- Struttura
- Soluzione acquosa
- Solido ipotetico
- Stabilità: NaHCO
- Ca (HCO
- Proprietà fisiche e chimiche
- Formula chimica
- Peso molecolare
- Stato fisico
- Solubilità dell'acqua
- Punti di fusione e di ebollizione
- Punto di fuoco
- rischi
- applicazioni
- Riferimenti
Il bicarbonato di calcio è un sale inorganico con formula chimica Ca (HCO 3 ) 2 . Ha origine in natura dal carbonato di calcio presente nelle pietre calcaree e minerali come la calcite.
Il bicarbonato di calcio è più solubile in acqua del carbonato di calcio. Questa caratteristica ha permesso la formazione di sistemi carsici nelle rocce calcaree e nella strutturazione di grotte.
Fonte: Pixabay
L'acqua sotterranea che passa attraverso le fessure diventa satura nel suo spostamento di anidride carbonica (CO 2 ). Queste acque erodono le rocce calcaree rilasciando carbonato di calcio (CaCO 3 ) che formerà bicarbonato di calcio, secondo la seguente reazione:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3 ) 2 (aq)
Questa reazione avviene nelle grotte dove si originano acque molto dure. Il bicarbonato di calcio non è allo stato solido ma in una soluzione acquosa, insieme a Ca 2+ , bicarbonato (HCO 3 - ) e lo ione carbonato (CO 3 2- ).
Successivamente, diminuendo la saturazione dell'anidride carbonica nell'acqua, si ha la reazione inversa, ovvero la trasformazione del bicarbonato di calcio in carbonato di calcio:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
Il carbonato di calcio è scarsamente solubile in acqua, questo fa sì che la sua precipitazione avvenga come un solido. La reazione di cui sopra è molto importante nella formazione di stalattiti, stalagmiti e altri speleotemi nelle grotte.
Queste strutture rocciose sono formate dalle gocce d'acqua che cadono dal soffitto delle grotte (immagine in alto). Il CaCO 3 presente nelle goccioline d'acqua cristallizza per formare le strutture citate.
Il fatto che il bicarbonato di calcio non si trovi allo stato solido ne ha reso difficile l'uso, con pochi esempi trovati. Allo stesso modo, è difficile trovare informazioni sui suoi effetti tossici. Esiste un rapporto su una serie di effetti collaterali derivanti dal suo utilizzo come trattamento per prevenire l'osteoporosi.
Struttura
Fonte: di Epop, da Wikimedia Commons
Nell'immagine superiore due anioni HCO 3 - e un ca 2+ sono mostrati interagire elettrostaticamente. Secondo l'immagine, il Ca 2+ deve essere posizionato nel mezzo, poiché in questo modo l'HCO 3 - sarebbe non respingono a causa delle loro cariche negative.
La carica negativa in HCO 3 - è delocalizzata tra due atomi di ossigeno, per risonanza tra il gruppo carbonile C = O e il legame C - O - ; mentre nella CO 3 2– , è delocalizzata tra i tre atomi di ossigeno, poiché il legame C - OH è deprotonato e può quindi ricevere una carica negativa per risonanza.
Le geometrie di questi ioni possono essere considerate come sfere di calcio circondate da triangoli piatti di carbonati con un'estremità idrogenata. In termini di rapporto di formato, il calcio è notevolmente più piccolo di HCO 3 - ioni .
Soluzione acquosa
Ca (HCO 3 ) 2 non può formare solidi cristallini e in realtà è costituito da soluzioni acquose di questo sale. In essi, gli ioni non sono soli, come nell'immagine, ma circondati da H 2 O molecole .
Come interagiscono? Ogni ione è circondato da una sfera di idratazione, che dipenderà dal metallo, dalla polarità e dalla struttura delle specie disciolte.
Ca 2+ si coordina con gli atomi di ossigeno nell'acqua per formare un complesso acquoso, Ca (OH 2 ) n 2+ , dove n è generalmente considerato sei; cioè un "ottaedro acquoso" attorno al calcio.
Mentre le HCO 3 - anioni interagire sia con legami idrogeno (O 2 CO - H-OH 2 ) o con gli atomi di idrogeno di acqua in direzione dei delocalizza carica negativa (HOCO 2 - H - OH, dipolo interaction- ion).
Queste interazioni tra Ca 2+ , HCO 3 - e l'acqua sono così efficienti da rendere il bicarbonato di calcio molto solubile in quel solvente; a differenza di CaCO 3 , in cui le attrazioni elettrostatiche tra Ca 2+ e CO 3 2– sono molto forti, precipitando dalla soluzione acquosa.
Oltre all'acqua, ci sono molecole di CO 2 intorno, che reagiscono lentamente per fornire più HCO 3 - (a seconda dei valori di pH).
Solido ipotetico
Finora, le dimensioni e le cariche degli ioni in Ca (HCO 3 ) 2 , né la presenza di acqua, spiegano perché il composto solido non esiste; cioè cristalli puri che possono essere caratterizzati dalla cristallografia a raggi X. Ca (HCO 3 ) 2 non è altro che ioni presenti nell'acqua da cui continuano a crescere le formazioni cavernose.
Se Ca 2+ e HCO 3 - potrebbero essere isolati dall'acqua evitando la seguente reazione chimica:
Ca (HCO 3 ) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Quindi questi potrebbero essere raggruppati in un solido cristallino bianco con rapporti stechiometrici 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Non ci sono studi sulla sua struttura, ma potrebbe essere confrontato con quello di NaHCO 3 (poiché il bicarbonato di magnesio, Mg (HCO 3 ) 2 , non esiste neanche come solido), o con quello di CaCO 3 .
Stabilità: NaHCO
NaHCO 3 cristallizza nel sistema monoclino e CaCO 3 nei sistemi trigonale (calcite) e ortorombico (aragonite). Se Na + fosse sostituito da Ca 2+ , il reticolo cristallino sarebbe destabilizzato dalla maggiore differenza di dimensioni; In altre parole, Na +, poiché è più piccolo, forma un cristallo più stabile con HCO 3 - rispetto a Ca 2+ .
Infatti, Ca (HCO 3 ) 2 (aq) ha bisogno di acqua per evaporare in modo che i suoi ioni possano raggrupparsi in un cristallo; ma il suo reticolo cristallino non è abbastanza forte per farlo a temperatura ambiente. Riscaldando l'acqua, si verifica la reazione di decomposizione (equazione sopra).
Con lo ione Na + in soluzione, formerebbe il cristallo con l'HCO 3 - prima della sua decomposizione termica.
Il motivo per cui Ca (HCO 3 ) 2 non cristallizza (teoricamente) è dovuto alla differenza nei raggi ionici o nelle dimensioni dei suoi ioni, che non possono formare un cristallo stabile prima della decomposizione.
Ca (HCO
Se, d'altra parte, H + fosse aggiunto alle strutture cristalline di CaCO 3 , le loro proprietà fisiche cambierebbero drasticamente. Forse i loro punti di fusione diminuiscono in modo significativo e anche le morfologie dei cristalli finiscono per modificarsi.
Varrebbe la pena provare la sintesi di Ca (HCO 3 ) 2 solido? Le difficoltà potrebbero superare le aspettative e un sale con bassa stabilità strutturale potrebbe non fornire significativi vantaggi aggiuntivi in qualsiasi applicazione in cui sono già utilizzati altri sali.
Proprietà fisiche e chimiche
Formula chimica
Ca (HCO 3 ) 2
Peso molecolare
162,11 g / mol
Stato fisico
Non appare allo stato solido. Si trova in soluzione acquosa e i tentativi di trasformarlo in un solido mediante evaporazione dell'acqua non hanno avuto successo in quanto diventa carbonato di calcio.
Solubilità dell'acqua
16,1 g / 100 ml a 0 ° C; 16,6 g / 100 ml a 20 ° C e 18,4 g / 100 ml a 100 ° C. Questi valori sono indicativi di un'elevata affinità delle molecole d'acqua per gli ioni Ca (HCO 3 ) 2 , come spiegato nella sezione precedente. Nel frattempo, solo 15 mg di CaCO 3 si dissolvono in un litro d'acqua, il che riflette le sue forti interazioni elettrostatiche.
Poiché Ca (HCO 3 ) 2 non può formare un solido, la sua solubilità non può essere determinata sperimentalmente. Tuttavia, date le condizioni create dalla CO 2 disciolta nell'acqua circostante il calcare, è possibile calcolare la massa di calcio disciolta ad una temperatura T; massa, che sarebbe uguale alla concentrazione di Ca (HCO 3 ) 2 .
A temperature diverse, la massa disciolta aumenta come mostrato dai valori a 0, 20 e 100 ° C. Quindi, secondo questi esperimenti, si determina quanto Ca (HCO 3 ) 2 si dissolve in prossimità di CaCO 3 in un mezzo acquoso gassificato con CO 2 . Una volta che la CO 2 gassosa fuoriesce , il CaCO 3 precipiterà, ma non il Ca (HCO 3 ) 2 .
Punti di fusione e di ebollizione
Il reticolo cristallino di Ca (HCO 3 ) 2 è molto più debole di quello di CaCO 3 . Se può essere ottenuto allo stato solido e la temperatura alla quale si scioglie viene misurata in un fusiometro, si otterrebbe sicuramente un valore ben al di sotto di 899ºC. Allo stesso modo, ci si aspetterebbe lo stesso nella determinazione del punto di ebollizione.
Punto di fuoco
Non è combustibile.
rischi
Poiché questo composto non esiste in forma solida, è improbabile che rappresenti un rischio per la manipolazione delle sue soluzioni acquose, poiché sia gli ioni Ca 2+ che HCO 3 - non sono nocivi a basse concentrazioni; e quindi, il rischio maggiore che si avrebbe ad ingerire queste soluzioni, potrebbe essere dovuto solo ad una pericolosa dose di calcio ingerita.
Se il composto forma un solido, sebbene forse sia fisicamente diverso da CaCO 3 , i suoi effetti tossici potrebbero non andare oltre il semplice disagio e secchezza dopo il contatto fisico o per inalazione.
applicazioni
-Le soluzioni di bicarbonato di calcio sono state a lungo utilizzate per lavare vecchie carte, in particolare opere d'arte o documenti storicamente importanti.
-L'uso di soluzioni di bicarbonato è utile, non solo perché neutralizzano gli acidi nella carta, ma forniscono anche una riserva alcalina di carbonato di calcio. Quest'ultimo composto fornisce protezione per futuri danni alla carta.
-Come altri bicarbonati, viene utilizzato nei lieviti chimici e nelle formulazioni in compresse effervescenti o in polvere. Inoltre, il bicarbonato di calcio viene utilizzato come additivo alimentare (soluzioni acquose di questo sale).
-Le soluzioni di bicarbonato sono state utilizzate nella prevenzione dell'osteoporosi. Tuttavia, in un caso sono stati osservati effetti collaterali come ipercalcemia, alcalosi metabolica e insufficienza renale.
-Il bicarbonato di calcio viene somministrato occasionalmente per via endovenosa per correggere l'effetto depressivo dell'ipopotassiemia sulla funzione cardiaca.
-E infine, fornisce calcio al corpo, che è un mediatore della contrazione muscolare, mentre corregge l'acidosi che può verificarsi in una condizione ipokaliemica.
Riferimenti
- Wikipedia. (2018). Bicarbonato di calcio. Tratto da: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (03 ottobre 2017). Cos'è il bicarbonato di calcio? Estratto da: livestrong.com
- Hub di apprendimento scientifico. (2018). Chimica del carbonato. Estratto da: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Bicarbonato di calcio. Estratto da: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht e Irene Brückle. (1997). L'uso di soluzioni di bicarbonato di calcio e bicarbonato di magnesio in piccoli laboratori di conservazione: risultati del sondaggio. Estratto da: cool.conservation-us.org