Reakcija između kalcijevog karbonata i klorovodične kiseline. Spojevi kalcija i magnezija

Dakle, nakon što smo jučer utvrdili koliko kalcija sadrži zdrobljena ljuska jaja, postavilo se pitanje "piti ili ne piti?". Kao i većina muškaraca, svemu pristupam sa znanstvenog stajališta i dok sam ne vidim, saznam, provjerim, osjetim žensku riječ, neću vjerovati. Stoga ću podijeliti svoja razmišljanja na temelju saznanja o ljusci jaja i kalciju.

Prikupljanje podataka na internetu o korištenju kao dodatka prehrani ljuska od jajeta više puta naišao na kritičke primjedbe liječnika da kalcijev karbonat sadržan u ljusci jajeta nije topiv u vodi i, prema tome, tijelo ga ne može apsorbirati.
Štoviše, prisjetila sam se priče supruge mog prijatelja da je tijekom trudnoće rekla svom liječniku, koji je primijetio da uzima zdrobljene ljuske jaja - liječnik ju je odvratio i prepisao nekakav kompleks koji sadrži kalcij.

Gdje je istina?

Doista, kalcijev karbonat CaCO3 (u tom se obliku kalcij nalazi u ljusci jaja) nije topiv u vodi i alkoholu.
Dapače, preduvjet za apsorpciju kalcija je njegova topljivost u vodi.
Ali zapamtite da je osnova naše probave klorovodična kiselina koja se luči u želucu.

A ovo se događa u našem želucu:
SaCO3 + 2HCl (klorovodična kiselina) = SaCl2 (kalcijev klorid) + Co2 + H20
Ali kalcijev klorid je savršeno topiv u vodi !!! Upravo u tom obliku kalcij se apsorbira!
Doktori ne znaju? Ili samo lažu i prodaju nam lijekove!
Osim toga, tijekom ove reakcije dolazi do smanjenja kiselosti želučanog soka. Ono što je važno za osobe koje pate od povišene kiselosti.

Primjer je moja žena, ona ima povišenu kiselost i svaki dan uzme malo zdrobljene ljuske jajeta i to rješava dva problema odjednom i nadoknađuje manjak kalcija i smanjuje kiselost. Ali prah ljuske jajeta se gasi sok od limuna ne mogu piti - postoji mučnina! A sada je jasno i zašto.

Kao što smo vidjeli gore, apsorpcija kalcija iz kalcijevog karbonata zahtijeva želučani sok visoke kiselosti.
U stvarnom životu vrlo često se događa situacija kada je kiselost želuca niska ili nula. Ova situacija je posebno tipična za starije osobe, kada je potreba za kalcijem posebno velika za prevenciju osteoporoze. Na primjer, nakon 50 godina, niska kiselost se opaža kod oko 40% ljudi. Pod tim uvjetima, apsorpcija kalcijevog karbonata, za čiju je otopinu u želucu potrebna klorovodična kiselina, pada na 2%.
Možda je to odgovor zašto stariji ljudi češće pate od bolesti povezanih s nedostatkom kalcija - jednostavno ga ne mogu apsorbirati u uobičajenom obliku.

Sada razmislite zašto se u mnogim receptima za uzimanje zgnječenih ljuski jaja savjetuje da se nadoknadi sokom od limuna.

Kada dodamo limunov sok smrvljenoj limunskoj kiselini, kalcijev karbonat (CaCo3) reagira s limunskom kiselinom (C6H8O7) i dobivamo kalcijev citrat(Ca3(C6H5O7)2) :

2C6H8O7 + 3CaCO3 = Ca3(C6H5O7)2 + 3CO2 + 3H2O

Ovdje. A apsorpcija kalcijevog citrata, koji ne zahtijeva klorovodičnu kiselinu da se otopi u želucu, iznosi 44%. Kao rezultat toga, u uvjetima niske kiselosti, 11 puta više kalcija ulazi u tijelo iz kalcijevog citrata nego iz karbonata!
A kalcijev citrat je već dobro poznati medicinski lijek koji nam se prodaje za novac! I oni to tako rade, samo što ne koriste sok od limuna, već limunsku kiselinu!
Inače, kalcijev karbonat (naša mrvljena ljuska jajeta) je registrirani dodatak prehrani. E170, a kalcijev citrat (naše mljevene ljuske jaja poškropljene limunovim sokom) je registrirani dodatak prehrani E333! A dodaju se mnogim prehrambenim proizvodima, posebice mliječnim proizvodima, pa tako i mlijeku za povećanje postotka kalcija!

Pa zašto platiti više!
Zaključak, ako imate visoku kiselost, vjerojatno je bolje koristiti samo zdrobljene ljuske jajeta, ako je kiselost niska, vjerojatno je bolje ugasiti prah od ljuski jajeta sokom od limuna.
I dalje,

Noću dolazi do ubrzanog oslobađanja mineralnih soli iz organizma (cirkadijalno ubrzanje resorptivnih procesa u kosti). Stoga je preporučljivo uzimati dodatke kalcija nakon ručka i navečer., koji će spriječiti ubrzani gubitak kalcija u drugoj polovici noći, osobito kod smanjene razine (ili odsutnosti) u crijevima. Također postoji negativan učinak farmakoterapijske aktivnosti kalcija ovisan o dozi: u niskim dozama ovaj se biometal apsorbira bolje nego u visokim dozama.

Zbog ovoga racionalnije je uzimati lijek nekoliko puta dnevno.

Čitamo i raspravljamo. U nastavku je nekoliko članaka na tu temu.
__________________________________________________________________________________________________________

kalcijev citrat vs kalcijev karbonat

Izvor< http://www.ortho.ru/77_KMD/Ca_Sravni.htm >
_________________________________________________________________________________________________________

kalcijev citrat.

Kalcijev citrat izvrstan je izvor apsorpcijskog kalcija koji ima vrlo važnu ulogu u organizmu jer utječe na mnoge enzimske procese i zgrušavanje krvi. Nedostatak kalcija dovodi do krhkih kostiju i osteoporoze. Za malu djecu dobar je za zdravlje zubi, odrasli trebaju redoviti unos kalcija za stabilizaciju krvnog tlaka.
Prema Nacionalnom institutu za rak (SAD), E-333 ima potencijal spriječiti rak debelog crijeva i druge vrste raka. Osim toga, kalcijevi citrati se koriste u medicini za uklanjanje teških metala iz tijela.
Budući da je kalcijev citrat jedan od najvažnijih transportnih oblika kalcija u ljudskom tijelu, koristi se u medicini zajedno s manje učinkovitim kalcijevim karbonatom (aditiv E-170) za popunjavanje rezervi kalcija u tijelu. Iz istog razloga, kalcij citrat se također koristi u obliku dodataka prehrani (BAA).
U prehrambenoj industriji aditiv E-333 koristi se kao stabilizator, konzervans, regulator kiselosti, fiksator boje.
Kao stabilizator, aditiv za hranu E-333 koristi se u proizvodnji kondenziranog mlijeka, suhog vrhnja, topljenog sira. U džemovima, želeima i voćnim konzervama, E-333 se koristi kao regulator kiselosti. Također, kalcijevi citrati naširoko se koriste za obogaćivanje kalcijem mlijeka i fermentiranih mliječnih proizvoda, pekarskih proizvoda i proizvoda od brašna, bezalkoholnih pića.
Izgledom je kalcijev citrat bijeli prah s izraženim kiselkastim okusom. Topljiv u vodi. Molekulska formula kalcijevog citrata je Ca3(C6H5O7)2. Dobijte E-333 reakcijom limunske kiseline s kalcijevim hidroksidom.
Svojstva i tehnološke funkcije:

Mogući nazivi dodataka prehrani:

• E-333
• E-333
• Kalcijevi citrati
• Kalcijevi citrati
• Monokalcijev citrat
• Dikalcijev citrat
• Trikalcijev citrat

Izvor< http://prodobavki.com/dobavki/E333.html >
_____________________________________________________________________________________________

KALCIJEV CITRAT

Sredinom dvadesetog stoljeća. započeo je svojevrsni "boom": biokemičari, fiziolozi, biofizičari, farmakolozi i kliničari počeli su pokazivati ​​povećani interes za proučavanje uloge kalcija u regulaciji aktivnosti organa i tjelesnih sustava. Utvrđeno je da ioni kalcija sudjeluju u pobuđivanju i kontrakciji mišićnih stanica, regulaciji propusnosti stanične membrane, međustaničnim interakcijama, zgrušavanju krvi, lučenju hormona, medijatora, enzima; obavljaju funkciju pretvarača signala koji ulaze u stanicu, sudjeluju u regulaciji unutarstaničnog metabolizma, uključujući energetski metabolizam. Na površini membrane kardiomiocita i krvnih žila nalazi se 1000 puta više slobodnih iona kalcija nego u citosolu stanica. Iz izvanstaničnog prostora posebnim kalcijevim kanalima prodiru u citoplazmu, utječući na različite fiziološke procese i funkcije stanica svih organa, vaskularni tonus, intenzitet sistole, dijastole.
Važnu ulogu u stvaranju ima kalcij koštano tkivo i održavanje njegove normalne strukture i funkcije. Zajedno s posebnim proteinima, ioni kalcija daju čvrstoću i elastičnost kostiju.
Sve je to poslužilo kao teorijski temelj za razvoj i uvođenje u medicinsku praksu pripravaka kalcija na bazi njegovih soli. Trenutno se u medicinskoj praksi koriste kalcijeve soli kao što su glicerofosfat, glukonat, karbonat, laktat, citrat, klorid, fosfat i mnogi drugi.
Farmakokinetika lijeka KALCIJ CITRAT ima svoje karakteristike. Kalcij se apsorbira iz crijeva u topljivom ioniziranom obliku. Otapanje lijeka odvija se bolje u kiseloj sredini želuca. Otopljeni ionizirani kalcij dobro prodire u sva tkiva, prodire kroz placentarnu barijeru, ulazi u majčino mlijeko. Izlučuje se iz tijela uglavnom izmetom, oko 20% - urinom. Važna karakteristika KALCIJEVOG CITRATA je njegova niska sposobnost stvaranja bubrežnih kamenaca, što je važno za dugotrajnu upotrebu ove soli. To je zbog činjenice da citratna sol smanjuje količinu oksalata u urinu.
Bioraspoloživost je određena brzinom i mjerom do koje djelatna tvar apsorbiran iz oblika doziranja, postaje dostupan na mjestu željenog terapijskog učinka.
Noću dolazi do ubrzanog oslobađanja mineralnih soli iz organizma (cirkadijalno ubrzanje resorptivnih procesa u kosti). Stoga je preporučljivo nakon ručka i navečer uzimati dodatke kalcija koji će spriječiti ubrzani gubitak kalcija u drugoj polovici noći, osobito kod smanjene razine (ili odsutnosti) u crijevima. Postoji negativan dozno ovisan učinak farmakoterapijskog djelovanja kalcija: u niskim dozama ovaj se biometal bolje apsorbira nego u visokim dozama. U tom smislu, racionalnije je uzimati lijek nekoliko puta dnevno. Za različite dobne skupine postoje različite fiziološke norme unosa kalcija (tablica).
Stol
Preporučeni unos kalcija kod osoba različite dobi
(prema kanadskom društvu za osteoporozu)

Apsorpciju kalcijevih iona olakšavaju vitamin D, klorovodična kiselina, laktoza, limunska kiselina, prisutnost proteina u hrani, fosfor, magnezij, kao i neke namirnice: maslac, jaja, mlijeko, riba, mast bakalara, kupus itd. .
Pogoršanje apsorpcije kalcija: nedostatak proteina u hrani, strogo pridržavanje vegetarijanske prehrane, nedostatak magnezija, fosfora, hrana bogata oksalnom kiselinom (kiselica, rabarbara, špinat).
Apsorpcija kalcija usporava se kod bolesti probavnog sustava (gastritis, enteritis, kolitis, peptički ulkus), gušterače (dijabetes melitus, pankreatitis), patologija drugih endokrinih organa.
Treba naglasiti da neki lijekovi, posebice glukokortikoidi, hormonski kontraceptivi za sustavnu primjenu, levotiroksin također oštećuju apsorpciju iona kalcija.
Prema rezultatima znanstveno istraživanje(podaci Canadian Osteoporosis Society), nema uvjerljivih dokaza koji bi preporučili dodatni unos drugih minerala (magnezija, cinka, bakra i dr.) u svrhu prevencije ili liječenja osteoporoze.
rezultate klinička istraživanja provedena u Ukrajini i drugim zemljama, potvrdila je visoku učinkovitost ovog lijeka u liječenju mnogih bolesti. KALCIJEV CITRAT se također koristi u profilaktičke svrhe kod raznih bolesti.
Kod osteoporoze u starijih osoba, osteomalacije KALCIJ CITRAT se propisuje 2-6 tableta dnevno, podijelivši dnevnu dozu u 3-4 doze. Lijek se uzima prije jela ili 1-1,5 sat nakon jela, tijekom 3 mjeseca. Takvim pacijentima također treba propisati vitamin D3 od 400-800 IU dnevno, kao i uključiti u prehranu ulje, mlijeko, ribu i jaja.
KALCIJEV CITRAT – optimalno oblik doziranja osigurati kalcij ne samo za odrasle, već i za djecu, kao i adolescente, jer pomaže povećati mineralnu gustoću kostiju, povećati koštanu masu, ojačati dentin i zubnu caklinu. Djeci mlađoj od 6 mjeseci propisuje se 1/2 tablete (250 mg) (zdrobljena, otopljena u maloj količini mlijeka), u dobi od 6 do 12 mjeseci - također 1/2 tablete 2 puta dnevno, na dob od 1-10 godina - 1-2 tablete, 10-18 godina - 2-3 tablete dnevno.
Indikacije za imenovanje KALCIJEVOG CITRATA su:
hipokalcemija zbog krvarenja različitog podrijetla, kao i tijekom trudnoće i dojenja, s ozljedama - za nadoknadu povećane potrebe tijela za ionima kalcija;
malapsorpcija kalcija u bolestima probavnog trakta i povišena razina izlučivanje kalcija kroz bubrege i crijeva;
hipoparatireoza, dehidracija tijela različitog podrijetla, alergijske bolesti i alergijske komplikacije pri uzimanju lijekova, povećana propusnost vaskularne stijenke, smanjeno zgrušavanje krvi.
KALCIJEV CITRAT treba propisati kod uzimanja glukokortikoida, oralnih kontraceptiva, levotiroksina. U zadnja tri slučaja, lijek se uzima 1 tableta 6 puta dnevno nakon jela.
KALCIJ CITRAT se obično dobro podnosi, ponekad se mogu javiti dispeptički simptomi (zatvor ili proljev, mučnina, povraćanje, gubitak apetita, bolovi u trbuhu), poliurija.
Ne preporučuje se istodobna primjena KALCIJEVA CITRATA s antacidima koji sadrže aluminij zbog smanjenja njihove učinkovitosti. Neželjeno je propisivati ​​ga istodobno s drugim pripravcima kalcija.
Zaključno, mogu se primijetiti pozitivna farmakološka svojstva KALCIJ CITRATA:
sol kalcijevog citrata dobro se otapa i apsorbira u probavnom traktu, što dovodi do dobre apsorpcije kalcija u tijelu i, sukladno tome, učinkovitosti lijeka u njegovoj profilaktičkoj ili terapijska upotreba, što potvrđuju i rezultati mnogih kliničkih studija.
Nizak rizik od stvaranja bubrežnih kamenaca pri uzimanju lijeka povećava vrijednost KALCIJEVOG CITRATA dugotrajnom primjenom.
JE. Chekman, voditelj Odjela za farmakologiju s tečajem kliničke farmakologije Nacionalnog medicinskog sveučilišta, dopisni član Nacionalne akademije znanosti i Akademije medicinskih znanosti Ukrajine, počasni djelatnik znanosti i tehnologije, prof.

I kalcijev karbonat i kako ti kemijski spojevi međusobno djeluju.

Kalcijev karbonat

Kristalna ćelija kalcijev karbonat CaCO₃

CaCO₃ je vrlo čest spoj u okolnom svijetu, sastoji se od: krede, vapnenca, mramora itd. Stoga je vrijedno napomenuti da je uloga ove tvari za ljude vrlo značajna, jer se kalcijev karbonat naširoko koristi u prehrambenoj industriji kao prirodna bijela boja. CaCO₃ se također koristi u proizvodnji papira, plastike, građevinarstvu i mnogim drugim područjima.

Kalcijev karbonat je bijela tvar (kruti kristali) u prahu ili krutom obliku. Može reagirati s vodom, ali se u njoj ne otapa u potpunosti. Zbog toga voda postaje mutna, au njoj se uočava bijeli talog. Ali ako se reakcija s vodom odvija u prisutnosti, tada ćemo dobiti topljivu kiselu sol, kalcijev bikarbonat:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO3)₂

Razmotrite kako se dobiva kalcijev karbonat

Većina kalcijevog karbonata dobiva se iz prirodnih izvora. Dakle, da bi se ekstrahirao kalcijev karbonat, u pravilu se koristi čisti izvor, često mramor.

Mramorni kip Davida Michelangela Buonarrotija

Ali u laboratorijskim uvjetima, kalcijev karbonat se može dobiti kalciniranjem kalcijevog oksida. Kalcinacija je općeniti koncept prženja, uslijed kojeg kemikalije dobivaju nova svojstva. Pečenje se provodi na dovoljno visokoj temperaturi, bez postizanja topljenja.

Voda se miješa s nastalim kalcijevim oksidom, što rezultira reakcijom hidroksida. Zatim laboranti dobivaju ugljični dioksid koji se propušta kroz prethodno dobivenu otopinu. Rezultirajući talog je kalcijev karbonat:

CaO + H2O = Ca(OH)2;

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO3 + H2O

Ako zagrijete sol ugljične kiseline i kalcija na visoku temperaturu (900 - 1000 ° C), tada kao rezultat kemijskog procesa dobivamo ugljični dioksid (ugljični dioksid), kao i kalcijev oksid CaO - živo vapno koje se koristi u građevinarstvu :

CaCO₃=CaO+CO₂

Ako je temperatura još viša (1500 °C), tada će produkti reakcije biti kalcijev karbid i ugljikov monoksid.

Klorovodična kiselina

molekula klorovodične kiseline

HCl je jaka jednobazna kiselina, koja se dobiva otapanjem klorovodika u vodi. To je bezbojna tekućina, iako tehnička kiselina može imati žutu nijansu, na primjer, zbog nečistoća željeza. Svojstva HCl izravno će ovisiti o koncentraciji klorovodika u otopini.

Soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi. Ova tvar je vrlo kaustična, stoga zahtijeva pažljivo rukovanje: čak i ako mala kapljica padne na kožu, ne može se izbjeći teška kemijska opeklina. Stoga je pri radu s jakim kiselinama preporučljivo uvijek sa sobom imati neutralizatore: slabe alkalne otopine (soda bikarbona) itd. Vrijedno je zapamtiti da se prilikom otvaranja spremnika s koncentriranom kiselinom stvaraju pare HCl, koje negativno utječu na oči i dišni sustav. Stoga će u kemijskim pokusima biti najpoželjnije koristiti respirator i zaštitne naočale.

Dobivanje klorovodične kiseline

Plinoviti klorovodik otopljen je u vodi. Sam klorovodik se dobiva na sljedeći način: vodik se spaljuje u kloru, čime se dobiva sintetička kiselina. Alternativno, klorovodična kiselina se može dobiti korištenjem plinova kao nusproizvoda, koji se dobivaju u nizu kemijskih eksperimenata, na primjer, kada se ugljikovodici kloriraju. Ovako dobivena kiselina naziva se otpadna kiselina.

Klorovodična kiselina se koristi u medicini, industriji, a također i za kemijske reakcije.

Bezbojna kiselina s oštrim mirisom klorovodika dobro reagira s metalima. Dolazi do redoks reakcije. Reducirajuća sredstva u reakciji su atomi metala, a oksidansi su vodikovi kationi.

U osnovi, kemijske reakcije s metalima popraćene su oslobađanjem vodika. Intenzitet međudjelovanja ovisi o aktivnosti metala, na primjer, alkalni metal litij burno reagira, dok s aluminijem reakcija teče slabo zbog jakog oksidnog filma ovog elementa.

Solna kiselina i cink:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H2

Solna kiselina i željezo:

2HCl + Fe = FeCl₂ + H2

Klorovodična kiselina i magnezij:

2HCl + Mg = MgCl₂ + H2

Magnezijev klorid koji se koristi za odleđivanje cesta

S metalnim oksidima, kiselina tvori sol i vodu:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H2O

Reakcija klorovodične kiseline i kalcijevog karbonata

Za eksperiment će vam trebati:

epruveta;

kemijska pipeta;

čvrsti kalcijev karbonat (mramor);

klorovodična kiselina;

rukavice;

respirator.

Pažnja! Ne pokušavajte sami ponoviti ovo iskustvo!

Provedite eksperiment u dobro prozračenom prostoru, budite oprezni pri radu s klorovodična kiselina.

Dodajte nekoliko komadića mramora u posudu i kapnite malo klorovodične kiseline iz pipete. Kao rezultat toga, doći će do trenutne reakcije s stvaranjem mjehurića - oslobađa se ugljični dioksid. To je reakcija izmjene čiji su produkti: slab i nestabilan spoj ugljična kiselina koja se raspada na ugljikov dioksid i vodu. Jednadžba reakcije za otapanje kalcijevog karionata u klorovodičnoj kiselini:

CaCO₃ + 2HCl (razgr.) → CaCl₂ + CO₂ + H₂O

- karakteristike elementa magnezija: elektronska struktura, moguća oksidacijska stanja, osnovni spojevi: oksid, hidroksid, soli. Što je karbonizacija i koja je njena uloga u graditeljstvu.

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Primjena.

U industriji se koristi za proizvodnju vatrostalnih materijala, cementa, rafiniranje naftnih derivata, kao punilo u proizvodnji gume. Ultralaki magnezijev oksid koristi se kao vrlo fini abraziv za čišćenje površina, osobito u elektroničkoj industriji.

U medicini se koristi za povećanu kiselost želučanog soka, jer je uzrokovana viškom sadržaja klorovodične kiseline. Spaljena magnezija uzima se i kod slučajnog unošenja kiselina u želudac.

Registriran je u prehrambenoj industriji kao prehrambeni aditiv E530.

To je apsolutni reflektor - tvar s koeficijentom refleksije jednakim jedinici u širokom spektralnom pojasu. Može se koristiti kao dostupni standard za bijelu boju.

magnezijev hidroksid - bazni metalni magnezijev hidroksid. Slaba netopljiva baza.

U standardnim uvjetima, magnezijev hidroksid su bezbojni kristali s heksagonalnom rešetkom. Na temperaturama iznad 350 °C raspada se na magnezijev oksid i vodu. Apsorbira ugljični dioksid i vodu iz zraka stvarajući bazični magnezijev karbonat. Magnezijev hidroksid je praktički netopljiv u vodi, ali topiv u amonijevim solima. To je slaba baza. U prirodi se javlja kao mineral brucit.

Priznanica.

Interakcija topivih magnezijevih soli s alkalijama:

Općenito:

Mg 2+ + 2OH - \u003d Mg (OH) 2 ¯

Primjeri:

MgCl 2 + 2NaOH \u003d Mg (OH) 2 ¯ + 2NaCl

Mg(NO 3) 2 + 2KOH = Mg(OH) 2 ¯ + 2KNO 3

Interakcija otopine magnezijevog klorida sa spaljenim dolomitom:

MgCl 2 + CaO × MgO + 2H 2 O \u003d 2 Mg (OH) 2 ¯ + CaCl 2

Interakcija metalnog magnezija s vodenom parom:

Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 ¯ + H 2 -

Kemijska svojstva.

Kao i sve slabe baze, magnezijev hidroksid je termički nestabilan. Raspada se zagrijavanjem do 350 °C:

Reagira s kiselinama stvarajući sol i vodu (reakcija neutralizacije):

Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

Interakcija s kiselim oksidima pri čemu nastaju sol i voda:

Mg (OH) 2 + SO 3 \u003d MgSO 4 + H 2 O

Interakcija s vrućim koncentriranim otopinama lužina uz stvaranje hidroksomagnezata:

Mg (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2

Mg (OH) 2 + Sr (OH) 2 \u003d Sr

Primjena.

Magnezijev hidroksid se koristi za vezanje sumpornog dioksida, kao flokulant u pročišćavanju otpadnih voda, kao usporivač plamena u termoplastičnim polimerima ( poliolefini, PVC), kao dodatak deterdžentima, za proizvodnju magnezijevog oksida, rafinaciju šećera, kao sastojak pasta za zube.

U medicini se koristi kao lijek za neutralizaciju želučane kiseline, a također i kao vrlo jak laksativ.

U Europskoj uniji magnezijev hidroksid registriran je kao aditiv hrani E528.

Magnezijeve soli.

Većina magnezijevih soli visoko je topiva u vodi. Ion Mg 2+ daje otopinama gorak okus. Magnezijevi halogenidi, s iznimkom MgF2, vrlo su higroskopni - ukapljuju se na zraku.

Magnezijev klorid MgCl 2 (magnezijev klorid) bezvodni tali se na 718°. U prisutnosti vode u tragovima "dimi" na zraku - raspada se na HCl i MgO. Iz vodene otopine izdvajaju se bezbojni kristalni hidrati s 1, 2, 4, 6, 8 i 12 molekula vode. U temperaturnom rasponu od -3,4 do 116,7 ° stabilan je kristalni hidrat MgCl 2 × 6H 2 0, koji se u prirodi pojavljuje u obliku minerala bišofita, a dobiva se u velikim količinama isparavanjem morske slane vode. Magnezijev klorid tvori dvostruke soli, od kojih je izuzetno važan mineral karnalit KCl × MgCl 2 × 6H 2 O - izvor magnezija i kalijevog klorida.

Primjena.

1. Magnezijev klorid se uglavnom koristi u proizvodnji metalnog magnezija, MgCl 2 × 6H 2 0 koristi se za proizvodnju magnezijevih cementa.

2. Koristi se za tretiranje leda i snijega kao dodatak. Kao rezultat reakcije sa snijegom uzrokuje njegovo otapanje. Ima 3. razred opasnosti (umjereno opasne tvari) i agresivna korozivna svojstva

magnezijev bikarbonat - kisela sol magnezija i ugljične kiseline formule Mg (HCO 3) 2, postoji samo u vodenim otopinama.

Priznanica.

Prolazak ugljičnog dioksida kroz suspenziju magnezijevog karbonata:

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2

fizička svojstva.

Magnezijev bikarbonat postoji samo u vodenim otopinama.

Prisutnost magnezijevog bikarbonata u vodi određuje njenu privremenu tvrdoću.

Kemijska svojstva.

Kada se otopina koncentrira, magnezijev bikarbonat se razgrađuje:

Mg(HCO 3) 2 \u003d MgCO 3 + CO 2 - + H 2 O

Magnezijev hidrogen fosfat (disupstituirani magnezijev fosfat) - nastaje kisela sol magnezija i fosforne kiseline formule MgHPO 4, slabo topljiva u vodi. kristalni hidrati.

Priznanica.

Djelovanje fosforne kiseline na magnezijev oksid ili karbonat:

MgO + H3PO4 \u003d MgHPO4 + H2O

MgCO 3 + H 3 PO 4 = MgHPO 4 + CO 2 -+ H 2 O

Djelovanje disupstituiranog natrijevog ortofosfata na magnezijev klorid:

MgCl 2 + 2Na 2 HPO 4 \u003d MgHPO 4 + 2NaCl

Razgradnja magnezijevog dihidroortofosfata:

Mg (H 2 PO 4) 2 \u003d MgHPO 4 + H 3 PO 4

Fizička svojstva.

Magnezijev hidrogen fosfat stvara bijele kristale, koji su kristalni hidrati: na temperaturama do 225 ° C nastaje MgHPO4 monohidrat. H 2 O, gustoće 2,32 g / cm³, na temperaturi od 36 ° C nastaje trihidrat MgHPO4. 3H 2 O, gustoće 2,10 g/cm³, na sobnoj temperaturi nastaje MgHPO4 heptahidrat. 7H2O.

Kemijska svojstva.

Zagrijavanjem se pretvara u pirofosfat:

Primjena .

Koristi se u dodatku prehrani E343.

Magnezijev dihidroortofosfat - kisela sol metalnog magnezija i fosforne kiseline formule Mg (H 2 PO 4) 2, bezbojni higroskopni kristali, topljivi u vodi, tvori kristalne hidrate.

Priznanica.

Otapanje magnezijevog hidroksida ili oksida u fosfornoj kiselini:

Fizička svojstva.

Magnezijev dihidroortofosfat stvara bezbojne kristale.

Nastaju kristalni hidrati sastava Mg(H 2 PO 4) 2 . nH 2 O, gdje je n = 2, 4, 6.

magnezijev karbid- binarni anorganski spoj magnezija i ugljika s formulom MgC 2 . Poznat je i magnezijev karbid formule Mg 2 C.

Priznanica.

Sinteriranje magnezijevog fluorida i kalcijevog karbida:

Prolazak acetilena preko magnezijevog praha:

Redukcijom pentana prahom magnezija na 650°C može se dobiti složeniji Mg 2 C 3 karbid.

Kemijska svojstva.

Kada se zagrijava, raspada se uz stvaranje intermedijarnog karbida Mg2C3:

Interakcija s vodom:

magnezijev karbonat, magnezijev karbonat, MgCO 3 - magnezijeva sol ugljične kiseline.

Svojstva .

Bijeli kristali, gustoće 3,037 g/cm³. Na 500 °C se zamjetno raspada, a na 650 °C potpuno se raspada na MgO i CO2. Topivost magnezijevog karbonata u vodi je zanemariva (22 mg/l pri 25 °C) i opada s porastom temperature. Kada je vodena suspenzija MgCO 3 zasićena CO 2, potonji se otapa zbog stvaranja Mg(HCO 3) 2 bikarbonata. Bazični magnezijevi karbonati se izoliraju iz vodenih otopina u odsutnosti suviška CO 2 . S karbonatima niza metala magnezijev karbonat stvara dvostruke soli, među kojima je i prirodni mineral dolomit MgCO 3 · CaCO 3 .

Rasprostranjenost u prirodi.

Magnezijev karbonat široko je rasprostranjen u prirodi u obliku minerala magnezita.

Primjena .

Bazični magnezijev karbonat 3MgCO 3 Mg(OH) 2 3H 2 O (tzv. bijeli magnezijev oksid) koristi se kao punilo u gumenim smjesama, za izradu termoizolacijskih materijala.

Magnezijev karbonat je potreban u proizvodnji stakla, cementa, opeke.

magnezijev nitrat Mg (NO 3) 2 - bezbojni higroskopni kristali s kubičnom rešetkom; talište 426 °C (s raspadom). Topivost u vodi (g na 100 g): 73,3 (20°C), 81,2 (40°C), 91,9 (60°C). Otopimo također u etanolu, metanolu, tekućem NH3. Ovisno o koncentraciji, iz vodenih otopina kristaliziraju nona-, heksa- i dihidrati.

Komponenta složenih gnojiva, budući da je magnezij dio klorofila, koji je neophodan za fotosintezu, povećava aktivnost mnogih enzima i djeluje kao prijenosnik fosfora. Visoka topljivost i niska električna vodljivost čine proizvod iznimno prikladnim za folijarnu primjenu i fertirigaciju, posebno kada se koriste vode za navodnjavanje s visokom koncentracijom soli. Gnojivo se koristi za korijensku i folijarnu ishranu povrća, bobičastog voća, voća, grožđa; oksidirajuće sredstvo u pirotehničkim smjesama.

Pougljenjivanje - zasićenje bilo koje otopine ugljičnim dioksidom. Koristi se u građevinarstvu.

Karbonizacija minerala – silicijeva kiselina u silikatima se zamjenjuje ugljičnom kiselinom pri čemu nastaju karbonati. Od karbonata, najčešći kamenotvorni mineral u sedimentnim stijenama je kalcit (vapnenački spar) CaCO3. Rjeđi je magnezit - MgCO3 i dolomit - CaMg (CO3) 2. U čistoj vodi koja ne sadrži ugljikov dioksid kalcit se otapa u maloj količini (0,03 g na litru vode); magnezit je praktički netopljiv. Ako voda sadrži ugljikov dioksid, kalcit se lako otapa uz stvaranje kiselog kalcijevog karbonata, visoko topljivog u vodi - Ca(HCO3)2.

Karbonizacija je promjena koja se događa u betonu na bazi portland cementa kada je on izložen CO 2 zraku. Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 posebno je jako oštećen u prisutnosti vlage. Kalcijev hidroksid se pretvara u kalcijev karbonat kada apsorbira ugljični dioksid. Kalcijev karbonat je slabo topljiv u vodi i kada se formira nastoji hermetički zatvoriti pore na površini betona (misli se na gusti, vodonepropusni beton).

Tipično, pH vrijednost vode iz pora u betonu je u rasponu od 10,5 do 11,5. Ako se zbog karbonizacije smanji na 9 i niže, tada je moguća korozija armature. Stoga je debljina karboniziranog sloja važan čimbenik za zaštitu armature: što je karbonizacija dublja, to je veći rizik od korozije čelika. Dubina karbonizacije može se odrediti tretiranjem betona fenolftaleinom. Prisutnost alkalnih svojstava pod djelovanjem fenolftaleina pokazuje pojava ružičaste boje, dok karbonizirani beton zadržava svoju izvornu boju.

Visokokvalitetni gusti beton podvrgava se karbonizaciji vrlo sporo. Malo je vjerojatno da se karbonizacija promatra na dubini većoj od 5-10 mm, čak i nakon 50 godina rada. S druge strane, dubina karbonizacije vodopropusnog betona niske čvrstoće može doseći 25 mm za manje od 10 godina. Iskustvo pokazuje da su betonski proizvodi niske kvalitete posebno osjetljivi na karbonizaciju.

- karakteristike elementa kalcija: elektronska struktura, moguća oksidacijska stanja, osnovni spojevi: oksid, hidroksid, soli.

Kalcij - element glavne podskupine druge skupine, četvrto razdoblje periodni sustav kemijski elementi D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 20. Označava se simbolom Ca (lat. Calcium). Elektronska struktura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 \u003d [ 18 Ar] 4s 2, oksidacijska stanja +2, 0. Odnosi se na zemnoalkalijske metale.

Jednostavna tvar kalcij je mekan, reaktivan, srebrnobijeli zemnoalkalijski metal. Dobivanje u industriji: elektroliza taline kalcijevog klorida.

Kalcijev oksid CaO- bazični oksid, živo vapno. Bijela, higroskopna. Vatrostalan, toplinski nestabilan, hlapljiv pri paljenju. Snažno reagira s vodom (visoki egzo učinak), stvara visoko alkalnu otopinu, proces koji se naziva gašenje vapna. Reagira s kiselinama, metalnim oksidima, nemetalima. Koristi se za sintezu drugih kalcijevih spojeva, sastavnica vezivnih materijala u građevinarstvu.

Dobivanje u industriji - prženje vapnenca (900 - 1200 o C)

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 - gašeno vapno, bazični hidroksid. Raspada se na umjerenoj temperaturi. Bijela, higroskopna. Upija vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo topiv u hladnom. vode, čak i manje - u kipućoj vodi. Bistra otopina (vapnena voda) brzo postaje mutna zbog taloženja hidroksida (suspenzija se naziva vapneno mlijeko). Kvalitativna reakcija je prolazak ugljičnog dioksida kroz vapnenu vodu uz pojavu taloga CaCO3 i njegov prijelaz u otopinu. Reagira s kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene.

Koristi se u građevinarstvu za pripremu vapnenih mortova (pijesak + gašeno vapno + voda), služi kao vezivo za zidanje i opeku, za završnu obradu (žbukanje) zidova i druge građevinske svrhe. Stvrdnjavanje takvih otopina nastaje zbog apsorpcije CO2 iz zraka.

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2H 2 O,

Reagira sa solima ako se formira talog:

Ca(OH) 2 + Na 2 SO 3 → CaSO 3 ↓ + 2NaOH

Soli kalcija.

kalcijev sulfat(CaSO 4) - anorganski spoj, kalcijeva sol sumporne kiseline.

Nalazi li se u prirodi u obliku CaSO 4 dihidrata? 2H 2 O (gips, selenit) i u bezvodnom stanju - anhidrit.

Kalcijev klorid, CaCl2 je kalcijeva sol klorovodične kiseline.

Ima visoka higroskopna svojstva. Topivost (g na 100 g H2O): 74 (20°C) i 159 (100°C). Vodene otopine kalcijev klorid smrzava se na niskim temperaturama (20% - na -18,57 ° C, 30% - na -48 ° C).

Tvori CaCl2 6H2O hidrat, stabilan do 29,8 °C; na više visoke temperature ah, kristalni hidrati s 4, 2 i 1 molekulom H2O talože se iz zasićene otopine. Kada se CaCl2*6H2O (58,8%) pomiješa sa snijegom ili ledom (41,2%), temperatura pada na -55 °C (kriohidratna točka).

Kalcijev klorid se dobiva kao nusproizvod u proizvodnji sode.

U kemijskom laboratoriju, kalcijev klorid se koristi kao punilo za cijevi za sušenje, koje se također nazivaju cijevi od kalcijevog klorida, dizajnirane za izolaciju tvari u posudi od atmosferske vodene pare i za sušenje plinova.

Kalcijev klorid se također koristi kao ubrzivač vezivanja cementa;

Kalcijev karbonat (kalcijev karbonat) - anorganski kemijski spoj, sol ugljične kiseline i kalcija. Kemijska formula je CaCO 3 . U prirodi se javlja u obliku minerala - kalcita, aragonita i vaterita, glavni je sastojak vapnenca, mramora, krede, ulazi u sastav ljuske jajeta. Netopljivo u vodi i etanolu.

Kitovi, razna brtvila - svi oni sadrže kalcijev karbonat u značajnim količinama. Također, kalcijev karbonat je bitan element u proizvodnji kućanskih kemikalija.

Kalcijev karbonat također se naširoko koristi u sustavima za čišćenje, kao sredstvo za borbu protiv onečišćenja okoliša, uz pomoć kalcijevog karbonata vraća se kiselo-bazna ravnoteža tla.

- primjeri koji ilustriraju primjenu oksida i hidroksida kalcija i magnezija u graditeljstvu.

Kalcijev oksid i hidroksid:

Kod bijeljenja prostorija.

Prilikom bijeljenja drvenih ograda i oblaganja rogova - za zaštitu od propadanja i požara.

Za pripremu vapnene žbuke. Vapno se od davnina koristi za zidanje. Smjesa se obično priprema u sljedećem omjeru: tri do četiri dijela pijeska (težinski) dodaju se jednom dijelu mješavine kalcijevog hidroksida (gašenog vapna) s vodom. U tom slučaju smjesa se skrućuje prema reakciji: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Ovo je egzotermna reakcija, oslobađanje energije je 27 kcal (113 kJ).

Kao što se može vidjeti iz reakcije, voda se oslobađa tijekom reakcije. Ovo je negativan čimbenik, jer u prostorijama izgrađenim vapnenim mortom dugo ostaje visoka vlažnost. U tom pogledu, ali i zbog niza drugih prednosti u odnosu na kalcijev hidroksid, cement ga je praktički zamijenio kao vezivo za mortove. Štoviše, također je neprihvatljivo za upotrebu u polaganju peći, jer se pod utjecajem visokih temperatura oslobađa ugljični dioksid koji guši.

Za pripremu silikatnog betona. Sastav silikatnog betona isti je kao i sastav vapnenog morta, ali se priprema drugačijom metodom - smjesa kalcijevog oksida i kvarcnog pijeska ne tretira se vodom, već pregrijanom (174,5-197,4 °C) parom u autoklav pod pritiskom od 9-15 atmosfera.

U proizvodnji silikatnih opeka.

Magnezijev oksid i hidroksid:

za izradu kombiniranih sustava od vatrostalnih materijala (magnezitne građevne ploče), za proizvodnju cementa. Kao vezivo koristi se magnezijev oksid (kaustični magnezit), koji se u mješavini s otopinom MgCl2 može brzo stvrdnuti i ojačati na zraku.

- tvrdoća prirodnih voda: definicija, vrste tvrdoće, metode otklanjanja tvrdoće vode: fizikalne, kemijske (reakcijske jednadžbe), fizikalno-kemijske.

Prirodna voda koja se nalazi u otopini veliki broj soli kalcija ili magnezija naziva se tvrdom vodom, za razliku od meke vode koja sadrži malo ili nimalo soli kalcija i magnezija.

Prvi od njih je zbog prisutnosti kalcijevih i magnezijevih bikarbonata, drugi - zbog prisutnosti soli jakih kiselina - sulfata ili klorida kalcija i magnezija. Kada se voda karbonatne tvrdoće dugo kuha, u njoj se pojavljuje talog koji se sastoji uglavnom od CaCO3, a istodobno se oslobađa CO2.

Obje ove tvari pojavljuju se zbog razgradnje kalcijevog hidrokarbonata:

Stoga se karbonatna tvrdoća naziva i privremena tvrdoća. Kvantitativno, privremenu tvrdoću karakterizira sadržaj bikarbonata koji se uklanjaju iz vode jednosatnim kuhanjem. Tvrdoća koja ostaje nakon takvog vrenja naziva se konstantna tvrdoća.

Tvrdoća vode izražava se kao zbroj miliekvivalenata iona kalcija i magnezija sadržanih u vodi. Jedan miliekvivalent tvrdoće odgovara sadržaju od 20,04 mg/l ili 12,16 mg/l.

Tvrdoća prirodnih voda jako varira. Različit je u različitim akumulacijama, au istoj rijeci se mijenja tijekom godine (minimalno je tijekom poplava). Tvrdoća voda u morima mnogo je veća nego u rijekama i jezerima. Dakle, voda Crnog mora ima ukupnu tvrdoću od 65,5 meq/l. Prosječna vrijednost tvrdoće vode svjetskih oceana je 130,5 meq/l (uključujući 22,5 meq/l po meq/l).

Prisutnost značajne količine soli kalcija ili magnezija u vodi čini vodu neprikladnom za mnoge tehničke svrhe. Dakle, s produljenim hranjenjem parnih kotlova tvrdom vodom, njihovi zidovi postupno su prekriveni gustom korom nakiija. Takva kora već pri debljini sloja od 6 uvelike smanjuje prijenos topline stjenkama kotla i posljedično dovodi do povećanja potrošnje goriva. Osim toga, može uzrokovati oticanje i pukotine kako u cijevima kotla tako i na stijenkama samog kotla.

Tvrda voda ne pjeni sapunom, budući da se topljive natrijeve soli masnih kiselina sadržane u sapunu - palmitinska i stearinska - pretvaraju u netopljive kalcijeve soli istih kiselina:

Tvrda voda se ne smije koristiti u određenim tehnološkim procesima, kao što je bojanje.

Stalna tvrdoća vode posljedica je prisutnosti u njoj uglavnom sulfata i klorida kalcija i magnezija i ne uklanja se kuhanjem. Zbroj privremene (uklonjive) i trajne tvrdoće je ukupna tvrdoća vode.

Postoje različiti načini određivanja tvrdoće.

Razmotrimo dva od njih:

1) određivanje privremene tvrdoće titriranom otopinom klorovodične kiseline

2) kompleksometrijska metoda za određivanje ukupne tvrdoće.

Na titracija uzorak vode s klorovodičnom kiselinom u prisutnosti metiloranža, bikarbonati se razgrađuju, uzrokujući privremenu tvrdoću:

Metoda određivanja. Uzmite 100 ml ispitivane vode u konusnu tikvicu s pipetom ili graduiranim cilindrom, dodajte 2-3 kapi metiloranža i titrirajte s 0,1 i. HCl otopine dok se ne pojavi narančasta boja.

Izračun rezultata analize. 1 ml 0,1 n. Otopina HCl odgovara 0,1/1000 g-eq ili 0,1 meq Ca 2+. V(HCl) odgovara 0,1 V(HCl)/1000 g-eq ili 0,1 V(HCl) meq Ca 2+. 0,1 V(HCl) mEq je u volumenu V A . Da biste izrazili tvrdoću u miligramskim ekvivalentima po 1 litri vode, morate dobivenu vrijednost podijeliti s V A i pomnožiti s 1000, tj. tvrdoća vode koja se proučava jednaka je:

Metode eliminacije.

Toplinsko omekšavanje. Na temelju kipuće vode, kao rezultat, termički nestabilni kalcijevi i magnezijevi bikarbonati se raspadaju uz stvaranje kamenca:

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O.

Kuhanjem se uklanja samo privremena (karbonatna) tvrdoća. Nalazi primjenu u svakodnevnom životu.

Omekšavanje reagensa. Metoda se temelji na dodavanju vode natrijevog pepela Na2CO3 ili gašenog vapna Ca(OH)2. U tom slučaju soli kalcija i magnezija prelaze u netopljive spojeve i kao rezultat se talože.

Na primjer, dodavanjem gašenog vapna dolazi do pretvaranja kalcijevih soli u netopljivi karbonat:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

Najbolji reagens za uklanjanje opće tvrdoće vode je natrijev ortofosfat Na3PO4, koji je dio većine kućanskih i industrijskih pripravaka:

3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3

3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4

Ortofosfati kalcija i magnezija vrlo su slabo topljivi u vodi pa se lako odvajaju mehaničkom filtracijom. Ova metoda je opravdana pri relativno velikoj potrošnji vode, jer je povezana s rješavanjem niza specifičnih problema: filtracija sedimenta, točna doza reagensa.

Kationizacija. Metoda se temelji na korištenju ionsko-izmjenjivačkih granuliranih punjenja (najčešće ionsko-izmjenjivačke smole). Takvo opterećenje u dodiru s vodom apsorbira katione soli tvrdoće (kalcij i magnezij, željezo i mangan). Umjesto toga, ovisno o ionskom obliku, oslobađa natrijeve ili vodikove ione. Ove metode se redom nazivaju Na-kationizacija i H-kationizacija. S pravilno odabranim opterećenjem ionske izmjene, tvrdoća vode smanjuje se s jednostupanjskom kationizacijom natrija na 0,05-0,1 °F, s dvostupanjskom - do 0,01 °F. U industriji se uz pomoć filtara za ionsku izmjenu ioni kalcija i magnezija zamjenjuju ionima natrija i kalija, čime se dobiva meka voda.

Obrnuta osmoza . Metoda se temelji na prolasku vode kroz polupropusne membrane (obično poliamidne). Zajedno sa solima tvrdoće uklanja se i većina ostalih soli. Učinkovitost čišćenja može doseći 99,9%.

Postoji nanofiltracija (uvjetni promjer otvora na membrani jednak je jedinicama nanometara) i pikofiltracija (uvjetni promjer otvora na membrani jednak je jedinicama pikometara).

Treba napomenuti nedostatke ove metode:

Potreba za prethodnom pripremom vode koja se dovodi u membranu reverzne osmoze;

Relativno visoka cijena 1 litre proizvedene vode (skupa oprema, skupe membrane);

Nizak salinitet dobivene vode (osobito s pikofiltracijom). Voda postaje gotovo destilirana.

Elektrodijaliza. Temelji se na uklanjanju soli iz vode pod djelovanjem električnog polja. Uklanjanje iona otopljenih tvari događa se zbog posebnih membrana. Kao i kod tehnologije reverzne osmoze, osim iona tvrdoće uklanjaju se i druge soli.

Destilacijom se voda može potpuno pročistiti od soli tvrdoće.