Bicarbonato di sodio
| 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 |
| DrugBank | DB01390 |
| 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] |
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».
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[modifica | modifica wikitesto]
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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[modifica | modifica wikitesto]
Industrialmente, 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[modifica | modifica wikitesto]
L'idrogenocarbonato di sodio si trova in vendita con la denominazione “bicarbonato di sodio” per uso domestico.
È di uso popolare unire il bicarbonato di sodio all’aceto per la preparazione di una miscela dalle presunte proprietà pulenti, sgorganti e sgrassanti.[5] Unendo le due sostanze, però, esse si neutralizzano a vicenda trasformandosi in acetato di sodio ed anidride carbonica, molecole che non condividono alcuna proprietà con le due sostanze di partenza e non hanno alcuna proprietà sopracitata.[6] Il bicarbonato viene talvolta utilizzato come metodo casalingo e naturale per la rimozione della ruggine.
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. Viene inoltre aggiunto ai dentifrici per la sua azione lievemente abrasiva e smacchiante. Tuttavia, diversi sono i possibili effetti collaterali riconosciuti ascrivibili all'utilizzo del bicarbonato di sodio: disturbi gastrointestinali, disturbi renali (tendenza alla formazione di calcoli renali), disturbi respiratori, disturbi cardiovascolari.[7]
Si tratta inoltre di un prodotto che ha trovato applicazione nella deacidificazione dei fumi industriali derivanti da processi di combustione, grazie alla sua alta reattività nei confronti degli inquinanti acidi inorganici.
Note[modifica | modifica wikitesto]
- ^ 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.
- ^ Acqua e bicarbonato e passa la paura, in la Repubblica, 21 febbraio 2019, p. 58.
- ^ Dario Bressanini, Usi e abusi del BICARBONATO in cucina (1). URL consultato il 31 marzo 2019.
- ^ https://www.humanitas.it/enciclopedia/principi-attivi/farmaci-dellapparato-gastrointestinale/bicarbonato-di-sodio/
Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]
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Collegamenti esterni[modifica | modifica wikitesto]
- (EN) sodium bicarbonate, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
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