Bicarbonato di sodio

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Bicarbonato di sodio
formula di struttura
bicarbonato di sodio
Nome IUPAC
idrogeno(triossidocarbonato)(1-) di sodio
idrogenocarbonato di sodio[1]
Nomi alternativi
bicarbonato di sodio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare NaHCO3
Peso formula (u) 84,01
Aspetto solido cristallino bianco
Numero CAS [144-55-8]
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 ---[2]

L'idrogenocarbonato di sodio o carbonato acido di sodio o carbonato monosodico (o bicarbonato di sodio che è il nome più comune, ma che è stato deprecato dalla IUPAC) è un sale di sodio dell'acido carbonico. A differenza del carbonato, l'idrogenocarbonato mantiene uno ione idrogeno dell'acido corrispondente.

Commercialmente, è noto anche semplicemente come bicarbonato.

È tra gli additivi alimentari codificati dall'Unione Europea, identificato dalla sigla E 500.

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[3] 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.

Origine del nome bicarbonato[modifica | modifica wikitesto]

Osservando la formula di un idrogenocarbonato non c'è nulla che apparentemente giustifichi nel nome il prefisso bi- del termine bicarbonato. L'origine del nome risale all'epoca di Lavoisier (XVIII secolo) quando i sali erano considerati la combinazione di un ossido metallico con un ossido non metallico e venivano scritti di conseguenza. Il carbonato di sodio, Na2CO3, ad esempio veniva scritto come Na2O · CO2. Per spiegare la presenza dell'idrogeno i bicarbonati erano considerati sali uniti a molecole d'acqua, il sodio idrogenocarbonato NaHCO3 era scritto Na2O · 2CO2 · H2O e coerentemente chiamato bicarbonato di soda.[4] Come già accennato, la IUPAC ha da tempo eliminato la vecchia denominazione.

Proprietà chimico-fisiche[modifica | modifica wikitesto]

A temperatura ambiente, l'idrogenocarbonato di sodio si presenta come una polvere cristallina bianca.

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. La formula è la seguente:

H2O + NaCl + NH3 + CO2 → NH4Cl + NaHCO3

Questo metodo di produzione venne messo a punto da Ernest Solvay nel 1863. Nel metodo sopra descritto si produce il bicarbonato come intermedio per la produzione di carbonato di sodio. Non può essere utilizzato per le usuali applicazioni perché ha una bassa purezza (ca. 75 %). Il bicarbonato di sodio puro è prodotto da carbonato di sodio, acqua e anidride carbonica secondo la reazione:

H2O + Na2CO3 + CO2 → 2 NaHCO3

Reattività e utilizzi[modifica | modifica wikitesto]

Effervescenza prodotta dalla reazione tra bicarbonato di sodio e aceto.

Per riscaldamento oltre i 50 °C tende a decomporsi in carbonato di sodio e anidride carbonica;

2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

Sciolto in acqua, produce una soluzione lievemente basica (una soluzione di 50 g in un litro di acqua a 25 °C ha pH inferiore a 8,6).

Esposto a sostanze acide, si decompone liberando anidride carbonica gassosa ed acqua:

NaHCO3 + HClNaCl + H2O + CO2(g)

NaHCO3 + CH3COOHCH3COONa + H2O + CO2(g)

questo fenomeno è sfruttato nei cosiddetti lieviti chimici o "istantanei" (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.

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, benché un consumo eccessivo sia da evitare perché può ripercuotersi sul pH del sangue.Viene inoltre aggiunto ai dentifrici per la sua azione lievemente abrasiva e sbiancante.

L'idrogenocarbonato di sodio si trova in vendita nei negozi con la denominazione bicarbonato di sodio per uso domestico per la pulizia di frutta e verdura.

Trova impiego anche come prodotto per l'igiene personale.

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.

L'organismo trasforma il bicarbonato soltanto con la reazione di un acido. L'assunzione di bicarbonato attiva l'ormone gastrina ad aumentare la produzione di acido cloridrico quando quello presente non è sufficiente per la dose di bicarbonato introdotta o è necessario per altri processi digestivi, e dopo un effetto antiacido iniziale può peggiorare i sintomi. La somministrazione di bicarbonato di sodio durante manovre di rianimazione (oppure in dosi eccessive con la dieta, specialmente se in presenza di trattamento con diuretici) può generare alcalosi respiratoria da iperventilazione con eliminazione di anidride carbonica, con ipopotassiemia conseguente all'ingresso di ioni potassio attraverso la membrana delle cellule.
L'eccesso di sodio aumenta la volemia e la pressione del sangue, cui seguono un più alto rischio di ipertensione ed edemi.

Il bicarbonato di sodio può essere aggiunto al sapone della lavatrice per ottenere un effetto ammorbidente e rimuovere gli odori dai vestiti.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ NOMENCLATURE OF INORGANIC CHEMISTRY - IUPAC Recommendations 2005. URL consultato il 14 ottobre 2014.
  2. ^ scheda del bicarbonato di sodio su IFA-GESTIS
  3. ^ Anche di grandi dimensioni come le nahcoliti degli scisti bituminosi della formazione Green River, negli Stati Uniti.
  4. ^ Giacomo Guilizzoni, Antichi termini chimici (PDF). URL consultato l'8 gennaio 2007.

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