هيكل بيكربونات الكالسيوم ، والخصائص والمخاطر والاستخدامات



ال بيكربونات الكالسيوم هو ملح غير عضوي مع الصيغة الكيميائية Ca (HCO)3)2. ينشأ في الطبيعة من كربونات الكالسيوم الموجودة في صخور الحجر الجيري والمعادن مثل الكالسيت.

بيكربونات الكالسيوم أكثر قابلية للذوبان في الماء من كربونات الكالسيوم. سمحت هذه الخاصية بتكوين أنظمة الكارست في الصخور الكلسية وفي بناء الكهوف.

تصبح المياه الجوفية التي تمر عبر الشقوق مشبعة في نزوحها من ثاني أكسيد الكربون (CO2). تؤدي هذه المياه إلى تآكل الصخور الكلسية التي تطلق كربونات الكالسيوم3) التي ستشكل بيكربونات الكالسيوم ، وفقا للتفاعل التالي:

كربونات الكالسيوم3(ق) + CO2(ز) + ح2O (l) => Ca (HCO)3)2(آق)

يحدث هذا التفاعل في الكهوف حيث ينشأ الماء العسر للغاية. لا يوجد بيكربونات الكالسيوم في الحالة الصلبة ولكن في محلول مائي ، إلى جانب الكالسيوم2+, بيكربونات (HCO)3-) وأيون الكربونات (CO32-).

في وقت لاحق ، عندما يتناقص تشبع ثاني أكسيد الكربون في الماء ، يحدث رد الفعل العكسي ، أي تحويل بيكربونات الكالسيوم إلى كربونات الكالسيوم:

كاليفورنيا (HCO)3)2(aq) => CO2 (ز) + ح2يا (ل) + CaCO3 (S)

كربونات الكالسيوم غير قابلة للذوبان في الماء بشكل سيئ ، وهذا يؤدي إلى حدوث هطول الأمطار كمادة صلبة رد الفعل أعلاه مهم جدا في تشكيل الهوابط ، الصواعد وغيرها من الألغاز في الكهوف.

تتشكل هذه الهياكل الصخرية من قطرات الماء التي تسقط من سقف الكهوف (الصورة العليا). و CaCO3 الموجودة في قطرات الماء تبلور لتشكيل الهياكل المذكورة.

حقيقة أن بيكربونات الكالسيوم غير موجودة في الحالة الصلبة جعلت استخدامها أمرًا صعبًا ، وهناك أمثلة قليلة تم العثور عليها. أيضا ، من الصعب العثور على معلومات حول آثاره السامة. هناك تقرير عن مجموعة من الآثار الجانبية لاستخدامه كعلاج للوقاية من هشاشة العظام.

هيكل

يتم عرض اثنين من أنيون HCO في الصورة العليا3- و الكاتيون2+ التفاعل الكهربائي الكالسيوم2+ وفقًا للصورة ، يجب أن تكون موجودة في المنتصف ، نظرًا لأن هذه هي الطريقة التي يتحكم بها المسؤولون المحليون3- لن يصدوا بعضهم البعض بسبب اتهاماتهم السلبية.

الشحنة السلبية في HCO3- يتم فصلها بين ذرتين أكسجين ، عن طريق الرنين بين المجموعة الكربونية C = O والرابطة C-O-. بينما في CO32-, يتم تحديد موقعه بين ذرات الأكسجين الثلاثة ، حيث يتم فك ارتباط C-OH وبالتالي يمكن أن يتلقى شحنة سالبة عن طريق الرنين.

يمكن اعتبار الأشكال الهندسية لهذه الأيونات بمثابة كرات من الكالسيوم محاطة بمثلثات مسطحة من الكربونات ذات النهاية المهدرجة. من حيث نسبة الحجم ، الكالسيوم أصغر بشكل ملحوظ من أيونات HCO3-.

المحاليل المائية

الكا (HCO)3)2 لا يمكن أن تشكل مواد صلبة بلورية ، وتتكون بالفعل من المحاليل المائية لهذا الملح. فيها ، ليست الأيونات وحدها ، كما في الصورة ، ولكنها محاطة بجزيئات H.2O.

كيف تتفاعل؟ كل أيون محاط بمجال ترطيب ، والذي سيعتمد على المعدن والقطب وهيكل النوع المذاب.

الكالسيوم2+ ينسق مع ذرات الأكسجين في الماء لتكوين كتلة مائية ، كاليفورنيا (OH)2)ن2+, حيث n تعتبر عمومًا ستة. وهذا هو ، "المثمن مائي" حول الكالسيوم.

بينما الأنيونات HCO3- التفاعل مع أي روابط الهيدروجين (OR2CO-H-OH2) أو مع ذرات الهيدروجين في الماء في اتجاه شحنة سالبة (HOCO)2- H-OH ، تفاعل ثنائي القطب.

هذه التفاعلات بين كاليفورنيا2+, HCO3- والماء فعال للغاية ، بحيث يجعل بيكربونات الكالسيوم قابلاً للذوبان في هذا المذيب ؛ على عكس CaCO3, فيها الجذب الكهربائي بين كاليفورنيا2+ و CO32- قوية جدا ، تترسب من محلول مائي.

بالإضافة إلى الماء ، هناك جزيئات ثاني أكسيد الكربون2 حولها ، والتي تتفاعل ببطء لتوفير المزيد من HCO3- (حسب قيم الرقم الهيدروجيني).

الصلبة افتراضية

حتى الآن ، أحجام وتكاليف الأيونات في الكالسيوم (HCO)3)2, ولا وجود الماء ، وضح سبب عدم وجود المركب الصلب ؛ وهذا هو ، بلورات نقية يمكن أن تتميز بها البلورات بالأشعة السينية.3)2 ليس أكثر من الأيونات الموجودة في الماء التي تستمر فيها التكوينات الكهربية في النمو.

نعم2+ و HCO3- يمكن عزلها عن الماء مع تجنب التفاعل الكيميائي التالي:

كاليفورنيا (HCO)3)2(أ ك) → CaCO3(ق) + CO2(ز) + ح2يا (ل)

ثم يمكن تجميعها في مادة صلبة بلورية بيضاء بنسب متكافئة 2: 1 (2HCO)3/ 1Ca). لا توجد دراسات حول هيكلها ، ولكن يمكن مقارنتها مع NaHCO3 (لبيكربونات المغنيسيوم ، المغنيسيوم (HCO)3)2, لا يوجد كمادة صلبة) ، أو مع CaCO3.

الاستقرار: NaHCO3 ضد كا (HCO)3)2

و NaHCO3 يتبلور في النظام أحادي الاتجاه ، و CaCO3 في النظم مثلثية (الكالسيت) وتقويم العظام (أراجونيت). إذا تم استبدال نا+ ل Ca2+, سوف تتزعزع الشبكة البلورية بسبب الاختلاف الأكبر في الأحجام ؛ وهذا هو ، نا+ لأنها أصغر ، فإنها تشكل بلورة أكثر استقرارًا مع HCO3- بالمقارنة مع كاليفورنيا2+.

في الواقع ، فإن الكالسيوم (HCO)3)2يحتاج (aq) إلى الماء حتى يتبخر بحيث يمكن تجميع أيوناته في بلورة ؛ لكن الشبكة البلورية لهذا الجهاز ليست قوية بما يكفي للقيام بذلك في درجة حرارة الغرفة. عندما يتم تسخين الماء ، يحدث تفاعل التحلل (المعادلة أعلاه).

كونها ايون نا+ في الحل ، وهذا من شأنه أن يشكل الكريستال مع HCO3- قبل التحلل الحراري.

السبب ثم لماذا كاليفورنيا (HCO)3)2 لا تتبلور (من الناحية النظرية) ، وذلك بسبب اختلاف نصف القطر الأيوني أو أحجام أيوناته ، والتي لا يمكن أن تشكل بلورة مستقرة قبل تحللها.

كاليفورنيا (HCO)3)2 مقابل كاكو3

إذا من ناحية أخرى ، تمت إضافة H+ للهياكل البلورية من CaCO3, كانوا يغيرون خواصهم الفيزيائية بشكل كبير. ربما ، تنخفض نقاط الانصهار بشكل ملحوظ ، وحتى المورفولوجيا في البلورات ينتهي بها المطاف.

هل سيكون من المفيد محاولة توليف Ca (HCO)3)2 صلب؟ قد تتجاوز الصعوبات التوقعات ، وقد لا يوفر الملح ذو الاستقرار الهيكلي المنخفض فوائد إضافية كبيرة في أي تطبيق تستخدم فيه أملاح أخرى بالفعل.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية

الصيغة الكيميائية

كاليفورنيا (HCO)3)2

الوزن الجزيئي

162.11 جم / مول

الحالة المادية

لا يظهر في الحالة الصلبة. تم العثور عليه في محلول مائي ومحاولات تحويله إلى مادة صلبة عن طريق تبخر الماء ، ولم ينجح لأنه يتحول إلى كربونات الكالسيوم.

الذوبان في الماء

16.1 جم / 100 مل عند 0 درجة مئوية ؛ 16.6 جم / 100 مل عند 20 درجة مئوية و 18.4 جم / 100 مل عند 100 درجة مئوية. هذه القيم تدل على التقارب العالي لجزيئات الماء لأيونات الكالسيوم (HCO)3)2, كما هو موضح في القسم السابق. وفي الوقت نفسه ، فقط 15 ملغ من CaCO3 يذوبون في لتر من الماء ، مما يعكس تفاعلاتهم الإلكتروستاتيكية القوية.

لأن الكالسيوم (HCO)3)2 لا يمكن أن تشكل مادة صلبة ، لا يمكن تحديد قابلية ذوبانه تجريبياً. ومع ذلك ، بالنظر إلى الشروط التي أنشأتها CO2 الذائبة في الماء المحيط بالحجر الجيري ، يمكن حساب كتلة الكالسيوم الذائبة عند درجة حرارة T ؛ الكتلة ، والتي ستكون مساوية لتركيز Ca (HCO)3)2.

في درجات حرارة مختلفة ، تزداد الكتلة الذائبة كما هو موضح في القيم عند 0 و 20 و 100 درجة مئوية. لذلك ، وفقًا لهذه التجارب ، يتم تحديد مقدار الكالسيوم (HCO)3)2 يذوب في محيط CaCO3 في وسط مائي تغويز مع CO2. بمجرد هروب CO2 الغازية ، و CaCO3 سوف يترسب ، ولكن ليس الكالسيوم (HCO3)2.

الانصهار ونقاط الغليان

شبكة البلورات من Ca (HCO)3)2 هو أضعف بكثير من CaCO3. إذا كان يمكن الحصول عليها في حالة صلبة ، وقياس درجة الحرارة التي يذوب بها داخل مقياس الجسيمات ، فمن المؤكد أنها ستحصل على قيمة أقل بكثير من 899 درجة مئوية. وبالمثل ، يمكن توقع الشيء نفسه في تحديد نقطة الغليان.

نقطة الاحتراق

انها ليست قابلة للاحتراق.

المخاطر

نظرًا لعدم وجود هذا المركب في صورة صلبة ، فمن غير المرجح أن يمثل خطرًا على معالجة محاليله المائية ، نظرًا لأن كل من Ca2+ كما HCO3- أنها ليست ضارة بتركيزات منخفضة ؛ وبالتالي ، فإن أكبر خطر من شأنه أن يبتلع مثل هذه الحلول ، يمكن أن يكون فقط بسبب جرعة خطيرة من الكالسيوم المبتلع.

إذا كان المركب يتكون من مادة صلبة ، على الرغم من أنه قد يكون مختلفًا فعليًا عن الكالسيوم3, قد لا تتجاوز آثاره السمية الانزعاج البسيط والإزالة بعد الاتصال الجسدي أو الاستنشاق.

تطبيقات

-استخدمت حلول كربونات الكالسيوم لفترة طويلة لغسل الأوراق القديمة ، وخاصة الأعمال الفنية أو الوثائق التاريخية الهامة.

-يعد استخدام محاليل بيكربونات مفيدًا ، ليس فقط لأنها تحيد الأحماض في الورقة ، ولكنها توفر أيضًا احتياطيًا قلويًا من كربونات الكالسيوم. يوفر هذا المركب الأخير الحماية للأضرار المستقبلية على الورق.

-مثل غيرها من بيكربونات ، يتم استخدامه في الخمائر الكيميائية وفي تركيبات أقراص أو مساحيق فوارة. بالإضافة إلى ذلك ، يستخدم بيكربونات الكالسيوم كمادة مضافة للغذاء (المحاليل المائية لهذا الملح).

-استخدمت محاليل بيكربونات في الوقاية من هشاشة العظام. ومع ذلك ، فقد لوحظت آثار ثانوية مثل فرط كالسيوم الدم ، قلاء الأيض وفشل كلوي في حالة واحدة..

-يدار بيكربونات الكالسيوم ، في بعض الأحيان ، عن طريق الوريد لتصحيح تأثير الاكتئاب من نقص بوتاسيوم الدم على وظيفة القلب.

-وأخيراً ، يوفر الكالسيوم للجسم ، وهو وسيط في تقلص العضلات ، في الوقت نفسه الذي يصحح الحماض الذي يمكن أن يحدث في حالة نقص بوتاسيوم الدم..

مراجع

  1. ويكيبيديا. (2018). بيكربونات الكالسيوم. مأخوذة من: en.wikipedia.org
  2. سيرة دوبوا. (3 أكتوبر 2017). ما هو بيكربونات الكالسيوم؟ تم الاسترجاع من: livestrong.com
  3. مركز تعليم العلوم. (2018). كيمياء الكربونات. تم الاسترجاع من: sciencelearn.org.nz
  4. بوب كيم. (2018). بيكربونات الكالسيوم. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. إيمي إي. جربراخت وإيرين بروكلي. (1997). استخدام بيكربونات الكالسيوم وحلول بيكربونات المغنيسيوم في ورش الصيانة الصغيرة: نتائج المسح. تم الاسترجاع من: cool.conservation-us.org