Sulfato de Calcio - Calcium sulfate

Sulfato de Calcio
Sulfato de cálcio anidro
Sulfato de cálcio hemihidratado
Nomes
Outros nomes
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
DrugBank
ECHA InfoCard 100.029.000 Edite isso no Wikidata
Número EC
Número E E516 (reguladores de acidez, ...)
7487
KEGG
Número RTECS
UNII
  • InChI = 1S / Ca.H2O4S / c; 1-5 (2,3) 4 / h; (H2,1,2,3,4) / q + 2; / p-2 VerificaY
    Chave: OSGAYBCDTDRGGQ-UHFFFAOYSA-L VerificaY
  • InChI = 1 / Ca.H2O4S / c; 1-5 (2,3) 4 / h; (H2,1,2,3,4) / q + 2; / p-2
    Chave: OSGAYBCDTDRGGQ-NUQVWONBAU
  • [Ca + 2]. [O-] S ([O -]) (= O) = O
Propriedades
CaSO 4
Massa molar 136,14 g / mol (anidro)
145,15 g / mol (hemihidrato)
172,172 g / mol (dihidrato)
Aparência sólido branco
Odor inodoro
Densidade 2,96 g / cm 3 (anidro)
2,32 g / cm 3 (di-hidratado)
Ponto de fusão 1.460 ° C (2.660 ° F; 1.730 K) (anidro)
0,26 g / 100ml a 25 ° C (dihidrato)
4,93 × 10 −5 mol 2 L −2 (anidro)
3,14 × 10 −5 (diidrato)
Solubilidade em glicerol ligeiramente solúvel (diidrato)
Acidez (p K a ) 10,4 (anidro)
7,3 (dihidrato)
-49,7 · 10 −6 cm 3 / mol
Estrutura
ortorrômbico
Termoquímica
107 J · mol −1 · K −1
Entalpia de
formação padrão (Δ f H ⦵ 298 )
-1433 kJ / mol
Perigos
Ficha de dados de segurança Veja: página de dados
ICSC 1589
NFPA 704 (diamante de fogo)
1
0
0
Ponto de inflamação Não inflamável
NIOSH (limites de exposição à saúde dos EUA):
PEL (permitido)
 TWA 15 mg / m 3 (total) TWA 5 mg / m 3 (resp) [apenas para a forma anidra]
REL (recomendado)
 TWA 10 mg / m 3 (total) TWA 5 mg / m 3 (resp) [apenas anidro]
IDLH (perigo imediato)
 WL
Compostos relacionados
Outros cátions
Sulfato de magnésio Sulfato de
estrôncio Sulfato de
bário
Dessecantes relacionados
Cloreto de cálcio
sulfato de magnésio
Compostos relacionados
 Gesso de gesso parisiense
Página de dados suplementares
Índice de refração ( n ),
constante dielétrica (ε r ), etc.

Dados termodinâmicos
 Comportamento da fase
sólido-líquido-gás
UV , IR , NMR , MS
Exceto onde indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
☒N verificar  (o que é   ?) VerificaY☒N
Referências da Infobox

Sulfato de cálcio (ou sulfato de cálcio ) é o composto inorgânico com a fórmula CaSO 4 e hidratos relacionados . Na forma de γ- anidrita (a forma anidra ), é usada como dessecante . Um hidrato específico é mais conhecido como gesso de Paris e outro ocorre naturalmente como gesso mineral . Tem muitos usos na indústria. Todas as formas são sólidos brancos que são pouco solúveis em água. O sulfato de cálcio causa dureza permanente na água.

Estados de hidratação e estruturas cristalográficas

O composto existe em três níveis de hidratação correspondentes a diferentes estruturas cristalográficas e a diferentes minerais na natureza:

  • CaSO 4 ( anidrita ): estado anidro.
  • CaSO 4 · 2 H 2 O ( gesso e selenito (mineral) ): di-hidratado.
  • CaSO 4 · 1 ⁄ 2 H 2 O ( bassanita ): hemihidrato, também conhecido como gesso de Paris . Os hemihidratos específicos às vezes são distinguidos: α-hemihidrato e β-hemihidrato.

Usos

O principal uso do sulfato de cálcio é na produção de gesso e estuque . Estas aplicações exploram o fato de que o sulfato de cálcio que foi pulverizado e calcinado forma uma pasta moldável após hidratação e endurece como sulfato de cálcio di-hidratado cristalino. Também é conveniente que o sulfato de cálcio seja pouco solúvel em água e não se dissolva prontamente em contato com a água após sua solidificação.

Reações de hidratação e desidratação

Com aquecimento criterioso, o gesso se converte no mineral parcialmente desidratado chamado bassanita ou gesso de Paris . Este material tem a fórmula CaSO 4 · ( n H 2 O), onde 0,5 ≤ n ≤ 0,8. Temperaturas entre 100 e 150 ° C (212–302 ° F) são necessárias para expulsar a água dentro de sua estrutura. Os detalhes da temperatura e do tempo dependem da umidade ambiente. Temperaturas tão altas quanto 170 ° C (338 ° F) são usadas na calcinação industrial, mas nessas temperaturas a y-anidrita começa a se formar. A energia térmica fornecida ao gesso neste momento (o calor da hidratação) tende a expulsar a água (como vapor de água) em vez de aumentar a temperatura do mineral, que sobe lentamente até que a água desapareça, então aumenta mais rapidamente . A equação para a desidratação parcial é:

CaSO 4 · 2 H 2 O → CaSO 4 · 1/2H 2 O + 1+1/2H 2 O ↑

A propriedade endotérmica dessa reação é relevante para o desempenho do drywall , conferindo resistência ao fogo em estruturas residenciais e outras. Em um incêndio, a estrutura atrás de uma folha de drywall permanecerá relativamente fria à medida que a água é perdida do gesso, evitando assim (ou retardando substancialmente) danos à estrutura (por meio da combustão de membros de madeira ou perda de resistência do aço em altas temperaturas) e conseqüente colapso estrutural. Porém, em temperaturas mais altas, o sulfato de cálcio libera oxigênio e age como um agente oxidante . Esta propriedade é usada em aluminotermia . Em contraste com a maioria dos minerais, que quando reidratados simplesmente formam pastas líquidas ou semilíquidas, ou permanecem em pó, o gesso calcinado tem uma propriedade incomum: quando misturado com água em temperaturas normais (ambiente), ele rapidamente reverte quimicamente para a forma di-hidratada preferida, enquanto fisicamente "assenta" para formar uma estrutura de cristal de gesso rígida e relativamente forte:

CaSO 4 ·1/2H 2 O + 1+1/2H 2 O → CaSO 4 · 2 H 2 O

Essa reação é exotérmica e é responsável pela facilidade com que o gesso pode ser moldado em várias formas, incluindo folhas (para drywall ), gravetos (para giz de quadro-negro) e moldes (para imobilizar ossos quebrados ou fundição de metal). Misturado com polímeros, tem sido utilizado como cimento para reparo ósseo. Pequenas quantidades de gesso calcinado são adicionadas à terra para criar estruturas fortes diretamente da terra fundida , uma alternativa ao adobe (que perde sua resistência quando molhado). As condições de desidratação podem ser alteradas para ajustar a porosidade do hemihidrato, resultando nos chamados α- e β-hemihidratos (que são mais ou menos quimicamente idênticos).

No aquecimento a 180 ° C (356 ° F), a forma quase isenta de água, chamada y-anidrita (CaSO 4 · n H 2 O onde n = 0 a 0,05) é produzida. A γ-anidrita reage lentamente com a água para retornar ao estado di-hidratado, uma propriedade explorada em alguns dessecantes comerciais . No aquecimento acima de 250 ° C, sob a forma completamente anidro chamado β-anidrite ou "natural" anidrite é formado. A anidrita natural não reage com a água, mesmo em escalas de tempo geológicas, a menos que seja moída de maneira muito fina.

A composição variável do hemi-hidrato e γ-anidrita, e sua fácil inter-conversão, é devido às suas estruturas cristalinas quase idênticas contendo "canais" que podem acomodar quantidades variáveis ​​de água, ou outras pequenas moléculas como o metanol .

Indústria alimentícia

Os hidratos de sulfato de cálcio são usados ​​como coagulante em produtos como o tofu .

Para o FDA , é permitido em Queijos e Produtos de Queijo Relacionados; Farinhas de Cereais; Produtos de confeitaria; Sobremesas congeladas; Adoçantes artificiais para geléias e conservas; Legumes de condimento; e tomate condimento e alguns doces.

É conhecido na série de números E como E516 , e a FAO da ONU o conhece como um agente firmador, um agente de tratamento de farinha, um sequestrante e um agente fermentador.

Odontologia

O sulfato de cálcio tem uma longa história de uso em odontologia. Tem sido usado na regeneração óssea como um material de enxerto e ligante / extensor de enxerto e como uma barreira na regeneração de tecido guiada. É um material incomumente biocompatível e é completamente reabsorvido após a implantação. Não evoca uma resposta significativa do hospedeiro e cria um ambiente rico em cálcio na área de implantação.

Outros usos

Drierite

Quando vendido no estado anidro como um dessecante com um agente indicador de cor sob o nome de Drierite , aparece azul (anidro) ou rosa (hidratado) devido à impregnação com cloreto de cobalto (II) , que funciona como um indicador de umidade.

Até a década de 1970, quantidades comerciais de ácido sulfúrico eram produzidas em Whitehaven ( Cumbria , Reino Unido) a partir de sulfato de cálcio anidro. Após ser misturado com xisto ou marga , e torrado, o sulfato de liberta trióxido de enxofre gás, um precursor de ácido sulfúrico de produção, a reacção também produz silicato de cálcio , um mineral essencial fase no cimento clínquer produção.

CaSO 4 + SiO 2 → CaSiO 3 + SO 3

Produção e ocorrência

As principais fontes de sulfato de cálcio são o gesso e a anidrita de ocorrência natural , que ocorrem em muitos locais do mundo como evaporitos . Estes podem ser extraídos por pedreiras a céu aberto ou por mineração profunda. A produção mundial de gesso natural é de cerca de 127 milhões de toneladas por ano.

Além de fontes naturais, o sulfato de cálcio é produzido como um subproduto em vários processos:

Esses processos de precipitação tendem a concentrar elementos radioativos no produto de sulfato de cálcio. Esse problema é particular com o subproduto de fosfato, uma vez que os minérios de fosfato contêm urânio e seus produtos de decomposição , como rádio-226 , chumbo-210 e polônio-210 .

O sulfato de cálcio também é um componente comum de depósitos de incrustação em trocadores de calor industriais, porque sua solubilidade diminui com o aumento da temperatura (consulte a seção específica sobre a solubilidade retrógrada).

Solubilidade retrógrada

A dissolução das diferentes fases cristalinas do sulfato de cálcio em água é exotérmica e libera calor (diminuição da entalpia : ΔH <0). Como consequência imediata, para prosseguir, a reação de dissolução precisa evacuar esse calor que pode ser considerado um produto da reação. Se o sistema for resfriado, o equilíbrio de dissolução evoluirá para a direita de acordo com o princípio de Le Chatelier e o sulfato de cálcio se dissolverá mais facilmente. Assim, a solubilidade do sulfato de cálcio aumenta à medida que a temperatura diminui e vice-versa. Se a temperatura do sistema for elevada, o calor da reação não pode se dissipar e o equilíbrio regredirá para a esquerda de acordo com o princípio de Le Chatelier. A solubilidade do sulfato de cálcio diminui com o aumento da temperatura. Este comportamento de solubilidade contra-intuitivo é chamado de solubilidade retrógrada. É menos comum do que para a maioria dos sais cuja reação de dissolução é endotérmica (ou seja, a reação consome calor: aumento da entalpia : ΔH> 0) e cuja solubilidade aumenta com a temperatura. Outro composto de cálcio, o hidróxido de cálcio (Ca (OH) 2 , portlandita ) também exibe uma solubilidade retrógrada pelo mesmo motivo termodinâmico: porque sua reação de dissolução também é exotérmica e libera calor. Portanto, para dissolver a quantidade máxima de sulfato de cálcio ou hidróxido de cálcio na água, é necessário resfriar a solução até o ponto de congelamento em vez de aumentar sua temperatura.

Dependência da temperatura da solubilidade do sulfato de cálcio (3 fases) em água pura.

A solubilidade retrógrada do sulfato de cálcio também é responsável por sua precipitação na zona mais quente dos sistemas de aquecimento e por sua contribuição para a formação de incrustações em caldeiras junto com a precipitação do carbonato de cálcio cuja solubilidade também diminui quando o CO 2 degase da água quente ou pode escapar do sistema.

No planeta Marte

As descobertas de 2011 do rover Opportunity no planeta Marte mostram uma forma de sulfato de cálcio em uma veia na superfície. As imagens sugerem que o mineral é gesso .

Veja também

Referências

links externos