О происхождении кальция. Опыт 1

Данная публикация предназначена для российской блог-платформы «Дзен» и для распространения на других платформах.

Напомню, что мы ищем пути самоорганизации в некоторых отдельных процессах, которые могут быть связаны с происхождением кальция в нашем организме при значительном росте костей скелета за короткий период времени (за 2-3 месяца в возрасте от 10 до 14 лет).

Поскольку, как мы выяснили, в Природе (среде нашего обитания) не бывает хаоса, а прямые пути самоорганизации кальция всё ещё не раскрыты, то просто обязаны на опытах увидеть эффекты, которые могут быть связаны некоторым образом с образованием кальция. В данном опыте увидим отскакивание газовых оболочек на границе раздела фаз. Впервые вводится понятие: ГРАДИАЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ.

Это не «гравитационный» и не «радиационный» эффект, но, подобно броуновскому движению, он визуально показывает ДЕЙСТВИЕ ГАЗОВЫХ ОБОЛОЧЕК на границе раздела фаз взаимодействующих веществ (в пограничном слое). Удивительно то, что каждый способен увидеть данный эффект собственными глазами, и для этого не требуются химические лаборатории или специальные приборы. (Данный эффект ещё можно трактовать как г-преломление энергии, хотя это не совсем так).

На платформе Дзен я выложил небольшой видеоролик (длительностью 7 секунд), где отчётливо видно появление газовых пузырей в воде: они возносятся внутри стакана [с водой] до самой поверхности, затем «бьются» о пограничный слой в точности как теннисные шарики бьются о стенку и отскакивают, если мы направим их один за другим к стенке теннисной ракеткой. Энергия газовых оболочек пузырей резко падает и, отскочив от поверхностного слоя, пузыри исчезают, “растворяясь” в воде. ВАЖНО САМИМ ВОСПРОИЗВЕСТИ ЭТОТ ЭФФЕКТ У СЕБЯ НА КУХНЕ!

Ссылка на видео: https://dzen.ru/video/watch/6a7b2227f1112873aba9ccd8

Эффект ассоциируется с градом, падающим на землю с отскоком, где градины не исчезают бесследно сразу, а тают медленно (это зависит от температуры земли и окружающей среды). Градиационный эффект тоже сильно зависит от температуры.

Итак, помимо горячей воды, от которой исходит пар (испарина видна на стенках стакана), мы используем обычную пищевую соду, насыпая в стакан чайную ложку. В прозрачной воде тут же начинают проявляться пузырьки газа. (В холодной воде эффект не проявляется). Выделяемые пузырьки – это углекислота СО2.

Но откуда она взялась в горячей воде? Ведь мы не насыщали воду углекислым газом в сатураторе под давлением. Сатуратор (или карбонизатор) сконструировал в 1770 году шведский химик Тоберн Бергман. Изначально аппарат использовался для химических опытов, а не для приготовления газированных напитков. При повышении давления и снижении температуры углекислый газ лучше растворяется в воде.

На схеме стрелками я показал отскок газовых пузырьков СО2, облачённых в газовые оболочки. Часть энергии пузырька действительно передаётся в поверхностный слой при отскоке, причём эта энергия «блокируется» оболочками капель воды. Энергия СО2 не может «прорваться» через более плотный поверхностный слой полностью.

* * *
На этом, собственно, завершается описание данного опыта.

Чтобы понять, что происходит на наших глазах с газовыми оболочками, привлечём «искусственный интеллект» (я чаще использую Алису AI).

Вопрос: пищевая сода для организма человека чем полезна и опасна?
Ответ Алисы AI:   

///Пищевая сода (гидрокарбонат натрия, NaHCO3) – вещество с двойственной природой: в кулинарии и быту она полезна, а при бесконтрольном приёме внутрь может серьёзно навредить.

Польза
В кулинарии и быту сода безопасна и эффективна:
– Разрыхлитель теста. При контакте с кислотой (кефир, сметана, лимонный сок) сода выделяет углекислый газ, делая выпечку пышной.

– Мягкое чистящее средство. Абразивные и щелочные свойства помогают удалять жир и загрязнения с поверхностей.

– Мягкие частицы соды удаляют налёт*, а щелочная среда временно нейтрализует кислоты. Однако использовать её в чистом виде для чистки зубов не рекомендуется из-за риска повреждения эмали.
*) при первых симптомах заболевания горла я иногда использую горячий раствор для полоскания: на стакан воды – по чайной ложке соды и соли и пару капель йода.

В фармацевтике гидрокарбонат натрия применяют целенаправленно:
– Входит в состав инфузионных растворов для коррекции ацидоза (закисления крови).

– Используется в шипучих таблетках и порошках от изжоги (антацидах).

Опасность при приёме внутрь
При неконтролируемом употреблении сода наносит вред:

– Нарушение кислотно-щелочного баланса (метаболический алкалоз).
Систематический приём приводит к защелачиванию крови. Это вызывает мышечные подёргивания, тошноту, головную боль, спутанность сознания, судороги и нарушения сердечного ритма.

– «Кислотный рикошет». При изжоге сода даёт лишь кратковременное облегчение. В ответ на резкое ощелачивание желудок вырабатывает ещё больше соляной кислоты (НСl), из-за чего изжога и боль возвращаются с новой силой.

– Нагрузка на сердечно-сосудистую систему. Избыток натрия задерживает жидкость, увеличивая объём циркулирующей крови и давление. Это особенно опасно при гипертонии, сердечной недостаточности и заболевании почек.

– Раздражение слизистых оболочек. Концентрированный раствор или сухой порошок могут химически раздражать слизистые желудка, пищевода и полости рта, провоцируя воспаления.

– Электролизный дисбаланс. Алкалоз нарушает баланс электролитов в первую очередь приводя к снижению уровня калия (гипокалиемия). Это проявляется мышечной слабостью, судорогами и аритмией. Также возможно снижение уровня кальция, что со временем может привести к вымыванию кальция из костей и повышению риска переломов**.
**) тут мы видим прямо противоположный результат от искомого процесса. Однако не нужно торопиться делать выводы, поскольку преднамеренное кальцинирование питьевой воды в системах водоподготовки, увеличивающее жёсткость воды, не способствует кровообращению, а наоборот, создаёт риск отложения кальциевых солей на стенках кровеносных сосудов в нашем организме.   

– Взаимодействие с лекарствами. Сода меняет кислотность среды и может непредсказуемо влиять на всасывание и эффективность многих препаратов (антибиотиков, антикоагулянтов, средств от давления).

– Мифы о народной медицине. Распространённые утверждения о том, что сода лечит простуду, онкологические заболевания, «очищает организм» или помогает при серьёзных болезнях, не имеют научных доказательств и могут быть опасны. Приём соды вместо обращения к врачу при серьёзных симптомах лишь создаёт иллюзию лечения***.
***) я часто использую соду при признаках аллергии в период цветения амброзии и других аллергенов. На кастрюлю кипятка – чайная ложка соды (ингаляция – 10 мин.)

Что важно знать
Безопасная дневная норма потребления для взрослого человека – не более 5 г.

Категорически не рекомендуется принимать соду внутрь без назначения врача. Если вас беспокоит изжога, повторяющаяся боль или другие симптомы , обратитесь к специалисту для выяснения причины и правильного лечения.

Таким образом, сода – полезный продукт для кухни и быта, но её применение в качестве «лекарства» требует осторожности и не должно становиться привычкой.///

Добавлю, что при неправильном употреблении соды (избыток при выпечке) могут образовываться газы в желудочно-кишечном тракте (ЖКТ), что вызывает резкие боли, часто с расстройством пищеварения. Мне помогает лекарственный препарат «Фосфалюгель». Препарат снижает активность пепсина (основного фермента желудочного сока), но при этом не провоцирует вторичную гиперсекрецию соляной кислоты. (Самолечение опасно – рекомендую проконсультироваться с врачом).

Вообще, надо понимать, соли организму необходимы, но нужен строгий баланс: опасны как недостаток, так и избыток солей. Причём, есть множество нюансов.

Вопрос: польза и вред поваренной соли для организма?
Ответ Алисы AI:

///Поваренная соль (хлорид натрия) – вещество, необходимое организму, но только в строго определённых количествах. Её избыток или недостаток одинаково опасны, поэтому важно соблюдать баланс.

Польза поваренной соли
В умеренных дозах соль выполняет ряд важных функций:

– Поддерживает водно-солевой баланс. Соль помогает удерживать жидкость в сосудах и клетках, обеспечивая стабильное осмотическое давление.

– Участвует в передаче нервных импульсов и работе мышц. Ионы натрия и хлора обеспечивают сокращение мышечных волокон, в том числе сердечной мышцы.*
*) мы помним, что мышцы состоят в основном из белка, а белок связан нитями или сегрегациями тонкоматериального эфира, составляющими основу углеводородного волокна (химическая формула С-Н). Сегрегации – это и есть проницаемые оболочки жидкостей и газов.

– Необходима для пищеварения. Хлор входит в состав соляной кислоты (НСl) желудочного сока, которая помогает переваривать белки и активирует некоторые ферменты.

– Стабилизирует кислотно-щелочной баланс.

– Участвует в формировании потенциала мембран клеток.

Вред избыточного потребления
Чрезмерное потребление соли наносит серьёзный вред здоровью:

– Повышает артериальное давление. Избыток натрия заставляет организм задерживать воду, чтобы разбавить концентрацию. Это увеличивает объём крови и нагрузку на сердце и сосуды, повышая риск гипертонии, инфаркта и инсульта.

– Создаёт нагрузку на почки. Чтобы вывести лишний натрий, организм активно выводит с мочой воду. Это может привести к дефициту кальция, мочекаменной болезни и другим проблемам с почками.

– Способствует отёкам. Задержка жидкости проявляется в виде отёков, особенно заметных по утрам.

– Повышает риски некоторых заболеваний. Есть данные о связи избытка соли с повышенным риском рака желудка, атеросклероза и катаракты.

– Может провоцировать проблемы с суставами. Избыток соли связывают с развитием артрозов и артритов.

– Усиливает аппетит. Соль может повышать тягу к солёной пище.

Чем опасен дефицит соли
Полное исключение соли из рациона тоже вредно. При её недостатке могут возникнуть:
– слабость, головокружение, сонливость;
– снижение мышечного тонуса и судороги;
– падение артериального давления;
– нарушения в работе сердца.

Рекомендации по потреблению
Всемирная организация здравоохранения (ВОЗ) рекомендует взрослым не превышать 5 граммов соли в день (примерно одна чайная ложка), учитывая и «скрытую» соль, которая уже содержится в готовых продуктах.///
Вопрос: что будет, если чистый натрий бросить в воду?
Ответ Алисы AI:

///Если бросить кусочек чистого натрия в воду, произойдёт бурная, а в некоторых случаях и взрывная химическая реакция. Это связано с высокой химической активностью натрия как щелочного металла.

Как протекает реакция
Уравнение реакции выглядит так:

2Na + 2H2O –> 2NaOH + H2 (газ)

То есть в результате образуется гидроксид натрия (NaOH, щёлочь) и газообразный водород (Н2).

Процесс выглядит так:

– Всплытие и плавание. Натрий легче воды, поэтому не тонет, а остаётся на поверхности. Выделяющееся при реакции тепло нагревает металл, он плавится и превращается в движущуюся по поверхности каплю.

– Выделение газа. Образующийся водород поднимается вверх, а из-за интенсивного парообразования вокруг капли формируется паровая подушка.

– Механическое перемешивание. Из-за электростатического отталкивания ионов на поверхности расплавленного металла образуются «шипы», которые прокалывают паровую прослойку*, увеличивая площадь контакта натрия с водой и ускоряя реакцию.
*) на самом деле торсионная структура водных оболочек, нагретых до состояния пара, расширяется, а не «прокалывается шипами». Сегрегации тонкоматериального эфира – это упругая система, подобная саморастягивающейся и самосжимающейся пружине из углеволокна – при температурном градиенте окружающей среды.

– Воспламенение водорода. Выделяющийся водород может воспламеняться при контакте с кислородом воздуха. Если кусочек натрия был достаточно крупным, это может привести к взрыву.

Почему это опасно
Реакция чрезвычайно опасна по нескольким причинам:

– Выделение большого количества тепла может привести к пожару.

– Взрывоопасность водорода. Накапливаясь, он создаёт высокое давление, что в закрытом сосуде может привести к его разрушению.

– Образование едких веществ. Помимо щёлочи, в ходе реакции могут формироваться пероксид** и оксид натрия. Эти соединения способны разъедать кожу и слизистые оболочки, вызывая тяжёлые ожоги и даже слепоту при попадании в глаза.
**) формула пероксида натрия Na2O2. Это бинарное неорганическое соединение натрия и кислорода. У вещества есть и другие названия: перекись натрия. Оно способно образовывать гидраты – например, Na2O2·8H2O.

Важные предупреждения
Не пытайтесь повторить этот эксперимент  самостоятельно! Работа с активными металлами должна проводиться только в специализированных лабораториях под строгим контролем опытных специалистов.

Если контакт с водой всё же произошел, необходимо немедленно промыть поражённый участок большим количеством воды и обратиться за медицинской помощью.///

Поскольку кальций относится к щёлочноземельным металлам и их оксиды образуют щёлочи при взаимодействии с водой, а сами металлы делают почву «щелочной», то для начала их нужно сравнить с щелочными металлами.

Вопрос: чем отличаются щелочные металлы от щелочноземельных?
Ответ Алисы AI:

///Щелочные и щелочноземельные металлы – это две группы очень активных металлов, но они заметно различаются по многим свойствам. Давайте разберём ключевые отличия.

Положение в периодической системе
– Щелочные металлы расположены в главной подгруппе I группы периодической системы Д.И.Менделеева. К ним относятся литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr).

– Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы. Традиционно к ним относят кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва) и радий (Ra). Бериллий (Ве) и магний (Mg) иногда рассматривают отдельно из-за отличий в свойствах.

Электронное строение и степень окисления
– У щелочных металлов на внешнем энергетическом уровне находится один электрон (электронная конфигурация ns1). В химических реакциях они легко отдают этот электрон, проявляя степень окисления +1.

– У щелочноземельных металлов на внешнем уровне два электрона (электронная конфигурация ns2). В соединениях они стабильно отдают два электрона, проявляя степень окисления +2.

Физические свойства
– Щелочные металлы – это мягкие вещества (легко режутся ножом), обладают низкой плотностью и низкими температурами плавления.

– Щелочноземельные металлы, напротив, более твёрдые и плотные, у них более высокие температуры плавления.

Химическая активность
– Щелочные металлы – одни из самых химически активных элементов. Их активность возрастает сверху вниз по группе: литий реагирует спокойно, натрий – с жёлтым пламенем, калий – со вспышкой, а цезий – со взрывом.

– Щелочноземельные металлы в целом менее активны, чем соответствующие щелочные. Например, магний реагирует с водой только при нагревании, а кальций, стронций и барий уже при комнатной температуре вытесняют из воды водород, образуя гидроксиды (щёлочи).

Взаимодействие с кислородом
– При горении на воздухе только литий образует оксид (Li2O). Остальные щелочные металлы (натрий, калий и др.) формируют пероксиды (Na2O2) или надпероксиды (КО2).

– Щелочноземельные металлы при взаимодействии с кислородом преимущественно образуют оксиды (MgO, CaO).

Физические характеристики
– Щелочные металлы – самые лёгкие среди металлов (литий, натрий, калий легче воды).

– Щелочноземельные металлы (за исключением радия) –  более тяжёлые.

Особенности соединений
– Гидроксиды щелочных металлов – это щёлочи, которые хорошо растворимы в воде.

– Гидроксиды щелочноземельных металлов (кроме гидроксида бериллия) – тоже щёлочи, но их растворимость в воде уменьшается с ростом радиуса металла.

– Оксиды щелочноземельных металлов (кроме оксида бериллия) проявляют преимущественно основные свойства.

Нахождение в природе
Оба типа металлов в природе встречаются только в виде соединений из-за высокой химической активности.

Таким образом, основное различие заключается в электронной структуре, степени активности, физических свойствах и характере образуемых соединений.///

* * *
После проведения такого нехитрого сравнения становится ясно, что кальциевые соединения, поступающие в организм человека в основном с водой и пищей, никак не могут способствовать быстрому росту костей скелета за короткий период времени (за 2-3 месяца в возрасте от 10 до 14 лет).

Есть скрытые возможности человеческого организма продуцировать кальций, но чтобы выявить эти процессы, нужно повести ещё серию опытов. Подводя черту под промежуточным итогом изысканий, следует ещё раз охарактеризовать кальций как щелочноземельный металл, используя быстрые ответы Алисы AI:

///Кальций (Са) – это химический элемент, который относится к щелочноземельным металлам. Он расположен в главной подгруппе второй группы (IIA) четвёртого периода периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева.

Общая характеристика
Щелочноземельные металлы – это кальций, стронций, барий и радий. Название связано с тем, что их оксиды (земли по-немецки – calx) образуют щёлочи при взаимодействии с водой, а сами металлы делают почву «щелочной».

Атомная структура: у атома кальция на внешнем уровне находятся два валентных электрона (электронная конфигурация – [Аr]4s2). Эти электроны легко отдаются в химических реакциях, поэтому кальций проявляет степень окисления +2 и образует устойчивые ионные соединения.

Физические свойства: кальций – это умеренно твёрдый, очень лёгкий металл серебристо-белого цвета. Существует в двух аллотропных модификациях: до 443°С устойчива альфа-Са с кубической гранецентрированной решёткой, а выше этой температуры – бета-Са с кубической объёмно-центрированной решёткой. Температура плавления – 842°С, кипения - 1494°С. Плотность кальция (1,526 г/см^3 при 20°С) – самая низкая в группе.

Химические свойства
Кальций – химически активный металл, но его активность ниже, чем у более тяжёлых щелочноземельных металлов (стронция, бария).

Некоторые реакции:
– С водой: кальций реагирует с водой, но без воспламенения, с образованием гидроксида кальция и водорода: Са + 2Н2О –> Са(ОН)2 + Н2 (газ).

– С кислородом: при взаимодействии с кислородом воздуха кальций образует оксид: 2Са + О2 –> 2СаО.

– С неметаллами: при обычных условиях кальций реагирует с галогенами (хлором, бромом, йодом), а с менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором) – только при нагревании.

Особенности хранения: из-за высокой реакционной способности кальций быстро тускнеет на воздухе, взаимодействуя с кислородом, углекислым газом и влагой. Поэтому его обычно хранят  в плотно закрытой таре под слоем керосина или жидкого парафина.

Качественная реакция: соединения кальция окрашивают пламя газовой горелки в кирпично-красный цвет.

Получение
Металлический кальций получают:
– Электролизом расплавов его солей, например, хлорида кальция (СаCl2).

– Алюминотермическим восстановлением оксида кальция (СаО) при высоких температурах (1170-1200°С).

Применение
Благодаря своим химическим свойствам кальций широко используется:

– Как восстановитель для получения трудно восстанавливаемых металлов (хром, торий, уран, титан, цирконий).

– В металлургии для раскисления и десульфурации сталей.

– В производстве некоторых сплавов, металлизированных стёкол, коллекторов солнечного излучения.

Таким образом, кальций – типичный представитель щелочноземельных металлов, сочетающий химическую активность с важными практическими применениями.///

Однако, этого нам на данном этапе изысканий совершенно недостаточно, поскольку необходимо выявить ещё прозрачность водных растворов, а также, найти, где всё-таки «скрывается» этот химически реакционный элемент? Будем сравнивать.

Вопрос: прозрачна ли натриевая вода?
Ответ Алисы AI:

///Да, натриевая вода прозрачна.

Сама по себе вода (Н2О) при нормальных условиях – это прозрачная, бесцветная жидкость, не имеющая запаха и вкуса. Присутствие в ней ионов натрия (Na+) не меняет этого свойства.

Ионы натрия не образуют в воде нерастворимых соединений, не создают взвесей и не поглощают свет в таком количестве, чтобы заметно снизить её прозрачность. Поэтому натриевая вода остаётся прозрачной.

Однако стоит учитывать, что при повышенных концентрациях натрия вода может приобретать солоноватый привкус. Предельно допустимая концентрация (ПДК) натрия в питьевой воде по российским нормативам составляет 200 мг/л.///

Вопрос: прозрачна ли кальциевая вода?
Ответ Алисы AI:

///Да, кальциевая вода обычно прозрачна. Растворённые в ней ионы кальция (Са2+) не имеют цвета и не создают видимой мути.

Кальций попадает в воду в виде растворимых солей – например, гидрокарбонатов, хлоридов или сульфатов кальция. Пока эти соединения полностью растворены, вода остаётся прозрачной.

Важный нюанс: вода становится мутной не из-за самого кальция, а когда растворённые соли начинают выпадать в осадок. Это часто происходит при изменении условий при нагреве (кипячении), испарении или сдвиге уровня рН. Именно поэтому мы видим косвенные признаки жёсткой воды: белый налёт на сантехнике, накипь в чайнике или «плохая пенистость» мыла.

Отдельно стоит упомянуть известковую воду – это прозрачный водный раствор гидроксида кальция (Са(ОН)2), который получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой.

Таким образом, сама по себе «кальциевая» вода (то есть вода с растворёнными солями кальция) прозрачна. Мутность появляется только при нарушении равновесия и выпадении солей в осадок.///

Вот тут как раз и кроется ключевой момент визуализации кальциевых солей в воде: нужно изменить так называемые нормальные условия для того, чтобы обнаружить присутствие кальция. ГРАДИАЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ ПОЗВОЛЯЕТ ЭТО ВИДЕТЬ!

Разница лишь в том, что натрий плавает на поверхности воды, создавая «подушку» из газовых пузырей – создаёт концентрацию поверхностной энергии. Кальций же, наоборот, выпадает в осадок, но при этом прочно въедается в поверхности чайника или кастрюли, изготовленных из разных материалов, включая нержавеющие стали. Эмалированная посуда тоже не защищает от образования накипи.

В газовой «подушке» на поверхности воды происходит СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ (кислотно-щелочного баланса), но в науках данный эффект не рассматривают как определяющее «переформатирование» условий взаимодействия оболочек газов и жидкостей, где рождаются новые структуры и преобразуются химические элементы. Эти процессы связаны, прежде всего с перераспределением энергий и формата (портрета) аллотропных модификаций и изомеров. Меняется кристаллическая решётка. Но надо чётко представлять, чем отличается аллотропия от изомерии.

Это два разных химических явления, суть которых заключается в разных способах существования элементов и соединений. Примеры аллотропных модификаций: кислород (О2) и озон (О3) или алмаз и графит. Примеры изомеров: С2Н6О (этанол и диметиловый эфир) цис- и транс-бутен-2, – одинаковая химическая формула. Кому интересно подробнее, найдите информацию в интернете самостоятельно.

Надо полагать, в очень узком промежутке – в «бурлящем» потоке между газовой «подушкой» и оболочками капель воды – происходят и г-резонансы (эффекты, дающие отклик, отзвук, подобно звукам отскакивающего теннисного шарика от стенки при разных углах атаки). В отличие от общеизвестного резонанса, который распространяется от источника во все стороны одинаково, и на который действует эффект Доплера (при взаимодействии с окружающей средой), вводится г-резонанс именно для понимания возбуждения ОБОЛОЧЕК ГАЗОВ И КАПЕЛЬ ЖИДКОСТЕЙ в плоскостной структуре, ограниченной тонким поверхностным слоем раздела фаз.

Это можно сравнить с откликом (отзвуком) теннисного шарика, случайно влетевшего в оконный проём между двумя прозрачными стёклами, где он вращаясь продолжает вибрировать, теряя первоначальную энергию, передавая её часть с каждым ударом то одному, то другому стеклу. Шарик может даже при ударах о стекло заискрить! Только для этого нужно чуточку поэкспериментировать, вспомнив о фосфорных спичках, которые зажигались при трении о подошву и даже о стекло (я зажигал и простые спички, чиркая о стекло). Правда белый фосфор опасен (ядовит), поэтому уже давно не выпускают такие спички. Но нас интересует информация о процессе.

Если белый фосфор и бертолетова соль (хлорат калия) входят в состав головок спичек, то при трении за счёт локального нагрева, который запускает химическую реакцию, механическая энергия легко преобразуется в тепловую (экзотермическая реакция). ОГОНЬ – ЭТО РЕЗУЛЬТАТ ТРЕНИЯ В ОПРЕДЕЛЁННЫХ УСЛОВИЯХ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ВЕЩЕСТВ. Механическое трение разрушает оболочки, и это – главное из условий образования плазмы (прямого контакта с кислородом воздуха).

Но есть химическое или тепловое возбуждение активных (агрессивных) элементов, которое также относится к ТРЕНИЮ, только на микроуровне. Тонкоматериальный мир не изучен от слова совсем. Явление трения, как и турбулентность, кавитация, статическое электричество, шаровая молния, аура, и многие-многие другие, – не то, что не изучены до конца, – их учёные преднамеренно избегают, поскольку не могут объяснить элементарных вещей о происхождении кальция, натрия, азота, кислорода и других веществ, о движении небесных тел, об образовании пара и газа, и далее по списку «неопределённостей» и «гипотез» в науках, где до сих пор «восседает» хаос.

Не мудрено, что взявшись за тему “о происхождении кальция”, просматривается те же самые подходы для выяснения “обстоятельств перераспределения энергии” и в энергетических оболочках между веществами, такими как азот (N) и натрий (Na), углерод (С) и кальций (Са), бор (В) и барий (Ва) и другими.

А это уже новые темы для исследований, поскольку здесь можно проводить прямые аналогии в подходах к научным изысканиям. Главное, что требуется понять из настоящего опыта, это то, что на границе раздела фаз вещество преобразуется, и часть его энергии отдаётся, а часть остаётся в веществе после отскока. Меняется размер оболочки и объём газа, а это уже чисто кубометрический параметр. Если в привычной геометрии рассматриваются проекции на плоскость, то в кубометрии играет ключевую роль масштабирование объёма вещества.

Откуда возникает пузырёк газа в воде, догадаться несложно, а вот куда он после отскока девается? Конечно же нужно рассматривать структуру воды. Клатраты, о которых речь шла в одной из предыдущих публикаций, имеют различные размеры для заполнения. Понятно, что именно в этих полостях между каплями воды, которые представляют собой локализованные образования, «прячутся» пузырьки газа. Они размещаются строго по размерам, и по сути НЕ ЯВЛЯЮТСЯ ДЕФЕКТАМИ («масс»), поскольку жизненно важны для выполнения определённых функций. Все процессы в Природе рассчитаны до мелочей, а биология и химия, как науки, переходят в разряд чисто механических преобразований, где всё предсказуемо и предопределено.

Несмотря на явно надуманную [людьми] терминологию, Природа проста, если для её описания использовать унифицированные подходы. Понимание того, что ВОДА – ЭТО ПОРИСТОЕ ВЕЩЕСТВО, даёт основание полагать, что ГРАДИАЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ ПРОЯВЛЯЕТ МНОГОФУНКЦИОНАЛЬНЫЙ ПОРТРЕТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИ АКТИВНЫХ ВЕЩЕСТВ С ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДОЙ.

Этот портрет, в зависимости от свойств возбуждаемых веществ, имеет только свои индивидуальные черты, постоянно меняющиеся как мимика у лицедея, и в то же время замкнутость циклов в ОБЪЁМНОЙ ГИСТЕРЕЗИСНОЙ ПЕТЛЕ не позволяет терять сходство каждого индивидуального вещества или соединения с собственным его портретом. Клатраты являют собой основу кластерных структур газов, жидкостей и кристаллических решёток твёрдых веществ. Несмотря на разные названия, среда обитания имеет в своей основе единый сорт энергии, из которой происходит весь материальный мир.

Вопрос: во сколько раз большие полости в клатратах воды больше малых полостей?
Ответ Алисы AI:

///В клатратных гидратах воды (газогидратах) большие и малые полости различаются по размеру в зависимости от кристаллической структуры – чаще всего рассматривают структуры I (sI) и II (sII).

Для структуры I (например, гидрат метана)

– Малая полость – примерно 0,52 нм в диаметре.
– Большая полость – примерно 0,59 нм в диаметре.

Отношение диаметров: 0,59/0,52 ~ 1,13, то есть большая полость лишь примерно на 13% шире малой.

Но поскольку объём пропорционален кубу диаметра, отношение объёмов будет:

(0,59/0,52)^3 ~ (1,135)^3 ~ 1,46

То есть объём большой полости примерно в 1,46 раза больше объёма малой.

Для структуры II (например, гидрат пропана или ТГФ – тетрагидрофурана, химическая формула С4Н8О, – органическое соединение класса циклических простых эфиров, используемый как универсальный растворитель)

– Малая полость – около 0,48 нм.
– Большая полость – около 0,69 нм.

Отношение диаметров: 0,69/048 ~ 1,44.
Отношение объёмов:

(0,69/0,48)^3 ~ (1,4375)^3 ~ 2,96

Значит, в структуре II большая полость по объёму примерно в 3 раза больше малой.

Важное уточнение
Полости в клатратах – это не идеальные сферы, а слегка деформированные многогранники (чаще всего 12-гранники для малых и 14–20-гранники для больших), поэтому точные значения могут немного варьироваться. Но для практических оценок используют именно приведённые диаметры и расчёт через куб отношения. ///

Я уточнил свой вопрос: газ-гость – углекислота в воде.
Ответ Алисы AI:

///Хороший вопрос! Когда речь идёт о системе «углекислый газ – вода» и образовании газовых гидратов, тут есть важный нюанс: сам каркас (полости) не меняются – меняется то, как молекула СО2 в них «вписывается». Я поясню, в чём тут дело.

Чаще всего в такой системе формируется гидрат структуры I (sI). В его элементарной ячейке есть два типа полостей:

– Малые – пентагональные додекаэдры (обозначают как 512). Их средний диаметр примерно 0,52 нм.
– Большие – тетракайдекаэдры (51262: 12 пятиугольных и 2 шестиугольных грани). Их диаметр около 0,59 нм.

Если посчитать отношение объёмов, получится примерно 1,46 раза – то есть большая полость лишь ненамного объёмнее малой.

Но вот в чём фишка с СО2. Молекула углекислого газа по размеру как раз ближе к диаметру большой полости. Поэтому она гораздо охотнее и стабильнее размещается именно в большой полости. В малой полости ей тесно, и хотя в экспериментах иногда фиксируют частичное заполнение малых полостей (до ~ 70%), в целом система предпочитает большие.*
*) мы теперь понимаем, что причиной заполнения малых полостей является только что описанный ГРАДИАЦИОННЫЙ ЭФФЕКТ с уменьшением объёма оболочки газа.

Для наглядности: если взять отношение диаметра молекулы СО2 к диаметру каждой полости, получится примерно 1,0 для большой полости (идеальное совпадение) и заметно больше 1 для малой – то есть в малой полости молекула «выпирает», что снижает стабильность.**)
**) на самом деле «излишек» СО2 «переформатируется» неким скрытым образом в поверхностном слое на границе раздела фаз, а не «выпирает» за пределы малых полостей. В малые полости «встраиваются» уже ионы производных промежуточных «переформатированных» веществ. По странному совпадению объём молекулы СО2 примерно в 1,56 раз больше иона кальция (по объёму, расчёт не привожу). Радиус иона Са2+: примерно 100 пм (пикометров). Молекула СО2 не является сферой, но её можно приближённо считать шаром с радиусом, равным расстоянию от центра до наиболее удалённой точки. Длина связи С-О в СО2 составляет около 116 пм, а длина всей молекулы – примерно 232 пм. Тогда эффективный радиус молекулы СО2 составляет примерно 116 пм.

Итог: сами полости в структуре I различаются по объёму примерно в 1,5 раза, но ключевая особенность системы «СО2 – вода» в том, что молекула-гость преимущественно занимает большую полость из-за  лучшего размерного соответствия.///

Вопрос: пищевая сода а воде при температуре воды 80 градусов
Ответ Алисы AI:

///При 80°С с пищевой содой (гидрокарбонатом натрия NaHCO3) в воде происходит сразу два процесса – и важно их не перепутать. Я коротко разберу оба, чтобы было понятно, что именно вы увидите.

Сначала – растворение. С ростом температуры растворимость гидрокарбоната натрия действительно увеличивается. Так что при 80°С он растворится лучше, чем в холодной воде. Это физический процесс: кристаллы распадаются на ионы (Na+ и НСО3-).

Но есть нюанс: при таких температурах (выше примерно 60°С) запускается и химическая реакция – термическое разложение. Сода начинает распадаться по уравнению: 2NaHCO3 –> Na2CO3 + CO2 (газ) + Н2О. То есть помимо ионов в растворе появляются новые вещества:

– Карбонат натрия (Na2CO3) – его ещё называют КАЛЬЦИНИРОВАННОЙ СОДОЙ.
– Углекислый газ (СО2) – именно его выделение вы и заметите визуально: в растворе появятся пузырьки, может быть лёгкое шипение.
– Вода (Н2О).

Чем выше температура в этом диапазоне, тем интенсивнее идёт разложение.

Практический вывод: если вы, например, добавите соду в очень горячую воду и увидите пузырьки – это не просто растворение, а именно химическая реакция разложения. В бытовых ситуациях (например, при готовке) это важно учитывать: часть исходной соды «испаряется» в виде газа, и если вы рассчитывали на определённое количество вещества в рецепте, результат может отличаться.///

В следующем опыте мы узнаем не только как СО2 «испаряется», но и меняет цвет!