interacties tussen Catwee+, HCO3- en water zijn zo efficiënt dat ze calciumbicarbonaat zeer oplosbaar maken in dat oplosmiddel; in tegenstelling tot CaCO3, waarin de elektrostatische attracties tussen Catwee+ en de CO3twee- zijn erg sterk en slaan neer uit de waterige oplossing.
Naast water zijn er CO-moleculentwee rond, die langzaam reageren om meer HCO te leveren3- (afhankelijk van de pH-waarden).
Tot dusverre zijn de afmetingen en ladingen van de ionen in Ca (HCO3twee, noch de aanwezigheid van water, leg uit waarom de vaste verbinding niet bestaat; dat wil zeggen, zuivere kristallen die kunnen worden gekarakteriseerd door röntgenkristallografie. Ca (HCO3twee het zijn niets meer dan ionen die aanwezig zijn in het water waaruit de holle formaties blijven groeien.
Ja Ca.twee+ en de HCO3- kan worden geïsoleerd uit water waarbij de volgende chemische reactie wordt vermeden:
Ca (HCO3twee(aq) → CaCO3(s) + COtwee(g) + HtweeO (l)
Deze konden vervolgens worden gegroepeerd in een witte kristallijne vaste stof met stoichiometrische verhoudingen 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Er zijn geen studies over de structuur ervan, maar het kan worden vergeleken met die van NaHCO3 (aangezien magnesiumbicarbonaat, Mg (HCO3twee, bestaat ook niet als een vaste stof), of met die van CaCO3.
NaHCO3 kristalliseert in het monoklinische systeem en het CaCO3 in de trigonale (calciet) en orthorhombische (aragoniet) systemen. Als Na werd vervangen+ door Catwee+, het kristallijne rooster zou worden gedestabiliseerd door het grotere verschil in afmetingen; dat wil zeggen, de Na+ omdat het kleiner is, vormt het een stabieler kristal met HCO3- vergeleken met Catwee+.
In feite is Ca (HCO3twee(aq) heeft het 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. Bij het verwarmen van het water treedt de ontledingsreactie op (vergelijking hierboven).
Omdat het het Na-ion is+ in oplossing zou het het kristal vormen met het HCO3- vóór zijn thermische ontleding.
De reden dan waarom Ca (HCO3twee het kristalliseert niet (theoretisch), het is te wijten aan het verschil in ionstralen of afmetingen van zijn ionen, die geen stabiel kristal kunnen vormen vóór ontbinding.
Als, aan de andere kant, H+ tot CaCO-kristalstructuren3, hun fysieke eigenschappen zouden 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 Ca (HCO3twee solide? Moeilijkheden kunnen de verwachtingen overtreffen, en een zout met een lage structurele stabiliteit levert mogelijk geen significante extra voordelen op bij toepassingen waar al andere zouten worden gebruikt..
Ca (HCO3twee
162,11 g / mol
Het komt 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 omdat het calciumcarbonaat wordt.
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-ionen (HCO3twee, zoals uitgelegd in de vorige sectie. Ondertussen slechts 15 mg CaCO3 oplossen in een liter water, wat hun sterke elektrostatische interacties weerspiegelt.
Omdat Ca (HCO3twee het kan geen vaste stof vormen, zijn oplosbaarheid kan niet experimenteel worden bepaald. Gezien de voorwaarden die door de CO zijn gecreëerdtwee opgelost in het water rondom de kalksteen, kon de massa calcium opgelost bij een temperatuur T worden berekend; massa, die gelijk zou zijn aan de concentratie van Ca (HCO3twee.
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 de Ca (HCO3twee lost op in de buurt van CaCO3 in een waterig medium belucht met COtwee. Zodra de CO ontsnapttwee gasvormig, CaCO3 zal neerslaan, maar niet Ca (HCO3twee.
Het kristalrooster van Ca (HCO3twee is veel zwakker dan CaCO3. 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..
Geen brandstof.
Aangezien deze verbinding niet in vaste vorm bestaat, is het onwaarschijnlijk dat het hanteren van de waterige oplossingen een risico vormt, aangezien beide Ca-ionentwee+ als HCO3- ze zijn niet schadelijk bij lage concentraties; 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, hoewel misschien fysiek anders dan CaCO3, de toxische effecten ervan gaan mogelijk niet verder dan eenvoudig ongemak en droogheid na lichamelijk contact of inademing.
-Calciumbicarbonaatoplossingen worden al lang gebruikt om oud papier te wassen, in het bijzonder 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 tot slot 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..
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.