Bicarbonato de cálcio: estrutura, propriedades, riscos e usos

O bicarbonato de cálcio é um sal inorgânico com fórmula química Ca (HCO 3 ) 2 . É originário da natureza a partir do carbonato de cálcio presente em calcário e minerais como calcita.

O bicarbonato de cálcio é mais solúvel em água que o carbonato de cálcio. Esse recurso permitiu a formação de sistemas cársticos em rochas calcárias e na estruturação de cavernas.

Bicarbonato de cálcio: estrutura, propriedades, riscos e usos 1

Fonte: Pixabay

A água subterrânea que atravessa as rachaduras é saturada em seu deslocamento de dióxido de carbono (CO 2 ). Essas águas corroem as rochas calcárias liberando o carbonato de cálcio (CaCO 3 ) que formará o 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 nas cavernas onde se originam águas muito duras. O bicarbonato de cálcio não é encontrado no estado sólido, mas em uma solução aquosa, juntamente com Ca 2+ , bicarbonato (HCO 3 ) e íon carbonato (CO 3 2- ).

Posteriormente, diminuindo a saturação do dióxido de carbono na água, ocorre a reação inversa, 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 a precipitação ocorra como um sólido. A reação anterior é muito importante na formação de estalactites, estalagmites e outros espeleotemas nas cavernas.

Essas estruturas rochosas são formadas pelas gotas de 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 não encontrar bicarbonato de cálcio no estado sólido dificultou seu uso, encontrando poucos exemplos a esse respeito. Também é difícil encontrar informações sobre seus efeitos tóxicos. Há um relato de um conjunto de efeitos colaterais de seu uso como tratamento para prevenir a osteoporose.

Estrutura

Bicarbonato de cálcio: estrutura, propriedades, riscos e usos 2

Fonte: Por Epop [domínio público], do Wikimedia Commons

A imagem acima mostra dois ânions HCO 3 e um cátion Ca 2+ interagindo eletrostaticamente. O Ca 2+, de acordo com a imagem, deve ser colocado no meio, pois assim o HCO 3 não se repeliria por causa de suas cargas negativas.

A carga negativa no 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, portanto, pode receber uma carga de ressonância negativa.

As geometrias desses íons podem ser consideradas como esferas de cálcio envolvidas por triângulos planos de carbonatos com uma extremidade hidrogenada. Em termos de proporção de tamanho, o cálcio é visivelmente menor do que o ião de HCO 3 .

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Soluções aquosas

Ca (HCO 3 ) 2 não podem formar sólidos cristalinos, e, na verdade, é composto por soluções aquosas deste sal. Nestes, os iões não são por si só, como na imagem, mas rodeado por moléculas de H 2 O.

Como eles interagem? Cada íon é cercado por uma esfera de hidratação, que depende do metal, da polaridade e da estrutura das espécies dissolvidas.

Ca 2+ coordena com os átomos de oxigênio na água para formar um complexo de água, 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 ligações de hidrogênio (O 2 CO – H – OH 2 ) ou com átomos de hidrogênio na água na direção da carga negativa deslocaliza (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 nesse solvente; diferentemente 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 , ou a presença de água, explicam por que o composto sólido não existe; isto é, cristais puros que podem ser caracterizados pela cristalografia de raios X. Ca (HCO 3 ) 2 nada mais é do que íons presentes na água a partir 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)

Estes poderiam então ser agrupados em um sólido cristalino branco com razões estequiométricas 2: 1 ( 2HCO 3 / 1Ca). Não há estudos sobre sua estrutura, mas ela pode ser comparada à do NaHCO 3 (uma vez que o bicarbonato de magnésio, Mg (HCO 3 ) 2 , também não existe como sólido), ou ao do CaCO 3 .

Estabilidade: NaHCO 3 vs Ca (HCO 3 ) 2

O NaHCO 3 cristaliza no sistema monoclínico e o CaCO 3 nos sistemas trigonal (calcita) e ortorrômbico (aragonita). Se Na + fosse substituído por Ca 2+ , a rede cristalina seria desestabilizada pela maior diferença de tamanho; isto é, o Na +, por ser menor, forma um cristal mais estável com o HCO 3 comparado ao Ca 2+ .

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De fato, o Ca (HCO 3 ) 2 (aq) precisa que a água evapore para que seus íons possam ser agrupados em um cristal; mas a rede cristalina deste não é forte o suficiente para fazê-lo à temperatura ambiente. Quando a água é aquecida, ocorre a reação de decomposição (equação acima).

Com o íon Na + em solução, ele formaria o cristal com HCO 3 antes de sua decomposição térmica.

O motivo pelo qual o Ca (HCO 3 ) 2 não cristaliza (teoricamente) é devido à diferença nos raios iônicos ou nos tamanhos de seus íons, que não podem formar um cristal estável antes da decomposição.

Ca (HCO 3 ) 2 vs CaCO 3

Se, por outro lado, H + fosse adicionado às estruturas cristalinas do CaCO 3 , suas propriedades físicas mudariam drasticamente. Talvez seus pontos de fusão caiam significativamente e até as morfologias dos cristais acabem sendo modificadas.

Valeria a pena tentar a síntese de Ca sólido (HCO 3 ) 2 ? As dificuldades podem exceder as expectativas, e um sal com baixa estabilidade estrutural pode não fornecer benefícios significativos adicionais em qualquer aplicação em que outros sais já estejam sendo usados.

Propriedades físicas e químicas

Fórmula química

Ca (HCO 3 ) 2

Peso molecular

162,11 g / mol

Estado físico

Não ocorre no estado sólido. É encontrado em uma solução aquosa e as tentativas de convertê-lo em sólido por evaporação da água não resultaram, uma vez que é convertido em carbonato de cálcio.

Solubilidade em água

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. 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.

Uma vez que o Ca (HCO 3 ) 2 não podem formar um sólido, que pode não ser determinada experimentalmente a solubilidade. No entanto, dadas as condições criadas pelo CO 2 dissolvido na água em torno do calcário pode ser calculada a massa de cálcio dissolvido a uma temperatura T; massa, que seria igual à concentração de Ca (HCO 3 ) 2 .

A diferentes temperaturas, a massa dissolvida aumenta à medida que os valores são mostrados em 0, 20 e 100 ° C. Então, de acordo com essas experiências, é determinado o quanto de Ca (HCO 3 ) 2 se dissolve próximo a CaCO 3 em um meio aquoso gaseificado com CO 2 . Quando o CO 2 gasoso escapar , o CaCO 3 precipitará, mas não o Ca (HCO 3 ) 2 .

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Pontos de fusão e ebulição

A rede cristalina de Ca (HCO 3 ) 2 é muito mais fraca que a do CaCO 3 . Se puder ser obtido em estado sólido e medir a temperatura em que derrete dentro de um fusiômetro, certamente obteria um valor bem abaixo de 899ºC. Da mesma forma, o mesmo poderia ser esperado na determinação do ponto de ebulição.

Ponto de queima

Não é combustível.

Riscos

Uma vez que este composto não existe na forma sólida, é improvável que representam um risco para manipular as suas soluções aquosas, uma vez que ambos os iões de Ca 2+ e de HCO 3 não são prejudiciais em concentrações baixas; e, portanto, o maior risco de ingestão de tais soluções só poderia ser devido a uma dose perigosa de cálcio ingerido.

Se o composto formar um sólido, embora possa ser fisicamente diferente do CaCO 3 , seus efeitos tóxicos podem não ir além do simples desconforto e ressecamento após contato físico ou inalação.

Usos

– 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 apenas porque eles neutralizam os ácidos do papel, mas também fornece uma reserva alcalina de carbonato de cálcio. Este último composto fornece proteção para futuros danos ao papel.

-Como outros bicarbonatos, é usado em leveduras químicas e nas formulações de comprimidos e pós efervescentes. Além disso, o bicarbonato de cálcio é usado como aditivo alimentar (soluções aquosas deste sal).

Soluções de bicarbonato têm sido utilizadas na prevenção da osteoporose. No entanto, em um caso, foram observados efeitos colaterais como hipercalcemia, alcalose metabólica e insuficiência renal.

O bicarbonato de cálcio é ocasionalmente administrado por via intravenosa para corrigir o efeito depressivo da hipocalemia na função cardíaca.

-E finalmente, fornece cálcio ao corpo, que é um mediador da contração muscular, enquanto corrige a acidose que pode ocorrer em uma condição de hipocalemia.

Referências

  1. Wikipedia (2018). Bicarbonato de cálcio. Retirado de: en.wikipedia.org
  2. Sirah Dubois. (3 de outubro de 2017). O que é o bicarbonato de cálcio? Recuperado de: livestrong.com
  3. Centro de Aprendizagem Científica (2018). Química de carbonatos. 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 da pesquisa. Recuperado de: cool.conservation-us.org
Categorias Química

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