Das Calciumbicarbonat ist ein anorganisches Salz mit der chemischen Formel Ca (HCO)3)zwei. 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..
Das Grundwasser, das durch die Risse fließt, wird bei der Verdrängung von Kohlendioxid (CO) gesättigtzwei). Diese Gewässer erodieren die Kalksteinfelsen und setzen Calciumcarbonat (CaCO) frei3), das das Calciumbicarbonat gemäß der folgenden Reaktion bildet:
Dieb3(s) + COzwei(g) + H.zweiO (l) => Ca (HCO3)zwei(aq)
Diese Reaktion findet in Höhlen statt, in denen sehr hartes Wasser entsteht. Calciumbicarbonat liegt nicht in festem Zustand vor, sondern in wässriger Lösung zusammen mit Ca.zwei+, Bicarbonat (HCO3-) und das Carbonation (CO3zwei-).
Anschließend tritt durch Verringern der Sättigung von Kohlendioxid im Wasser die Umkehrreaktion auf, dh die Umwandlung von Calciumbicarbonat in Calciumcarbonat:
Ca (HCO3)zwei(aq) => COzwei (g) + H.zweiO (l) + CaCO3 (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 CaCO3 in den Wassertröpfchen vorhanden, kristallisiert es unter Bildung der vorgenannten 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.
Im obigen Bild sind zwei HCO-Anionen dargestellt3- und ein Kation Ca.zwei+ elektrostatisch interagieren. Die ca.zwei+ Laut Bild sollte es sich in der Mitte befinden, da auf diese Weise das HCO3- Sie würden sich wegen ihrer negativen Ladungen nicht gegenseitig abstoßen.
Die negative Ladung auf HCO3- delokalisiert zwischen zwei Sauerstoffatomen durch Resonanz zwischen der Carbonylgruppe C = O und der Bindung C-O-;; während in der CO3zwei-, es ist 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 merklich kleiner als HCO-Ionen.3-.
Ca (HCO3)zwei Es 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-Molekülen umgebenzweiODER.
Wie interagieren sie? Jedes Ion ist von einer Hydratationskugel umgeben, die vom Metall, der Polarität und der Struktur der gelösten Spezies abhängt..
Die ca.zwei+ koordiniert mit den Sauerstoffatomen in Wasser unter Bildung eines wässrigen Komplexes, Ca (OH)zwei)nzwei+, wobei n allgemein als sechs angesehen wird; das heißt, ein "wässriges Oktaeder" um Kalzium.
Während HCO-Anionen3- interagieren entweder mit Wasserstoffbrücken (O.zweiCO-H-OHzwei) oder mit den Wasserstoffatomen des Wassers in Richtung der delokalisierten negativen Ladung (HOCO)zwei- H-OH, Dipol-Ionen-Wechselwirkung).
Diese Wechselwirkungen zwischen Ca.zwei+, HCO3- und Wasser sind so effizient, dass sie Calciumbicarbonat in diesem Lösungsmittel sehr gut löslich machen; im Gegensatz zu CaCO3, bei denen die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen Ca.zwei+ und der CO3zwei- sind sehr stark und fallen aus der wässrigen Lösung aus.
Neben Wasser gibt es CO-Molekülezwei herum, die langsam reagieren, um mehr HCO bereitzustellen3- (abhängig von den pH-Werten).
Bisher sind die Größen und Ladungen der Ionen in Ca (HCO3)zwei, Erklären Sie auch nicht, ob die feste Verbindung vorhanden ist. das heißt, reine Kristalle, die durch Röntgenkristallographie charakterisiert werden können. Ca (HCO3)zwei Es sind nichts weiter als im Wasser vorhandene Ionen, aus denen die kavernösen Formationen weiter wachsen.
Ja Ca.zwei+ und das HCO3- könnte aus Wasser isoliert werden, wobei die folgende chemische Reaktion vermieden wird:
Ca (HCO3)zwei(aq) → CaCO3(s) + COzwei(g) + H.zweiO (l)
Diese könnten dann zu einem weißen kristallinen Feststoff mit stöchiometrischen Verhältnissen von 2: 1 (2HCO) gruppiert werden3/ 1Ca). Es gibt keine Studien über seine Struktur, aber es könnte mit der von NaHCO verglichen werden3 (da Magnesiumbicarbonat Mg (HCO)3)zwei, existiert entweder nicht als Feststoff) oder mit dem von CaCO3.
NaHCO3 kristallisiert im monoklinen System und im CaCO3 in den trigonalen (Calcit) und orthorhombischen (Aragonit) Systemen. Wenn Na ersetzt wurde+ von Ca.zwei+, das kristalline Gitter würde durch den größeren Größenunterschied destabilisiert; das heißt, das Na+ Da es kleiner ist, bildet es mit HCO einen stabileren Kristall3- im Vergleich zu Ca.zwei+.
In der Tat ist Ca (HCO3)zwei(aq) braucht das 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. Beim Erhitzen des Wassers tritt die Zersetzungsreaktion auf (obige Gleichung).
Das Na-Ion sein+ in Lösung würde es den Kristall mit dem HCO bilden3- vor seiner thermischen Zersetzung.
Der Grund dann, warum Ca (HCO3)zwei es kristallisiert nicht (theoretisch), es ist auf den Unterschied in den Ionenradien oder Größen seiner Ionen zurückzuführen, die vor der Zersetzung keinen stabilen Kristall bilden können.
Wenn andererseits H.+ zu CaCO-Kristallstrukturen3, ihre physikalischen Eigenschaften würden sich drastisch ändern. Vielleicht fallen ihre Schmelzpunkte signifikant ab und sogar die Morphologien der Kristalle werden modifiziert..
Wäre es wert, die Synthese von Ca (HCO) auszuprobieren?3)zwei solide? 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..
Ca (HCO3)zwei
162,11 g / mol
Es kommt nicht in einem festen Zustand. Es befindet sich in wässriger Lösung und Versuche, es durch Verdampfen von Wasser in einen Feststoff umzuwandeln, waren nicht erfolgreich, da es zu Calciumcarbonat wird.
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 zu Ca-Ionen (HCO) hin3)zwei, wie im vorherigen Abschnitt erläutert. Inzwischen nur 15 mg CaCO3 lösen sich in einem Liter Wasser auf, was ihre starken elektrostatischen Wechselwirkungen widerspiegelt.
Weil Ca (HCO3)zwei es kann keinen Feststoff bilden, seine Löslichkeit kann nicht experimentell bestimmt werden. Angesichts der vom CO geschaffenen Bedingungenzwei gelöst in dem den Kalkstein umgebenden Wasser konnte die bei einer Temperatur T gelöste Calciummasse berechnet werden; Masse, die gleich der Konzentration von Ca (HCO) wäre3)zwei.
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) vorhanden ist3)zwei löst sich in der Nähe von CaCO auf3 in einem mit CO belüfteten wässrigen Mediumzwei. Sobald der CO entweichtzwei gasförmig, CaCO3 fällt aus, aber nicht Ca (HCO3)zwei.
Das Kristallgitter von Ca (HCO3)zwei ist viel schwächer als CaCO3. 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..
Kein Kraftstoff.
Da diese Verbindung nicht in fester Form vorliegt, ist es unwahrscheinlich, dass die Handhabung ihrer wässrigen Lösungen ein Risiko darstellt, da beide Ca-Ionenzwei+ als HCO3- Sie sind in geringen Konzentrationen nicht schädlich. 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 möglicherweise physikalisch von CaCO unterscheidet3, Seine toxischen Wirkungen dürfen nach körperlichem Kontakt oder Einatmen nicht über einfache Beschwerden und Trockenheit hinausgehen.
-Calciumbicarbonatlösungen 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 der Hypokaliämie auf die Herzfunktion zu korrigieren.
-Und schließlich versorgt es den Körper mit Kalzium, das die Muskelkontraktion vermittelt, und korrigiert gleichzeitig die Azidose, die bei einem hypokaliämischen Zustand auftreten kann..
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