Sulfato de calcio
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| Nombres | |
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| Otros nombres | |
| Identificadores | |
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Modelo 3D ( JSmol ) |
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| EBICh |
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| Química biológica |
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| Araña química |
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| Banco de medicamentos |
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| Tarjeta informativa de la ECHA | 100.029.000 |
| Número CE |
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| Número E | E516 (reguladores de acidez, ...) |
| 7487 | |
| BARRIL |
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Identificador de centro de PubChem |
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| Número RTECS |
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| UNIVERSIDAD |
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Panel de control CompTox ( EPA ) |
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| Propiedades | |
| CaSO4 | |
| Masa molar | 136,14 g/mol (anhidro) 145,15 g/mol (hemihidrato) 172,172 g/mol (dihidrato) |
| Apariencia | sólido blanco |
| Olor | inodoro |
| Densidad | 2,96 g/cm 3 (anhidro) 2,32 g/cm 3 (dihidrato) |
| Punto de fusión | 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) |
| -49,7·10 −6 cm3 / mol | |
| Estructura | |
| ortorrómbico | |
| Termoquímica | |
Entropía molar estándar ( S ⦵ 298 ) | 107 J·mol −1 ·K −1 [3] |
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 ) | -1433 kJ/mol [3] |
| Peligros | |
| NFPA 704 (rombo cortafuegos) | |
| punto de inflamabilidad | Ininflamable |
| NIOSH (límites de exposición a la salud en EE. UU.): | |
PEL (Permisible) | TWA 15 mg/m 3 (total) TWA 5 mg/m 3 (resp) [solo para forma anhidra] [4] |
REL (recomendado) | TWA 10 mg/m 3 (total) TWA 5 mg/m 3 (resp) [solo anhidro] [4] |
IDLH (Peligro inmediato) | En Dakota del Norte [4] |
| Ficha de datos de seguridad (FDS) | ICSC 1589 |
| Compuestos relacionados | |
Otros cationes | Sulfato de magnesio Sulfato de estroncio Sulfato de bario |
Desecantes relacionados | Cloruro de calcio Sulfato de magnesio |
Compuestos relacionados | Yeso de París Yeso |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para los materiales en su estado estándar (a 25 °C [77 °F], 100 kPa). | |
El sulfato de calcio (o sulfato de calcio ) es un compuesto inorgánico con la fórmula CaSO4 e hidratos relacionados . En forma de γ- anhidrita (la forma anhidra ), se utiliza como desecante . Un hidrato en particular es mejor conocido como yeso de París , y otro se presenta de forma natural como el mineral yeso . Tiene muchos usos en la industria. Todas las formas son sólidos blancos que son poco solubles en agua. [5] El sulfato de calcio causa dureza permanente en el agua.
Estados de hidratación y estructuras cristalográficas
El compuesto existe en tres niveles de hidratación correspondientes a diferentes estructuras cristalográficas y minerales:
- CaSO
4( anhidrita ): estado anhidro. [6] La estructura está relacionada con la del ortosilicato de circonio (circón): Ca2+
tiene 8 coordenadas, SO2−
4es tetraédrico, O es 3-coordinado. - CaSO
4·2 horas
2O ( yeso y selenito (mineral) ): dihidrato. [7] - CaSO
4· 1/2 Yo
2O ( bassanita ): hemihidrato, también conocido como yeso de París . A veces se distinguen hemihidratos específicos: α-hemihidrato y β-hemihidrato. [8]
Usos
El principal uso del sulfato de calcio es producir yeso y estuco . Estas aplicaciones aprovechan el hecho de que el sulfato de calcio, que se ha pulverizado y calcinado, forma una pasta moldeable al hidratarse y se endurece como sulfato de calcio dihidratado cristalino. También resulta 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 adecuado, el yeso se convierte en un mineral parcialmente deshidratado llamado bassanita o yeso de París. Este material tiene la fórmula CaSO4·(nH2O ) , donde 0,5 ≤ n ≤ 0,8 . [ 8 ] Se requieren temperaturas entre 100 y 150 °C (212–302 °F) para eliminar el agua dentro de su estructura. Los detalles de la temperatura y el tiempo dependen de la humedad ambiental. Se utilizan temperaturas tan altas como 170 °C (338 °F) en la calcinación industrial, pero a estas temperaturas comienza a formarse γ-anhidrita. La energía térmica entregada al yeso en este momento (el calor de hidratación) tiende a destinarse a eliminar 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 · 1/2 H2O + 1+1/2 H2O ↑
La propiedad endotérmica de esta reacción es relevante para el desempeño de los paneles de yeso , ya que confiere resistencia al fuego a las estructuras residenciales y de otro tipo. En caso de incendio, la estructura detrás de una lámina de paneles de yeso permanecerá relativamente fría a medida que se pierde agua del yeso, lo que evita (o retarda sustancialmente) el daño al armazón (a través de la combustión de los elementos de madera o la 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 vuelve químicamente a la forma dihidrato preferida, mientras que "fragúa" físicamente para formar una red cristalina de yeso rígida y relativamente fuerte:
- CaSO4 · 1/2 H2O + 1+1/2 H 2 O → CaSO 4 · 2 H 2 O
Esta reacción es exotérmica y es responsable de la facilidad con la que el yeso puede moldearse en diversas formas, incluyendo láminas (para paneles de yeso ), barras (para tizas de pizarra) y moldes (para inmovilizar huesos rotos o para fundición de metales). Mezclado con polímeros, se ha utilizado como cemento para reparar huesos. Se añaden pequeñas cantidades de yeso calcinado a la tierra para crear estructuras fuertes directamente a partir de tierra moldeada , una alternativa al adobe (que pierde su resistencia cuando se moja). Las condiciones de deshidratación se pueden cambiar para ajustar la porosidad del hemihidrato, lo que da como resultado los llamados α- y β-hemihidratos (que son más o menos idénticos químicamente).
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 explotada en algunos desecantes comerciales. Al calentar por encima de 250 °C, se forma la forma completamente anhidra llamada β-anhidrita o anhidrita "natural" . La anhidrita natural no reacciona con el agua, incluso en escalas de tiempo geológicas, a menos que esté muy finamente molida.
La composición variable del hemihidrato y la γ-anhidrita, y su fácil interconversión, se deben a sus estructuras cristalinas casi idénticas que contienen "canales" que pueden acomodar cantidades variables de agua u otras moléculas pequeñas como el metanol .
Industria alimentaria
Los hidratos de sulfato de calcio se utilizan como coagulante en productos como el tofu . [9]
Para la FDA , está permitido en quesos y productos relacionados con el queso; harinas de cereales; productos de panadería; postres helados; edulcorantes artificiales para gelatinas y conservas; verduras para condimentar; y tomates para condimentar y algunos dulces. [10]
Se le 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 (o extensor) de injerto y como barrera en la regeneración guiada del tejido óseo. Es un material biocompatible y se reabsorbe por completo después de la implantación. [12] No provoca una respuesta significativa del huésped y crea un entorno rico en calcio en el área de implantación. [13]
Desecante
Cuando se vende en estado anhidro como desecante con un agente indicador de color bajo el nombre de Drierite , aparece azul (anhidro) o rosa (hidratado) debido a la impregnación con cloruro de cobalto (II) , que funciona como indicador de humedad.
Producción de ácido sulfúrico
Hasta la década de 1970, se producían cantidades comerciales de ácido sulfúrico a partir de sulfato de calcio anhidro. [14] Al mezclarse con pizarra o marga y tostarse a 1400 °C, el sulfato libera gas de dióxido de azufre , un precursor del ácido sulfúrico . La reacción también produce silicato de calcio , utilizado en la producción de clínker de cemento . [15] [16]
- 2 CaSO 4 + 2 SiO 2 + C → 2 CaSiO 3 + 2 SO 2 + CO 2
Algunas reacciones de componentes relacionados con el sulfato de calcio:
- CaSO4 + 2 C → CaS + 2 CO2
- 3 CaSO 4 + CaS + 2 SiO 2 → 2 Ca 2 SiO 4 + 4 SO 2
- 3 CaSO 4 + CaS → 4 CaO + 4 SO 2
- Ca 2 SiO 4 + CaO → Ca 3 OSiO 4
Producción y ocurrencia
Las principales fuentes de sulfato de calcio son el yeso y la anhidrita naturales , que se encuentran en muchos lugares del mundo en forma de 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. [17]
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 que utilizan combustibles fósiles y otros procesos (por ejemplo, la fabricación de cemento) se depuran para reducir su contenido de dióxido de azufre, inyectando piedra caliza finamente molida : [18]
- SO 2 + 0,5 O 2 + CaCO 3 → CaSO 4 + CO 2
Los métodos relacionados de captura de azufre utilizan cal y algunos producen 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 de calcio se trata con ácido sulfúrico y precipitados de sulfato de calcio. El producto, llamado yeso fosfórico, suele estar contaminado con impurezas, lo que hace que su uso resulte poco económico.
- En la producción de fluoruro de hidrógeno , el fluoruro de calcio se trata con ácido sulfúrico, precipitando el 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 desechos de paneles de yeso 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 desintegración , como el radio-226 , el plomo-210 y el polonio-210 . La extracción de uranio de los minerales de fósforo puede ser económica por sí sola dependiendo de los precios en el mercado del uranio o la separación del uranio puede ser obligatoria por la legislación ambiental y su venta se utiliza para recuperar parte del costo del proceso. [19] [20] [21]
El sulfato de calcio también es un componente común de los depósitos de suciedad en los intercambiadores de calor industriales, porque su solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura (véase la sección específica sobre la solubilidad retrógrada).
Solubilidad
La solubilidad del sulfato de calcio disminuye a medida que aumenta la temperatura. Este comportamiento ("solubilidad retrógrada") es poco común: la disolución de la mayoría de las sales es endotérmica y su solubilidad aumenta con la 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 puede escapar fuera del sistema.
Véase también
- Sulfato de calcio (página de datos)
- Alabastro
- Anhidrita
- Bathybius 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) . Geochemistry International . 55 (2): 171–177. Bibcode :2017GeocI..55..205L. doi :10.1134/S0016702917010062. S2CID 132916752.
- ^ DR Linde (ed.) "Manual CRC de química y física", 83.ª edición, CRC Press, 2002
- ^ de Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos, sexta edición . Houghton Mifflin Company. pág. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
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- ^ Franz Wirsching "Sulfato de calcio" en la Enciclopedia de química industrial de Ullmann, 2012 Wiley-VCH, Weinheim. doi :10.1002/14356007.a04_555
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- ^ Cole, WF; Lancucki, CJ (1974). "Un refinamiento de la estructura cristalina del yeso CaSO
4·2 horas
2O ". Acta Crystallographica Sección B . 30 (4): 921. doi :10.1107/S0567740874004055. - ^ ab Taylor HFW (1990) Química del cemento . Academic Press, ISBN 0-12-683900-X , págs. 186–187.
- ^ "Acerca del coagulante de tofu". www.soymilkmaker.com . Sanlinx Inc. 31 de agosto de 2015. Archivado desde el original el 14 de marzo de 2015 . Consultado el 10 de enero de 2008 .
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- ^ Titus, Harry W.; McNally, Edmund; Hilberg, Frank C. (1 de enero de 1933). "Efecto del carbonato de calcio y del sulfato de calcio en el desarrollo óseo". Ciencia avícola . 12 (1): 5–8. doi : 10.3382/ps.0120005 . ISSN 0032-5791.
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- ^ COMMONWEALTH DE AUSTRALIA. DEPARTAMENTO DE SUMINISTROS Y ENVÍOS. OFICINA DE GEOLOGÍA Y GEOFÍSICA DE RECURSOS MINERALES. INFORME N.º 1949/44 (Geol. Ser. N.º 27) por EK Sturmfels LA PRODUCCIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO Y CEMENTO PORTLAND A PARTIR DE SULFATO DE CALCIO Y SILICATOS DE ALUMINIO
- ^ Yeso, USGS, 2008
- ^ Speight, James G. (2000). "Combustibles sintéticos y gaseosos". Enciclopedia Kirk-Othmer de tecnología química . doi :10.1002/0471238961.0701190519160509.a01. ISBN 9780471484943.
- ^ Wang, RD; Field, LA; Gillet d'Auriac, FS "Recuperación de uranio a partir de rocas fosfóricas". OSTI 6654998.
- ^ "Uranio a partir de fosfatos | Uranio fosforito – Asociación Nuclear Mundial".
- ^ "Brasil planea planta de extracción de uranio y fosfato en Santa Quitéria : Uranium & Fuel – World Nuclear News".
Enlaces externos
- Ficha internacional de seguridad química 1215
- Guía de bolsillo del NIOSH sobre peligros químicos
