Bicarbonate de calcium - Calcium bicarbonate
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| Noms | |
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Nom IUPAC
Hydrogénocarbonate de calcium
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| Autres noms
Chaux démaquillante
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| Identifiants | |
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Modèle 3D ( JSmol )
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| ChemSpider | |
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CID PubChem
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| UNII | |
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Tableau de bord CompTox ( EPA )
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| Propriétés | |
| Ca(HCO 3 ) 2 | |
| Masse molaire | 162.11464 g/mol |
| 16,1 g/100 ml (0 °C) 16,6 g/100 ml (20 °C) 18,4 g/100 ml (100 °C) |
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| Dangers | |
| Principaux dangers | Irritant |
| point de rupture | Ininflammable |
| Composés apparentés | |
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Autres cations
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Bicarbonate de magnésium |
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Sauf indication contraire, les données sont données pour les matériaux dans leur état standard (à 25 °C [77 °F], 100 kPa). |
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 vérifier ( qu'est-ce que c'est ?)
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| Références de l'infobox | |
Le bicarbonate de calcium , également appelé hydrogénocarbonate de calcium , a pour formule chimique Ca(HCO 3 ) 2 . Le terme ne fait pas référence à un composé solide connu ; il n'existe qu'en solution aqueuse contenant du calcium (Ca 2+ ), du bicarbonate ( HCO−
3) et carbonate ( CO2−
3) ainsi que du dioxyde de carbone dissous (CO 2 ). Les concentrations relatives de ces espèces carbonées dépendent du pH ; le bicarbonate prédomine entre 6,36 et 10,25 dans l'eau douce.
Toutes les eaux en contact avec l'atmosphère absorbent le dioxyde de carbone, et lorsque ces eaux entrent en contact avec des roches et des sédiments, elles acquièrent des ions métalliques, le plus souvent du calcium et du magnésium , de sorte que la plupart des eaux naturelles provenant des ruisseaux, des lacs et surtout des puits peuvent être considérés comme des solutions diluées de ces bicarbonates. Ces eaux dures ont tendance à former du tartre de carbonate dans les tuyaux et les chaudières et elles réagissent avec les savons pour former une écume indésirable.
Les tentatives de préparation de composés tels que le bicarbonate de calcium solide en évaporant sa solution à sec donnent invariablement à la place du carbonate de calcium solide :
Très peu de bicarbonates solides autres que ceux des métaux alcalins (autres que le bicarbonate d'ammonium ) sont connus pour exister.
La réaction ci-dessus est très importante pour la formation de stalactites , stalagmites , colonnes et autres spéléothèmes dans les grottes , et d'ailleurs, dans la formation des grottes elles-mêmes. Lorsque l'eau contenant du dioxyde de carbone (y compris le CO 2 supplémentaire acquis des organismes du sol) traverse le calcaire ou d'autres minéraux contenant du carbonate de calcium, elle dissout une partie du carbonate de calcium et devient donc plus riche en bicarbonate. Lorsque l'eau souterraine pénètre dans la grotte, l'excès de dioxyde de carbone est libéré de la solution de bicarbonate, provoquant le dépôt du carbonate de calcium beaucoup moins soluble.
Dans le processus inverse, le dioxyde de carbone dissous (CO 2 ) dans l'eau de pluie (H 2 O) réagit avec le carbonate de calcium calcaire (CaCO 3 ) pour former du bicarbonate de calcium soluble (Ca(HCO 3 ) 2 ). Ce composé soluble est ensuite emporté par l'eau de pluie. Cette forme d'altération est appelée carbonatation .
En médecine, le bicarbonate de calcium est parfois administré par voie intraveineuse pour corriger immédiatement les effets dépresseurs cardiaques de l' hyperkaliémie en augmentant la concentration de calcium dans le sérum, et en même temps, en corrigeant l'acide habituellement présent.