El sulfato de calcio (o sulfato de calcio ) es el compuesto inorgánico de fórmula CaSO 4 e hidratos relacionados . En forma de γ- anhidrita (la forma anhidra ), se utiliza como desecante . Un hidrato en particular es más conocido como yeso de París y otro se produce naturalmente como yeso mineral . Tiene muchos usos en la industria. Todas las formas son sólidos blancos poco solubles en agua. [5] El sulfato de calcio provoca una dureza permanente en el agua.
El compuesto existe en tres niveles de hidratación correspondientes a diferentes estructuras cristalográficas y a minerales:
El principal uso del sulfato de calcio es para producir yeso de París y estuco . Estas aplicaciones aprovechan el hecho de que el sulfato de calcio que ha sido pulverizado y calcinado forma una pasta moldeable tras la hidratación y se endurece como sulfato de calcio cristalino dihidrato. También es conveniente que el sulfato de calcio sea poco soluble en agua y no se disuelva fácilmente en contacto con agua después de su solidificación.
Con un calentamiento prudente, el yeso se convierte en un 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 de hasta 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 se acaba el agua y luego aumenta más rápidamente. . La ecuación para la deshidratación parcial es:
La propiedad endotérmica de esta reacción es relevante para el desempeño de los paneles de yeso , confiriendo resistencia al fuego a estructuras residenciales y de otro tipo. En un incendio, la estructura detrás de una lámina de paneles de yeso permanecerá relativamente fría a medida que se pierde agua del yeso, evitando así (o retardando sustancialmente) el daño a la estructura (a través de la combustión de miembros 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 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 se "fragmenta" físicamente para formar una red cristalina de yeso rígida y relativamente fuerte:
Esta reacción es exotérmica y es responsable de la facilidad con la que el yeso se puede moldear en diversas formas, incluidas láminas (para paneles de yeso ), palos (para tiza de pizarra) y moldes (para inmovilizar huesos rotos o para fundir metales). Mezclado con polímeros, se ha utilizado como cemento de reparación ósea. Se añaden a la tierra pequeñas cantidades de yeso calcinado para crear estructuras fuertes directamente a partir de tierra colada , una alternativa al adobe (que pierde su resistencia cuando se moja). Las condiciones de deshidratación se pueden cambiar para ajustar la porosidad del hemihidrato, dando como resultado los llamados hemihidratos α y β (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 explotada en algunos desecantes comerciales . Al calentarla 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, ni siquiera en escalas de tiempo geológicas, a menos que se muele muy finamente.
La composición variable del hemihidrato y la γ-anhidrita, y su fácil interconversión, 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 .
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 queseros afines; harinas de cereales; productos de panadería; postres helados; edulcorantes artificiales para gelatinas y conservas; condimentar verduras; y condimentar tomates y algunos dulces. [10]
Se le conoce en la serie de números E como E516 , y la FAO de la ONU lo conoce como agente reafirmante, agente de tratamiento de harina, secuestrante y agente leudante. [10]
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 de tejido óseo. Es un material biocompatible y se reabsorbe completamente tras la implantación. [12] No evoca una respuesta significativa del huésped y crea un medio rico en calcio en el área de implantación. [13]
Cuando se vende en estado anhidro como desecante con un agente indicador de color bajo 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 mezclarse con esquisto o marga y tostarse, [ se necesita aclaración ] el sulfato libera gas dióxido de azufre , precursor en la producción de ácido sulfúrico , la reacción también produce silicato de calcio , fase mineral esencial en la producción de clínker de cemento . [14]
La planta producía ácido sulfúrico mediante el “proceso de anhidrita”, en el que el propio clínker de cemento era un subproducto. En este proceso, la anhidrita (sulfato de calcio) reemplaza la piedra caliza en una mezcla cruda de cemento y, en condiciones reductoras, se desprende dióxido de azufre en lugar de dióxido de carbono . El dióxido de azufre se convierte en ácido sulfúrico mediante el proceso de contacto utilizando un catalizador de pentóxido de vanadio . [dieciséis]
CaSO 4 + 2 C → CaS + 2CO 2
3 CaSO 4 + CaS + 2 SiO 2 → 2 Ca 2 SiO 4 ( belita ) + 4 SO 2
3 CaSO 4 + CaS → 4 CaO + 4 SO 2
Ca 2 SiO 4 + CaO → Ca 3 OSiO 4 ( alita )
2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3 (en presencia del catalizador pentóxido de vanadio )
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 [16]
Debido a su uso en un nicho de mercado en expansión, la planta de Whitehaven continuó expandiéndose de una manera que no comparten las otras plantas de proceso de anhidrita. La mina de anhidrita se inauguró el 1/11/1955 y la planta de ácido se inició el 14/11/1955. Durante un tiempo, a principios de la década de 1970, se convirtió en la planta de ácido sulfúrico más grande del Reino Unido, generando alrededor del 13% de la producción nacional, y fue, con diferencia, la planta de procesamiento de anhidrita más grande jamás construida. [17]
Las principales fuentes de sulfato de calcio son el yeso y la anhidrita naturales , 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 ronda los 127 millones de toneladas al año. [18]
Además de las fuentes naturales, el sulfato de calcio se produce como subproducto en varios procesos:
Los métodos relacionados para atrapar azufre utilizan cal y algunos producen un sulfito de calcio impuro , que se oxida durante el almacenamiento a sulfato de calcio.
Estos procesos de precipitación tienden a concentrar elementos radiactivos en el producto de sulfato de calcio. Este problema es particular con el subproducto fosfato, ya que los minerales de fosfato contienen naturalmente uranio y sus productos de desintegración, como radio-226 , plomo-210 y polonio-210 . La extracción de uranio a partir de minerales de fósforo puede ser económica por sí sola dependiendo de los precios en el mercado del uranio o la separación del uranio puede estar exigida por la legislación ambiental y su venta se utiliza para recuperar parte del costo del proceso. [20] [21] [22]
El sulfato de calcio también es un componente común de los depósitos de incrustaciones en los intercambiadores de calor industriales, porque su solubilidad disminuye al aumentar la temperatura (ver la sección específica sobre 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 proceder, la reacción de disolución necesita evacuar este calor que puede considerarse como 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. Por tanto, la solubilidad del sulfato de calcio aumenta a medida que disminuye la temperatura y viceversa. Si se eleva la temperatura del sistema, el calor de reacción no puede disiparse y el equilibrio retrocederá hacia la izquierda según el principio de Le Chatelier. La solubilidad del sulfato de calcio disminuye a medida que 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 presenta una solubilidad retrógrada por la misma razón termodinámica: porque su reacción de disolución también es exotérmica y libera calor. Entonces, para disolver la máxima cantidad 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 es también 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 del carbonato de calcio cuya solubilidad también disminuye cuando el CO 2 se desgasifica del agua caliente o de las latas. escapar del sistema.
Los hallazgos realizados en 2011 por el rover Opportunity en el planeta Marte muestran una forma de sulfato de calcio en una vena de la superficie. Las imágenes sugieren que el mineral es yeso . [23]