Χημεία χλωριούχου ασβεστίου (CaCl2) Δομή, χρήσεις και ιδιότητες

Το χλωριούχου ασβεστίου (CaCl₂₎ Πρόκειται για ένα ανόργανο άλας που αποτελείται από ασβέστιο, μέταλλο αλκαλικής γαίας και αλογόνο χλωρίου. Σε αυτή την ένωση υπάρχουν αρκετές ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις που ορίζουν την εξωτερική εμφάνιση των κρυστάλλων της και τις υπόλοιπες φυσικές ιδιότητές τους.

Επίσης, συνοδεύεται πάντα από μόρια νερού, σχηματίζοντας υδρίτες γενικών τύπων CaCl₂· ΧΗ₂Ή, με χ = 0, 1, 2, 4 και 6. Όταν το χ = 0, το άλας δεν έχει νερό και είναι άνυδρο, όπως υποδεικνύεται από τον χημικό του τύπο που αναφέρθηκε παραπάνω.

Στην επάνω εικόνα απεικονίζονται στερεά τμήματα CaCl₂. Σε συνθήκες χαμηλής υγρασίας, είναι δυνατόν να διατηρηθεί το άνυδρο άλας χωρίς νερό, αν και η φυσική του τάση είναι να το απορροφήσει μέχρις ότου διαλύσει (παρασιτισμός).

Ευρετήριο

• 1 Φόρμουλα
• 2 Δομή
  • 2.1 Μοριακή γεωμετρία και υδατικά σύμπλοκα ασβεστίου
• 3 Χρήσεις
• 4 Πώς γίνεται;?
• 5 Ιδιότητες
  • 5.1 Φυσικές ιδιότητες και εκχύλιση  
  • 5.2 Διαλυτότητα
  • 5.3 Θερμότητα διάλυσης
  • 5.4 Αποσύνθεση ηλεκτρολυτών
• 6 Αναφορές

Φόρμουλα

Ο χημικός τύπος του είναι CaCl₂: Εκφράστε αυτό για κάθε ιόν Ca²⁺ υπάρχουν δύο ιόντα Cl^- που εξουδετερώνει το θετικό φορτίο. Το μεταλλικό ασβέστιο - από την ομάδα 2 του περιοδικού πίνακα (κ. Becambara) - αποδίδει τα δύο ηλεκτρόνια του σε κάθε άτομο χλωρίου, στοιχείο της ομάδας 17.

Δομή

Η δομή του CaCl απεικονίζεται στην άνω εικόνα₂ ανυδρίτη. Οι πράσινες σφαίρες αντιστοιχούν στα ιόντα Cl^-, ενώ λευκά έως Ca ιόντα²⁺. Αυτές οι σφαίρες είναι διατεταγμένες σε παραλληλεπίπεδο, το οποίο δεν είναι τίποτα περισσότερο από το ορθορομβικό ενιαίο κύτταρο των κρυστάλλων.

Η δομή μπορεί να δώσει την ψευδή ιδέα ότι το ασβέστιο υπερισχύει. Ωστόσο, αν αναπαράγονται περισσότερες επαναλήψεις του κυττάρου μονάδας, η μεγαλύτερη αφθονία των πράσινων σφαιρών θα είναι ξεκάθαρη: Ιόντα Cl^-.

Από την άλλη πλευρά, τα ιόντα Ca²⁺ έχουν μικρότερες ακτίνες ιόντων από τα ιόντα Cl^-. Αυτό συμβαίνει επειδή, όταν χάνουν ηλεκτρόνια, οι πυρήνες των ατόμων ασκούν μεγαλύτερη ελκυστική δύναμη στις εξωτερικές ηλεκτρονικές στρώσεις, γεγονός που μειώνει την ιονική ακτίνα.

Στην περίπτωση του Cl^-, έχει ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο που δεν μπορεί να έλθει με την ίδια δύναμη, αυξάνοντας έτσι την ιονική ακτίνα του.

Μοριακή γεωμετρία και υδατικά σύμπλοκα ασβεστίου

Στο κέντρο του παραλληλεπίπεδου του Ca²⁺ περιβάλλεται από έξι Cl^-. Τέσσερα από αυτά βρίσκονται σε ένα τετράγωνο επίπεδο και τα άλλα δύο βρίσκονται κάθετα (οι πράσινες σφαίρες πιο μακριά από τη λευκή σφαίρα).

Ως αποτέλεσμα της ρύθμισης αυτών των ιόντων, γύρω από το Ca²⁺ ένα οκτάεδρο είναι "οπλισμένο", αποδίδοντας έτσι μια οκταεδρική μοριακή γεωμετρία.

Λαμβάνοντας υπόψη τον τρόπο με τον οποίο είναι τοποθετημένες οι πράσινες σφαίρες, ένα μόριο νερού μπορεί να υποκαταστήσει ένα από αυτά, το οποίο συμβαίνει με το CaCl₂· H₂Ή, ενδεχομένως, στο τετράγωνο επίπεδο. Αυτό το γεγονός τροποποιεί την κρυσταλλική δομή και, καθώς το νερό αντικαθιστά τις πράσινες σφαίρες, η διάταξη των ιόντων αλλάζει.

Όταν όλα τα ιόντα Cl^- αντικαθίστανται από μόρια νερού, σχηματίζεται ένυδρος CaCl₂· 6Η₂Ο. Σε αυτό το σημείο το οκταεδρόν είναι "υδατικό" και τα μόρια είναι πλέον ικανά να αλληλεπιδρούν μεταξύ τους με δεσμούς υδρογόνου (Ca²⁺ ΟΗ-Η-ΟΗ₂).

Ακολούθως, το ασβέστιο μπορεί να δεχτεί ακόμα περισσότερα μόρια νερού χωρίς να αλλάξει τον καθορισμένο λόγο. Αυτό σημαίνει ότι το CaCl₂· 6Η₂Ή μπορεί να υιοθετήσει άλλες σύνθετες δομές, μέχρι το σημείο να θεωρηθούν κρυσταλλικά πολυμερή ασβεστίου και νερού.

Ωστόσο, αυτές οι δομές είναι λιγότερο σταθερές από εκείνες που δημιουργούνται από ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις (Ca²⁺ και Cl^-) άνυδρου άλατος.

Χρησιμοποιεί

- Αποφύγετε το πάγωμα του νερού κατά τη διάρκεια του χειμώνα. Το χλωριούχο ασβέστιο παράγει πολύ θερμότητα όταν διαλύεται και στη συνέχεια, όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, ο πάγος λιώνει. Για το λόγο αυτό χρησιμοποιείται για να μειώσει τον κίνδυνο κυκλοφορίας ανθρώπων και οχημάτων κατά τη διάρκεια της ψυχρής περιόδου.

- Βοηθά στον έλεγχο της σκόνης σε μη ασφαλτοστρωμένους δρόμους.

- Επιταχύνει την ταχύτητα ξήρανσης του σκυροδέματος μόλις χυθεί.

- CaCl υγρά₂ να αυξήσουν την αποτελεσματικότητα των γεωτρήσεων για την εξόρυξη αερίου από τις υπόγειες κοιλότητες καθώς και του πετρελαίου.

- Προστίθεται στις πισίνες για να μειώσει τη διάβρωση που υπέστη το σκυρόδεμα των τοίχων του. Το κατακρημνισμένο ασβέστιο εκπληρώνει αυτή τη λειτουργία.

- Επειδή πρόκειται για ένα υγροσκοπικό άλας, το χλωριούχο ασβέστιο μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως ξηραντικό, ικανό να ελαττώσει την υγρασία του αέρα που το περιβάλλει και κατά συνέπεια των ουσιών που έρχονται σε επαφή με αυτόν τον αέρα.

- Χρησιμοποιείται ως συντηρητικό σε ορισμένα τρόφιμα, καθώς και ως πρόσθετο σε πολλά από αυτά, όπως ενεργειακά ποτά που χρησιμοποιούνται από αθλητές, τυριά, μπύρες κλπ..

- Στην ιατρική πρακτική έχει επίσης χρησιμότητα στη θεραπεία της κατάθλιψης που προκαλείται από υπερβολική δόση θειικού μαγνησίου, καθώς και σε δηλητηρίαση από μόλυβδο.

Πώς γίνεται;?

Οι φυσικές πηγές αυτής της ένωσης είναι οι άλμη που εξάγονται από τις θάλασσες ή τις λίμνες.

Ωστόσο, η κύρια πηγή προέρχεται από τη διαδικασία Solvay, στην οποία ασβεστόλιθος (CaCO)₃) υφίσταται μία σειρά μετασχηματισμών μέχρις ότου προέρχεται από το υποπροϊόν χλωριούχου ασβεστίου:

2 NaCl (υδατ.) + CaCO₃(ες) <=> Na₂CO₃(ες) + CaCl₂(ac)

Το προϊόν που ενδιαφέρει αυτή τη διαδικασία είναι στην πραγματικότητα ανθρακικό νάτριο, Na₂CO₃.

Ιδιότητες

Φυσικές ιδιότητες και εκχύλιση

Είναι ένα λευκό στερεό, άοσμο και υγροσκοπικό. Αυτή η τάση απορρόφησης της υγρασίας από το περιβάλλον οφείλεται στην βασικότητα των ιόντων Ca.²⁺.

Βασικά χαρακτηριστικά του είδους: Lewis ή Bronsted; Από τον Lewis, λόγω του γεγονότος ότι το θετικό είδος είναι ικανό να δέχεται ηλεκτρόνια. Αυτά τα ηλεκτρόνια δωρίζονται, για παράδειγμα, από τα άτομα οξυγόνου των μορίων ύδατος.

Το στερεό απορροφά την υγρασία στο βαθμό διάλυσης στο ίδιο νερό που διαβρέχει τους κρυστάλλους. Αυτή η ιδιότητα είναι γνωστή ως εκχύλιση.

Η πυκνότητά του είναι 2,15 g / mL. Καθώς ενσωματώνει νερό στη δομή του, ο κρύσταλλος «διαστέλλεται», αυξάνοντας τον όγκο του και, κατά συνέπεια, μειώνοντας την πυκνότητα. Μόνο CaCl₂· H₂Ή να σπάσει αυτή η τάση, δείχνοντας μεγαλύτερη πυκνότητα (2,24 g / mL).

Το μοριακό βάρος του άλατος ανυδρίτη είναι περίπου 111 g / mol, και για κάθε μόριο νερού στη δομή του αυτό το βάρος αυξάνει 18 μονάδες.

Διαλυτότητα

Το CaCl₂ Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και σε μερικούς πολικούς διαλύτες, όπως αιθανόλη, οξικό οξύ, μεθανόλη και άλλες αλκοόλες.

Διαλυτική θερμότητα

Όταν διαλύεται σε νερό, η διαδικασία είναι εξωθερμική και επομένως θερμαίνει τη λύση και το περιβάλλον της.

Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το υδατικό σύμπλοκο σταθεροποιεί καλύτερα τα ιόντα Ca²⁺ σε διάλυμα ότι ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις με ιόντα Cl^-. Καθώς το προϊόν είναι πιο σταθερό, το στερεό απελευθερώνει ενέργεια με τη μορφή θερμότητας.

Αποσύνθεση ηλεκτρολύτη

Το CaCl₂ Το τετηγμένο μπορεί να υποβληθεί σε ηλεκτρόλυση, φυσική διαδικασία που συνίσταται στον διαχωρισμό μιας ένωσης στα στοιχεία της από τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος. Στην περίπτωση αυτού του αλατιού, τα προϊόντα είναι μεταλλικό ασβέστιο και αέριο χλώριο:

CaCl₂(1) → Ca (s) + Cl₂(ζ)

Τα ιόντα Ca²⁺ μειώνονται στην κάθοδο, ενώ τα ιόντα Cl^- οξειδώνονται στην άνοδο.

Αναφορές

1. Λίζα Ουίλιαμς (20 Δεκεμβρίου 2009). Icy Road. [Εικόνα] Ανακτήθηκε στις 9 Απριλίου 2018, από: flickr.com
2. Wikipedia. (2018). Χλωριούχο ασβέστιο. Ανακτήθηκε στις 9 Απριλίου 2018, από: en.wikipedia.org
3. J. Mehl, D. Hicks, C. Toher, Ο. Levy, R. Μ. Hanson, G. L. W. Hart, and S. Curtarolo, The AFLOW Βιβλιοθήκη κρυσταλλογραφικών πρωτοτύπων: Μέρος 1, Comp. Mat. Sci 136, S1-S828 (2017). (2 = 10.1016 / j.commatsci.2017.01.017)
4. Shiver & Atkins. (2008). Ανόργανη χημεία Στην ενότητα της ομάδας 2 (τέταρτη έκδοση, σελ. 278). Mc Graw Hill.
5. PubChem. (2018). Χλωριούχο ασβέστιο. Ανακτήθηκε στις 9 Απριλίου 2018, από: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
6. OxyChem. Χλωριούχο ασβέστιο: Οδηγός για τις φυσικές ιδιότητες. Ανακτήθηκε στις 9 Απριλίου 2018, από: oxy.com
7. Carole Ann. Κοινές χρήσεις χλωριούχου ασβεστίου. Ανακτήθηκε στις 9 Απριλίου 2018, από: hunker.com