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Óxido de calcio

El óxido de calcio ( fórmula : CaO ), conocido comúnmente 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 cal, ampliamente utilizado , connota compuestos 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 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]

La cal viva es relativamente barata. Tanto ella como el derivado químico hidróxido de calcio (cuyo anhídrido básico es la cal viva ) son productos químicos básicos importantes.

Preparación

El óxido de calcio se produce generalmente por descomposición térmica de materiales, como piedra caliza o conchas marinas , que contienen carbonato de calcio (CaCO3 ; mineral calcita ) en un horno de cal . Esto se logra calentando el material a más de 825 °C (1517 °F), [6] [7] un proceso llamado calcinación o quema de cal , para liberar una molécula de dióxido de carbono (CO2 ) , dejando atrás la cal viva. Esta es también una de las pocas reacciones químicas conocidas en tiempos prehistóricos . [8]

CaCO 3 (s) → CaO (s) + CO 2 (g)

La cal viva no es estable y, al enfriársela, reaccionará espontáneamente con el CO2 del aire hasta que, después de un tiempo suficiente, se convertirá completamente nuevamente en carbonato de calcio, a menos que se apague con agua para fraguar como yeso o mortero de cal .

La producción mundial anual de cal viva es de alrededor de 283 millones de toneladas. China es, con diferencia, el mayor productor mundial, con un total de alrededor de 170 millones de toneladas al año. Le sigue Estados Unidos, con alrededor de 20 millones de toneladas al año. [9]

Se necesitan aproximadamente 1,8  t de 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 está asociada a un aumento del volumen de al menos 2,5 veces. [10]

El contenido de CaO libre de la hidroxiapatita aumenta con temperaturas de calcinación más altas y tiempos más prolongados. También señala límites de temperatura y duraciones particulares que afectan la producción de CaO, lo que ofrece información sobre cómo los parámetros de calcinación afectan la composición del material.

Usos

Demostración de la reacción fuertemente exotérmica del apagado de la cal viva. Se añaden gotas de agua a trozos de cal viva. Al cabo de un tiempo, se produce una reacción exotérmica pronunciada ('apagado de la cal'). La temperatura puede alcanzar unos 300 °C (572 °F).
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 calentándolo hasta enrojecerlo para revertir la reacción de hidratación. Un litro de agua se combina con aproximadamente 3,1 kilogramos (6,8 lb) 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 autocalentable , cocinar y calentar agua sin llamas abiertas. Varias empresas venden kits de cocina que utilizan este método de calentamiento. [12]

Arma

En el año 80 a. C., el general romano Sertorio desplegó nubes asfixiantes de polvo de cal cáustica para derrotar a los caracitanos de Hispania , que se habían refugiado en cuevas inaccesibles. [23] Un polvo similar se utilizó en China para sofocar una revuelta campesina armada en el año 178 d. C., cuando carros de cal equipados con fuelles lanzaron polvo de piedra caliza sobre las multitudes. [24]

También se cree que la cal viva era un componente del fuego griego . Al entrar en contacto con el agua, la cal viva aumentaba su temperatura por encima de los 150 °C (302 °F) y encendía el combustible. [25]

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. [26] La cal viva puede haber sido utilizada en la guerra naval medieval, hasta el uso de "morteros de cal" para arrojarla a los barcos enemigos. [27]

Sustitutos

La caliza es un sustituto de la cal en muchas aplicaciones, que incluyen la agricultura, la aplicación de fundentes y la eliminación de azufre. La caliza, que contiene menos material reactivo, reacciona más lentamente y puede tener otras desventajas en comparación con la cal, según la aplicación; sin embargo, la caliza es considerablemente menos costosa que la cal. El yeso calcinado es un material alternativo en yesos y morteros industriales. El cemento, el polvo de horno de cemento, las cenizas volantes y el polvo de horno de cal son sustitutos potenciales para 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. [28]

Seguridad

Debido a la fuerte reacción de la cal viva con el agua, esta sustancia provoca una irritación grave cuando se inhala o entra en contacto con la piel o los ojos húmedos. La inhalación puede provocar tos, estornudos y dificultad para respirar. Puede provocar 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 como para encender materiales combustibles. [29] [ se necesita una fuente más precisa ]

Mineral

El óxido de calcio es también una especie mineral separada (con la fórmula unitaria CaO), denominada 'cal'. [30] [31] Tiene un sistema cristalino isométrico y puede formar una serie de soluciones sólidas con monteponita . El cristal es frágil, pirometamórfico e inestable en aire húmedo, transformándose rápidamente en portlandita (Ca(OH) 2 ). [32]

Referencias

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