Carbonato de cálcio

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Carbonato de cálcio
Alerta sobre risco à saúde
Calcium carbonate.jpg
Ca2+.svg Carbonat-Ion.svg
Outros nomes aragonita; calcita; Limestone; chalk; marble
Identificadores
Número CAS 471-34-1
Propriedades
Fórmula molecular CaCO3
Massa molar 100.087 g/mol
Aparência Pó branco.
Densidade 2,73 g·cm-3, sólido[1]
Ponto de fusão

825–899 °C (decompõe-se)[1]

Solubilidade em água pouco solúvel: 14 mg·l-1 (20 °C)[1]
Estrutura
Forma molecular trigonal planar
Riscos associados
Principais riscos
associados
Não há
Frases R R36, R37, R38
Frases S S26, S36
Ponto de fulgor Não inflamável.
LD50 6450 mg·kg-1 (Rato, oral)[2]
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions Bicarbonato de cálcio
Formiato de cálcio
Oxalato de cálcio
Acetato de cálcio
Nitrato de cálcio
Silicato de cálcio
Borato de cálcio
Outros catiões/cátions Carbonato de potássio
Carbonato de magnésio
Carbonato de estrôncio
Carbonato de escândio
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

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Alerta sobre risco à saúde.

Carbonato de cálcio é uma substância química de fórmula CaCO3. É o principal componente de rochas como os calcários. Tem características alcalinas (ou seja, é um sal com características básicas que aumenta o pH de uma solução aquosa) e é resultado da reação do óxido de cálcio (cal virgem) com dióxido de carbono.

CaO + CO2 → CaCO3

Quando em solução aquosa sofre uma hidrólise salina, produzindo uma base forte.

CaCO3 + H2O → CO2 + Ca(OH)2

Esta característica básica é utilizada para reduzir a acidez do solo para a agricultura.

Mineralogia dos carbonatos[editar | editar código-fonte]

Na natureza os minerais de carbonato de cálcio são encontrados em três formas cristalinas:

Estrutura cristalina ortorrômbica do mineral aragonita

Aragonita: Quando seus cristais apresentam a forma ortorrômbica.

Estrutura cristalina trigonal do mineral calcita

Calcita: Quando seus cristais apresentam a forma romboédrica ou trigonal. É o mineral mais estável dos carbonatos de cálcio.[3]

Vaterita: Mineral polimorfo menos estável de carbonato de cálcio que se cristaliza no sistema hexagonal. Por ser o menos estável dentre os minerais de carbonato de cálcio ele é o mais escasso em ambientes naturais.[3]

Carbonato de cálcio na água do mar[editar | editar código-fonte]

No oceano, o carbonato de cálcio tem um papel importante nas reações químicas do sistema carbonato marinho.[4]

CO2(g) → CO2(aq)

CO2(aq) + H2O → H2CO3

H2CO3 → H+ + HCO3-

HCO3- → H+ + CO32-

Ca2+ + CO32- → CaCO3(s)

Nas reações acima, o dióxido de carbono (CO2) sequestrado da atmosfera pelos oceanos reage com a molécula de água (H2O) para formar o ácido carbônico (H2CO3). Este é instável e se dissocia liberando prótons (H+) e íons bicarbonato (HCO3-). Os íons bicarbonato se dissociam liberando prótons (H+) e íons carbonato (CO32-). O carbonato pode se ligar ao cálcio (Ca2+) formando carbonato de cálcio (CaCO3). Esse sistema de reações é dinâmico, podendo haver deslocamentos em ambos os sentidos de cada reação química.

Na reação do carbonato com o cálcio há a formação de uma substancia sólida, o carbonato de cálcio. Este precipita em direção ao fundo, acumulando no sedimento marinho. A formação do carbonato de cálcio em águas superficiais e sua sedimentação em direção ao assoalho oceânico é importante na transferência do carbono superficial para águas profundas.[4] Além disto, a deposição do carbonato de cálcio no sedimento pode se tornar importante sistema de acumulação de hidrocarbonetos.[5]  

Saturação do carbonato de cálcio na água do mar[editar | editar código-fonte]

O estado de saturação do carbonato de cálcio na água do mar pode ser determinado através da fórmula:[6]

\Omega = \frac {[Ca^{2+}] [CO_{3}^{2-}]}{K_{sp}^*}

onde Ω é o estado de saturação do carbonato de cálcio, [Ca2+] é a concentração do íon cálcio, [CO32-] é a concentração do íon carbonato e Ksp* é o produto de solubilidade do carbonato de cálcio (que é uma função de temperatura, salinidade e pressão).

A saturação do carbonato de cálcio está relacionada com a sua solubilidade na coluna de água. A água do mar está subssaturada (Ω < 1) quando há menos carbonato de cálcio dissolvido do que sua capacidade de dissolução em determinadas condições de temperatura, salinidade e pressão. Por outro lado, a água do mar está superssaturada (Ω > 1) quando há mais carbonato de cálcio dissolvido do que sua capacidade de dissolução. Quando há um equilíbrio termodinâmico entre o que está dissolvido e a capacidade de dissolução da água do mar, o estado de saturação é igual a 100% (Ω = 1).

A profundidade de saturação do carbonato de cálcio (Ω = 1) na água do mar é um conceito diferente da profundidade de compensação do carbonato de cálcio no oceano. A profundidade de compensação do carbonato de cálcio está relacionada com a profundidade na qual praticamente não se encontra carbonato de cálcio no sedimento marinho.[4] Ambas profundidades variam entre os oceanos. Em média, no Oceano Atlântico as profundidades de saturação da calcita e aragonita ocorrem em 4300 m e 1500 m, respectivamente. Já as profundidades de compensação desses dois minerais ocorrem em 5000 m e 2500 m, respectivamente. No Oceano Pacífico, em média, as profundidades de saturação da calcita e aragonita ocorrem em 750 m e 500 m, respectivamente. Já as profundidades de compensação ocorrem em 3000 m e 1000 m, respectivamente.[4] A forma estrutural da aragonita é mais solúvel na água do mar do que a calcita, o que explica a diferença em suas profundidades de saturação e de compensação.

Fatores que influenciam a solubilidade do carbonato de cálcio no oceano[editar | editar código-fonte]

A solubilidade do carbonato de cálcio na água do mar é influenciada por fatores como a temperatura, a pressão e processos respiratórios.[7] A baixa temperatura, a alta pressão e os processos respiratórios aumentam a solubilidade do carbonato de cálcio na água do mar.

A mudança da temperatura altera o equilíbrio químico de uma reação (princípio de Le Châtelier). Quando a reação é exotérmica, como é o caso da dissolução do carbonato de cálcio,[8] temperaturas baixas deslocam o equilíbrio para a direita na reação abaixo, favorecendo a solubilidade do carbonato de cálcio. O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda favorecendo a formação de carbonato de cálcio:

CaCO3 → Ca2+ + CO32-

Com o aumento da pressão, o equilíbrio da reação é deslocado no sentido da diminuição do número de partículas (princípio de Le Châtelier). No caso da reação de dissolução do carbonato de cálcio, o aumento da pressão desloca essa reação no sentido direto favorecendo sua solubilidade.

Os processos respiratórios no ambiente marinho (ex.: degradação da matéria orgânica) liberam o dióxido de carbono na coluna de água através da reação: 

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2

Grandes quantidades de dióxido de carbono (CO2) dissolvido na coluna de água tendem a diminuir o pH, tornando o meio mais ácido. Com o pH ácido, a estabilidade da estrutura cristalina do carbonato de cálcio diminui, favorecendo sua dissolução em íons cálcio (Ca2+) e carbonato (CO32-).

Carbonato de cálcio biogênico[editar | editar código-fonte]

Diversos grupos de organismos marinhos secretam estruturas que contém carbonato de cálcio. Entre eles, destacam-se corais escleractíneos, pterópodos e algas calcáreas. A tabela abaixo apresenta alguns grupos de organismos secretores de carbonato de cálcio e a composição percentual de suas estruturas carbonáticas.[9]

Grupo de organismos Aragonita (%) Calcita (%) Teor de carbonato de magnésio (%)
Escleractíneos 100 0 < 1
Hidrocorais 100 (gênero Millepora) 0 < 1
Foraminíferos raro 85-99 1-15
Gastrópodes 97,6-100 (nos vermetídeos essa porcentagem é variável) 0 0-2,4
Cirripédios 0 95-100 < 5
Equinodermas 0 83-98 2-17
Clorofíceas 100 (Ordem Codiales) 0 < 1
Rodofíceas 0 70-93 7-30

Ecossistemas carbonáticos marinhos[editar | editar código-fonte]

Recifes de coral[editar | editar código-fonte]

Recifes de coral são construídos através da precipitação de carbonato de cálcio secretado por organismos marinhos em suas estruturas carbonáticas. Assim, o crescimento do recife é dominado por processos biológicos. Os corais construtores de recifes (corais escleractíneos) possuem zooxantelas (dinoflagelados) simbióticas. O processo de calcificação pode ser estimulado pelas zooxantelas que ao utilizar dióxido de carbono para a fotossíntese favorecem a transformação de bicarbonato em carbonato.[7] A fotossíntese aumenta o pH da água, disponibilizando mais íons carbonatos para a precipitação do carbonato de cálcio.[9]

Recifes de arenito[editar | editar código-fonte]

Os recifes de arenito são formados através da precipitação inorgânica de carbonato de cálcio dominada por processos físicos-químicos. Em águas quentes, o carbonato de cálcio tende a se insolubilizar precipitando-se no assoalho submarino.[10]  Os cristais de calcita e aragonita são precipitados em regiões impactadas pelas ondas. Quando depositados são armazenados no espaço intersticial dos sedimentos arenosos e retidos pela presença de uma substância viscosa chamada húmus.[10] O húmus tem origem nas matas costeiras (ex.: Mata Atlântica) e atinge as praias através dos rios ou lençóis freáticos, que por sua vez, obtêm o húmus através do solo. Esta substância promove a agregação inicial dos grãos de areia, possibilitando a posterior cimentação por parte do carbonato de cálcio. A interação entre húmus, carbonato de cálcio e eletrólitos marinhos age como uma cola, ou seja, tem poder de agregar e endurecer. O húmus, neste caso, assume o papel de agregador e o carbonato de cálcio faz o papel de cimento que enrijece a estrutura. Assim vai se formando o recife de arenito, camada por camada. 

Distribuição geográfica dos recifes de coral[editar | editar código-fonte]

Distribuição geográfica dos recifes de coral no oceano global.

A distribuição de recifes no globo ocorre tanto em águas tropicais como em águas temperadas. Poucos recifes de corais existem em águas abaixo de 18 ºC.[carece de fontes?] A temperatura ótima para o desenvolvimento da maioria dos recifes de coral é de 26-27 ºC.[11] Além disso, a distribuição global dos recifes de coral coincide com as regiões do oceano que possuem as maiores taxas de saturação do carbonato de cálcio. Estas regiões supersaturadas, como é o caso dos mares tropicais, apresentam condições favoráveis para a formação de estruturas carbonáticas[12] como, por exemplo, o exoesqueleto dos corais escleractíneos.  

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. a b c Registo de CAS RN 471-34-1 na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA, accessado em 20 de Agosto de 2008.
  2. Catálogo da Merck Carbonato de cálcio acessado em 5. August 2008
  3. a b Bessler, Karl E. . "Os poliformos de carbonato de cálcio – Uma síntese fácil de aragonita". Química nova.
  4. a b c d Millero, Frank J.. Chemical Oceanography. 3rd edition. ed. [S.l.]: CRC Press, 2006. p. 496p.
  5. Tissot, Bernard P. Petroleum formation and occurrence. [S.l.: s.n.], 1984.
  6. Millero, Frank J. . "Dissociation constants of carbonic acid in seawater as a function of salinity and temperature". Marine Chemistry.
  7. a b Zeller, Edward J. . "Factors influencing precipitation of calcium carbonate". AAPG Bulletin.
  8. Teir, Sebastian. . "Dissolution of steelmaking slags in acetic acid for precipitated calcium carbonate production". Energy.
  9. a b Perreira, Renato. Biologia Marinha. 1. ed. Rio de Janeiro: Interciência, 2002. ISBN 85-7193-067-8.
  10. a b Maynard, Barry J. Geochemistry of sedimentary ore deposits. 1st. ed. [S.l.: s.n.], 1983. ISBN 978-1-4613-9493-8.
  11. Achituv, Yair. . "Evolution and Zoogeography of Coral Reefs Ecosystems of the World". Ecosystems of the world.
  12. Fabry, Victoria J. . "Impacts of ocean acidification on marine fauna and ecosystem processes". ICES Journal of Marine Science: Journal du Conseil.