Sulfato de calcio

Sulfato de calcio (o sulfato de calcio) es el compuesto inorgánico de fórmula CaSO₄ 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 poco solubles en agua. El sulfato de calcio provoca una 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 a minerales:

• CaSO
  ₄ Estado anhídrico. La estructura está relacionada con la de zirconium orthosilicate (zircon): Ca²⁺
  es 8-coordinado, SO^{2 - 2}
  ₄ es tetraedral, O es 3-coordinado.
• CaSO
  ₄·2H
  ₂O Dihidrato.
• CaSO
  ₄·1/2H
  ₂O Hemihydrate, también conocido como yeso de París. A veces se distinguen los hemihidratos específicos: α-hemihydrate y β-hemihydrate.

Usos

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.

Reacciones de hidratación y deshidratación

Con un calentamiento prudente, 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. Se requieren temperaturas entre 100 y 150 °C (212 y 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:

CaSO₄ · 2 H₂O → CaSO₄ · 1/2 H₂O + 1+1/2 H₂O↑

La propiedad endotérmica de esta reacción es relevante para el rendimiento de la pared seca, conferiendo resistencia al fuego a estructuras residenciales y de otro tipo. En un incendio, la estructura detrás de una hoja de yeso seguirá siendo relativamente fresca ya que el agua se pierde de la yeso, evitando así (o substancialmente retardando) el daño al encuadre (mediante la combustión de miembros de madera o la pérdida de fuerza de 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 la aluminoterapia. En contraste con la mayoría de los minerales, que cuando se rehidrató 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 (ambientes), rápidamente revierte químicamente a la forma de dihidratación preferida, mientras que físicamente "ajusta" para formar una capa de cristal de yeso rígida y relativamente fuerte:

CaSO₄ · 1/2 H₂O + 1+1/2 H₂O → CaSO₄ · 2 H₂O

Esta reacción es exotérmica y es responsable de la facilidad con la que se puede lanzar el yeso en varias formas, incluidas las hojas (para paneles de yeso), palos (para tiza de pizarra) y moldes (para inmovilizar huesos rotos o para fundición de metal). Mezclado con polímeros, se ha utilizado como cemento de reparación de huesos. Se agregan pequeñas cantidades de yeso calcinado a la Tierra para crear estructuras fuertes directamente desde 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, lo que resulta en los llamados hemihidratos α y β (que son más o menos químicamente idénticos).

Al calentarse a 180 ° C (356 ° F), la forma casi libre de agua, llamada γ-anhidrita (CASO ₄ · n h ₂ o donde se produce n = 0 a 0.05). La γ-anhidrita reacciona lentamente con el agua para regresar al estado de dihidrato, una propiedad explotada en algunos desecantes comerciales. En calentamiento por encima de 250 ° C, la forma completamente anhidra llamada β-anhidrita o " natural " Se forma anhidrita. La anhidrita natural no reacciona con el agua, incluso a través de escalas de tiempo geológicas, a menos que sean muy finamente molidos.

La composición variable del hemihidrato y la γ-anhidrita, y su fácil interversión, se debe a sus estructuras cristalinas casi idénticas que contienen " Channels " 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.

Para la FDA, se permite en queso y productos de queso relacionados; harinas de cereales; productos de panadería; postres congelados; edulcorantes artificiales para jaleas; verduras de condimento; y tomates de condimento y algunos caramelos.

Se conoce en la serie E número como E516, y la FAO de la ONU lo sabe como un agente firme, un agente de tratamiento de la harina, un secuestre y un agente de licencias.

Dentistry

El sulfato de calcio tiene una larga historia de uso en odontología. 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. No provoca una respuesta significativa del huésped y crea un medio rico en calcio en el área de implantación.

Otros usos

Cuando se vende en el estado anhydrous como un desiccant con un agente que indica el color bajo el nombre de Drierite, aparece azul (anhydrous) o rosa (hidrado) debido a la impregnación con cloruro de cobalto(II), que funciona como indicador de humedad.

Hasta la década de 1970, se produjeron cantidades comerciales de ácido sulfúrico en Whitehaven (Cumbria, Reino Unido) de sulfato de calcio anhídrico. Al mezclarse con esquisto o marlo, y asado, el sulfato libera gas de dióxido 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 clinker de cemento.

2 CaSO₄ + 2 SiO₂ → 2 CaSiO₃ + 2 SO₂ + O₂

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.

CaSO₄ + 2 C → CaS + 2CO₂

3 CaSO₄ + CaS + 2 SiO₂ → 2 Ca₂SiO₄ (belita) + 4 ASI₂

3 CaSO₄ + CaS → 4 CaO + 4 SO₂

Ca₂SiO₄ + CaO → Ca₃OSiO₄ (alita)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ (en presencia del catalizador pentóxido de vanadio)

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

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.

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 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.

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 cortan para reducir su contenido de óxido de azufre, inyectando piedras calizas de suelo fino:

SO₂ + 0,5 O₂ + CaCO₃ → CaSO₄ + CO₂

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.

• En la producción de ácido fosfórico de roca fosfata, el fosfato de calcio se trata con ácido sulfato sulfato de calcio y precipitados. El producto, llamado fosfogypsum es a menudo contaminado con impurezas que hacen su uso antieconómico.
• En la producción de fluoruro de hidrógeno, el fluoruro de calcio se trata con ácido sulfúrico, precipitando sulfato de calcio.
• En el refinamiento de zinc, las soluciones de sulfato de zinc se tratan con cal hidratado para coprecipitar metales pesados como el bario.
• El sulfato de calcio también se puede recuperar y reutilizar de la chatarra en los sitios de construcción.

Estos procesos de precipitación tienden a concentrar elementos radiactivos en el producto de sulfato de calcio. Esta cuestión es particular con el subproducto fosfato, ya que los ores fosfatos contienen naturalmente uranio y sus productos de decaimiento como el radio-226, el plomo-210 y el polonio-210. La extracción de uranio de minerales fósforos puede ser económica por sí sola dependiendo de los precios del mercado de uranio o de la separación de uranio puede ser obligatoria por la legislación ambiental y su venta se utiliza para recuperar parte del costo del proceso.

El sulfato de calcio es también un componente común de depósitos de fouling en intercambiadores de calor industriales, ya que su solubilidad disminuye con temperatura creciente (ver la sección específica sobre la solubilidad retrograda).

Solubilidad retrógrada

La disolución de las diferentes fases cristalinas del sulfato cálcico en agua es exotérmica y libera calor (disminución de 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 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 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 del carbonato de calcio cuya solubilidad también disminuye cuando el CO2 se desgasifica del agua caliente. o puede escapar del sistema.

En el planeta Marte

Los hallazgos de 2011 realizados 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.