Óxido de calcio

El óxido de calcio ( CaO ), comúnmente conocido como cal viva o cal quemada , es un compuesto químico ampliamente utilizado. Es un sólido blanco, cáustico , alcalino y cristalino a temperatura ambiente. El término ampliamente utilizado " cal " connota materiales inorgánicos que contienen calcio, en los que predominan los carbonatos, óxidos e hidróxidos de calcio, silicio, magnesio, aluminio y hierro. Por el contrario, la cal viva se aplica específicamente al compuesto químico único óxido de calcio. El óxido de calcio que sobrevive al procesamiento sin reaccionar en productos de construcción como el cemento se llama cal libre.. [5]

Óxido de calcio
Óxido de calcio
Polvo de óxido de calcio.JPG
Nombres
Nombre IUPAC
Óxido de calcio
Otros nombres
Cal viva, cal quemada, cal sin cocer, cal guijarro, calcia
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
CHEBI
CHEMBL
ChemSpider
Tarjeta de información ECHA 100.013.763 Edita esto en Wikidata
Número CE
  • 215-138-9
Número e E529 (reguladores de acidez, ...)
485425
KEGG
Número RTECS
  • EW3100000
UNII
un numero 1910
  • InChI = 1S / Ca.O
    Clave: ODINCKMPIJJUCX-UHFFFAOYSA-N
  • InChI = 1 / Ca.O / rCaO / c1-2
    Clave: ODINCKMPIJJUCX-BFMVISLHAU
  • O = [Ca]
Propiedades
CaO
Masa molar 56,0774  g / mol
Apariencia Polvo de color blanco a amarillo pálido / marrón
Olor Inodoro
Densidad 3,34  g / cm 3 [1]
Punto de fusion 2.613 ° C (4.735 ° F; 2.886 K) [1]
Punto de ebullición 2.850 ° C (5.160 ° F; 3.120 K) (100 hPa ) [2] 
Reacciona para formar hidróxido de calcio.
Solubilidad en metanol Insoluble (también en dietiléter , octanol )
Acidez (p K a )12,8
Susceptibilidad magnética (χ)
−15,0 × 10 −6  cm 3 / mol
Estructura
Estructura cristalina
Cúbico , cF8
Termoquímica
Entropía molar estándar ( S o 298 )
40 J · mol −1 · K −1 [3]
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 )
−635 kJ · mol −1 [3]
Farmacología
Código ATCvet
QP53AX18 ( OMS )
Peligros
Ficha de datos de seguridad Hazard.com
Pictogramas GHS GHS05: corrosivoGHS07: Nocivo
Palabra de señal GHS Peligro
Declaraciones de peligro GHS
H302 , H314 , H315 , H318 , H335
Consejos de prudencia del SGA
P260 , P261 , P264 , P270 , P271 , P280 , P301 + 312 , P301 + 330 + 331 , P302 + 352 , P303 + 361 + 353 , P304 + 340 , P305 + 351 + 338 , P310 , P312 , P321 , P330 , P332 + 313 , P362 , P363 , P403 + 233 , P405 , P501
NFPA 704 (diamante de fuego)
3
0
2
W
punto de inflamabilidad No inflamable [4]
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.):
PEL (permitido)
TWA 5  mg / m 3 [4]
REL (recomendado)
TWA 2  mg / m 3 [4]
IDLH (peligro inmediato)
25  mg / m 3 [4]
Compuestos relacionados
Otros aniones
Sulfuro de
calcio Hidróxido de
calcio Seleniuro de
calcio Telururo de calcio
Otros cationes
Óxido de berilio Óxido de
magnesio Óxido de
estroncio Óxido de
bario Óxido de
radio
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Referencias de Infobox

La cal viva es relativamente barata. Tanto él como un derivado químico ( hidróxido de calcio , del cual la cal viva es el anhídrido base ) son productos químicos básicos importantes.

El óxido de calcio generalmente se produce mediante la descomposición térmica de materiales, como piedra caliza o conchas marinas , que contienen carbonato de calcio (CaCO 3 ; calcita mineral ) en un horno de cal . Esto se logra calentando el material por encima de 825 ° C (1517 ° F), [6] un proceso llamado calcinación o cal de leña , para liberar una molécula de dióxido de carbono (CO 2 ), dejando cal viva.

CaCO 3 (s) → CaO (s) + CO 2 (g)

La cal viva no es estable y, cuando se enfría, reacciona espontáneamente con el CO 2 del aire hasta que, después de un tiempo suficiente, se convierte completamente de nuevo en carbonato de calcio, a menos que se apague con agua para que fragüe como yeso o mortero de cal .

La producción mundial anual de cal viva es de alrededor de 283 millones de toneladas. China es, con mucho, el mayor productor del mundo, con un total de alrededor de 170 millones de toneladas por año. Estados Unidos es el siguiente en tamaño, con alrededor de 20 millones de toneladas por año. [7]

Se  requieren aproximadamente 1,8 t de piedra caliza por cada 1,0  t de cal viva. La cal viva tiene una gran afinidad por el agua y es un desecante más eficaz que el gel de sílice . La reacción de la cal viva con el agua se asocia con un aumento de volumen en un factor de al menos 2,5. [8]

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Una demostración del apagado de la cal viva como una reacción fuertemente exotérmica. Se agregan gotas de agua a trozos de cal viva. Después de un tiempo, se produce una reacción exotérmica pronunciada ("apagado de la cal"). La temperatura puede alcanzar hasta unos 300 ° C (572 ° F).
  • El uso principal de la cal viva se encuentra en el proceso básico de fabricación de acero con oxígeno (BOS). Su uso varía entre 30 y 50 kilogramos (65-110 libras) por tonelada de acero. La cal viva neutraliza los óxidos ácidos, SiO 2 , Al 2 O 3 y Fe 2 O 3 , para producir una escoria fundida básica. [8]
  • La cal viva molida se utiliza en la producción de bloques de hormigón celular , con densidades de aprox. 0,6–1,0 g / cm 3 (9,8–16,4 g / pulgada cúbica). [8]
  • La cal viva y la cal hidratada pueden aumentar considerablemente la capacidad de carga de los suelos arcillosos. Lo hacen reaccionando con sílice y alúmina finamente divididas para producir silicatos y aluminatos de calcio, que poseen propiedades cementantes. [8]
  • En otros procesos se utilizan pequeñas cantidades de cal viva; por ejemplo, la producción de vidrio, cemento de aluminato de calcio y productos químicos orgánicos. [8]
  • Calor: La cal viva libera energía térmica mediante la formación del hidrato, hidróxido de calcio , mediante la siguiente ecuación: [9]
CaO (s) + H 2 O (l) ⇌ Ca (OH) 2 (aq) (ΔH r = −63.7  kJ / mol de CaO)
A medida que se hidrata, se produce una reacción exotérmica y el sólido se hincha. El hidrato se puede reconvertir en cal viva eliminando el agua calentándola hasta que se enrojezca para revertir la reacción de hidratación. Un litro de agua se combina con aproximadamente 3,1 kilogramos (6,8 libras) de cal viva para dar hidróxido de calcio más 3,54  MJ de energía. Este proceso se puede utilizar para proporcionar una fuente de calor portátil conveniente, como para calentar alimentos en el lugar en una lata que se calienta automáticamente , cocinar y calentar agua sin llamas abiertas. Varias empresas venden kits de cocina que utilizan este método de calentamiento. [10]
  • Se conoce como un aditivo alimentario a la FAO como un regulador de la acidez, un agente de tratamiento de las harinas y como leavener. [11] Tiene el número E E529 .
  • Luz: cuando la cal viva se calienta a 2.400 ° C (4.350 ° F), emite un brillo intenso. Esta forma de iluminación se conoce como centro de atención y se utilizó ampliamente en producciones teatrales antes de la invención de la iluminación eléctrica. [12]
  • Cemento: el óxido de calcio es un ingrediente clave para el proceso de fabricación de cemento .
  • Como álcali barato y ampliamente disponible. Aproximadamente el 50% de la producción total de cal viva se convierte en hidróxido de calcio antes de su uso. Tanto la cal viva como la hidratada se utilizan en el tratamiento del agua potable. [8]
  • Industria del petróleo: las pastas detectoras de agua contienen una mezcla de óxido de calcio y fenolftaleína . Si esta pasta entra en contacto con agua en un tanque de almacenamiento de combustible, el CaO reacciona con el agua para formar hidróxido de calcio. El hidróxido de calcio tiene un pH lo suficientemente alto como para convertir la fenolftaleína en un vivo color rosa violáceo, lo que indica la presencia de agua.
  • Papel: El óxido de calcio se utiliza para regenerar hidróxido de sodio a partir de carbonato de sodio en la recuperación química en las plantas de celulosa Kraft.
  • Yeso: Existe evidencia arqueológica de que los humanos del Neolítico B anterior a la alfarería usaban yeso a base de piedra caliza para pisos y otros usos. [13] [14] [15] Este suelo de ceniza de cal se mantuvo en uso hasta finales del siglo XIX.
  • Producción química o de energía: se pueden usar aerosoles sólidos o lechadas de óxido de calcio para eliminar el dióxido de azufre de las corrientes de escape en un proceso llamado desulfuración de gases de combustión .
  • Minería: los cartuchos de cal comprimida explotan las propiedades exotérmicas de la cal viva para romper rocas. Se perfora un agujero de perdigones en la roca de la forma habitual y se coloca dentro y se apisona un cartucho sellado de cal viva . Luego se inyecta una cantidad de agua en el cartucho y la liberación de vapor resultante, junto con el mayor volumen del sólido hidratado residual, rompe la roca. El método no funciona si la roca es particularmente dura. [16] [17] [18]
  • Eliminación de cadáveres: Históricamente, se creía que la cal viva era eficaz para acelerar la descomposición de cadáveres. Esto fue bastante erróneo, y la aplicación de cal viva puede incluso promover la conservación; aunque puede ayudar a erradicar el hedor de la descomposición, lo que puede haber llevado a la gente a suponer que era la carne real la que se había consumido. [19]

Arma

En el 80 a. C., el general romano Sertorio desplegó asfixiantes nubes de polvo de cal cáustica para derrotar a los Characitani de Hispania , que se habían refugiado en cuevas inaccesibles. [20] Un polvo similar se usó en China para sofocar una revuelta campesina armada en 178 d. C., cuando carros de cal equipados con fuelles arrojaron polvo de piedra caliza a la multitud. [21]

También se cree que la cal viva fue un componente del fuego griego . Al entrar en contacto con el agua, la cal viva aumentaría su temperatura por encima de 150 ° C (302 ° F) y encendería el combustible. [22]

David Hume , en su Historia de Inglaterra , relata que a principios del reinado de Enrique III , la Armada inglesa destruyó una flota francesa invasora cegando a la flota enemiga con cal viva. [23] Es posible que la cal viva se haya utilizado en la guerra naval medieval, hasta el uso de "morteros de cal" para arrojarla a los barcos enemigos. [24]

Sustitutos

La piedra caliza es un sustituto de la cal en muchas aplicaciones, que incluyen la agricultura, el fundente y la eliminación de azufre. La piedra caliza, que contiene material menos reactivo, es más lenta de reaccionar y puede tener otras desventajas en comparación con la cal, dependiendo de la aplicación; sin embargo, la piedra caliza es considerablemente menos cara que la cal. El yeso calcinado es un material alternativo en revoques y morteros industriales. El cemento, el polvo de los hornos de cemento, las cenizas volantes y el polvo de los hornos de cal son posibles sustitutos de algunos usos de la cal en la construcción. El hidróxido de magnesio es un sustituto de la cal en el control del pH y el óxido de magnesio es un sustituto de la cal dolomítica como fundente en la fabricación de acero. [25]

Debido a la reacción vigorosa de la cal viva con el agua, la cal viva causa irritación severa cuando se inhala o se pone en contacto con la piel o los ojos húmedos. La inhalación puede provocar tos, estornudos y dificultad para respirar. Luego puede evolucionar a quemaduras con perforación del tabique nasal, dolor abdominal, náuseas y vómitos. Aunque la cal viva no se considera un peligro de incendio, su reacción con el agua puede liberar suficiente calor para encender materiales combustibles. [26]

Es de destacar que el CaO también es una especie mineral separada, llamada cal. Un mineral pirometamórfico, es raro, ya que es inestable en el aire húmedo y se convierte rápidamente en portlandita , Ca (OH) 2 . [27] [28]

  1. ↑ a b Haynes, William M., ed. (2011). Manual CRC de Química y Física (92ª ed.). Boca Raton, FL: CRC Press . pag. 4.55. ISBN 1439855110.
  2. ^ Calciumoxid Archivado el 30 de diciembre de 2013 en la Wayback Machine . Base de datos GESTIS
  3. ^ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos 6th Ed . Compañía Houghton Mifflin. pag. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
  4. ^ a b c d Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos. "# 0093" . Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  5. ^ "free lime" Archivado el 9 de diciembre de 2017 en la Wayback Machine . DictionaryOfConstruction.com.
  6. ^ Merck Index of Chemicals and Drugs, monografía de la novena edición 1650
  7. ^ Miller, M. Michael (2007). "Lima". Anuario de minerales (PDF) . Servicio Geológico de EE . UU . pag. 43.13.
  8. ^ a b c d e f Tony Oates (2007), "Lime and Limestone", Enciclopedia de química industrial de Ullmann (7ª ed.), Wiley, págs. 1–32, doi : 10.1002 / 14356007.a15_317 , ISBN 978-3527306732
  9. ^ Collie, Robert L. "Sistema de calefacción solar" Patente de Estados Unidos 3.955.554 emitida el 11 de mayo de 1976
  10. ^ Gretton, Lel. "Cal para cocinar - ollas medievales a latas del siglo XXI" . Antiguo e interesante . Consultado el 13 de febrero de 2018 .
  11. ^ "Resumen compuesto para CID 14778 - Óxido de calcio" . PubChem.
  12. ^ Gray, Theodore (septiembre de 2007). "Centro de atención en el centro de atención" . Ciencia popular : 84.
  13. ^ Hombre del Neolítico: ¿El primer leñador? . Phys.org (9 de agosto de 2012). Consultado el 22 de enero de 2013.
  14. ^ Karkanas, P .; Stratouli, G. (2011). "Pisos de yeso de cal neolítico en la cueva Drakaina, isla de Kephalonia, Grecia occidental: evidencia de la importancia del sitio". Anual de la Escuela Británica de Atenas . 103 : 27–41. doi : 10.1017 / S006824540000006X .
  15. ^ Connelly, Ashley Nicole (mayo de 2012) Análisis e interpretación de los rituales mortuorios neolíticos del Cercano Oriente desde una perspectiva comunitaria . Tesis de la Universidad de Baylor, Texas
  16. ^ Walker, Thomas A (1888). El túnel de Severn su construcción y dificultades . Londres: Richard Bentley e hijo. pag. 92 .
  17. ^ "Notas científicas e industriales". Manchester Times . Manchester, Inglaterra: 8. 13 de mayo de 1882.
  18. ^ Patente estadounidense 255042, 14 de marzo de 1882
  19. ^ Schotsmans, Eline MJ; Denton, John; Dekeirsschieter, Jessica; Ivaneanu, Tatiana; Leentjes, Sarah; Janaway, Rob C .; Wilson, Andrew S. (abril de 2012). "Efectos de la cal hidratada y la cal viva en la descomposición de restos humanos enterrados utilizando cadáveres de cerdo como análogos del cuerpo humano" . Internacional de Ciencias Forenses . 217 (1–3): 50–59. doi : 10.1016 / j.forsciint.2011.09.025 . PMID  22030481 .
  20. ^ Plutarco , "Sertorius 17.1–7" , Vidas paralelas.
  21. ^ Adrienne Mayor (2005), "Ancient Warfare and Toxicology", en Philip Wexler (ed.), Encyclopedia of Toxicology , 4 (2ª ed.), Elsevier, págs. 117-121, ISBN 0-12-745354-7
  22. ^ Croddy, Eric (2002). Guerra química y biológica: una encuesta completa para el ciudadano interesado . Saltador. pag. 128. ISBN 0-387-95076-1.
  23. ^ David Hume (1756). Historia de Inglaterra . Yo .
  24. ^ Sayers, W. (2006). "El uso de la cal viva en la guerra naval medieval". El espejo del marinero . Volumen 92. Número 3. págs. 262–269.
  25. ^ https://prd-wret.s3-us-west-2.amazonaws.com/assets/palladium/production/atoms/files/mcs-2019-lime.pdf
  26. ^ CaO MSDS archivado el 1 de mayo de 2012 en la Wayback Machine . hazard.com
  27. ^ https://www.mindat.org/min-2401.html
  28. ^ https://www.ima-mineralogy.org/Minlist.htm

  • Información y estadísticas de cal del Servicio Geológico de los Estados Unidos
  • Factores que afectan la calidad de la cal viva
  • Científico estadounidense (discusión sobre ladatación del mortero en 14 C)
  • Químico de la semana - Lima
  • Ficha de datos de seguridad de materiales
  • CDC - Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos