Cal
Óxido de cálcio Alerta sobre risco à saúde | |
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Nome IUPAC | Óxido de cálcio |
Outros nomes | Cal |
Identificadores | |
Número CAS | 1305-78-8 |
PubChem | 14778 |
Número RTECS | EW3100000 |
Código ATC | P53AX18 |
Propriedades | |
Fórmula molecular | CaO |
Massa molar | 56.077 g/mol |
Aparência | sólido branco |
Densidade | 3.35 g/cm3 |
Ponto de fusão | 2572 °C (2845 K) |
Ponto de ebulição | 2850 °C (3123 K) |
Solubilidade em água | reage na água |
Solubilidade em [[ácidos, glicerol, sugar solution]] | solúvel |
Solubilidade em [[metanol, dietil éter, n-octanol]] | insolúvel |
Acidez (pKa) | 12.5 |
Riscos associados | |
MSDS | ICSC 0409 |
Classificação UE | Corrosivo (C) |
Índice UE | Não listado |
NFPA 704 | 0 3 1 |
Ponto de fulgor | Não inflamável |
Compostos relacionados | |
Outros aniões/ânions | Sulfeto de cálcio Hidróxido de cálcio Fluoreto de cálcio Nitreto de cálcio |
Outros catiões/cátions | Óxido de potássio Óxido de berílio Óxido de magnésio Óxido de estrôncio Óxido de bário Óxido de escândio(III) |
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. |
A cal, também chamada cal viva, cal virgem ou óxido de cálcio, é a substância de fórmula química CaO. Em condições ambientes, é um sólido branco e alcalino. É obtida pela decomposição térmica de calcário.[1]
A cal é utilizada na construção civil para elaboração de argamassas e preparação dos processos de pintura. Também tem emprego nas indústrias farmacêutica, cerâmica e metalúrgica. Na agricultura, o óxido de cálcio é usado para produzir hidróxido de cálcio, que tem por finalidade o controle da acidez do solo.[1]
Obtenção
A cal é produzida a partir do carbonato de cálcio, em fornos industriais, num processo conhecido como calcinação, que dá origem a cal e gás carbônico[1]:
- CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
No Brasil, a maioria da cal é produzida por calcinação de calcários/dolomitos metamórficos. Há, ainda, cales provenientes de calcários sedimentares e de concheiros naturais. [carece de fontes?]
Utilização
O principal uso da cal virgem é a produção de cal hidratada (hidróxido de cálcio). Para isto, dissolve-se a cal em água, reação que ocorre em condições ambientes:
- CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq)
A utilização da cal hidratada é difundida, principalmente em argamassas para alvenaria. Assim como o cimento, tem características aglomerantes. Enquanto este, no endurecimento, reage com água (reação de hidratação), o endurecimento da cal ocorre pela absorção do gás carbônico presente no ar. Essa reação transforma a cal hidratada de volta em carbonato de cálcio.
Na indústria
A cal é utilizada nas indústrias:
- siderúrgicas, como carga de fabricação de aço nos fornos, aglomerante, regulador de pH em tratamento de águas servidas, lubrificante para trefilagem de vergalhões de aço, dessulfurante das gusas altos em enxofre e refratários básicos de fornos de aço;
- de celulose e papel, para regenerar a soda cáustica e para branquear as polpas de papel, junto com outros reagentes;
- de tintas, como pigmento e incorporante de tintas à base de cal e como pigmento para suspensões em água, destinadas às "caiações";
- de alumínio, como regeneradora da soda (total de 100 kg/t de alumina);
- de refratários, cerâmicas, carbonato de cálcio precipitado, graxas, tijolos sílico-cal, petróleo, couro, etanol, biogás, produtos farmacêuticos e alimentícios;
- metalúrgicas de cobre.
Na indústria alimentícia:
- remoção dos compostos fosfáticos e orgânicos e no clareamento do açúcar;
- manutenção superficial de doce em compotas;
- engorda de suínos: 1 quilo a cada 200 quilos de ração.
Outros setores:
- tratamento de água na correção do pH, no amolecimento, na esterilização, na coagulação do alume e dos sais metálicos, na remoção da sílica;
- estabilização de solos como aglomerante e cimentante (na proporção de 5 a 8% em volume da mistura solo-cal);
- obtenção de argamassas de assentamento e revestimento como plastificante, retentor de água e de incorporação de agregados (com ou sem aditivos, em geral nas proporções de 13 a 17% dos volumes);
- misturas asfálticas como neutralizador de acidez e reforçador de propriedades físicas (em geral, 1% das misturas);
- fabricação de blocos construtivos como agente aglomerante e cimentante (em geral, 5 a 7% do volume do bloco);
- usos diversos precipitação do SOx dos gases resultantes da queima de combustíveis ricos em enxofre; corretivo de acidez de pastagens de solos agrícolas; sinalização de campos esportivos; proteção às árvores; desinfetantes de fossas; proteção a estábulos e galinheiros; e retenção de água, CO2 e SOx.
Como uma arma
Devido a sua reação vigorosa quando em contato com a água, pode causar irritação severa quando inalada, ingerida, ou em contato com os olhos.[2] Em 80 d.C., ao enfrentar um inimigo refugiado em cavernas inacessíveis na Hispânia, o general romano Quinto Sertório dispersou nuvens de cal a fim de asfixiá-los. Uma tática similar foi utilizada para lidar com uma revolta armada de plebeus na China, em 178 d.C., em que carros de guerra dispersaram cal nas multidões.[3] No início do reinado de Henrique III, a marinha inglesa derrotou uma frota francesa cegando-a com cal.[4] É possível que o material tenha sido utilizado ainda no combate naval durante a Idade Média,[5] possivelmente como um componente do fogo grego.[6]
Em 1823, durante o episódio conhecido como a tragédia do Brigue Palhaço, no Pará, quando tropas do governo atirararam cal virgem no porão da embarcação contendo vários revoltosos encarcerados, causando sua morte em poucas horas.
Referências
- ↑ a b c Feltre, Ricardo (2000). Química (Ensino médio). São Paulo: Moderna. 528 páginas. ISBN 85-16-02604-3
- ↑ CaO MSDS. hazard.com
- ↑ Adrienne Mayor (2005), «Ancient Warfare and Toxicology», in: Philip Wexler, Encyclopedia of Toxicology, ISBN 0-12-745354-7, 4 2nd ed. , Elsevier, pp. 117–121
- ↑ David Hume (1756). History of England. I. [S.l.: s.n.]
- ↑ Sayers W. The Use of Quicklime in Medieval Naval Warfare // The Mariner's Mirror. - Volume 92 (2006). - Issue 3. - PP. 262-269.
- ↑ Croddy, Eric (2002). Chemical and biological warfare: a comprehensive survey for the concerned citizen. [S.l.]: Springer. p. 128. ISBN 0-387-95076-1