- Structure
- Cristal et ses ions
- Morphologie
- Propriétés
- Apparence physique
- Masse molaire
- Point de fusion
- Densité
- pH
- Solubilité dans l'eau
- K
- Indice de réfraction
- Stabilité
- Obtention
- Applications
- Préparation des aliments
- Désinfectant des eaux usées
- Industrie du papier
- Absorbeur de gaz
- Soins personnels
- Les travaux de construction
- Risques et effets secondaires
- Références
L' hydroxyde de calcium est un composé inorganique dont la formule chimique est Ca (OH) 2. C'est une poudre blanche qui est utilisée depuis des milliers d'années, période pendant laquelle elle a gagné plusieurs noms ou surnoms traditionnels; parmi eux, on peut citer la chaux éteinte, morte, chimique, hydratée ou fine.
Dans la nature, il est disponible dans un minéral rare appelé portlandite, de la même couleur. De ce fait, le Ca (OH) 2 n'est pas obtenu directement à partir de ce minéral, mais à partir d'un traitement thermique, suivi d'une hydratation, du calcaire. On en obtient de la chaux, CaO, qui est ensuite trempée ou hydratée pour produire du Ca (OH) 2.
Un échantillon solide d'hydroxyde de calcium. Source: Intérêt chimique
Le Ca (OH) 2 est une base relativement faible dans l'eau, car il peut difficilement se dissoudre dans l'eau chaude; mais sa solubilité augmente dans l'eau froide, car son hydratation est exothermique. Cependant, sa basicité continue d'être une raison d'être prudent lors de sa manipulation, car elle peut causer des brûlures à n'importe quelle partie du corps.
Il a été utilisé comme régulateur de pH pour différents matériaux ou aliments, ainsi qu'une bonne source de calcium en ce qui concerne sa masse. Il trouve des applications dans l'industrie papetière, dans la désinfection des eaux usées, dans les produits dépilatoires, dans les denrées alimentaires à base de farine de maïs.
Cependant, son utilisation la plus importante a été comme matériau de construction, car la chaux s'hydrate lorsqu'elle est mélangée avec les autres ingrédients dans le plâtre ou le mortier. Dans ces mélanges durcis, le Ca (OH) 2 absorbe le dioxyde de carbone de l'air pour consolider les cristaux de sable avec ceux formés à partir de carbonate de calcium.
Actuellement, des recherches sont toujours en cours dans le but de développer de meilleurs matériaux de construction contenant directement du Ca (OH) 2 dans leur composition sous forme de nanoparticules.
Structure
Cristal et ses ions
Ions d'hydroxyde de calcium. Source: Claudio Pistilli
Dans l'image du haut, nous avons les ions qui composent l'hydroxyde de calcium. Sa formule même Ca (OH) 2 indique que pour chaque cation Ca 2+, il y a deux anions OH - qui interagissent avec lui par attraction électrostatique. Le résultat est que les deux ions finissent par former un cristal avec une structure hexagonale.
Dans de tels cristaux hexagonaux de Ca (OH) 2, les ions sont très proches les uns des autres, ce qui donne l'impression d'être une structure polymérique; bien qu'il n'y ait pas de liaison covalente Ca-O formelle, malgré la différence notable d'électronégativité entre les deux éléments.
Structure de l'hydroxyde de calcium
La structure génère des octaèdres CaO 6, c'est-à-dire que Ca 2+ interagit avec six OH - (Ca 2+ -OH -).
Une série de ces octaèdres constitue une couche du cristal, qui peut interagir avec une autre au moyen de liaisons hydrogène qui les maintiennent cohésives intermoléculaires; cependant, cette interaction disparaît à une température de 580 ° C, lorsque Ca (OH) 2 est déshydraté en CaO.
Du côté haute pression, il n'y a pas beaucoup d'informations à ce sujet, bien que des études aient montré qu'à une pression de 6 GPa le cristal hexagonal subit une transition de la phase hexagonale à la phase monoclinique; et avec elle, la déformation des octaèdres de CaO 6 et de leurs couches.
Morphologie
Les cristaux de Ca (OH) 2 sont hexagonaux, mais cela ne les empêche pas d'adopter une morphologie quelconque. Certaines de ces structures (comme les torons, les flocons ou les roches) sont plus poreuses que d'autres, robustes ou plates, ce qui influence directement leurs applications finales.
Ainsi, il n'est pas la même chose d'utiliser des cristaux de la portlandite minérale que de les synthétiser pour qu'ils soient constitués de nanoparticules où l'on respecte quelques paramètres rigoureux; comme le degré d'hydratation, la concentration de CaO utilisé et le temps pendant lequel le cristal est autorisé à croître.
Propriétés
Apparence physique
Solide blanc, inodore, poudreux avec un goût amer.
Masse molaire
74,093 g / mol
Point de fusion
580 ° C À cette température, il se décompose en libérant de l'eau, de sorte qu'il n'atteint jamais la vaporisation:
Ca (OH) 2 => CaO + H 2 O
Densité
2 211 g / cm 3
pH
Une solution aqueuse saturée de celui-ci a un pH de 12,4 à 25 ° C.
Solubilité dans l'eau
La solubilité du Ca (OH) 2 dans l'eau diminue avec l'augmentation de la température. Par exemple, à 0 ° C, sa solubilité est de 1,89 g / L; tandis qu'à 20 ° C et 100 ° C, ils sont respectivement de 1,73 g / L et 0,66 g / L.
Cela indique un fait thermodynamique: l'hydratation du Ca (OH) 2 est exothermique, donc en obéissant au principe de Le Chatelier l'équation serait:
Ca (OH) 2 <=> Ca 2+ + 2OH - + Q
Où Q est la chaleur dégagée. Plus l'eau est chaude, plus l'équilibre tendra vers la gauche; autrement dit, moins de Ca (OH) 2 se dissoudra. C'est pour cette raison que dans l'eau froide, il se dissout beaucoup plus que dans l'eau bouillante.
En revanche, cette solubilité augmente si le pH devient acide, du fait de la neutralisation des ions OH - et du déplacement de l'équilibre précédent vers la droite. Ce processus dégage encore plus de chaleur que dans l'eau neutre. Outre les solutions aqueuses acides, le Ca (OH) 2 est également soluble dans le glycérol.
K
5,5 · 10 -6. Cette valeur est considérée comme faible et correspond à la faible solubilité du Ca (OH) 2 dans l'eau (même équilibre que ci-dessus).
Indice de réfraction
1 574
Stabilité
Le Ca (OH) 2 reste stable tant qu'il n'est pas exposé au CO 2 de l'air, car il l'absorbe et forme du carbonate de calcium, CaCO 3. Par conséquent, il commence à devenir impurifié dans un mélange solide de cristaux de Ca (OH) 2 -CaCO 3, où il y a des anions CO 3 2- en compétition avec OH - pour interagir avec Ca 2+:
Ca (OH) 2 + CO 2 => CaCO 3 + H 2 O
En fait, c'est la raison pour laquelle les solutions concentrées de Ca (OH) 2 deviennent laiteuses, lorsqu'une suspension de particules de CaCO 3 apparaît.
Obtention
Le Ca (OH) 2 est obtenu dans le commerce en faisant réagir de la chaux, CaO, avec un excès d'eau de deux à trois fois:
CaO + H 2 O => Ca (OH) 2
Cependant, la carbonisation de Ca (OH) 2 peut se produire dans le processus, comme expliqué ci-dessus.
D'autres méthodes pour l'obtenir consistent à utiliser des sels de calcium solubles, tels que CaCl 2 ou Ca (NO 3) 2, et à les basifier avec NaOH, de sorte que Ca (OH) 2 précipite. En contrôlant des paramètres tels que les volumes d'eau, la température, le pH, le solvant, le degré de carbonisation, le temps de maturation, etc., des nanoparticules de morphologies différentes peuvent être synthétisées.
Il peut également être préparé en sélectionnant des matières premières naturelles et renouvelables, ou des déchets d'une industrie, riches en calcium, qui, une fois chauffés et ses cendres, seront constitués de chaux; et à partir de là encore, du Ca (OH) 2 peut être préparé en hydratant ces cendres sans qu'il soit nécessaire de gaspiller du calcaire, CaCO 3.
Par exemple, la bagasse d'agave a été utilisée à cette fin, attribuant une valeur ajoutée aux déchets des industries de la tequila.
Applications
Préparation des aliments
Les cornichons sont d'abord trempés dans de l'hydroxyde de calcium pour les rendre plus croustillants. Source: Pixabay.
L'hydroxyde de calcium est présent dans de nombreux aliments à certaines de ses étapes de préparation. Par exemple, les cornichons, tels que les cornichons, sont plongés dans une solution aqueuse de ceux-ci pour les rendre plus croustillants lorsqu'ils sont emballés dans du vinaigre. C'est parce que les protéines à sa surface absorbent le calcium de l'environnement.
Il en va de même avec les grains de maïs avant de les transformer en farine, car cela les aide à libérer de la vitamine B 3 (niacine) et facilite leur broyage. Le calcium qu'il fournit est également utilisé pour ajouter une valeur nutritive à certains jus.
Le Ca (OH) 2 peut également remplacer la levure chimique dans certaines recettes de pain, et clarifier les solutions sucrées obtenues à partir de la canne à sucre et de la betterave.
Désinfectant des eaux usées
L'action clarifiante du Ca (OH) 2 est due au fait qu'il agit comme un agent floculant; c'est-à-dire qu'il augmente la taille des particules en suspension jusqu'à ce qu'elles forment des flocs, qui se déposent plus tard ou peuvent être filtrés.
Cette propriété a été utilisée pour désinfecter les eaux usées, déstabilisant ses colloïdes désagréables à la vue (et à l'odeur) des spectateurs.
Industrie du papier
Le Ca (OH) 2 est utilisé dans le procédé Kraft pour régénérer le NaOH utilisé pour traiter le bois.
Absorbeur de gaz
Ca (OH) 2 est utilisé pour éliminer le CO 2 des espaces fermés ou dans des environnements où sa présence est contre-productive.
Soins personnels
Ca (OH) 2 se trouve tacitement dans les formulations pour crèmes dépilatoires, car sa basicité contribue à affaiblir la kératine des poils, et donc, il est plus facile de les éliminer.
Les travaux de construction
L'hydroxyde de calcium fait partie des structures d'anciens chantiers de construction comme les pyramides d'Egypte. Source: Pexels.
Ca (OH) 2 est présent depuis des temps immémoriaux, intégrant les masses de plâtre et de mortier utilisées dans la construction d'œuvres architecturales égyptiennes telles que les pyramides; aussi des bâtiments, des mausolées, des murs, des escaliers, des sols, des supports et même pour reconstruire du ciment dentaire.
Son action fortifiante est due au fait qu'en «respirant» le CO 2, les cristaux de CaCO 3 qui en résultent finissent par mieux intégrer les sables et les autres composants de tels mélanges.
Risques et effets secondaires
Le Ca (OH) 2 n'est pas un solide fortement basique comparé aux autres hydroxydes, bien qu'il le soit plus que Mg (OH) 2. Même ainsi, bien qu'il ne soit ni réactif ni inflammable, sa basicité reste suffisamment agressive pour provoquer des brûlures mineures.
Par conséquent, il doit être manipulé avec respect, car il est susceptible d'irriter les yeux, la langue et les poumons, ainsi que de déclencher d'autres maladies telles que: perte de vision, alcalinisation sévère du sang, éruptions cutanées, vomissements et maux de gorge..
Références
- Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (Quatrième édition). Mc Graw Hill.
- Wikipédia. (2019). Hydroxyde de calcium. Récupéré de: en.wikipedia.org
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- Riko Iizuka, Takehiko Yagi, Kazuki Komatsu, Hirotada Gotou, Taku Tsuchiya, Keiji Kusaba, Hiroyuki Kagi. (2013). Structure cristalline de la phase haute pression d'hydroxyde de calcium, portlandite: étude de diffraction des rayons X sur poudre in situ et monocristallin. Minéralogiste américain; 98 (8-9): 1421–1428. doi: doi.org/10.2138/am.2013.4386
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- Brian Clegg. (26 mai 2015). Hydroxyde de calcium. Récupéré de: chemistryworld.com