Bicarbonato de cálcio: estrutura, propriedades, riscos e usos - Ciência - 2023

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o bicarbonato de cálcio é um sal inorgânico com a fórmula química Ca (HCO3)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.

A água subterrânea que passa pelas fissuras fica saturada em seu deslocamento de dióxido de carbono (CO2) Essas águas erodem as rochas calcárias liberando carbonato de cálcio (CaCO3) que formará o bicarbonato de cálcio, de acordo com a seguinte reação:

Ladrao3(s) + CO2(g) + H2O (l) => Ca (HCO3)2(aq)


Essa reação ocorre em cavernas onde se originam águas muito duras. O bicarbonato de cálcio não se encontra no estado sólido, mas sim em solução aquosa, juntamente com o Ca2+, bicarbonato (HCO3–) e o íon carbonato (CO32-).

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 (HCO3)2(aq) => CO2 (g) + H2O (l) + CaCO3 (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 CaCO3 presente nas gotas 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

Dois ânions HCO são mostrados na imagem acima3– e um cátion Ca2+ interagindo eletrostaticamente. O CA2+ de acordo com a imagem, deve estar localizado no meio, pois assim o HCO3– Eles não se repeliam por causa de suas cargas negativas.

A carga negativa em HCO3– desloca-se entre dois átomos de oxigênio, através da ressonância entre o grupo carbonila C = O e a ligação C - O–; enquanto no CO32–, este é deslocado entre os três átomos de oxigênio, uma vez que a ligação C - OH está desprotonada e pode, portanto, receber uma carga negativa por ressonância.


As geometrias desses íons podem ser pensadas como esferas de cálcio rodeadas por triângulos planos de carbonatos com uma extremidade hidrogenada. Em termos de proporção de tamanho, o cálcio é visivelmente menor do que os íons HCO3–.

Soluções aquosas

Ca (HCO3)2 Ele 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 H2OU.

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 CA2+ coordena-se com os átomos de oxigênio na água para formar um complexo aquoso, Ca (OH2)n2+, onde n é geralmente considerado seis; isto é, um "octaedro aquoso" em torno do cálcio.

Enquanto ânions HCO3– interagir com ligações de hidrogênio (O2CO - H-OH2) ou com os átomos de hidrogênio da água na direção da carga negativa deslocalizada (HOCO2– H - OH, interação dipolo-íon).

Essas interações entre Ca2+, HCO3– e a água são tão eficientes que tornam o bicarbonato de cálcio muito solúvel naquele solvente; ao contrário de CaCO3, em que as atrações eletrostáticas entre Ca2+ e o CO32– eles são muito fortes, precipitando na solução aquosa.

Além da água, existem moléculas de CO2 ao redor, que reagem lentamente para fornecer mais HCO3– (dependendo dos valores de pH).

Sólido hipotético

Até agora, os tamanhos e cargas dos íons em Ca (HCO3)2Nem a presença de água explica porque o composto sólido não existe; isto é, cristais puros que podem ser caracterizados por cristalografia de raios X. Ca (HCO3)2 nada mais é do que íons presentes na água, de onde as formações cavernosas continuam a crescer.

Sim Ca2+ e o HCO3– pode ser isolado da água evitando a seguinte reação química:

Ca (HCO3)2(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + H2O (l)

Estes podem então ser agrupados em um sólido cristalino branco com razões estequiométricas de 2: 1 (2HCO3/ 1Ca). Não há estudos sobre sua estrutura, mas pode ser comparada à do NaHCO3 (uma vez que bicarbonato de magnésio, Mg (HCO3)2, também não existe como sólido), ou com o de CaCO3.

Estabilidade: NaHCO3 vs Ca (HCO3)2

NaHCO3 cristaliza no sistema monoclínico, e o CaCO3 nos sistemas trigonal (calcita) e ortorrômbico (aragonita). Se Na fosse substituído+ por Ca2+, a rede cristalina seria desestabilizada pela maior diferença de tamanhos; isto é, o Na+ por ser menor, forma um cristal mais estável com o HCO3– em comparação com Ca2+.

Na verdade, Ca (HCO3)2(aq) precisa que a água evapore para que seus íons possam se agrupar em um cristal; mas sua estrutura de cristal não é forte o suficiente para fazê-lo em temperatura ambiente. Quando você aquece a água, ocorre a reação de decomposição (equação acima).

Com o Na ion+ em solução, formaria o cristal com o HCO3– antes de sua decomposição térmica.

A razão então porque Ca (HCO3)2 não cristaliza (teoricamente), é devido à diferença de raios iônicos ou tamanhos de seus íons, que não podem formar um cristal estável antes da decomposição.

Ca (HCO3)2 vs CaCO3

Se, por outro lado, H+ para estruturas de cristal CaCO3, mudaria drasticamente suas propriedades físicas. 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 (HCO3)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 (HCO3)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 tornou 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 (HCO3)2, conforme explicado na seção anterior. Enquanto isso, apenas 15 mg de CaCO3 eles se dissolvem em um litro de água, o que reflete suas fortes interações eletrostáticas.

Porque Ca (HCO3)2 não pode formar um sólido, sua solubilidade não pode ser determinada experimentalmente. No entanto, dadas as condições criadas pelo CO2 dissolvido na água em torno do calcário, a massa de cálcio dissolvida a uma temperatura T pode ser calculada; massa, que seria igual à concentração de Ca (HCO3)2.

Em diferentes temperaturas, a massa dissolvida aumenta conforme mostrado pelos valores a 0, 20 e 100 ° C. Então, de acordo com esses experimentos, é determinado quanto do Ca (HCO3)2 se dissolve na vizinhança de CaCO3 em um meio aquoso gaseificado com CO2. Uma vez que o CO2 gasoso, CaCO3 irá precipitar, mas não Ca (HCO3)2.

Pontos de fusão e ebulição

A estrutura cristalina do Ca (HCO3)2 é muito mais fraco do que o CaCO3. Se ele puder ser obtido no estado sólido, e a temperatura na qual ele funde 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, o manuseio de suas soluções aquosas dificilmente representa um risco, uma vez que ambos os íons de Ca2+ como HCO3– eles 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 fosse formar um sólido, embora talvez fisicamente diferente de CaCO3, seus efeitos tóxicos podem não ir além do simples desconforto e ressecamento após contato físico ou 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. Entretanto, 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

  1. Wikipedia. (2018). Bicarbonato de cálcio. Retirado de: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (03 de outubro de 2017). O que é bicarbonato de cálcio? Recuperado de: livestrong.com
  3. Centro de aprendizagem de ciências. (2018). Química do carbonato. Recuperado de: sciencelearn.org.nz
  4. PubChem. (2018). Bicarbonato de cálcio. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. 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 de Pesquisa. Recuperado de: cool.conservation-us.org