- Estrutura
- Soluções aquosas
- Sólido hipotético
- Estabilidade: NaHCO
- Ca (HCO
- Propriedades físicas e químicas
- Fórmula química
- Peso molecular
- Estado físico
- Solubilidade em água
- Pontos de fusão e ebulição
- Ponto de fogo
- Riscos
- Formulários
- Referências
O bicarbonato de cálcio é um sal inorgânico com fórmula química Ca (HCO 3) 2. Origina-se na natureza do carbonato de cálcio presente nas pedras de calcário e minerais como a calcita.
O bicarbonato de cálcio é mais solúvel em água do que o carbonato de cálcio. Essa característica tem permitido a formação de sistemas cársticos nas rochas calcárias e na estruturação de cavernas.
Fonte: Pixabay
A água subterrânea que passa pelas fendas fica saturada em seu deslocamento de dióxido de carbono (CO 2). Essas águas erodem rochas calcárias liberando carbonato de cálcio (CaCO 3) que formará bicarbonato de cálcio, de acordo com a seguinte reação:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3) 2 (aq)
Essa reação ocorre em cavernas onde se originam águas muito duras. O bicarbonato de cálcio não está no estado sólido, mas em solução aquosa, junto com o Ca 2+, o bicarbonato (HCO 3 -) e o íon carbonato (CO 3 2-).
Posteriormente, ao diminuir a saturação do dióxido de carbono na água, ocorre a reação reversa, ou seja, a transformação do bicarbonato de cálcio em carbonato de cálcio:
Ca (HCO 3) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (s)
O carbonato de cálcio é pouco solúvel em água, o que faz com que sua precipitação ocorra como um sólido. A reação acima é muito importante na formação de estalactites, estalagmites e outros espeleotemas nas cavernas.
Essas estruturas rochosas são formadas a partir das gotas d'água que caem do teto das cavernas (imagem superior). O CaCO 3 presente nas gotículas de água cristaliza para formar as estruturas mencionadas.
O fato de o bicarbonato de cálcio não ser encontrado no estado sólido dificultou seu uso, havendo poucos exemplos. Da mesma forma, é difícil encontrar informações sobre seus efeitos tóxicos. Há relato de um conjunto de efeitos colaterais decorrentes de seu uso como tratamento para prevenção da osteoporose.
Estrutura
Fonte: Por Epop, do Wikimedia Commons
Na imagem acima, dois ânions HCO 3 - e um cátion Ca 2+ são mostrados interagindo eletrostaticamente. De acordo com a imagem, o Ca 2+ deveria estar localizado no meio, pois assim o HCO 3 - não se repeliria devido às suas cargas negativas.
A carga negativa do HCO 3 - é deslocalizada entre dois átomos de oxigênio, por ressonância entre o grupo carbonila C = O e a ligação C - O -; enquanto em CO 3 2–, é deslocalizado entre os três átomos de oxigênio, uma vez que a ligação C - OH é desprotonada e pode, portanto, receber uma carga negativa por ressonância.
As geometrias desses íons podem ser consideradas como esferas de cálcio rodeadas por triângulos planos de carbonatos com uma extremidade hidrogenada. Em termos de proporção de tamanho, o cálcio é notavelmente menor do que os íons HCO 3 -.
Soluções aquosas
O Ca (HCO 3) 2 não pode formar sólidos cristalinos e, na verdade, consiste em soluções aquosas desse sal. Neles, os íons não estão sozinhos, como na imagem, mas rodeados por moléculas de H 2 O.
Como eles interagem? Cada íon é circundado por uma esfera de hidratação, que dependerá do metal, da polaridade e da estrutura da espécie dissolvida.
O Ca 2+ se coordena com os átomos de oxigênio na água para formar um complexo aquoso, Ca (OH 2) n 2+, onde n é geralmente considerado seis; isto é, um "octaedro aquoso" em torno do cálcio.
Enquanto os ânions HCO 3 - interagem com as ligações de hidrogênio (O 2 CO - H-OH 2) ou com os átomos de hidrogênio da água na direção da carga negativa se desloca (HOCO 2 - H - OH, interação dipolo - íon).
Essas interações entre Ca 2+, HCO 3 - e água são tão eficientes que tornam o bicarbonato de cálcio muito solúvel naquele solvente; ao contrário do CaCO 3, em que as atrações eletrostáticas entre Ca 2+ e CO 3 2– são muito fortes, precipitando da solução aquosa.
Além da água, existem moléculas de CO 2 ao redor, que reagem lentamente para fornecer mais HCO 3 - (dependendo dos valores de pH).
Sólido hipotético
Até agora, os tamanhos e cargas dos íons em Ca (HCO 3) 2, nem a presença de água, explicam porque o composto sólido não existe; isto é, cristais puros que podem ser caracterizados por cristalografia de raios X. Ca (HCO 3) 2 nada mais é do que íons presentes na água da qual as formações cavernosas continuam a crescer.
Se Ca 2+ e HCO 3 - pudessem ser isolados da água evitando a seguinte reação química:
Ca (HCO 3) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Em seguida, eles podem ser agrupados em um sólido cristalino branco com razões estequiométricas 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Não há estudos sobre sua estrutura, mas poderia ser comparada com a do NaHCO 3 (já que o bicarbonato de magnésio, Mg (HCO 3) 2, também não existe na forma sólida) ou com a do CaCO 3.
Estabilidade: NaHCO
O NaHCO 3 cristaliza no sistema monoclínico e o CaCO 3 nos sistemas trigonal (calcita) e ortorrômbico (aragonita). Se o Na + fosse substituído por Ca 2+, a rede cristalina seria desestabilizada pela maior diferença de tamanhos; Em outras palavras, o Na +, por ser menor, forma um cristal mais estável com o HCO 3 - em comparação ao Ca 2+.
Na verdade, o Ca (HCO 3) 2 (aq) precisa de água para evaporar, de modo que seus íons possam se agrupar em um cristal; mas sua estrutura cristalina não é forte o suficiente para fazê-lo em temperatura ambiente. Ao aquecer a água, ocorre a reação de decomposição (equação acima).
Com o íon Na + em solução, formaria o cristal com o HCO 3 - antes de sua decomposição térmica.
A razão então pela qual o Ca (HCO 3) 2 não cristaliza (teoricamente) é devido à diferença nos raios iônicos ou tamanhos de seus íons, que não podem formar um cristal estável antes da decomposição.
Ca (HCO
Se, por outro lado, H + fosse adicionado às estruturas cristalinas de CaCO 3, suas propriedades físicas mudariam drasticamente. Talvez seus pontos de fusão caiam significativamente, e até mesmo as morfologias dos cristais acabem sendo modificadas.
Valeria a pena tentar a síntese de Ca (HCO 3) 2 sólido? As dificuldades podem exceder as expectativas, e um sal com baixa estabilidade estrutural pode não fornecer benefícios adicionais significativos em qualquer aplicação onde outros sais já sejam usados.
Propriedades físicas e químicas
Fórmula química
Ca (HCO 3) 2
Peso molecular
162,11 g / mol
Estado físico
Ele não aparece em estado sólido. É encontrado em solução aquosa e as tentativas de transformá-lo em um sólido por evaporação da água não tiveram sucesso, pois se transforma em carbonato de cálcio.
Solubilidade em água
16,1 g / 100 ml a 0 ° C; 16,6 g / 100 ml a 20º C e 18,4 g / 100 ml a 100º C. Esses valores são indicativos de uma alta afinidade das moléculas de água pelos íons Ca (HCO 3) 2, conforme explicado na seção anterior. Enquanto isso, apenas 15 mg de CaCO 3 se dissolvem em um litro de água, o que reflete suas fortes interações eletrostáticas.
Como o Ca (HCO 3) 2 não pode formar um sólido, sua solubilidade não pode ser determinada experimentalmente. No entanto, dadas as condições criadas pelo CO 2 dissolvido na água ao redor do calcário, a massa de cálcio dissolvida a uma temperatura T pode ser calculada; massa, que seria igual à concentração de Ca (HCO 3) 2.
Em diferentes temperaturas, a massa dissolvida aumenta conforme mostrado pelos valores a 0, 20 e 100 ° C. Em seguida, de acordo com esses experimentos, é determinado quanto do Ca (HCO 3) 2 se dissolve nas proximidades do CaCO 3 em um meio aquoso gaseificado com CO 2. Uma vez que o CO 2 gasoso escape, o CaCO 3 irá precipitar, mas não o Ca (HCO 3) 2.
Pontos de fusão e ebulição
A estrutura cristalina do Ca (HCO 3) 2 é muito mais fraca do que a do CaCO 3. Se ele puder ser obtido no estado sólido, e a temperatura na qual ele derrete for medida em um fusiômetro, um valor certamente seria obtido bem abaixo de 899ºC. Da mesma forma, o mesmo seria esperado na determinação do ponto de ebulição.
Ponto de fogo
Não é combustível.
Riscos
Como este composto não existe na forma sólida, é improvável que represente um risco para o manuseio de suas soluções aquosas, uma vez que tanto os íons Ca 2+ quanto HCO 3 - não são prejudiciais em baixas concentrações; e, portanto, o maior risco que seria ingerir essas soluções, só poderia ser devido a uma perigosa dose de cálcio ingerida.
Se o composto for formar um sólido, mesmo que seja fisicamente diferente do CaCO 3, seus efeitos tóxicos podem não ir além de um simples desconforto e secura após contato físico ou por inalação.
Formulários
- As soluções de bicarbonato de cálcio são usadas há muito tempo para lavar papéis velhos, especialmente obras de arte ou documentos historicamente importantes.
-O uso de soluções de bicarbonato é útil, não só porque neutralizam os ácidos do papel, mas também fornecem uma reserva alcalina de carbonato de cálcio. O último composto fornece proteção para danos futuros ao papel.
-Assim como outros bicarbonatos, é usado em leveduras químicas e em comprimidos efervescentes ou formulações em pó. Além disso, o bicarbonato de cálcio é usado como aditivo alimentar (soluções aquosas deste sal).
-As soluções de bicarbonato têm sido utilizadas na prevenção da osteoporose. No entanto, efeitos colaterais como hipercalcemia, alcalose metabólica e insuficiência renal foram observados em um caso.
-O bicarbonato de cálcio é ocasionalmente administrado por via intravenosa para corrigir o efeito depressivo da hipocalemia na função cardíaca.
-E, por fim, fornece cálcio ao organismo, que é mediador da contração muscular, ao mesmo tempo que corrige a acidose que pode ocorrer em um estado de hipocalemia.
Referências
- Wikipedia. (2018). Bicarbonato de cálcio. Retirado de: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (03 de outubro de 2017). O que é bicarbonato de cálcio? Recuperado de: livestrong.com
- Centro de aprendizagem de ciências. (2018). Química do carbonato. Recuperado de: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Bicarbonato de cálcio. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht e Irene Brückle. (1997). O Uso de Soluções de Bicarbonato de Cálcio e Bicarbonato de Magnésio em Pequenas Oficinas de Conservação: Resultados da Pesquisa. Recuperado de: cool.conservation-us.org