le bicarbonate de calcium est un sel inorganique de formule chimique Ca (HCO3)deux. Il provient dans la nature du carbonate de calcium présent dans les pierres calcaires et les minéraux tels que la calcite.
Le bicarbonate de calcium est plus soluble dans l'eau que le carbonate de calcium. Cette caractéristique a permis la formation de systèmes karstiques dans les roches calcaires et la structuration des grottes..
L'eau souterraine qui passe à travers les fissures devient saturée lors de son déplacement de dioxyde de carbone (COdeux). Ces eaux érodent les roches calcaires libérant du carbonate de calcium (CaCO3) qui formera le bicarbonate de calcium, selon la réaction suivante:
Voleur3(s) + COdeux(g) + HdeuxO (l) => Ca (HCO3)deux(aq)
Cette réaction se produit dans les grottes d'où proviennent les eaux très dures. Le bicarbonate de calcium n'est pas à l'état solide mais dans une solution aqueuse, avec Cadeux+, bicarbonate (HCO3-) et l'ion carbonate (CO3deux-).
Par la suite, en diminuant la saturation du dioxyde de carbone dans l'eau, la réaction inverse se produit, c'est-à-dire la transformation du bicarbonate de calcium en carbonate de calcium:
Ca (HCO3)deux(aq) => COdeux (g) + HdeuxO (l) + CaCO3 (s)
Le carbonate de calcium est peu soluble dans l'eau, ce qui provoque sa précipitation sous forme de solide. La réaction ci-dessus est très importante dans la formation de stalactites, stalagmites et autres spéléothèmes dans les grottes..
Ces structures rocheuses sont formées à partir des gouttes d'eau qui tombent du plafond des grottes (image du haut). Le CaCO3 présent dans les gouttelettes d'eau, il cristallise pour former les structures précitées.
Le fait que le bicarbonate de calcium ne se trouve pas à l'état solide a rendu son utilisation difficile, avec peu d'exemples trouvés. De même, il est difficile de trouver des informations sur ses effets toxiques. Il y a un rapport d'un ensemble d'effets secondaires de son utilisation comme traitement pour prévenir l'ostéoporose.
Deux anions HCO sont montrés dans l'image ci-dessus3- et un cation Cadeux+ interagissant électrostatiquement. La CAdeux+ selon l'image, il doit être situé au milieu, car de cette façon le HCO3- ils ne se repousseraient pas à cause de leurs charges négatives.
La charge négative sur HCO3- se délocalise entre deux atomes d'oxygène, par résonance entre le groupe carbonyle C = O et la liaison C-O-; tandis que dans le CO3deux-, il est délocalisé entre les trois atomes d'oxygène, car la liaison C-OH est déprotonée et peut donc recevoir une charge négative par résonance.
Les géométries de ces ions peuvent être considérées comme des sphères de calcium entourées de triangles plats de carbonates à extrémité hydrogénée. En termes de rapport de taille, le calcium est nettement plus petit que les ions HCO.3-.
Ca (HCO3)deux Il ne peut pas former de solides cristallins et se compose en fait de solutions aqueuses de ce sel. En eux, les ions ne sont pas seuls, comme dans l'image, mais entourés de molécules HdeuxOU ALORS.
Comment interagissent-ils? Chaque ion est entouré d'une sphère d'hydratation, qui dépendra du métal, de la polarité et de la structure de l'espèce dissoute..
La CAdeux+ se coordonne avec les atomes d'oxygène dans l'eau pour former un complexe aqueux, Ca (OHdeux)ndeux+, où n est généralement considéré comme égal à six; c'est-à-dire un «octaèdre aqueux» autour du calcium.
Alors que les anions HCO3- interagissent soit avec les liaisons hydrogène (OdeuxCO-H-OHdeux) ou avec les atomes d'hydrogène de l'eau dans le sens de la charge négative délocalisée (HOCOdeux- H-OH, interaction dipôle-ion).
Ces interactions entre Cadeux+, HCO3- et l'eau sont si efficaces qu'ils rendent le bicarbonate de calcium très soluble dans ce solvant; contrairement à CaCO3, dans lequel les attractions électrostatiques entre Cadeux+ et le CO3deux- sont très forts, précipitant de la solution aqueuse.
Outre l'eau, il y a des molécules de COdeux autour, qui réagissent lentement pour fournir plus de HCO3- (en fonction des valeurs de pH).
Jusqu'à présent, les tailles et les charges des ions dans Ca (HCO3)deux, ni la présence d'eau, expliquez pourquoi le composé solide n'existe pas; c'est-à-dire des cristaux purs qui peuvent être caractérisés par cristallographie aux rayons X. Ca (HCO3)deux ce n'est rien de plus que des ions présents dans l'eau à partir desquels les formations caverneuses continuent de croître.
Oui Cadeux+ et le HCO3- pourrait être isolé de l'eau en évitant la réaction chimique suivante:
Ca (HCO3)deux(aq) → CaCO3(s) + COdeux(g) + HdeuxO (l)
Ceux-ci pourraient ensuite être regroupés en un solide cristallin blanc avec des rapports stoechiométriques 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Il n'y a pas d'études sur sa structure, mais elle pourrait être comparée à celle du NaHCO3 (puisque le bicarbonate de magnésium, Mg (HCO3)deux, n'existe pas non plus sous forme de solide), ni avec celui de CaCO3.
NaHCO3 cristallise dans le système monoclinique et le CaCO3 dans les systèmes trigonal (calcite) et orthorhombique (aragonite). Si Na a été remplacé+ par Cadeux+, le réseau cristallin serait déstabilisé par la plus grande différence de tailles; c'est-à-dire que le Na+ étant plus petit, il forme un cristal plus stable avec HCO3- par rapport au Cadeux+.
En fait, Ca (HCO3)deux(aq) a besoin de l'eau pour s'évaporer afin que ses ions puissent se regrouper dans un cristal; mais son réseau cristallin n'est pas assez solide pour le faire à température ambiante. Lors du chauffage de l'eau, la réaction de décomposition se produit (équation ci-dessus).
Être l'ion Na+ en solution, il formerait le cristal avec le HCO3- avant sa décomposition thermique.
La raison alors pour laquelle Ca (HCO3)deux il ne cristallise pas (théoriquement), cela est dû à la différence de rayons ioniques ou de tailles de ses ions, qui ne peuvent pas former un cristal stable avant la décomposition.
Si, au contraire, H+ aux structures cristallines CaCO3, leurs propriétés physiques changeraient radicalement. Peut-être que leurs points de fusion chutent de manière significative, et même les morphologies des cristaux finissent par être modifiées..
Cela vaudrait-il la peine d'essayer la synthèse de Ca (HCO3)deux solide? Les difficultés pourraient dépasser les attentes, et un sel à faible stabilité structurelle peut ne pas offrir des avantages supplémentaires significatifs dans toute application où d'autres sels sont déjà utilisés..
Ca (HCO3)deux
162,11 g / mol
Il ne vient pas à l'état solide. Il se trouve en solution aqueuse et les tentatives de le transformer en un solide par évaporation de l'eau n'ont pas réussi car il devient du carbonate de calcium.
16,1 g / 100 ml à 0 ° C; 16,6 g / 100 ml à 20 ° C et 18,4 g / 100 ml à 100 ° C. Ces valeurs indiquent une forte affinité des molécules d'eau pour les ions Ca (HCO3)deux, comme expliqué dans la section précédente. Pendant ce temps, seulement 15 mg de CaCO3 se dissolvent dans un litre d'eau, reflétant leurs fortes interactions électrostatiques.
Parce que Ca (HCO3)deux il ne peut pas former un solide, sa solubilité ne peut être déterminée expérimentalement. Cependant, compte tenu des conditions créées par le COdeux dissous dans l'eau entourant le calcaire, la masse de calcium dissous à une température T a pu être calculée; masse, qui serait égale à la concentration de Ca (HCO3)deux.
À différentes températures, la masse dissoute augmente comme le montrent les valeurs à 0, 20 et 100 ° C. Ensuite, selon ces expériences, il est déterminé combien de Ca (HCO3)deux se dissout à proximité de CaCO3 en milieu aqueux aéré au COdeux. Une fois que le CO s'échappedeux gazeux, CaCO3 précipitera, mais pas Ca (HCO3)deux.
Le réseau cristallin de Ca (HCO3)deux est beaucoup plus faible que CaCO3. S'il peut être obtenu à l'état solide et que la température à laquelle il fond est mesurée dans un fusiomètre, une valeur serait sûrement obtenue bien en dessous de 899 ° C. De même, la même chose serait attendue pour déterminer le point d'ébullition..
Pas de carburant.
Étant donné que ce composé n'existe pas sous forme solide, il est peu probable que la manipulation de ses solutions aqueuses présente un risque, car les deux ions Cadeux+ comme HCO3- ils ne sont pas nocifs à de faibles concentrations; et par conséquent, le plus grand risque qui serait d'ingérer ces solutions, ne pourrait être dû qu'à une dose dangereuse de calcium ingérée.
Si le composé devait former un solide, bien que peut-être physiquement différent du CaCO3, ses effets toxiques ne peuvent aller au-delà du simple inconfort et de la sécheresse après un contact physique ou une inhalation.
-Les solutions de bicarbonate de calcium ont longtemps été utilisées pour laver les vieux papiers, en particulier les œuvres d'art ou les documents d'importance historique..
-L'utilisation de solutions de bicarbonate est utile, non seulement parce qu'elles neutralisent les acides dans le papier, mais elles fournissent également une réserve alcaline de carbonate de calcium. Ce dernier composé offre une protection contre les dommages futurs au papier..
-Comme les autres bicarbonates, il est utilisé dans les levures chimiques et dans les formulations effervescentes en comprimés ou en poudre. De plus, le bicarbonate de calcium est utilisé comme additif alimentaire (solutions aqueuses de ce sel).
-Des solutions de bicarbonate ont été utilisées dans la prévention de l'ostéoporose. Cependant, des effets indésirables tels qu'une hypercalcémie, une alcalose métabolique et une insuffisance rénale ont été observés dans un cas..
-Le bicarbonate de calcium est parfois administré par voie intraveineuse pour corriger l'effet dépressif de l'hypokaliémie sur la fonction cardiaque.
-Et enfin, il apporte du calcium à l'organisme, qui est un médiateur de la contraction musculaire, en même temps qu'il corrige l'acidose qui peut survenir en cas d'hypokaliémie..
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