Bicarbonato di sodio
L'idrogenocarbonato di sodio o carbonato acido di sodio o carbonato monosodico è un sale di sodio dell'acido carbonico, di formula NaHCO3. È comunemente conosciuto come bicarbonato di sodio, denominazione dismessa dalla IUPAC, o anche solo «bicarbonato».
| Bicarbonato di sodio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| triossocarbonato (IV) di sodio | |
| Nomi alternativi | |
| idrogeno carbonato di sodio bicarbonato di sodio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | NaHCO3 |
| Peso formula (u) | 84,01 |
| Aspetto | solido cristallino bianco |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 205-633-8 |
| PubChem | 516892 e 22590783 |
| DrugBank | DBDB01390 |
| SMILES | C(=O)(O)[O-].[Na+] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,22 |
| Solubilità in acqua | 95,5 g/l a 293 K |
| Temperatura di fusione | >270 °C (>543 K) con decomposizione |
| Tensione di vapore (Pa) a 303 K | 830 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −950,8 |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | −851,0 |
| S0m(J·K−1mol−1) | 101,7 |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 87,6 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Frasi H | --- |
| Consigli P | ---[1] |
In natura, oltre che frequentemente disciolto nelle acque superficiali e sotterranee, è presente raramente come minerale, generalmente sotto forma di efflorescenze, incrostazioni e masse concrezionate[2] in depositi di tipo evaporitico. Si rinviene come nahcolite (NaHCO3) o come componente secondario del natron (Na2CO3·10(H2O)), un carbonato idrato di sodio di genesi evaporitica in ambienti aridi.
A differenza del carbonato, l'idrogenocarbonato mantiene uno ione idrogeno dell'acido corrispondente.
È tra gli additivi alimentari codificati dall'Unione europea con la sigla E 500.
Proprietà chimico-fisiche
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A temperatura ambiente, l'idrogenocarbonato di sodio si presenta come una polvere cristallina bianca. È un sale relativamente poco solubile in acqua (8,7 % a 20 °C)[3] e insolubile in etanolo.[4]
Per riscaldamento oltre i 50 °C tende a decomporsi in carbonato di sodio e anidride carbonica:
Sciolto in acqua produce una soluzione lievemente basica: una soluzione di 50 g in un litro di acqua a 25 °C ha pH superiore a 8,6.
Esposto a sostanze acide (come acido acetico) si decompone liberando anidride carbonica gassosa ed acqua: questo fenomeno è sfruttato nei cosiddetti lieviti chimici o "istantanei" (così chiamati per distinguerli dai lieviti biologici come il lievito di birra ed il lievito naturale) e nei preparati per rendere frizzante l'acqua da tavola, che sono una miscela di idrogenocarbonato di sodio e composti acidi.
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Produzione
modificaIndustrialmente, il bicarbonato si produce tramite il metodo Solvay. Esso consiste nel far passare ammoniaca e anidride carbonica in una soluzione di cloruro di sodio. La reazione che avviene produce cloruro di ammonio e bicarbonato di sodio:
Questo metodo di produzione venne messo a punto da Ernest Solvay nel 1863. Nel metodo sopra descritto si produce il bicarbonato con bassa purezza (ca. 75 %) come intermedio per la produzione di carbonato di sodio.
Il bicarbonato di sodio puro è prodotto da carbonato di sodio, acqua e anidride carbonica secondo la reazione:
Utilizzi
modificaL'idrogenocarbonato di sodio, più conosciuto con la sua denominazione di “bicarbonato di sodio”, è un sale a reazione alcalina ed è utilizzato in agricoltura[5] nella lotta ai parrassiti e per modificare il pH del suolo e e contrastare la proliferazione di funghi (6,6<pH<7,3) e batteri (pH>7,3).[6] Ha trovato recente applicazione anche nella deacidificazione dei fumi industriali derivanti da processi di combustione, grazie alla sua alta reattività nei confronti degli inquinanti acidi inorganici.[7].
Più in generale, la capacità di regolare il ph di ambienti e superfici hanno reso il bicarbonato di sodio popolare e largamente utilizzato per le conseguenti proprietà deodoranti ed igienizzanti. Specialmente per inibire i batteri presenti su tessuti ed oggetti, ma anche sulla cute e nel cavo orale, dalla produzione di quelle sostanze chimiche, denominate composti organici volatili(VOC) che causano i caratteristici "cattivi odori" Il bicarbonato di sodio disciolto in acqua, ad esempio, è un valido "colluttorio per l'alitosi" ed in polvere un utile "deodorante intimo", ma può essere utilizzato anche per effettuare "spugnature su pareti " interessate da muffe.
Grazie all'azione abrasiva che possiedono i suoi microcristalli, inoltre, viene utilizzato per la rimozione di ruggine, salsedine ed aloni ossidativi. Motivazioni simili sono alla base del suo utilizzo casalingo e della sua presenza in dentifrici specifici per lo sbiancamento dei denti, anche se in questo caso, non avendo un potere sbiancate in se ma solo abbrasivo, crea dei graffi sullo smalto dentale e può minarne con il tempo l'integrità. La capacità di reagire con gli acidi fa sì che l'idrogenocarbonato di sodio venga usato in preparazioni farmaceutiche come antiacido e contro bruciori di stomaco anche se ci sono comunque effetti collaterali riconosciuti ascrivibili all'eccessivo dosaggio ( disturbi gastrointestinali, disturbi renali, disturbi respiratori, disturbi cardiovascolari).[8]
Unendo il bicarbonato di sodio con acido acetico (aceto) o acido citrico viene rilasciata anidride carbonica e si ottengono rispettivamente acetato di sodio e citrato di sodio. Nell'elenco degli additivi alimentari secondo il "Regolamento Europeo (CE) N. 1333/2008", l'acetato di sodio prende il nome industriale di diacetato di sodio ed è abilitato all'uso alimentare con la sigla E262, mentre il citrato di sodio con la sigla E331. Entrambi sono tra i più noti ed utilizzati conservanti alimentari in grado di impedire la presenza di microrganismi (batteri, funghi o lieviti, muffe...). Possono, quindi, rappresentare in molti casi una valida alternativa a disinfettanti chimici[1] e detergenti industriali [2] non avendo rischi e controindicazioni in caso di ingestione, ma anche di contatto ed inalamento, associati alla presenza di solventi tossici[9] come Etanolo, 2-propanolo o Triidruro di azoto (Ammoniaca), ma anche di neurotossine come Ammonio quaternario (Bromuro di tetrametilammonio) e Ipoclorito di sodio[3]. In grado di comportare una serie di effetti sulla salute, tra i quali vi sono l'irritazione delle vie respiratorie e della pelle[10] fino a gravi ustioni caustiche sulla pelle e nel tratto gastrointestinale (a seconda della concentrazione),altri sintomi gastrointestinali (ad esempio, nausea e vomito), coma, convulsioni, ipotensione e la morte.[11] Inoltre, comportano la morte degli oligodendrociti.[12] Tutti eccipienti presenti in differenti concentrazioni in molte tipologie di prodotti domestici/professionali noti con nomi commerciali come Amuchina[13], Candeggina[14] e Varechina[15] e ace (nome commerciale della FATER).
Il citrato di sodio, inoltre, è anche un ottimo anticalcare apprezzato in molti processi di chimica industriale per le sue proprietà detergenti e decalcificanti ad ampio spettro di applicazione che vanno dalla rimozione del carbonato dalle caldaie fino alla pulitura dei radiatori dell'automobili.
Note
modifica- ^ scheda del bicarbonato di sodio su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive.
- ^ Anche di grandi dimensioni come le nahcoliti degli scisti bituminosi della formazione Green River, negli Stati Uniti.
- ^ AA.VV., Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley, 2003, ISBN 9783527306732.
- ^ David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, 2010, ISBN 9781420090840.
- ^ siciliaagricoltura.it, https://www.siciliaagricoltura.it/2021/02/05/bicarbonato-di-sodio-utilizzo-in-agricoltura/.
- ^ agricoltura.regione.campania.it, http://www.agricoltura.regione.campania.it/pedologia/pdf/ph_del_suolo.pdf.
- ^ fcenergia.it, http://www.fcenergia.it/_upload/P70/scheda.pdf.
- ^ humanitas.it, https://www.humanitas.it/enciclopedia/principi-attivi/farmaci-dellapparato-gastrointestinale/bicarbonato-di-sodio/.
- ^ treccani.it, https://www.treccani.it/enciclopedia/malattie-da-solvente_(Dizionario-di-Medicina)/#.
- ^ Anila Bello, Margaret M. Quinn e Melissa J. Perry, Characterization of occupational exposures to cleaning products used for common cleaning tasks-a pilot study of hospital cleaners, in Environmental Health, vol. 8, 1º gennaio 2009, p. 11, DOI:10.1186/1476-069X-8-11. URL consultato il 28 agosto 2016.
- ^ Quaternary ammonium (PIM G022), su inchem.org. URL consultato il 28 agosto 2016.
- ^ AGI-Agenzia Italia, Alcuni prodotti di uso comune fanno male al nostro cervello, ecco perché, su www.agi.it, 2 aprile 2024. URL consultato il 25 aprile 2024.
- ^ L'inventore dell'Amuchina? È un ingegnere elettrotecnico nato ad Altamura a fine Ottocento, su bari.repubblica.it, 27 febbraio 2020.
- ^ Bicarbonato di sodio, in Treccani.it – Enciclopedie on line, Roma, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
- ^ varech, in Treccani.it – Vocabolario Treccani on line, Roma, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
Altri progetti
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Collegamenti esterni
modifica- (EN) sodium bicarbonate, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
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