Οξείδιο του ασβεστίου

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση
Οξείδιο του ασβεστίου
Οξείδιο του ασβεστίου
Calcium oxide powder.JPG
Ονόματα
Ονοματολογία IUPAC
Ασβέστιο οξείδιο
Άλλα ονόματα
Μη εσβεσμένη άσβεστος
Αναγνωριστικά
1305-78-8
ChEBI CHEBI:31344
ChEMBL ChEMBL2104397
ChemSpider 14095
485425
Jmol 3Δ Πρότυπο Image
PubChem 14778
Αριθμός RTECS EW3100000
UNII C7X2M0VVNH
Αριθμός UN 1910
Ιδιότητες
CaO
Μοριακή μάζα 56,0774 g/mol
Εμφάνιση Λευκή μέχρι αχνή κίτρινη/καφετιά σκόνη
Οσμή Άοσμο
Πυκνότητα 3,34 g/cm3[1]
Σημείο τήξης 2,613 °C (4,735 °F; 2,886 K) [1]
Σημείο βρασμού 2,850 °C (5,160 °F; 3,120 K) (100 hPa)[2]
Διαλυτότητα στο νερό Αντιδρά για να σχηματίσει υδροξείδιο του ασβεστίου
Διαλυτότητα σε Μεθανόλη Αδιάλυτο (επίσης σε διαιθυλαιθέρα, 1-εννεανόλη)
Οξύτητα (pKa) 12,8
−15,0·10−6 cm3/mol
Δομή
κυβικό, σύμβολο Pearson cF8
Θερμοχημεία
40 J·mol−1·K−1[3]
−635 kJ·mol−1[3]
Φαρμακολογία
Κωδικοί ATCvet QP53AX18
Κίνδυνοι
Δελτίο δεδομένων ασφάλειας Hazard.com
NFPA 704
Αναφλεξιμότητα κωδικός 3: Υγρά και στερεά που μπορούν να αναφλεγούν κάτω από σχεδόν όλες τις συνθήκες θερμοκρασίας περιβάλλοντος. Σημείο ανάφλεξης μεταξύ 23 και 38 °C (73 και 100 °F). Π.χ., βενζίνη) Υγεία κωδικός 0: Η έκθεση σε συνθήκες φωτιάς δεν θα προσφέρει κανέναν κίνδυνο πέρα από αυτόν του συνηθισμένου καύσιμου υλικού. Π.χ., το χλωριούχο νάτριο Δραστικότητα κωδικός 2: Υφίσταται βίαιη χημική μεταβολή σε αυξημένες θερμοκρασίες και πιέσεις, αντιδρά βίαια με το νερό, ή μπορεί να σχηματίσει εκρηκτικά μείγματα με το νερό. Π.χ., ο φώσφορος Ειδικοί κίνδυνοι (λευκό): χωρίς κωδικόNFPA 704 four-colored diamond
Σημείο ανάφλεξης Άκαυστο [4]
Όρια έκθεσης υγείας ΗΠΑ (NIOSH):
TWA 5 mg/m3[4]
TWA 2 mg/m3[4]
IDLH (Άμεσος κίνδυνος)
25 mg/m3[4]
Σχετικές ενώσεις
Θειούχο ασβέστιο
Υδροξείδιο του ασβεστίου
Οξείδιο του βηρυλλίου
Οξείδιο του μαγνησίου
Οξείδιο του στροντίου
Οξείδιο του βαρίου
Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες (25°C, 100 kPa).
Infobox references

Το οξείδιο του ασβεστίου (CaO), γνωστό και ως μη εσβεσμένη άσβεστος ή quicklime ή burnt lime στα αγγλικά, είναι μια πλατιά χρησιμοποιούμενη χημική ένωση. Είναι ένα λευκό, καυστικό, αλκαλικό, κρυσταλλικό στερεό σε θερμοκρασία δωματίου. Ο πλατιά χρησιμοποιούμενος όρος ασβέστης (αγγλικά lime) υπονοεί ασβέστιο που περιέχει ανόργανα υλικά, στα οποία επικρατούν ανθρακικά, οξείδια και υδροξείδια του ασβεστίου, πυρίτιο, μαγνήσιο, αργίλιο και σίδηρος. Αντίθετα, ο αγγλικός όρος quicklime (οξείδιο του ασβεστίου) εφαρμόζεται ειδικά στη μοναδική χημική ένωση οξείδιο του ασβεστίου. Το οξείδιο του ασβεστίου που επιβιώνει της επεξεργασίας χωρίς να αντιδράσει με δομικά υλικά όπως το τσιμέντο λέγεται free lime (ελεύθερο οξείδιο του ασβεστίου).[5]

Το οξείδιο του ασβεστίου (quicklime) είναι σχετικά φτηνό· αυτό και το χημικό παράγωγο (υδροξείδιο του ασβεστίου, του οποίου το οξείδιο του ασβεστίου είναι ο ανυδρίτης βάσης) είναι σημαντικά χημικά προϊόντα.

Παρασκευή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το οξείδιο του ασβεστίου παρασκευάζεται συνήθως από θερμική διάσπαση των υλικών, όπως o ασβεστόλιθος ή τα κοχύλια, που περιέχουν ανθρακικό ασβέστιο (CaCO3· ορυκτό ασβεστίτη) σε ασβεστοκάμινο (lime kiln). Αυτό πραγματοποιείται με θέρμανση του υλικού στους παραπάνω 825 °C (1.517 °F),[6] μια διεργασία που ονομάζεται πύρωση ή φρύξη (calcination ή lime-burning), για να απελευθερωθεί ένα μόριο διοξειδίου του άνθρακα (CO2), αφήνοντας οξείδιο του ασβεστίου.

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

Το οξείδιο του ασβεστίου δεν είναι σταθερό και όταν ψυχθεί, θα αντιδράσει αυθόρμητα με CO2 από τον αέρα μέχρι, έπειτα από αρκετό, να μετατραπεί πλήρως πάλι σε ανθρακικό ασβέστιο εκτός και σβηστεί με νερό για να γίνει κονίαμα ασβέστη. Η ετήσια παγκόσμια παραγωγή οξειδίου του ασβεστίου είναι περίπου 283 εκατομμύρια τόνοι. Η Κίνα είναι ο μεγαλύτερος παγκόσμιος παραγωγός, με συνολικά περίπου 170 εκατομμύρια τόνους τον χρόνο. Αμέσως μετά ακολουθούν οι ΗΠΑ με περίπου 20 εκατομμύρια τόνους τον χρόνο.[7]

Απαιτούνται περίπου 1,8 t από ασβεστόλιθο ανά 1,0 t από οξείδιο του ασβεστίου. Το οξείδιο του ασβεστίου έχει υψηλή συγγένεια για το νερό και είναι πιο αποτελεσματικό ξηραντικό από το οξείδιο του πυριτίου (silica gel). Η αντίδραση του οξειδίου του ασβεστίου με το νερό συσχετίζεται με αύξηση του όγκου κατά έναν συντελεστή τουλάχιστον 2,5.[8]

Χρήση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  • Η κύρια χρήση του οξειδίου του ασβεστίου είναι στην διεργασία παραγωγής χάλυβα με οξυγόνο (basic oxygen steelmaking ή BOS) . Η χρήση του ποικίλει από 30–50 kg/t χάλυβα. Το οξείδιο του ασβεστίου εξουδετερώνει το όξινα οξείδια SiO2, Al2O3 και τριοξείδιο του σιδήρου (Fe2O3), για να παράξει βασική τετηγμένη σκωρία.[8]
  • Χρησιμοποιείται στην παραγωγή μπλοκ κυψελωτού σκυροδέματος (aerated concrete), με πυκνότητες περίπου 0,6–1,0 g/cm³.[8]
  • Η άνυδρη και η ένυδρη άσβεστος μπορούν να αυξήσουν σημαντικά τη χωρητικότητα μεταφοράς εδαφών που περιέχουν άργιλλο. Αυτό επιτυγχάνεται αντιδρώντας με λεπτά διαμερισμένο οξείδιο του πυριτίου και του αργιλίου για να παραχθεί πυριτικό και αργιλικό ασβέστιο, που έχει συγκολλητικές ιδιότητες.[8]
  • Μικρές ποσότητες οξειδίου του ασβεστίου χρησιμοποιούνται σε άλλες διεργασίες· π.χ., στην παραγωγή γυαλιού, τσιμέντου αργιλικού ασβεστίου και οργανικών χημικών.[8]
  • Θερμότητα: Το οξείδιο του ασβεστίου εκλύει θερμική ενέργεια με τον σχηματισμό του ένυδρου υδροξειδίου του ασβεστίου, με την παρακάτω αντίδραση:[9]
CaO (s) + H2O (l) είναι σε ισορροπία με Ca(OH)2 (aq) (ΔHr = −63.7 kJ/mol CaO)
Επειδή ενυδατώνεται, παράγει εξώθερμη αντίδραση και το στερεό φουσκώνει. Η ένυδρη μορφή μπορεί να ξαναμετατραπεί σε άνυδρη αφαιρώντας το νερό με θέρμανση του μέχρι ερυθρότητας για να αντιστραφεί η αντίδραση ενυδάτωσης. Ένα λίτρο νερού ενώνεται με περίπου 3,1 kg οξειδίου του ασβεστίου για να δώσει υδροξείδιο του ασβεστίου συν 3,54 MJ ενέργειας. Αυτή η διεργασία μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να δώσει μια βολική φορητή πηγή θερμότητας, όπως στην επιτόπια θέρμανση τροφής σε αυτοθερμαινόμενες κονσέρβες (self-heating cans).
  • Φως: Όταν θερμαίνεται ο άνυδρος ασβέστης στους 2.400 °C (4.350 °F), εκπέμπει μια έντονη λάμψη. Αυτή η μορφή φωτισμού χρησιμοποιόταν πλατιά σε θεατρικές παραγωγές πριν την εφεύρεση του ηλεκτρικού φωτισμού.[10]
  • Τσιμέντο: Το οξείδιο του ασβεστίου είναι βασικό συστατικό στη διεργασία της παραγωγής τσιμέντου.
  • Ως φθηνό και πλατιά διαθέσιμο άλκαλι. Περίπου το 50% της συνολικής παραγωγής οξειδίου του ασβεστίου μετατρέπεται σε υδροξείδιο του ασβεστίου πριν τη χρήση. Το άνυδρο και το ένυδρο οξείδιο του ασβεστίου χρησιμοποιούνται στην επεξεργασία του πόσιμου νερού.[8]
  • Πετρελαϊκή βιομηχανία: Αλοιφές ανίχνευσης νερού περιέχουν ένα μείγμα από οξείδιο του ασβεστίου και φαινολοφθαλεΐνη. Εάν αυτή η αλοιφή έρθει σε επαφή με νερό σε δεξαμενή αποθήκευσης καυσίμου, το CaO αντιδρά με το νερό για να σχηματίσει υδροξείδιο του ασβεστίου. Το υδροξείδιο του ασβεστίου έχει αρκετά υψηλό pH για να μετατρέψει τη φαινολοφθαλεΐνη σε ζωηρό ιώδες-ροζ χρώμα, που δείχνει την παρουσία του νερού.
  • Χαρτί: Το οξείδιο του ασβεστίου χρησιμοποιείται για την αναγέννηση του υδροξειδίου του νατρίου από ανθρακικό νάτριο στη χημική ανάκτηση σε εργοστάσια χαρτομάζας Kraft.
  • Γύψος: Υπάρχουν αρχαιολογικές ενδείξεις ότι οι άνθρωποι της προκεραμικής νεολιθικής Β (Pre-Pottery Neolithic B) χρησιμοποιούσαν γύψο με βάση το οξείδιο του ασβεστίου για υλικά δαπέδων και άλλες χρήσεις.[11][12][13] Τέτοια δάπεδα με τέφρα ασβέστου (Lime-ash floor) παρέμειναν σε χρήση μέχρι το τέλος του δέκατου ένατου αιώνα.
  • Χημική παραγωγή: Στερεά ψεκασμού ή πολτού από οξείδιο του ασβεστίου μπορούν να χρησιμοποιηθούν για να αφαιρέσουν διοξείδιο του θείου από ροές αποβαλλόμενων προϊόντων σε μια διεργασία που ονομάζεται αποθείωση καυσαερίων (flue-gas desulfurization).
Επίδειξη του σβησμένου ασβέστη ως ισχυρής εξωενεργητικής (exoenergetic) αντίδρασης. Σταγόνες νερού προστίθενται στα κομμάτια του οξειδίου του ασβεστίου. Μετά από λίγο, μια έντονη εξωενεργητική αντίδραση συμβαίνει (σβήσιμο του ασβέστη (slaking of lime)). Η θερμοκρασία μπορεί να φτάσει μέχρι τους περίπου 300 °С.
Σχεδίαση και εκτέλεση από τους Marina Stojanovska, Miha Bukleski και Vladimir Petruševski, Τμήμα Χημείας, FNSM, Πανεπιστήμιο των Σκοπίων, FYROM.

Χρήση ως όπλου[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το 80 π.Χ., ο Ρωμαίος στρατηγός Sertorius χρησιμοποίησε πνιγηρά σύννεφα από καυστική σκόνη οξειδίου του ασβεστίου για να νικήσει τον Characitani της Ιβηρικής, που είχε βρει καταφύγιο σε απρόσιτες σπηλιές. Μια παρόμοια σκόνη χρησιμοποιήθηκε στην Κίνα για να καταστείλει μια ένοπλη επανάσταση χωρικών το 178 AD, όταν άρματα οξειδίου του ασβεστίου (lime chariots) εξοπλισμένα με φυσερά φύσηξαν σκόνη οξειδίου του ασβεστίου στα πλήθη.[14]

Ο David Hume, στην Ιστορία της Αγγλίας, αφηγείται ότι στην αρχή της βασιλείας του Ερρίκου Γ', το αγγλικό ναυτικό κατέστρεψε τον γαλλικό στόλο εισβολής τυφλώνοντας τον εχθρικό στόλο με οξείδιο του ασβεστίου.[15] Το οξείδιο του ασβεστίου μπορεί να έχει χρησιμοποιηθεί στις μεσαιωνικές ναυτικές συρράξεις - μέχρι τη χρήση των "κονιαμάτων ασβεστίου" για να ρίχνεται στα εχθρικά πλοία.[16]

Το οξείδιο του ασβεστίου θεωρείται επίσης ότι υπήρξε συστατικό του υγρού πυρός. Κατά την επαφή με το νερό, το οξείδιο του ασβεστίου μπορεί να αυξήσει τη θερμοκρασία του πάνω από 150 °C και να αναφλέξει το καύσιμο.[17]

Ασφάλεια[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Λόγω της έντονης αντίδρασης του οξειδίου του ασβεστίου με το νερό, το οξείδιο του ασβεστίου προκαλεί σοβαρό ερεθισμό όταν αναπνευστεί ή τοποθετηθεί σε επαφή με υγρό δέρμα ή μάτια. Η εισπνοή του μπορεί να προκαλέσει βήχα, φτάρνισμα, δύσπνοια. Μπορεί έπειτα να εξελιχθεί σε εγκαύματα με διάτρηση του ρινικού διαφράγματος, κοιλιακό πόνο, ναυτία και εμετό. Αν και το οξείδιο του ασβεστίου δεν θεωρείται επικίνδυνο για φωτιά, στην αντίδραση του με το νερό μπορεί να μπορεί να απελευθερώσει αρκετή θερμότητα ώστε να αναφλέξει εύφλεκτα υλικά.[18]

Παραπομπές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. 1,0 1,1 Πρότυπο:RubberBible92nd
  2. Calciumoxid. GESTIS database
  3. 3,0 3,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed.. Houghton Mifflin Company, σελ. A21. ISBN 0-618-94690-X. 
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 Πρότυπο:PGCH
  5. "free lime". DictionaryOfConstruction.com.
  6. Merck Index of Chemicals and Drugs, 9th edition monograph 1650
  7. Miller, M. Michael (2007). «Lime». Minerals Yearbook. U.S. Geological Survey, σελ. 43.13. http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lime/myb1-2007-lime.pdf. 
  8. 8,0 8,1 8,2 8,3 8,4 8,5 Tony Oates (2007), «Lime and Limestone», Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (7th έκδοση), Wiley, σελ. 1–32, doi:10.1002/14356007.a15_317, ISBN 3527306730 
  9. Collie, Robert L. "Solar heating system" U.S. Patent 3.955.554 issued May 11, 1976
  10. Gray, Theodore (September 2007). «Limelight in the Limelight». Popular Science: 84. http://www.popsci.com/node/9652. 
  11. Neolithic man: The first lumberjack?. Phys.org (August 9, 2012). Retrieved on 2013-01-22.
  12. Karkanas, P.; Stratouli, G. (2011). «Neolithic Lime Plastered Floors in Drakaina Cave, Kephalonia Island, Western Greece: Evidence of the Significance of the Site». The Annual of the British School at Athens 103: 27. doi:10.1017/S006824540000006X. 
  13. Connelly, Ashley Nicole (May 2012) Analysis and Interpretation of Neolithic Near Eastern Mortuary Rituals from a Community-Based Perspective. Baylor University Thesis, Texas
  14. Adrienne Mayor (2005), Philip Wexler, επιμ., Encyclopedia of Toxicology, 4 (2nd έκδοση), Elsevier, σελ. 117–121, ISBN 0-12-745354-7 
  15. David Hume (1756). History of England. I. http://www.gutenberg.org/files/19212/19212-h/19212-h.htm#2H_4_0002. 
  16. Sayers W. The Use of Quicklime in Medieval Naval Warfare // The Mariner's Mirror. - Volume 92 (2006). - Issue 3. - PP. 262-269.
  17. Croddy, Eric (2002). Chemical and biological warfare: a comprehensive survey for the concerned citizen. Springer, σελ. 128. ISBN 0-387-95076-1. https://books.google.com/?id=MQMGhInCvlgC&pg=PA128. 
  18. CaO MSDS. hazard.com

Εξωτερικοί σύνδεσμοι[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Commons logo
Τα Wikimedia Commons έχουν πολυμέσα σχετικά με το θέμα