O carbonato de sódio (Na 2 CO 3) é um sal inorgânico de sódio, metal alcalino e ácido carbônico. Também é conhecido mundialmente como carbonato de sódio. Os lagos e as atividades vulcânicas enriqueciam os solos com sódio, do qual se nutriam as plantas; então, após um incêndio, essas plantas espalham as cinzas carbonáticas.
Como esse sal surge do sódio metálico? O sódio puro tem uma configuração de valência 3s 1. O elétron do orbital 3s 1 é facilmente destacado por outros elementos da natureza (como enxofre, oxigênio, cloro, flúor, etc.), formando compostos minerais dos quais participa o íon estável Na +.
O Na + é acompanhado por outras espécies iônicas nesses sólidos; Destes, o carbonato de sódio é apenas mais um presente na natureza. Desde então, tem sido usado em todas as civilizações ao longo dos tempos. Essas civilizações estavam encontrando neste pó branco acinzentado propriedades benéficas para seus lares e seu povo.
Essas propriedades marcaram seus usos, que hoje mantêm aspectos tradicionais do passado, e outros se adaptam às necessidades atuais.
O carbonato de sódio é muito abundante na natureza e talvez também em outros territórios fora do planeta Terra, como algumas luas do sistema solar.
Fórmula
A fórmula química do carbonato de sódio é Na 2 CO 3. Como isso é interpretado? Isso significa que, no sólido cristalino, para cada íon CO 3 2– existem dois íons Na +.
Estrutura
A imagem superior mostra a estrutura do anidrido Na 2 CO 3 (também chamado de soda calcinada). As esferas roxas correspondem aos íons Na +, enquanto as esferas pretas e vermelhas correspondem aos íons CO 3 2–.
Os íons carbonato têm uma estrutura trigonal plana, com átomos de oxigênio em seus vértices.
A imagem fornece um panorama visto de um plano superior. Os íons Na + são circundados por seis átomos de oxigênio, vindos dos íons CO 3 2–. Ou seja, no Na 2 CO 3, o anidrido de sódio encontra uma geometria de coordenação octaédrica (está encerrado no centro de um octaedro).
Porém, essa estrutura também é capaz de acomodar moléculas de água, interagindo por pontes de hidrogênio com os vértices dos triângulos.
Na verdade, os hidratos de Na 2 CO 3 (Na 2 CO 3 · 10H 2 O, Na 2 CO 3 · 7H 2 O, Na 2 CO 3 · H 2 O e outros) são em maior abundância do que o sal anidro.
Termonatrita (Na 2 CO 3 · H 2 O), natrão (Na 2 CO 3 · 10H 2 O) e trone (Na 3 (HCO 3) (CO 3) · 2H 2 O são as principais fontes naturais de carbonato sódio, principalmente o mineral trona, representado na primeira imagem.
Formulários
O carbonato de sódio cumpre inúmeras funções nas pessoas, nas residências e na indústria, dentre as quais se destacam:
- O carbonato de sódio é usado em muitos produtos de limpeza. Isso se deve à sua capacidade desinfetante, ao seu poder de dissolver gorduras e à sua propriedade de suavizar a água. Faz parte dos detergentes usados em lavanderias, lava-louças automáticas, limpadores de vidros, tira-manchas, alvejantes, etc.
- O desinfetante carbonático pode ser usado em superfícies duras não ásperas, como pisos, paredes, porcelanas e banheiras, com exceção da fibra de vidro e do alumínio, que podem ser riscadas.
- É usado em alguns alimentos para evitar a aglomeração que pode ocorrer nestes.
- Está presente em diversos produtos de higiene pessoal, como espumas, cremes dentais e sabonetes.
- É utilizado na indústria do vidro devido à sua capacidade de decompor silicatos.
- É utilizado na manutenção de piscinas, onde desempenha função desinfetante e reguladora do pH.
- Em humanos, é usado terapeuticamente no tratamento de azia e dermatites.
- Na medicina veterinária é utilizado no tratamento de micose e na limpeza da pele.
Como se faz?
O carbonato de sódio pode ser fabricado com salmoura do mar e calcário (CaCO 3) no processo Solvay. Na imagem acima é ilustrado um diagrama do processo indicando as rotas de produção, bem como os reagentes, intermediários e produtos. Os reagentes são escritos com letras verdes e os produtos com letras vermelhas.
Rastrear essas reações pode ser um pouco complicado, mas a equação geral que indica apenas os reagentes e produtos é:
2NaCl (aq) + CaCO 3 (s) <=> Na 2 CO 3 (s) + CaCl 2 (aq)
O CaCO 3 tem uma estrutura cristalina muito estável, por isso requer constantemente muita energia para decompor em CO 2. Além disso, esse processo gera grandes quantidades de CaCl 2 (cloreto de cálcio) e outras impurezas, cujas descargas afetam a qualidade das águas e do meio ambiente.
Existem também outros métodos de produção de carbonato de sódio em ambientes industriais, como os processos Hou e Leblanc.
Hoje é sustentável obtê-lo de seus minerais naturais, sendo o trona o mais abundante deles.
Por outro lado, o método mais tradicional consistia em cultivar e queimar plantas e algas ricas em sódio. Em seguida, as cinzas foram banhadas com água e submetidas a aquecimento até a obtenção do produto. Daqui veio o famoso carbonato de sódio.
Propriedades
Na 2 CO 3 é um sólido branco higroscópico, inodoro, com peso molecular de 106 g / mol e densidade de 2,54 g / mL a 25 ºC.
Suas propriedades mudam à medida que ele incorpora uma molécula de água em sua estrutura cristalina. Como a água pode formar ligações de hidrogênio e os íons "abrem espaço" entre elas, o volume do cristal aumenta e a densidade do hidrato diminui. Por exemplo, para Na 2 CO 3 · 10H 2 O, sua densidade é 1,46 g / mL.
Na 2 CO 3 derrete a 851 ºC, decompondo-se de acordo com a seguinte equação:
Na 2 CO 3 (s) => Na 2 O (s) + CO 2 (g)
Novamente, embora os íons CO 3 2– e Na + difiram em tamanho, suas interações eletrostáticas são muito eficientes e mantêm uma rede cristalina estável.
As moléculas de água "atrapalham" essas interações e, como resultado, os hidratos são mais suscetíveis à degradação do que o anidrido.
É um sal básico; ou seja, quando dissolvido em água, gera uma solução com pH maior que 7. Isso se deve à hidrólise do CO 3 2–, cuja reação libera OH - no meio:
CO 3 2– (aq) + H 2 O (l) <=> HCO 3 - (aq) + OH - (aq)
É muito solúvel em água e em solventes polares, como glicerol, glicerina, acetona, acetatos e amônia líquida.
Referências
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. Em Os elementos do grupo 1. (Quarta edição., P. 265). Mc Graw Hill.
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