- Struktur
- Wässrige Lösungen
- Hypothetischer Feststoff
- Stabilität: NaHCO
- Ca (HCO
- Physikalische und chemische Eigenschaften
- Chemische Formel
- Molekulargewicht
- Körperlicher Status
- Wasserlöslichkeit
- Schmelz- und Siedepunkte
- Feuerpunkt
- Risiken
- Anwendungen
- Verweise
Das Calciumbicarbonat ist ein anorganisches Salz mit der chemischen Formel Ca (HCO 3 ) 2 . Es stammt aus der Natur aus dem Kalziumkarbonat, das in Kalksteinen und Mineralien wie Kalzit enthalten ist.
Calciumbicarbonat ist wasserlöslicher als Calciumcarbonat. Diese Eigenschaft hat die Bildung von Karstsystemen in Kalksteinfelsen und die Strukturierung von Höhlen ermöglicht.
Quelle: Pixabay
Das Grundwasser, das durch die Risse fließt, wird bei der Verdrängung von Kohlendioxid (CO 2 ) gesättigt . Diese Wässer erodieren Kalksteingesteine unter Freisetzung von Calciumcarbonat (CaCO 3 ), das Calciumbicarbonat bildet, gemäß der folgenden Reaktion:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Diese Reaktion findet in Höhlen statt, in denen sehr hartes Wasser entsteht. Calciumbicarbonat liegt nicht in festem Zustand, sondern in wässriger Lösung zusammen mit Ca 2+ , Bicarbonat (HCO 3 - ) und dem Carbonation (CO 3 2- ) vor.
Anschließend tritt durch Verringern der Sättigung von Kohlendioxid im Wasser die Umkehrreaktion auf, dh die Umwandlung von Calciumbicarbonat in Calciumcarbonat:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (1) + CaCO 3 (s)
Calciumcarbonat ist in Wasser schwer löslich, wodurch seine Ausfällung als Feststoff erfolgt. Die obige Reaktion ist sehr wichtig für die Bildung von Stalaktiten, Stalagmiten und anderen Speläothemen in den Höhlen.
Diese felsigen Strukturen werden aus den Wassertropfen gebildet, die von der Decke der Höhlen fallen (oberes Bild). Das in den Wassertröpfchen vorhandene CaCO 3 kristallisiert unter Bildung der genannten Strukturen.
Die Tatsache, dass Calciumbicarbonat nicht in festem Zustand gefunden wird, hat seine Verwendung erschwert, wobei nur wenige Beispiele gefunden wurden. Ebenso ist es schwierig, Informationen über seine toxischen Wirkungen zu finden. Es gibt einen Bericht über eine Reihe von Nebenwirkungen bei der Behandlung zur Vorbeugung von Osteoporose.
Struktur
Quelle: Von Epop, aus Wikimedia Commons
Im obigen Bild sind zwei Anionen HCO 3 - und ein Kation Ca 2+ gezeigt, die elektrostatisch interagieren. Dem Bild zufolge sollte sich das Ca 2+ in der Mitte befinden, da sich das HCO 3 - auf diese Weise aufgrund seiner negativen Ladungen nicht gegenseitig abstoßen würde .
Die negative Ladung in HCO 3 - ist zwischen zwei Sauerstoffatomen, durch Resonanz zwischen der Carbonylgruppe C = O und der Bindung delokalisiert C - O - ; In CO 3 2– ist es zwischen den drei Sauerstoffatomen delokalisiert, da die C-OH-Bindung deprotoniert ist und daher durch Resonanz eine negative Ladung erhalten kann.
Die Geometrien dieser Ionen können als Kalziumkugeln betrachtet werden, die von flachen Karbonatdreiecken mit einem hydrierten Ende umgeben sind. In Bezug auf das Größenverhältnis ist Calcium deutlich kleiner als HCO 3 - Ionen .
Wässrige Lösungen
Ca (HCO 3 ) 2 kann keine kristallinen Feststoffe bilden und besteht tatsächlich aus wässrigen Lösungen dieses Salzes. In ihnen sind die Ionen nicht wie im Bild allein, sondern von H 2 O- Molekülen umgeben .
Wie interagieren sie? Jedes Ion ist von einer Hydratationskugel umgeben, die vom Metall, der Polarität und der Struktur der gelösten Spezies abhängt.
Ca 2+ koordiniert mit den Sauerstoffatomen in Wasser unter Bildung eines wässrigen Komplexes, Ca (OH 2 ) n 2+ , wobei n im Allgemeinen als sechs angesehen wird; das heißt, ein "wässriges Oktaeder" um Kalzium.
Während die HCO 3 - Anionen entweder mit Wasserstoffbrückenbindungen (O 2 CO - H - OH 2 ) oder mit den Wasserstoffatomen von Wasser in Richtung der negativen Ladung wechselwirken, delokalisiert (HOCO 2 - H - OH, Dipolwechselwirkung - Ion).
Diese Wechselwirkungen zwischen Ca 2+ , HCO 3 - und Wasser sind so effizient, dass Calciumbicarbonat in diesem Lösungsmittel sehr gut löslich ist. im Gegensatz zu CaCO 3 , bei dem die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Ca 2+ und CO 3 2– sehr stark sind und aus der wässrigen Lösung ausfallen.
Neben Wasser gibt es CO 2 -Moleküle , die langsam reagieren und mehr HCO 3 - (abhängig von den pH-Werten) liefern.
Hypothetischer Feststoff
Bisher erklären die Größen und Ladungen der Ionen in Ca (HCO 3 ) 2 oder die Anwesenheit von Wasser, warum die feste Verbindung nicht existiert; das heißt, reine Kristalle, die durch Röntgenkristallographie charakterisiert werden können. Ca (HCO 3 ) 2 ist nichts anderes als Ionen, die in dem Wasser vorhanden sind, aus dem die kavernösen Formationen weiter wachsen.
Wenn Ca 2+ und HCO 3 - aus dem Wasser isoliert werden könnten, wobei die folgende chemische Reaktion vermieden wird:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Dann könnten diese zu einem weißen kristallinen Feststoff mit stöchiometrischen Verhältnissen von 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca) gruppiert werden. Es gibt keine Studien über seine Struktur, aber es könnte mit der von NaHCO 3 (da Magnesiumbicarbonat Mg (HCO 3 ) 2 auch nicht als Feststoff vorliegt) oder mit der von CaCO 3 verglichen werden .
Stabilität: NaHCO
NaHCO 3 kristallisiert im monoklinen System und CaCO 3 im trigonalen (Calcit) und orthorhombischen (Aragonit) System. Wenn Na + durch Ca 2+ ersetzt würde, würde das Kristallgitter durch den größeren Größenunterschied destabilisiert; Mit anderen Worten, Na +, weil sie kleiner ist , bildet einen stabilen Kristall mit HCO 3 - im Vergleich zu Ca 2+ .
Tatsächlich benötigt Ca (HCO 3 ) 2 (aq) Wasser, um zu verdampfen, damit sich seine Ionen in einem Kristall zusammenschließen können; aber sein Kristallgitter ist nicht stark genug, um dies bei Raumtemperatur zu tun. Durch Erhitzen des Wassers tritt die Zersetzungsreaktion auf (obige Gleichung).
Mit dem Na + -Ion in Lösung würde es den Kristall mit dem HCO 3 bilden - vor seiner thermischen Zersetzung.
Der Grund, warum Ca (HCO 3 ) 2 (theoretisch) nicht kristallisiert, liegt in den unterschiedlichen Ionenradien oder Größen seiner Ionen, die vor der Zersetzung keinen stabilen Kristall bilden können.
Ca (HCO
Wenn andererseits H + zu den kristallinen CaCO 3 -Strukturen hinzugefügt würde, würden sich ihre physikalischen Eigenschaften drastisch ändern. Vielleicht fallen ihre Schmelzpunkte signifikant ab und sogar die Morphologien der Kristalle werden modifiziert.
Wäre es sinnvoll, die Synthese von festem Ca (HCO 3 ) 2 zu versuchen ? Schwierigkeiten könnten die Erwartungen übertreffen, und ein Salz mit geringer struktureller Stabilität bietet möglicherweise keine signifikanten zusätzlichen Vorteile bei Anwendungen, bei denen bereits andere Salze verwendet werden.
Physikalische und chemische Eigenschaften
Chemische Formel
Ca (HCO 3 ) 2
Molekulargewicht
162,11 g / mol
Körperlicher Status
Es erscheint nicht im festen Zustand. Es befindet sich in wässriger Lösung und Versuche, es durch Verdampfen von Wasser in einen Feststoff umzuwandeln, waren nicht erfolgreich, da es sich in Calciumcarbonat umwandelt.
Wasserlöslichkeit
16,1 g / 100 ml bei 0 ° C; 16,6 g / 100 ml bei 20 ° C und 18,4 g / 100 ml bei 100 ° C. Diese Werte weisen auf eine hohe Affinität von Wassermolekülen für Ca (HCO 3 ) 2 -Ionen hin , wie erläutert im vorherigen Abschnitt. Inzwischen lösen sich nur 15 mg CaCO 3 in einem Liter Wasser auf, was seine starken elektrostatischen Wechselwirkungen widerspiegelt.
Da Ca (HCO 3 ) 2 keinen Feststoff bilden kann, kann seine Löslichkeit nicht experimentell bestimmt werden. Angesichts der Bedingungen, die durch das in dem den Kalkstein umgebende Wasser gelöste CO 2 erzeugt werden , konnte jedoch die bei einer Temperatur T gelöste Calciummasse berechnet werden; Masse, die gleich der Konzentration von Ca (HCO 3 ) 2 wäre .
Bei verschiedenen Temperaturen steigt die gelöste Masse an, wie die Werte bei 0, 20 und 100 ° C zeigen. Dann wird gemäß diesen Experimenten bestimmt, wie viel Ca (HCO 3 ) 2 sich in der Nähe von CaCO 3 in einem mit CO 2 vergasten wässrigen Medium löst . Sobald das gasförmige CO 2 entweicht, fällt das CaCO 3 aus , nicht jedoch das Ca (HCO 3 ) 2 .
Schmelz- und Siedepunkte
Das Kristallgitter von Ca (HCO 3 ) 2 ist viel schwächer als das von CaCO 3 . Wenn es in festem Zustand erhalten werden kann und die Temperatur, bei der es schmilzt, in einem Fusiometer gemessen wird, würde ein Wert sicherlich deutlich unter 899ºC erhalten werden. In ähnlicher Weise wäre dasselbe bei der Bestimmung des Siedepunkts zu erwarten.
Feuerpunkt
Es ist nicht brennbar.
Risiken
Da diese Verbindung nicht in fester Form vorliegt, ist es unwahrscheinlich, dass sie ein Risiko für den Umgang mit ihren wässrigen Lösungen darstellt, da sowohl Ca 2+ - als auch HCO 3 -Ionen - bei niedrigen Konzentrationen nicht schädlich sind; und daher könnte das größere Risiko, diese Lösungen einzunehmen, nur auf eine gefährliche Dosis des aufgenommenen Kalziums zurückzuführen sein.
Wenn die Verbindung einen Feststoff bilden würde, obwohl sie sich physikalisch von CaCO 3 unterscheiden könnte , könnten ihre toxischen Wirkungen nicht über einfaches Unbehagen und Trockenheit nach physikalischem Kontakt oder durch Einatmen hinausgehen.
Anwendungen
-Calciumbicarbonat-Lösungen werden seit langem zum Waschen alter Papiere verwendet, insbesondere von Kunstwerken oder historisch wichtigen Dokumenten.
-Die Verwendung von Bicarbonatlösungen ist nicht nur nützlich, weil sie die Säuren im Papier neutralisieren, sondern auch eine alkalische Reserve an Calciumcarbonat bereitstellen. Die letztere Verbindung bietet Schutz für zukünftige Schäden am Papier.
-Wie andere Bicarbonate wird es in chemischen Hefen und in Brausetabletten- oder Pulverformulierungen verwendet. Zusätzlich wird Calciumbicarbonat als Lebensmittelzusatz verwendet (wässrige Lösungen dieses Salzes).
-Bicarbonatlösungen wurden zur Vorbeugung von Osteoporose verwendet. In einem Fall wurden jedoch Nebenwirkungen wie Hyperkalzämie, metabolische Alkalose und Nierenversagen beobachtet.
-Calciumbicarbonat wird gelegentlich intravenös verabreicht, um die depressive Wirkung von Hypokaliämie auf die Herzfunktion zu korrigieren.
- Und schließlich versorgt es den Körper mit Kalzium, das als Vermittler der Muskelkontraktion fungiert, und korrigiert gleichzeitig die Azidose, die bei einem hypokaliämischen Zustand auftreten kann.
Verweise
- Wikipedia. (2018). Calciumbicarbonat. Entnommen aus: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (03. Oktober 2017). Was ist Calciumbicarbonat? Wiederhergestellt von: livestrong.com
- Wissenschaftliches Lernzentrum. (2018). Carbonatchemie. Wiederhergestellt von: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Calciumbicarbonat. Wiederhergestellt von: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). Die Verwendung von Calciumbicarbonat- und Magnesiumbicarbonatlösungen in kleinen Konservierungswerkstätten: Umfrageergebnisse. Wiederhergestellt von: cool.conservation-us.org