- estructura
- solucions aquoses
- sòlid hipotètic
- Estabilitat: NaHCO
- Ca (HCO
- Propietats físiques i químiques
- formula química
- pes molecular
- estat físic
- Solubilitat en aigua
- Punts de Fusió i d'ebullició
- Punt de combustió
- Riscos
- usos
- referències
El bicarbonat de calci és una sal inorgànica amb fórmula química Ca (HCO 3) 2. S'origina en la naturalesa a partir de l'carbonat de calci present en les pedres de calcària i en minerals com la calcita.
El bicarbonat de calci és més soluble en l'aigua que el carbonat de calci. Aquesta característica ha permès la formació dels sistemes càrstics a les roques calcàries i en l'estructuració de les coves.
Font: Pixabay
Les aigües subterrànies que travessen les esquerdes es van saturant en el seu desplaçament de diòxid de carboni (CO 2). Aquestes aigües erosionen les roques calcàries alliberant el carbonat de calci (CaCO 3) que formarà el bicarbonat de calci, segons la reacció següent:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3) 2 (aq)
Aquesta reacció ocorre en les coves on s'originen aigües molt dures. El bicarbonat de calci no es troba en estat sòlid sinó en una solució aquosa, juntament amb el Ca 2+, el bicarbonat (HCO 3 -) i l'ió carbonat (CO 3 2-).
Posteriorment, a l'disminuir la saturació de l'diòxid de carboni a l'aigua, es produeix la reacció inversa, és a dir la transformació de l'bicarbonat de calci en carbonat de calci:
Ca (HCO 3) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
El carbonat de calci és poc soluble en l'aigua, això fa que es produeixi la seva precipitació com un sòlid. La reacció anterior té molta importància en la formació de les estalactites, estalagmites i altres espeleotemes a les coves.
Aquestes estructures rocoses es van formant a partir de les gotes d'aigua que cauen de l'sostre de les coves (imatge superior). El CaCO 3 present en les gotes d'aigua es va cristal·litzant per formar les estructures esmentades.
El fet de no trobar el bicarbonat de calci en estat sòlid ha dificultat la seva utilització, trobant pocs exemples a l'això. Així mateix, és difícil trobar una informació dels seus efectes tòxics. Hi ha un informe d'un conjunt d'efectes secundaris del seu ús com a tractament per prevenir l'osteoporosi.
estructura
Font: By Epop, from Wikimedia Commons
A la imatge superior es mostren dos anions HCO 3 - i un catió Ca 2+ interactuant electrostàticament. El Ca 2+ d'acord a la imatge, hauria de situar en el medi, ja que així els HCO 3 - no es repel·lirien entre si per les seves càrregues negatives.
La càrrega negativa en l'HCO 3 - es deslocalitza entre dos àtoms d'oxigen, mitjançant la ressonància entre el grup carbonil C = O i l'enllaç C-O -; mentre que en el CO 3 2-, aquesta es deslocalitza entre els tres àtoms d'oxigen, ja que l'enllaç C-OH es troba desprotonado i pot per tant rebre una càrrega negativa per ressonància.
Les geometries d'aquests ions poden considerar-se com esferes de calci envoltades de triangles plans de carbonats amb un extrem hidrogenat. En termes de relació de grandària, el calci és notablement més petit que els ions HCO 3 -.
solucions aquoses
El Ca (HCO 3) 2 no pot formar sòlids cristal·lins, i realment consisteix de solucions aquoses d'aquesta sal. En elles, els ions no estan sols, com a la imatge, sinó envoltats de molècules d'H 2 O.
Com interactuen? Cada ió es veu envoltat d'una esfera d'hidratació, la qual dependrà de l'metall, de la polaritat i l'estructura de l'espècie dissolta.
El Ca 2+ es coordina amb els àtoms d'oxigen de l'aigua per formar així un acuocomplejo, Ca (OH 2) n 2 +, on n en general es considera que és de sis; és a dir, un "octàedre aquós" entorn a l'calci.
Mentre que els anions HCO 3 - interaccionen bé sigui amb ponts d'hidrogen (O 2 CO-H-OH 2) o amb els àtoms d'hidrogen de l'aigua en direcció a la càrrega negativa deslocalitza (HOCO 2 - H-OH, interacció dipolo- ió).
Aquestes interaccions entre el Ca 2+, HCO 3 - i l'aigua són tan eficients, que fan que el bicarbonat de calci sigui molt soluble en aquest solvent; a diferència de l'CaCO 3, en el qual les atraccions electrostàtiques entre el Ca 2+ i el CO 3 2- són molt forts, precipitant de la solució aquosa.
A més de l'aigua, hi ha molècules de CO 2 al voltant, les quals reaccionen lentament per aportar més HCO 3 - (depenent dels valors de pH).
sòlid hipotètic
Fins aquí, les mides i càrregues dels ions a Ca (HCO 3) 2, ni la presència de l'aigua, expliquen per què no hi ha el compost sòlid; és a dir, cristalls purs que puguin ser caracteritzats per cristal·lografia de raigs X. El Ca (HCO 3) 2 no és més que uns ions presents en l'aigua de el qual continuen creixent les formacions cavernoses.
Si Ca 2+ i el HCO 3 - poguessin aïllar-se de l'aigua evitant la següent reacció química:
Ca (HCO 3) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Llavors aquests podrien agrupar-se en un sòlid cristal·lí blanc amb proporcions estequiomètriques 2: 1 (2HCO 3 / 1CA). No hi ha estudis sobre la seva estructura, però podria comparar-se-amb la de l'NaHCO 3 (ja que el bicarbonat de magnesi, Mg (HCO 3) 2, tampoc existeix com sòlid), o amb la de l'CaCO 3.
Estabilitat: NaHCO
El NaHCO 3 cristal·litza en el sistema monoclínic, i el CaCO 3 en els sistemes trigonal (calcita) i ortorrómbico (aragonita). Si es substituís el Na + pel Ca 2+, la xarxa cristal·lina es desestabilitzaria per la major diferència de grandàries; és a dir, el Na + per ser més petit, forma un vidre més estable amb el HCO 3 - en comparació a el del Ca 2+.
De fet, el Ca (HCO 3) 2 (aq) necessita que l'aigua s'evapori perquè així puguin agrupar els seus ions en un cristall; però la xarxa cristal·lina d'aquest no és prou fort per fer-ho a temperatura ambient. A l'escalfar l'aigua, ocorre la reacció de descomposició (equació de dalt).
Estant l'ió Na + en solució, aquest formaria el vidre amb el HCO 3 - abans de la seva descomposició tèrmica.
La raó llavors de per què el Ca (HCO 3) 2 no cristal·litza (teòricament), és per la diferència dels radis iònics o mides dels seus ions, els quals no poden formen un vidre estable abans de la seva descomposició.
Ca (HCO
Si d'altra banda, s'ha d'afegir H + a les estructures cristal·lines de CaCO 3, canviarien dràsticament les seves propietats físiques. Potser, els seus punts de fusió baixin notablement, i fins i tot, les morfologies dels vidres acabin modificades.
¿Valdria la pena intentar la síntesi de Ca (HCO 3) 2 sòlid? Les dificultats podrien superar les expectatives, i pot ser que una sal amb baixa estabilitat estructural no aporti beneficis significatius addicionals en cap aplicació on ja es facin servir altres sals.
Propietats físiques i químiques
formula química
Ca (HCO 3) 2
pes molecular
162,11 g / mol
estat físic
No es presenta en estat sòlid. Es troba en solució aquosa i els intents per convertir-lo en sòlid per evaporació de l'aigua, no han donat resultat ja que es converteix en carbonat de calci.
Solubilitat en aigua
16,1 g / 100 ml a 0º C; 16,6 g / 100 ml a 20º C i 18,4 g / 100 ml a 100 º C. Aquests valors són indicatius d'una gran afinitat de les molècules d'aigua pels ions de Ca (HCO 3) 2, tal com es va explicar en l'apartat anterior. Mentre, tot just 15 mg de CaCO 3 es dissolen en un litre d'aigua, la qual cosa reflecteix els seus forts interaccions electrostàtiques.
A causa que el Ca (HCO 3) 2 no pot formar un sòlid, no pot determinar experimentalment la seva solubilitat. No obstant això, donades les condicions creades pel CO 2 dissolt en l'aigua que envolta la pedra calcària, se'n pot calcular la massa de calci dissolta a una temperatura T; massa, que seria igual a la concentració de Ca (HCO 3) 2.
A diferents temperatures, la massa dissolta augmenta tal com mostren els valors a 0, 20 i 100ºC. Llavors, d'acord a aquests experiments, es determina quant de Ca (HCO 3) 2 es dissol en les rodalies de l'CaCO 3 en un medi aquós gasificat amb CO 2. Un cop escapament el CO 2 gasós, el CaCO 3 precipitarà, però no el Ca (HCO 3) 2.
Punts de Fusió i d'ebullició
La xarxa cristal·lina de Ca (HCO 3) 2 és molt més feble que la de l'CaCO 3. De poder-se obtenir en estat sòlid, i mesurar la temperatura a la qual fon dins d'un fusiómetro, segurament s'obtindria un valor molt per sota dels 899ºC. Igualment, es podria esperar-el mateix en la determinació del punt d'ebullició.
Punt de combustió
No és combustible.
Riscos
Atès que aquest compost no existeix en forma sòlida, és poc probable que representi un risc el manipular les seves solucions aquoses, ja que tant els ions Ca 2+ com HCO 3 - no són nocius a baixes concentracions; i per tant, el major risc que seria ingerir aquestes solucions, pogués ser degut solament a una dosi perillosa de calci ingerida.
Si el compost formés un sòlid, tot i ser potser físicament diferent a l'CaCO 3, els seus efectes tòxics poguessin no anar més enllà de simples molèsties i resecamientos després de l'contacte físic o per inhalació.
usos
-Les solucions de bicarbonat de calci s'han utilitzat des de fa molt de temps per rentar els papers antics, especialment obres d'art o documents històricament importants.
-El ús de les solucions de bicarbonat és útil, no només perquè neutralitzen els àcids de el paper, sinó que a més aporten una reserva alcalina de carbonat de calci. Aquest últim compost subministra protecció per a futurs danys sobre el paper.
-Igual que altres bicarbonats, s'utilitza en llevats químics i en les formulacions de pastilles o pols efervescents. A més, el bicarbonat de calci és utilitzat com a additiu d'aliments (solucions aquoses d'aquesta sal).
-S'ha fet servir les solucions de bicarbonat en la prevenció de l'osteoporosi. No obstant això, s'ha observat, en un cas, efectes secundaris com hipercalcèmia, alcalosi metabòlica i falla renal.
-El bicarbonat de calci s'administra, ocasionalment, per via intravenosa per corregir l'efecte depressiu d'una hipokalemia en el funcionament cardíac.
-I finalment, aporta calci a l'organisme, el qual és un mediador de la contracció muscular, a el mateix temps que corregeix l'acidosi que pot produir-se en una condició de hipokalemia.
referències
- Wikipedia. (2018). Calcium bicarbonate. Pres de: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (03 de octubre del 2017). What Is Calcium Bicarbonate? Recuperat de: livestrong.com
- Science Learning Hub. (2018). Carbonate chemistry. Recuperat de: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Calcium Bicarbonate. Recuperat de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht & Irene Brückle. (1997). The Use of Calcium Bicarbonate and Magnesium Bicarbonate Solutions in Small Conservation Workshops: Survey Results. Recuperat de: cool.conservation-us.org