El sulfato de calcio (o sulfato de calcio ) es el compuesto inorgánico con la fórmula CaSO 4 e hidratos relacionados . En forma de γ- anhidrita (la forma anhidra ), se utiliza como desecante . Un hidrato en particular se conoce mejor como yeso de París , y otro se produce naturalmente como yeso mineral . Tiene muchos usos en la industria. Todas las formas son sólidos blancos que son poco solubles en agua. [5] El sulfato de calcio provoca una dureza permanente en el agua.
 | |
 | |
| Nombres | |
|---|---|
| Otros nombres | |
| Identificadores | |
| |
Modelo 3D ( JSmol ) | |
| CHEBI |
|
| CHEMBL | |
| ChemSpider | |
| DrugBank | |
| Tarjeta de información ECHA | 100.029.000  |
| Número CE |
|
| Número e | E516 (reguladores de acidez, ...) |
| 7487 | |
| KEGG | |
PubChem CID |
|
| Número RTECS |
|
| UNII |
|
Tablero CompTox ( EPA ) | |
| |
| |
| Propiedades | |
| CaSO 4 | |
| Masa molar | 136,14 g / mol (anhidro) 145,15 g / mol (hemihidrato) 172,172 g / mol (dihidrato) |
| Apariencia | Blanco sólido |
| Olor | inodoro |
| Densidad | 2,96 g / cm 3 (anhidro) 2,32 g / cm 3 (dihidrato) |
| Punto de fusion | 1.460 ° C (2.660 ° F; 1.730 K) (anhidro) |
| 0,26 g / 100 ml a 25 ° C (dihidrato) [1] | |
Producto de solubilidad ( K sp ) | 4,93 × 10 −5 mol 2 L −2 (anhidro) 3,14 × 10 −5 (dihidrato) [2] |
| Solubilidad en glicerol | ligeramente soluble (dihidrato) |
| Acidez (p K a ) | 10,4 (anhidro) 7,3 (dihidrato) |
Susceptibilidad magnética (χ) | -49,7 · 10 −6 cm 3 / mol |
| Estructura | |
Estructura cristalina | ortorrómbico |
| Termoquímica | |
Entropía molar estándar ( S | 107 J · mol −1 · K −1 [3] |
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 ) | -1433 kJ / mol [3] |
| Peligros | |
| Ficha de datos de seguridad | Ver: página de datos ICSC 1589 |
| NFPA 704 (diamante de fuego) |  1 0 0 |
| punto de inflamabilidad | No es inflamable |
| NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |
PEL (permitido) | TWA 15 mg / m 3 (total) TWA 5 mg / m 3 (resp) [solo para la forma anhidra] [4] |
REL (recomendado) | TWA 10 mg / m 3 (total) TWA 5 mg / m 3 (resp) [solo anhidro] [4] |
IDLH (peligro inmediato) | ND [4] |
| Compuestos relacionados | |
Otros cationes | Sulfato de magnesio Sulfato de estroncio Sulfato de bario |
Desecantes relacionados | Cloruro de calcio Sulfato de magnesio |
Compuestos relacionados | Escayola Yeso |
| Página de datos complementarios | |
Estructura y propiedades | Índice de refracción ( n ), constante dieléctrica (ε r ), etc. |
Datos termodinámicos | Comportamiento de fase sólido-líquido-gas |
Datos espectrales | UV , IR , RMN , MS |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
 verificar ( ¿qué es ?)  | |
| Referencias de Infobox | |
Estados de hidratación y estructuras cristalográficas
El compuesto existe en tres niveles de hidratación correspondientes a diferentes estructuras cristalográficas y a diferentes minerales de la naturaleza:
- CaSO 4 ( anhidrita ): estado anhidro. [6]
- CaSO 4 · 2 H 2 O ( yeso y selenita (mineral) ): dihidrato. [7]
- CaSO 4 · 1 ⁄ 2 H 2 O ( bassanita ): hemihidrato, también conocido como yeso de París . A veces se distinguen hemihidratos específicos: α-hemihidrato y β-hemihidrato. [8]
Usos
El uso principal del sulfato de calcio es producir yeso de París y estuco . Estas aplicaciones aprovechan el hecho de que el sulfato cálcico que se ha pulverizado y calcinado forma una pasta moldeable tras la hidratación y se endurece como sulfato cálcico cristalino dihidratado. También es conveniente que el sulfato de calcio sea poco soluble en agua y no se disuelva fácilmente en contacto con el agua después de su solidificación.
Reacciones de hidratación y deshidratación.
Con un calentamiento juicioso, el yeso se convierte en el mineral parcialmente deshidratado llamado bassanita o yeso de París . Este material tiene la fórmula CaSO 4 · ( n H 2 O), donde 0.5 ≤ n ≤ 0.8. [8] Se requieren temperaturas entre 100 y 150 ° C (212-302 ° F) para expulsar el agua dentro de su estructura. Los detalles de la temperatura y el tiempo dependen de la humedad ambiental. En la calcinación industrial se utilizan temperaturas tan altas como 170 ° C (338 ° F), pero a estas temperaturas comienza a formarse γ-anhidrita. La energía térmica entregada al yeso en este momento (el calor de hidratación) tiende a expulsar el agua (como vapor de agua) en lugar de aumentar la temperatura del mineral, que aumenta lentamente hasta que el agua desaparece y luego aumenta más rápidamente. . La ecuación para la deshidratación parcial es:
- CaSO 4 · 2 H 2 O → CaSO 4 · 1/2H 2 O + 1+1/2H 2 O ↑
La propiedad endotérmica de esta reacción es relevante para el desempeño de los paneles de yeso , lo que confiere resistencia al fuego a las estructuras residenciales y de otro tipo. En un incendio, la estructura detrás de una placa de yeso permanecerá relativamente fría a medida que se pierda agua del yeso, evitando así (o retardando sustancialmente) el daño a la estructura (por combustión de miembros de madera o pérdida de resistencia del acero a altas temperaturas). y el consiguiente colapso estructural. Pero a temperaturas más altas, el sulfato de calcio liberará oxígeno y actuará como un agente oxidante . Esta propiedad se utiliza en aluminotermia . A diferencia de la mayoría de los minerales, que cuando se rehidratan simplemente forman pastas líquidas o semilíquidas, o permanecen en polvo, el yeso calcinado tiene una propiedad inusual: cuando se mezcla con agua a temperaturas normales (ambiente), rápidamente revierte químicamente a la forma dihidrato preferida, mientras se "fragua" físicamente para formar una celosía de cristal de yeso rígida y relativamente fuerte:
- CaSO 4 · 1/2H 2 O + 1+1/2H 2 O → CaSO 4 · 2 H 2 O
Esta reacción es exotérmica y es responsable de la facilidad con la que el yeso se puede moldear en varias formas, incluidas láminas (para paneles de yeso ), palos (para tiza de pizarra) y moldes (para inmovilizar huesos rotos o para fundición de metales). Mezclado con polímeros, se ha utilizado como cemento reparador de huesos. Se agregan pequeñas cantidades de yeso calcinado a la tierra para crear estructuras fuertes directamente de la tierra fundida , una alternativa al adobe (que pierde su resistencia cuando está húmedo). Las condiciones de deshidratación se pueden cambiar para ajustar la porosidad del hemihidrato, dando como resultado los llamados α- y β-hemihidratos (que son más o menos químicamente idénticos).
Al calentar a 180 ° C (356 ° F), se produce la forma casi libre de agua, llamada γ-anhidrita (CaSO 4 · n H 2 O donde n = 0 a 0,05). La γ-anhidrita reacciona lentamente con el agua para volver al estado dihidrato, una propiedad que se explota en algunos desecantes comerciales . Al calentar por encima de 250 ° C, la forma completamente anhidro llamado β-anhidrita o "natural" anhidrita se forma. La anhidrita natural no reacciona con el agua, incluso en escalas de tiempo geológicas, a menos que esté finamente molido.
La composición variable del hemihidrato y la γ-anhidrita, y su fácil conversión mutua, se debe a sus estructuras cristalinas casi idénticas que contienen "canales" que pueden acomodar cantidades variables de agua u otras moléculas pequeñas como el metanol .
Industria de alimentos
Los hidratos de sulfato de calcio se utilizan como coagulantes en productos como el tofu . [9]
Para la FDA , está permitido en el queso y productos relacionados con el queso; Harinas de cereales; Productos de panadería; Postres helados; Edulcorantes artificiales para jaleas y conservas; Verduras de condimento; y Tomates Condimentos y algunos dulces. [10]
Se conoce en la serie de números E como E516 , y la FAO de la ONU lo conoce como un agente reafirmante, un agente de tratamiento de la harina, un secuestrante y un agente leudante. [10]
Odontología
El sulfato de calcio tiene una larga historia de uso en odontología. [11] Se ha utilizado en la regeneración ósea como material de injerto y aglutinante / extensor de injerto y como barrera en la regeneración tisular guiada. Es un material inusualmente biocompatible y se reabsorbe completamente después de la implantación. No evoca una respuesta significativa del huésped y crea un medio rico en calcio en el área de implantación. [12]
Otros usos
Cuando se vende en estado anhidro como desecante con un agente indicador de color con el nombre Drierite , aparece azul (anhidro) o rosa (hidratado) debido a la impregnación con cloruro de cobalto (II) , que funciona como indicador de humedad.
Hasta la década de 1970, se producían cantidades comerciales de ácido sulfúrico en Whitehaven ( Cumbria , Reino Unido) a partir de sulfato de calcio anhidro. Al ser mezclado con esquisto o marga y tostado, el sulfato libera gas trióxido de azufre , un precursor en la producción de ácido sulfúrico , la reacción también produce silicato de calcio , una fase mineral esencial en la producción de clínker de cemento . [13]
- CaSO 4 + SiO 2 → CaSiO 3 + SO 3
Producción y ocurrencia
Las principales fuentes de sulfato de calcio son el yeso y la anhidrita de origen natural , que se encuentran en muchos lugares del mundo como evaporitas . Estos pueden extraerse mediante canteras a cielo abierto o mediante minería profunda. La producción mundial de yeso natural es de alrededor de 127 millones de toneladas por año. [14]
Además de las fuentes naturales, el sulfato de calcio se produce como subproducto en varios procesos:
- En la desulfuración de gases de combustión , los gases de escape de las centrales eléctricas de combustibles fósiles y otros procesos (por ejemplo, la fabricación de cemento) se depuran para reducir su contenido de óxido de azufre mediante la inyección de piedra caliza o cal finamente molida . Esto produce un sulfito de calcio impuro , que se oxida durante el almacenamiento a sulfato de calcio.
- En la producción de ácido fosfórico a partir de roca fosfórica , el fosfato cálcico se trata con ácido sulfúrico y precipitados de sulfato cálcico.
- En la producción de fluoruro de hidrógeno , el fluoruro de calcio se trata con ácido sulfúrico, precipitando sulfato de calcio.
- En el refinado de zinc , las soluciones de sulfato de zinc se tratan con cal hidratada para coprecipitar metales pesados como el bario .
- El sulfato de calcio también se puede recuperar y reutilizar a partir de paneles de yeso de desecho en los sitios de construcción.
Estos procesos de precipitación tienden a concentrar elementos radiactivos en el producto de sulfato de calcio. Este problema es particular con el subproducto de fosfato, ya que los minerales de fosfato contienen naturalmente uranio y sus productos de descomposición , como el radio-226 , el plomo-210 y el polonio-210 .
El sulfato de calcio también es un componente común de los depósitos de suciedad en los intercambiadores de calor industriales, porque su solubilidad disminuye al aumentar la temperatura (ver la sección específica sobre la solubilidad retrógrada).
Solubilidad retrógrada
La disolución de las diferentes fases cristalinas del sulfato cálcico en agua es exotérmica y libera calor (disminución de la entalpía : ΔH <0). Como consecuencia inmediata, para continuar, la reacción de disolución necesita evacuar este calor que puede considerarse como un producto de la reacción. Si se enfría el sistema, el equilibrio de disolución evolucionará hacia la derecha según el principio de Le Chatelier y el sulfato de calcio se disolverá más fácilmente. La solubilidad del sulfato de calcio aumenta así cuando la temperatura disminuye. Si se eleva la temperatura del sistema, el calor de reacción no se puede disipar y el equilibrio retrocederá hacia la izquierda según el principio de Le Chatelier. La solubilidad del sulfato de calcio disminuye así cuando aumenta la temperatura. Este comportamiento de solubilidad contrario a la intuición se denomina solubilidad retrógrada. Es menos común que para la mayoría de las sales cuya reacción de disolución es endotérmica (es decir, la reacción consume calor: aumento de entalpía : ΔH> 0) y cuya solubilidad aumenta con la temperatura. Otro compuesto de calcio, el hidróxido de calcio (Ca (OH) 2 , portlandita ) también exhibe una solubilidad retrógrada por la misma razón termodinámica: porque su reacción de disolución también es exotérmica y libera calor. Entonces, para disolver cantidades más altas de sulfato de calcio o hidróxido de calcio en agua, es necesario enfriar la solución cerca de su punto de congelación en lugar de aumentar su temperatura.
La solubilidad retrógrada del sulfato de calcio también es responsable de su precipitación en la zona más caliente de los sistemas de calefacción y de su contribución a la formación de incrustaciones en las calderas junto con la precipitación de carbonato de calcio, cuya solubilidad también disminuye cuando el CO 2 se desgasifica del agua caliente o lata. escapar del sistema.
En el planeta Marte
Los hallazgos de 2011 del rover Opportunity en el planeta Marte muestran una forma de sulfato de calcio en una vena en la superficie. Las imágenes sugieren que el mineral es yeso . [15]
Ver también
- Sulfato de calcio (página de datos)
- Alabastro
- Anhidrita
- Batibius haeckelii
- Tiza (carbonato de calcio)
- Yeso
- Yeso
- Yeso fosforado
- Selenita (mineral)
- Desulfuración de gases de combustión
Referencias
- ^ Lebedev, AL; Kosorukov, VL (2017). "Solubilidad del yeso en agua a 25 ° C" (PDF) . Geoquímica Internacional . 55 (2): 171-177. doi : 10.1134 / S0016702917010062 .
- ^ DR Linde (ed.) "Manual CRC de química y física", 83ª edición, CRC Press, 2002
- ^ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos 6th Ed . Compañía Houghton Mifflin. pag. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ a b c Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos. "# 0095" . Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
- ^ Franz Wirsching "Sulfato de calcio" en la enciclopedia de química industrial de Ullmann, 2012 Wiley-VCH, Weinheim. doi : 10.1002 / 14356007.a04_555
- ^ Morikawa, H .; Minato, I .; Tomita, T .; Iwai, S. (1975). "Anhidrita: un refinamiento". Acta Crystallographica Sección B . 31 (8): 2164. doi : 10.1107 / S0567740875007145 .
- ^ Cole, WF; Lancucki, CJ (1974). "Un refinamiento de la estructura cristalina del yeso CaSO 4 · 2H 2 O" . Acta Crystallographica Sección B . 30 (4): 921. doi : 10.1107 / S0567740874004055 .
- ^ a b Taylor HFW (1990) Química del cemento . Prensa académica, ISBN 0-12-683900-X , págs. 186-187.
- ^ "Acerca del coagulante de tofu" . www.soymilkmaker.com . Sanlinx Inc. 31 de agosto de 2015.
- ^ a b "Resumen compuesto para CID 24497 - Sulfato de calcio" . PubChem.
- ^ Titus, Harry W .; McNally, Edmund; Hilberg, Frank C. (1 de enero de 1933). "Efecto del carbonato de calcio y el sulfato de calcio en el desarrollo óseo" . Ciencia avícola . 12 (1): 5–8. doi : 10.3382 / ps.0120005 . ISSN 0032-5791 .
- ^ "Sulfato de calcio bifásico - descripción general" . Augma Biomaterials . 2020-03-25 . Consultado el 16 de julio de 2020 .
- ^ Servicio arqueológico de la costa de Whitehaven
- ^ Yeso , USGS, 2008
- ^ "El rover Mars Opportunity de la NASA encuentra una veta mineral depositada por el agua" . Laboratorio de propulsión a chorro de la NASA. 7 de diciembre de 2011 . Consultado el 23 de abril de 2013 .
enlaces externos
- Tarjeta internacional de seguridad química 1215
- Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos
