- Formule
- Structure
- Propriétés
- Solubilité
- Applications
- Comme mortier
- Dans la production de verre
- Dans le secteur minier
- Comme agent d'élimination des silicates
- Nanoparticules d'oxyde de calcium
- Références
L' oxyde de calcium (CaO) est un composé inorganique contenant du calcium et de l' oxygène sous des formes ioniques (pas être confondu avec le peroxyde de calcium CaO 2). Dans le monde entier, il est connu sous le nom de chaux, un mot qui désigne tout composé inorganique contenant des carbonates, oxydes et hydroxydes de calcium, en plus d'autres métaux tels que le silicium, l'aluminium et le fer.
Cet oxyde (ou chaux) est aussi familièrement appelé chaux vive ou chaux éteinte, selon qu'il est hydraté ou non. La chaux vive est de l'oxyde de calcium, tandis que la chaux éteinte est son hydroxyde. À son tour, le calcaire (calcaire ou chaux durcie) est en fait une roche sédimentaire composée principalement de carbonate de calcium (CaCO 3).
C'est l'une des plus grandes sources naturelles de calcium et constitue la matière première pour la production d'oxyde de calcium. Comment cette rouille est-elle produite? Les carbonates sont sensibles à la décomposition thermique; le chauffage des carbonates de calcium à des températures supérieures à 825 ºC entraîne la formation de chaux et de dioxyde de carbone.
La déclaration ci-dessus peut être décrite comme suit: CaCO 3 (s) → CaO (s) + CO 2 (g). Parce que la croûte terrestre est riche en calcaire et en calcite et que les coquillages (matières premières pour la production d'oxyde de calcium) sont abondants dans les océans et les plages, l'oxyde de calcium est un réactif relativement peu coûteux.
Formule
La formule chimique de l'oxyde de calcium est CaO, dans laquelle l'ion calcium est comme l'acide (accepteur d'électrons) Ca 2+, et l'oxygène comme l'ion basique (donneur d'électrons) O 2-.
Pourquoi le calcium est-il chargé +2? Parce que le calcium appartient au groupe 2 du tableau périodique (M. Becambara), et qu'il n'a que deux électrons de valence disponibles pour la formation de liaisons, qu'il cède à l'atome d'oxygène.
Structure
Dans l'image du haut, la structure cristalline (de type sel gemme) de l'oxyde de calcium est représentée. Les sphères rouges volumineuses correspondent aux ions Ca 2+ et les sphères blanches aux ions O 2-.
Dans cet arrangement cristallin cubique, chaque ion Ca 2+ est entouré de six ions O 2-, occlus dans les espaces octaédriques qui laissent les gros ions entre eux.
Cette structure exprime au maximum le caractère ionique de cet oxyde, bien que la différence notable des rayons (la sphère rouge est plus grande que la blanche) lui confère une énergie de réseau cristallin plus faible par rapport au MgO.
Propriétés
Physiquement, c'est un solide cristallin blanc, inodore avec de fortes interactions électrostatiques, qui sont responsables de ses hauts points de fusion (2572 ºC) et d'ébullition (2850 ºC). De plus, il a un poids moléculaire de 55,958 g / mol et la propriété intéressante d'être thermoluminescent.
Cela signifie qu'un morceau d'oxyde de calcium exposé à une flamme peut briller avec une lumière blanche intense, connue en anglais sous le nom de feux de la rampe, ou en espagnol, lumière de calcium. Les ions Ca 2+, en contact avec le feu, produisent une flamme rougeâtre, comme on peut le voir sur l'image suivante.
Les feux de la rampe
Solubilité
Le CaO est un oxyde basique qui a une forte affinité pour l'eau, à tel point qu'il absorbe l'humidité (c'est un solide hygroscopique), réagissant immédiatement pour produire de la chaux éteinte ou de l'hydroxyde de calcium:
CaO (s) + H 2 O (l) => Ca (OH) 2 (s)
Cette réaction est exothermique (dégage de la chaleur) en raison de la formation d'un solide avec des interactions plus fortes et un réseau cristallin plus stable. Cependant, la réaction est réversible si le Ca (OH) 2 est chauffé, le déshydratant et enflammant la chaux éteinte; puis, la chaux «renaît».
La solution résultante est très basique et si elle est saturée d'oxyde de calcium, elle atteint un pH de 12,8.
De même, il est soluble dans le glycérol et dans les solutions acides et sucrées. S'agissant d'un oxyde basique, il présente naturellement des interactions efficaces avec les oxydes acides (SiO 2, Al 2 O 3 et Fe 2 O 3 par exemple), étant solubles dans leurs phases liquides. En revanche, il est insoluble dans les alcools et les solvants organiques.
Applications
Le CaO a une infinité d'utilisations industrielles, ainsi que dans la synthèse d'acétylène (CH≡CH), dans l'extraction des phosphates des eaux usées et dans la réaction avec le dioxyde de soufre des déchets gazeux.
D'autres utilisations de l'oxyde de calcium sont décrites ci-dessous:
Comme mortier
Si l'oxyde de calcium se mélange avec du sable (SiO 2) et de l'eau, il s'agglomère avec du sable et réagit lentement avec l'eau pour former de la chaux éteinte. À son tour, le CO 2 dans l'air se dissout dans l'eau et réagit avec le sel éteinte pour former du carbonate de calcium:
Ca (OH) 2 (s) + CO 2 (g) => CaCO 3 (s) + H 2 O (l)
Le CaCO 3 est un composé plus résistant et plus dur que le CaO, provoquant le durcissement du mortier (le mélange précédent) et la fixation des briques, blocs ou céramiques entre eux ou sur la surface souhaitée.
Dans la production de verre
Les matières premières essentielles pour la fabrication des verres sont les oxydes de silicium, qui sont mélangés avec de la chaux, du carbonate de sodium (Na 2 CO 3) et d'autres additifs, pour ensuite être soumis à un chauffage, conduisant à un solide vitreux. Ce solide est ensuite chauffé et soufflé dans toutes les figures.
Dans le secteur minier
La chaux éteinte occupe un plus grand volume que la chaux vive en raison des interactions de liaison hydrogène (OHO). Cette propriété est utilisée pour briser les roches de l'intérieur.
Ceci est réalisé en les remplissant d'un mélange compact de chaux et d'eau, qui est scellé pour concentrer sa chaleur et sa puissance expansive dans la roche.
Comme agent d'élimination des silicates
CaO fusionne avec des silicates pour former un liquide coalescent, qui est ensuite extrait de la matière première d'un certain produit.
Par exemple, les minerais de fer sont la matière première pour la production de fer et d'acier métalliques. Ces minéraux contiennent des silicates, qui sont des impuretés indésirables pour le procédé et sont éliminés par le procédé qui vient d'être décrit.
Nanoparticules d'oxyde de calcium
L'oxyde de calcium peut être synthétisé sous forme de nanoparticules, faisant varier les concentrations de nitrate de calcium (Ca (NO 3) 2) et d'hydroxyde de sodium (NaOH) en solution.
Ces particules sont sphériques, basiques (tout comme le solide à macro-échelle) et ont une grande superficie. Par conséquent, ces propriétés profitent aux processus catalytiques. Lequel? La recherche répond actuellement à cette question.
Ces nanoparticules ont été utilisées pour synthétiser des composés organiques substitués - tels que des dérivés de pyridines - dans la formulation de nouveaux médicaments pour effectuer des transformations chimiques telles que la photosynthèse artificielle, pour la purification de l'eau à partir de métaux lourds et nocifs, et comme agents photocatalytiques.
Les nanoparticules peuvent être synthétisées sur un support biologique, tel que des feuilles de papaye et de thé vert, afin de les utiliser comme agent antibactérien.
Références
- scifun.org. (2018). Chaux: oxyde de calcium. Extrait le 30 mars 2018 de: scifun.org.
- Wikipédia. (2018). Oxyde de calcium. Extrait le 30 mars 2018 de: en.wikipedia.org
- Ashwini Anantharaman et coll. (2016). Synthèse verte de nanoparticules d'oxyde de calcium et ses applications. Journal international de recherche et d'application en génie. ISSN: 2248-9622, Vol.6, Numéro 10, (Partie -1), pp.27-31.
- J. Safaei-Ghomi et coll. (2013). Les nanoparticules d'oxyde de calcium ont catalysé la synthèse à plusieurs composants en une étape de pyridines hautement substituées dans des milieux aqueux d'éthanol Scientia Iranica, Transactions C: Chimie et génie chimique 20 549–554.
- PubChem. (2018). Oxyde de calcium. Extrait le 30 mars 2018 de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. Dans Les éléments du groupe 2. (quatrième édition., P. 280). Mc Graw Hill.