كلوريد الكالسيوم (CaCl2): الهيكل والاستخدامات والخصائص
كلوريد الكالسيوم (CaCl 2) إنه ملح غير عضوي يتكون من الكالسيوم والمعادن القلوية الأرضية وهالوجين الكلور. يوجد في هذا المركب العديد من التفاعلات الإلكتروستاتيكية التي تحدد المظهر الخارجي لبلوراتها وبقية خصائصها الفيزيائية.
أيضًا ، يكون دائمًا مصحوبًا بجزيئات الماء ، مكونًا هيدرات الصيغ العامة CaCl 2 · xH 2 O ، مع x = 0 ، 1 ، 2 ، 4 و 6. عندما يكون x = 0 ، فإن الملح يفتقر إلى الماء ويكون غير مائي ، كما يشير إلى الصيغة الكيميائية المذكورة أعلاه.
يتم توضيح الأجزاء الصلبة من CaCl 2 في الصورة العليا. في ظروف الرطوبة المنخفضة ، يمكن الحفاظ على الملح اللامائي خاليًا من الماء ، على الرغم من ميله الطبيعي إلى امتصاصه حتى يذوب (الذوبان).
صيغة
تركيبة كيميائية لها هي CaCl 2 : تعرب عن أن لكل Ca2 + أيون هناك فصيلان يعملان على تحييد الشحنة الموجبة. ينتج عن الكالسيوم المعدني - من المجموعة 2 في الجدول الدوري (السيد بيكامبارا) - إلكترونين لكل ذرة كلور ، عنصر في المجموعة 17.
هيكل
ويتضح هيكل أنهيدريد CaCl 2 في الصورة العليا. تتوافق المجالات الخضراء مع الكليونات ، بينما تتوافق الكرات البيضاء مع أيونات Ca2 +. يتم ترتيب هذه الكرات في خط مواز ، وهو ليس أكثر من خلية وحدة تقويم العظام في البلورات.
قد يعطي الهيكل فكرة خاطئة بأن الكالسيوم هو الغالب ؛ ومع ذلك ، إذا تم استنساخ المزيد من التكرارات لخلية الوحدة ، فستكون الوفرة الأكبر في المجالات الخضراء واضحة: الأجيال.
من ناحية أخرى ، فإن أيونات Ca2 + لها نصف قطر أيونات أصغر من الأيونات. هذا لأنه عندما تفقد الإلكترونات ، فإن نوى الذرات تمارس قوة جذابة أكبر على الطبقات الإلكترونية الخارجية ، مما يقلل من نصف القطر الأيوني.
في حالة Cl- ، لديه إلكترون إضافي لا يمكن جذبه بنفس القوة ، مما يزيد من نصف قطرها الأيوني وفقًا لذلك.
الهندسة الجزيئية ومجمعات الكالسيوم المائية
في وسط خط الموازي يحيط Ca2 + بستة أربعة من هذه تكمن في طائرة مربعة ويقع الاثنان الآخران بشكل عمودي (أكثر المناطق الخضراء البعيدة في الكرة البيضاء).
نتيجة لترتيب هذه الأيونات ، يتم "تجميع" المجسم الثماني حول Ca2 + ، مع تحديده لهندسة جزيئية من ثماني السطوح.
بالنظر إلى كيفية ترتيب الكرات الخضراء ، يمكن لجزيء الماء أن يحل محل أحدها ، والذي يحدث مع CaCl 2 · H 2 O ، ربما في المستوى المربع. هذه الحقيقة تعدل البنية البلورية ، وبما أن الماء يحل محل الكرات الخضراء ، فإن ترتيب الأيونات يتغير أكثر.
عندما يتم استبدال كل الأجيال بجزيئات الماء ، تتشكل هيدرات CaCl 2 · 6H 2. O. عند هذه النقطة يكون المجسم الثماني "مائي" وتكون الجزيئات الآن قادرة على التفاعل مع بعضها البعض بواسطة روابط هيدروجينية (Ca2 + OH- H-OH 2 ).
على التوالي ، يمكن للكالسيوم قبول المزيد من جزيئات الماء دون تغيير النسبة المحددة. هذا يعني أن CaCl 2 · 6H 2 O يمكن أن يتبنى هياكل معقدة أخرى ، إلى درجة اعتباره بوليمرات بلورية من الكالسيوم والماء.
ومع ذلك ، فإن هذه الهياكل أقل ثباتًا من تلك التي أقامتها التفاعلات الإلكتروستاتيكية (Ca2 + و Cl-) للملح اللامائي.
تطبيقات
- يمنع تجميد الماء خلال فصل الشتاء. يولد كلوريد الكالسيوم الكثير من الحرارة عندما يذوب ، ثم عندما تزداد درجة الحرارة ، يذوب الجليد. لهذا السبب يتم استخدامه للحد من مخاطر تداول الأشخاص والمركبات خلال موسم البرد.
- يساعد على التحكم في الغبار على الطرق غير المعبدة.
- تسريع سرعة تجفيف الخرسانة بمجرد سكبها.
- تزيد سوائل CaCl 2 من كفاءة الحفر لاستخراج الغاز من رواسبه تحت الأرض ، وكذلك من النفط.
- يضاف إلى البرك للحد من التآكل الذي تعاني منه الخرسانة من جدرانه. الكالسيوم الرسوبي يحقق هذه الوظيفة.
- نظرًا لأنه عبارة عن ملح استرطابي ، يمكن استخدام كلوريد الكالسيوم كمجفف ، بحيث يكون قادرًا على خفض نسبة الرطوبة في الهواء المحيط به ، وبالتالي ، من المواد الملامسة لذلك الهواء.
- يستخدم كمادة حافظة في بعض الأطعمة ، وكذلك مادة مضافة في العديد منها ، مثل مشروبات الطاقة التي يستخدمها الرياضيون والجبن والبيرة ، إلخ.
- في الممارسة الطبية لها فائدة أيضا في علاج الاكتئاب الناجم عن جرعة زائدة من كبريتات المغنيسيوم ، وكذلك في التسمم بالرصاص.
كيف يتم ذلك؟
المصادر الطبيعية لهذا المركب هي المحاليل الملحية المستخرجة من البحار أو البحيرات.
ومع ذلك ، فإن مصدره الرئيسي يأتي من عملية Solvay ، حيث يخضع الحجر الجيري (CaCO 3 ) لسلسلة من التحولات حتى يستمدها من منتج كلوريد الكالسيوم الثانوي:
2NaCl (aq) + CaCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + CaCl 2 (ac)
المنتج الذي يهمك في هذه العملية هو في الواقع كربونات الصوديوم ، Na 2 CO 3 .
خصائص
الخواص الفيزيائية والذوق
وهي صلبة بيضاء ، عديم الرائحة واسترطابي. يرجع هذا الميل إلى امتصاص الرطوبة من البيئة إلى أيونات Ca2 +.
من أي نوع أساسي: لويس أم برونستيد؟ من لويس ، ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الأنواع الإيجابية قادرة على قبول الإلكترونات. يتم التبرع بهذه الإلكترونات ، على سبيل المثال ، بواسطة ذرات الأكسجين في جزيئات الماء.
تمتص المادة الصلبة الرطوبة إلى درجة الذوبان في نفس الماء الذي يبلل بلوراتها. تُعرف هذه الخاصية باسم delquescence.
كثافته هي 2.15 جم / مل. بما أنه يدمج الماء في بنيته ، فإن البلورة "تتوسع" ، مما يزيد من حجمها ، وبالتالي يقلل الكثافة. فقط CaCl 2 · H 2 O يكسر هذا الاتجاه ، ويظهر كثافة أعلى (2.24 جم / مل).
يبلغ الوزن الجزيئي لملح أنهيدريد حوالي 111 جم / مول ، ولكل جزيء من الماء في بنيته يزيد هذا الوزن من 18 وحدة.
الذوبانية
CaCl 2 قابل للذوبان بشدة في الماء وفي بعض المذيبات القطبية ، مثل الإيثانول وحمض الخليك والميثانول وغيرها من الكحول.
تذويب الحرارة
عندما تذوب في الماء ، تكون العملية طاردة للحرارة ، وبالتالي تدفئ الحل والمناطق المحيطة به.
وذلك لأن المجمع المائي يثبت أيونات الكالسيوم في محلول بدرجة أكبر من التفاعلات الإلكتروستاتيكية مع الكليونات. نظرًا لأن المنتج أكثر استقرارًا ، تطلق الطاقة الصلبة الطاقة في شكل حرارة.
المنحل بالكهرباء
يمكن إخضاع Molten CaCl 2 للتحليل الكهربائي ، وهي عملية فيزيائية تتكون من فصل مركب في عناصره عن فعل تيار كهربائي. في حالة هذا الملح ، فإن المنتجات هي الكالسيوم المعدني والكلور الغازي:
CaCl 2 (l) → Ca (s) + Cl 2 (g)
يتم تقليل أيونات Ca2 + في الكاثود ، بينما تتأكسد الأيونات في الأنود.
