Carbonato de sódio

Carbonato de sódio Alerta sobre risco à saúde
Nome IUPAC	Carbonato de Sódio
Outros nomes	Barrilha; Soda
Identificadores
Número CAS	497-19-8
PubChem	10340
Propriedades
Fórmula molecular	Na2CO3
Massa molar	105,989 g/mol (anidro)
Aparência	Sólido branco e translúcido
Densidade	2.54 g/cm3
Ponto de fusão	851 ºC (anidro)
Ponto de ebulição	1600 ºC
Solubilidade em água	30g/100ml (20 ºC)
Solubilidade	insolúvel em álcool
Termoquímica
Entalpia padrão de formação ΔfHo298	-1102 kJ/mol
Entropia molar padrão So298	135 J/mol·K
Riscos associados
Classificação UE	Irritante (Xi)
Índice UE	011-005-00-2
NFPA 704	0 1 1
Frases R	R36, R37
Frases S	S2, S22, S26
Ponto de fulgor	Não Inflamável
Compostos relacionados
Outros aniões/ânions	Nitrato de sódio Silicato de sódio Perborato de sódio Oxalato de sódio Formiato de sódio Bicarbonato de sódio
Outros catiões/cátions	Carbonato de lítio Carbonato de potássio Carbonato de magnésio
Página de dados suplementares
Estrutura e propriedades	n, εr, etc.
Dados termodinâmicos	Phase behaviour Solid, liquid, gas
Dados espectrais	UV, IV, RMN, EM
Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde.

O carbonato de sódio, Na₂CO₃, é um sal branco e translúcido, usado principalmente na produção de vidro, em sínteses químicas e em sabões e detergentes, em ordem de importância. É produzido sinteticamente em larga escala a partir de sal de cozinha pelo Processo Solvay ou extraído de minérios de trona.

História

O carbonato de sódio era tradicionalmente produzido na Europa através da sua extratação a partir das cinzas de várias plantas. Até meados do século XVIII, quando o desmatamento tornou este método inviável, o que levou à necessidade da sua importação de diversos países. Dadas estas circunstâncias, em 1783, o Rei Luís XVI da França, junto a Academia Francesa de Ciências ofereceu um prêmio de 2400 libras para aquele que desenvolvesse um método de produção de carbonato de Sódio a partir do sal marinho.

Assim, em 1791, Nicolas Leblanc patenteou uma solução e deu início a construção de uma planta industrial em Saint-Denis, com produção de 320 toneladas por ano. Porém, com a revolução francesa, esta foi estatizada e os trabalhos de Leblanc foram transformados em domínio público. Napoleão a devolveu em 1801, mas, sem fundos para repará-la e sem condições de competir com os outros produtores já estabelecidos, Leblanc terminou por cometer suicídio em 1806.

Essa indústria cresceu principalmente na Inglaterra, chegando ao seu ápice na década de 1870. Porém, sendo extremamente poluente, com produção de cerca de 7 toneladas de descarte sem valor comercial e 5,5 toneladas de cloreto de hidrogênio na forma de gás (que em contato com a água forma o ácido clorídrico) para cada 8 toneladas de produto, acabou por sofrer fortes pressões por parte da população e do parlamento. Até o surgimento do Processo Solvay, que a suplantou completamente, uma vez que produzia apenas cloreto de cálcio, que pode ser descartado no mar, e utilizava matérias-primas mais baratas, utilizado até hoje.

Aspectos Ambientais

Quando descartado em aterros ou corpos d'água tende a promover a sua alcalinização, o que afeta fortemente a fauna e a flora locais.

A sua produção industrial tem como sub-produto o cloreto de cálcio, que, quando descartado em corpos d'água fechados ou semi-fechados, promove uma forte salinização, afetando os peixes e demais seres vivos. Não são conhecidos danos significativos provocados pelo seu descarte no oceano.

Propriedades Químicas

Reação com a água

A reação de hidratação deste composto se dá pela capacidade do íon carbonato de ser protonado em meio aquoso, de acordo com as seguintes reações:

$Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\rightarrow NaHCO_{3}+OH^{-}+Na^{+}$

$NaHCO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}CO_{3}+OH^{-}+Na^{+}$

$H_{2}CO_{3}\rightarrow CO_{2}\uparrow +H_{2}O$

Como todas estas reações são reversíveis, o Na₂CO₃ pode ser utilizado como agente tamponante para pHs alcalinos quando colocado numa solução com HCO₃^- nas devidas proporções.

=== Outras Reações do carbonato de sódio Em geral, o carbonato de sódio tende a se comportar como uma base na maioria das reações, sendo facilmente protonado por espécies ácidas.

Em meios ácidos o íon CO₃^2- tende a ser protonado até a condição de H₂CO₃ e então decomposto em CO₂ e H₂O, segundo a reação supracitada.

Produção

Mineração

O chamado "Carbonato de sódio natural" é produzido através da mineração de Trona, (Na₃HCO₃CO₃·2H₂O), principalmente nos Estados Unidos, onde há grandes depósitos.

Também pode ser extraído de lagos fortemente alcalinos, como ocorre no Kenya. Estas fontes são auto-regenerativas.

Extração de Cinzas

Diversas plantas, inclusive algas, podem ser processadas de forma a se obter um Carbonato de Sódio de baixa pureza. Este era o processo dominante na Europa até o fim do século XVIII, sendo especialmente intenso na Espanha. O processo consiste em colher as plantas, secá-las e queimá-las, lavando as cinzas restantes (lixiviação) para formar uma solução alcalina, que, quando levada à secura, dava origem ao Carbonato de Sódio sólido.

Este processo se tornou iniviável ao fim do século XVIII com o forte desmatamento europeu, o que intensificou as buscas por novos métodos de produção.

Processo Leblanc

Ver artigo principal: Processo Leblanc

Em 1791, o químico francês Nicolas Leblanc patenteou um método de produção que utilizava como matérias primas sal marinho, CaCO₃, H₂SO₄ e Coque.

Primeiro, o sal marinho (NaCl) é fervido em solução de H₂SO₄, produzindo uma solução de Na₂SO₄ e liberação de HCl gasoso.

$2NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2HCl\uparrow$

O Na₂SO₄ é combinado então ao CaCO₃ e queimado com Coque, o que precipita CaS e libera CO₂

$Na_{2}SO_{4}+CaCO_{3}+2C\rightarrow Na_{2}CO_{3}+2CO_{2}\uparrow +CaS\downarrow$

Sendo o CaCO₃ e o CaS insolúveis, o Na₂CO₃ pode ser facilmente extraído com água então.

A alta produção de HCl, um forte poluente, e de CaS, sem valor comercial, levou à extinção deste método ao final do século XIX.

Processo Solvay

Ver artigo principal: Processo Solvay

Criado em 1861 pelo químico belga Ernest Solvay, este processo utiliza sal marinho, CaCO₃, NH₃ e coque.

O processo se inicia pela queima de carbonato de cálcio com o auxílio de coque.

$CaCO_{3}\rightarrow CaO+CO_{2}$

O CO₂ obtido é borbulhado então numa torre de carbonatação, simultanemanete à amônia, numa solução de NaCl, a frio. Isto produz NaHCO₃, que, em meio alcalino e em baixa temperatura acaba por precipitar.

$NaCl+CO_{2}+NH_{3}+H_{2}O\rightarrow NaHCO_{3}\downarrow +NH_{4}Cl$

O Bicarbonato de sódio é separado por filtração e aquecido, para que se decomponha em Na₂CO₃, CO₂ e água.

$2NaHCO_{3}\rightarrow Na_{2}CO_{3}+CO_{2}\uparrow +H_{2}O$

Em paralelo, o CaO gerado na primeira etapa é reagido com água para formar Ca(OH)₂ e é então utilizado na regeneração da amônia, com o NH₄Cl.

$CaO+H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}$

$Ca(OH)_{2}+2NH_{4}Cl\rightarrow 2NH_{3}\uparrow +CaCl_{2}+H_{2}O$

Este processo recicla a amônia, consome apenas sal marinho, CaCO₃ e coque, e tem como unico sub-produto o CaCl₂, que pode ser descartado no mar. Isto fez com que substituísse completamente o processo Leblanc, sendo utilizado até hoje.

Processo Hou

Foi criado na década de 1930 por Hou Debang, cientista chinês. Similar ao processo de Solvay, se diferencia por não empregar carbonato de cálcio na produção. Ao invés disso borbulha-se CO₂ e NH₃ diretamente na solução a 40 ºC e adiciona-se NaCl até saturação. Resfria-se então a solução até 10 ºC, o que precipita NH₄Cl, permitindo assim a extração de NaHCO₃ da solução remanescente. Este processo elimina a produção de CaCl₂, tendo como sub-produto NH₄Cl, que pode ser refinado ou utilizado como fertilizante.

Usos

O seu mais importante uso se dá na indústria vidraceira, onde é combinado a quente com SiO₂ (na forma de sílica) e CaCO₃ (normalmente como calcário moído) e depois resfriado bruscamente para a produção de vidro do tipo "soda-cal", utilizado principalmente em embalagens.

Na indústria química, em diversas sínteses de compostos inorgânicos, como NaHCO₃, Na₂CrO₄, Na₃PO₄, Na₂SiO₃, entre outros.

Em sabões e detergentes, atuando como emulsificante, alcalinizante e reduzindo a dureza da água, que pode reduzir a sua eficiência. É utilizado para elevar o pH de águas tanto de uso doméstico e urbano quanto industrial.

E em outros usos diversos, como em laboratórios atuando como eletrólito, na taxidermia para a remoção de carne dos ossos, em soluções tampão, aditivo em comidas atuando como estabilizante, etc.

Segurança

Causa irritação se ingerido ou inalado em grandes quantidades ou quando em contato com a pele por tempo prolongado. Pode provocar queimaduras graves se em contato com os olhos. Não apresenta riscos em incêndios, sendo usado até mesmo como agente contra o fogo.

Ver também

• Bicarbonato de sódio
• Processo Solvay
• Processo Leblanc