- Structure
- Solutions aqueuses
- Solide hypothétique
- Stabilité: NaHCO
- Ca (HCO
- Proprietes physiques et chimiques
- Formule chimique
- Poids moléculaire
- État physique
- Solubilité dans l'eau
- Points de fusion et d'ébullition
- Point d'incendie
- Des risques
- Applications
- Références
Le bicarbonate de calcium est un sel inorganique de formule chimique Ca (HCO 3) 2. 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.
Source: Pixabay
L'eau souterraine qui traverse les fissures devient saturée lors de son déplacement de dioxyde de carbone (CO 2). Ces eaux érodent les roches calcaires libérant du carbonate de calcium (CaCO 3) qui formera du bicarbonate de calcium, selon la réaction suivante:
CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) => Ca (HCO 3) 2 (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 en solution aqueuse, avec Ca 2+, le bicarbonate (HCO 3 -) et l'ion carbonate (CO 3 2-).
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 (HCO 3) 2 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l) + CaCO 3 (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 CaCO 3 présent dans les gouttelettes d'eau cristallise pour former les structures mentionnées.
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.
Structure
Source: Par Epop, de Wikimedia Commons
Dans l'image ci-dessus, deux anions HCO 3 - et un cation Ca 2+ sont représentés en interaction électrostatique. Selon l'image, le Ca 2+ devrait être situé au milieu, car de cette façon le HCO 3 - ne se repousserait pas en raison de ses charges négatives.
La charge négative dans HCO 3 - est délocalisée entre deux atomes d'oxygène, par résonance entre le groupe carbonyle C = O et la liaison C - O -; tandis que dans le CO 3 2–, il est délocalisé entre les trois atomes d'oxygène, puisque 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 -.
Solutions aqueuses
Le Ca (HCO 3) 2 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 H 2 O.
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.
Ca de coordonnée avec les atomes d'oxygène dans l' eau pour former un complexe aqueux, Ca (OH 2) n 2+, où n est généralement considérée comme étant six; c'est-à-dire un "octaèdre aqueux" autour du calcium.
Alors que les anions HCO 3 - interagissent soit avec des liaisons hydrogène (O 2 CO - H-OH 2) soit avec les atomes d'hydrogène de l'eau dans le sens de la charge négative se délocalise (HOCO 2 - H - OH, interaction dipolaire- ion).
Ces interactions entre Ca 2+, HCO 3 - et l'eau sont si efficaces qu'elles rendent le bicarbonate de calcium très soluble dans ce solvant; contrairement au CaCO 3, dans lequel les attractions électrostatiques entre Ca 2+ et CO 3 2– sont très fortes, précipitant dans la solution aqueuse.
En plus de l'eau, il y a des molécules de CO 2 autour, qui réagissent lentement pour fournir plus de HCO 3 - (en fonction des valeurs de pH).
Solide hypothétique
Jusqu'à présent, les tailles et charges des ions dans Ca (HCO 3) 2, ni la présence d'eau, expliquent pourquoi le composé solide n'existe pas; c'est-à-dire des cristaux purs qui peuvent être caractérisés par cristallographie aux rayons X. Ca (HCO 3) 2 n'est rien de plus que des ions présents dans l'eau à partir desquels des formations caverneuses continuent à se développer.
Si Ca 2+ et HCO 3 - peuvent être isolés de l'eau en évitant la réaction chimique suivante:
Ca (HCO 3) 2 (aq) → CaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Ensuite, ceux - ci pourraient être regroupés en un solide cristallin blanc avec des rapports stoechiométriques 2: 1 (2HCO 3 / 1Ca). Il n'y a pas d'études sur sa structure, mais elle pourrait être comparée à celle du NaHCO 3 (puisque le bicarbonate de magnésium, Mg (HCO 3) 2, n'existe pas non plus sous forme solide), ni à celle du CaCO 3.
Stabilité: NaHCO
NaHCO 3 cristallise dans le système monoclinique, et CaCO 3 dans les systèmes trigonal (calcite) et orthorhombique (aragonite). Si Na + était remplacé par Ca 2+, le réseau cristallin serait déstabilisé par la plus grande différence de tailles; En d'autres termes, Na +, parce qu'il est plus petit, forme un cristal plus stable avec HCO 3 - par rapport au Ca 2+.
En fait, le Ca (HCO 3) 2 (aq) a besoin d'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. En chauffant l'eau, la réaction de décomposition se produit (équation ci-dessus).
Avec l'ion Na + en solution, il formerait le cristal avec le HCO 3 - avant sa décomposition thermique.
La raison pour laquelle Ca (HCO 3) 2 ne cristallise pas (théoriquement) est donc due à la différence de rayons ioniques ou de tailles de ses ions, qui ne peuvent pas former un cristal stable avant la décomposition.
Ca (HCO
Si, en revanche, H + était ajouté aux structures cristallines de CaCO 3, leurs propriétés physiques changeraient radicalement. Peut-être que leurs points de fusion chutent considérablement, et même les morphologies des cristaux finissent par être modifiées.
Cela vaudrait-il la peine d'essayer la synthèse de Ca solide (HCO 3) 2 ? 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.
Proprietes physiques et chimiques
Formule chimique
Ca (HCO 3) 2
Poids moléculaire
162,11 g / mol
État physique
Il n'apparaît 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.
Solubilité dans l'eau
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 (HCO 3) 2, comme expliqué dans la section précédente. Pendant ce temps, seuls 15 mg de CaCO 3 se dissolvent dans un litre d'eau, ce qui reflète ses fortes interactions électrostatiques.
Parce que Ca (HCO 3) 2 ne peut pas former un solide, sa solubilité ne peut pas être déterminée expérimentalement. Cependant, étant donné les conditions créées par le CO 2 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 (HCO 3) 2.
À différentes températures, la masse dissoute augmente comme le montrent les valeurs à 0, 20 et 100 ° C. Ensuite, selon ces expériences, on détermine quelle quantité de Ca (HCO 3) 2 se dissout au voisinage de CaCO 3 dans un milieu aqueux gazéifié avec du CO 2. Une fois que le CO 2 gazeux s'échappe, le CaCO 3 va précipiter, mais pas le Ca (HCO 3) 2.
Points de fusion et d'ébullition
Le réseau cristallin de Ca (HCO 3) 2 est beaucoup plus faible que celui de CaCO 3. 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.
Point d'incendie
Ce n'est pas combustible.
Des risques
Comme ce composé n'existe pas sous forme solide, il est peu probable qu'il représente un risque pour manipuler ses solutions aqueuses, puisque les ions Ca 2+ et HCO 3 - ne sont pas nocifs à de faibles concentrations; et par conséquent, le plus grand risque que représenterait l'ingestion de ces solutions ne pourrait être dû qu'à une dose dangereuse de calcium ingérée.
Si le composé devait former un solide, même s'il peut être physiquement différent du CaCO 3, ses effets toxiques ne peuvent aller au-delà d'un simple inconfort et d'un séchage après un contact physique ou par inhalation.
Applications
-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 au corps, qui est un médiateur de la contraction musculaire, en même temps qu'il corrige l'acidose qui peut survenir en cas d'hypokaliémie.
Références
- Wikipédia. (2018). Bicarbonate de calcium. Tiré de: en.wikipedia.org
- Sirah Dubois. (03 octobre 2017). Qu'est-ce que le bicarbonate de calcium? Récupéré de: livestrong.com
- Centre d'apprentissage des sciences. (2018). Chimie des carbonates. Récupéré de: sciencelearn.org.nz
- PubChem. (2018). Bicarbonate de calcium. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Amy E. Gerbracht et Irene Brückle. (1997). L'utilisation de solutions de bicarbonate de calcium et de bicarbonate de magnésium dans les petits ateliers de conservation: résultats de l'enquête. Récupéré de: cool.conservation-us.org