De onde vem o bicarbonato

O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é uma mistura cristalina, solúvel em água e com sabor alcalino. É também chamado de hidrogeno carbonato de sódio, e apresenta-se como um pó branco que, por aquecimento, perde gás carbônico. Pode ser produzido por reação de dióxido de carbono com hidróxido de sódio líquido. Seu uso contínuo destrói o equilíbrio ácido-base do organismo causando alcalose metabólica. Seu sódio também causa problemas em cardíacos e em pessoas de pressão alta.

O NaHCO3  é um potente elemento tampão produzido pelo organismo e se for misturado a um ácido qualquer libera dióxido de carbono e água. Seu uso mais conhecido é como antiácido estomacal porque tem o poder de neutralizar o excesso de HCl do suco gástrico. É usado como fermento químico, no feitio de quitandas como bolo, roscas e pães, o crescimento da massa deve-se à liberação de CO2 gasoso. Outras utilizações desse composto: reagente de laboratório, na eletrodeposição de ouro e platina; em curtumes; no tratamento de lã e da seda; na nutrição de animais; na cerâmica; para preservação da manteiga e de madeiras; é um dos componentes dos talcos desodorantes.

Esse sal é utilizado também na fabricação de extintores de incêndio de espuma. No extintor há NaHCO3 (sólido) e uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4), em compartilhamentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 e o H2SO4 se misturam e reagem, produzindo a espuma com liberação de CO2. Esses extintores, contudo, não podem ser usados para apagar fogo de instalações elétricas, pois a espuma conduz corrente elétrica.

Por Líria Alves
Graduada em Química

Autor: Alberto Federman Neto, AFNTECH.

Atualizado em 10 de Maio de 2019.

O Bicarbonato de Sódio, quimicamente, é o carbonato ácido de sódio, hidrogeno carbonato de sódio, antigamente chamado carbonato monossódico, de fórmula molecular  NaHCO3.

Detalhes da Imagem que ilustra este Artigo: À Direita, Pequena Travessa de Aço Inox, marca Zivi-Hercules, de 1988. As Marcas Zivi e Hercules, juntamente com a Eberle, agora pertencem à  Cutelaria Mundial, S.A. A travessa contém Bicarbonato de Sódio, bem como no frasco da esquerda.

Porque escolher o Bicarbonato de Sódio? Pela importância dele como medicamento, aditivo, reagente e insumo industrial. É um dos principais produtos químicos do Mundo.

Observação: Julguei conveniente empregar o termo “Bicarbonato de Sódio” em maiúsculas, por ser nome comercial registrado, tipo “Paracetamol”, “Dipirona” etc…. Em contrapartida, “carbonato de sódio” etc…, em minúsculas, por ser nomenclatura química geral.

Observação: Neste Artigo, evitei os nomes “baking soda”  (soda para cozinhar) e “washing soda” (soda de lavar) porque são históricos, usados só nos EUA e as vezes, confundidos. No Brasil, “soda” ou “Barrilha“, se aplica somente ao carbonato de sódio. Não confundir com “soda comum ou soda cáustica” que é hidróxido de sódio, e não carbonato.

SUMÁRIO:

Este Artigo revisa a História do Bicarbonato de Sódio, seus usos clássicos e novos, as propriedades físico-químicas, químicas e de reatividade geral.

Alguns experimentos são propostos, dentre eles, a clássica preparação de carbonato de sódio, a partir do Bicarbonato, e outros.

Alguns testes físico-químicos  e observações, como a medida do pH e o formato dos cristais, o caráter endo ou exotérmico da dissolução etc… são propostos para diferenciar Bicarbonato de Sódio, do carbonato.

Também são propostos dois novos (mas baseados em reatividade conhecida) protocolos para testes químicos de tubo de ensaio (reações com cloreto de cálcio tamponado e com nitrato de prata). Esses testes diferenciam as soluções de Bicarbonato e de Carbonato de Sódio.

A. HISTÓRIA:

Os antigos Egípcios usavam para limpeza, limpar dentes, objetos, fazer faianças, fazer sabão, vidro etc… soluções de “Natrão” , Natron,  ou Nahcolita, um mineral sedimentar formado por evaporação de águas de rio, lagos ou das águas do Nilo ou do Mar Morto. Ele  também é abundante em alguns locais da África, como a Tanzânia.

Esse mineral é carbonato de sódio decahidratado, Na2CO3.10H2O, mas suas soluções aquosas contém também íons de bicarbonato.

No período do Império bizantino, os Alquimistas Árabes, já sabiam que as águas de lavagem das cinzas de plantas eram alcalinas…,   e nelas, descobriram a Soda, carbonato de sódio, “Al_Natrun”. … e a Potassa, carbonato de potássio, “Al-Kali”., isolados, mas não puros. Século VIII. Daí, vem o nome “Álcali”, “Alkali”. Vem de “Al-Kali“, carbonato de potássio. FERRARIO, G. “AL-Kimiya, Notes on Arabic Alchemy.”, 2007.

No século XVI, O Alquimista Alemão Johan Rudolf  Glauber, nas águas de lavagem e lixiavação das cinzas vegetais, e também decompondo vidro fundido com água,  descobriu o “Salis Mirabilis“, o Sal de Glauber, o sulfato de sódio em sua forma hidratada.

Texto de uma Obra de Glauber: GLAUBER, J.R. “Furni Nuovi Philosophici…. Editor: Joannen Janssonium Amsterdam 1651. Ler ou baixar o Livro. Outros Textos dele: HILL. J.C. J. Chem Educ. 56, 593, 1979. GLAUBER, J.R.; PACKE, C. “The Works of the Highly Experienced and Famous Chemist, John Rudolf Glauber….”, 1689, reedição de 2014.

De acordo com outros Autores, Glauber teria descoberto o sulfato, não no vidro, mas em uma água de uma fonte austríaca, em 1625. VAN HELDEN, A. Projeto Galileo, “Glauber, Johan Rudolf” , 1995.

Outros Autores reportam que Glauber teria descoberto o Sal de Glauber, não nas cinzas, nem na água mineral, mas como subproduto da reação entre salitre (nitrato de sódio) e vitríolo (ácido sulfúrico), para fazer ácido nítrico, “Água Forte”. Glauber teria também descoberto o tipo de reação chamado de neutralização.

Para mim, esta é a explicação mais plausível, visto Glauber poder ser considerado o primeiro “Engenheiro Químico” e Químico Industrial”, um dos criadores da Indústrias Farmacêutica e Química, porque foi um dos primeiros Alquimistas a fabricar produtos químicos para uso comercial, inclusive o salitre e o seu sulfato de sódio.

Em 1791, o  Médico e Químico Francês Nicolas Leblanc, desenvolveu o primeiro processo industrial de fabricação de carbonato de sódio, Barrilha, a partir do sal comum.  Visava produzir o carbonato de sódio e o sulfato de sódio, tão necessários às Indústrias de vidro e de sabão. Bicarbonato era o  composto intermediário. Porém o método era trabalhoso e poluente, pois usava carvão de hulha.

Bibliografia do Processo Leblanc: WISNIAK, J. Rev. CENIC Scienc. Chim. 35, 163, 2004. WISNIAK, J. Indian J. Chem., 10, 99, 2003.  LEBLANC, N., “Mèmoires et Rapports Concernant la Fabrication du Sel Ammoniac et de la Soude.“,  Editeur: Goujon et Fils, Paris, 1800. ANASTASI, A. “Nicolas Leblanc, Sa Vie, Ses Travaux e L’Histoire de la Soude Artificielle.” Librairie Hachette, Paris, 1884. Livro impresso, exemplar do Autor deste Blog: BELTZER, “Chemie Industrielle Moderne.” Société de Editions Techniques. Paris, Vol. 2 , 59, 1911.

Em 1800, um Químico e Farmacêutico de Berlim, Sigismund Friedrich Hermbstaedt e seu aluno, Valentin Rose, borbulharam gás carbônico em uma solução de carbonato de sódio e hidróxido, e isolaram o Bicarbonato de Sódio puro, e para uso Farmacêutico. HAGER, H. “Commentar Zur Pharmacopoea Germanica.” Editora: Springer-Verlag, Berlim, 1884. GRUENEBAUM, M. Pharm. Post, 70, 576, 1937.

Em 1811, o Filósofo Natural Francês Augustin Jean Fresnel, descobriu que bicarbonato de sódio era produzido quando se borbulhava Gás Carbônico em salmoura alcalinizada com amoníaco. Fresnel ficaria muito mais conhecido por seus fantásticos desenvolvimentos em ótica,  Lentes de Fresnel, que deram origem aos refletores de teatro e os faróis de navegação, refletores Fresnel.

TADDIA, M. “From Fresnel to Solvay. The Ammonia-Soda Process.” Riv. Comb. Ind. Chem. 67, (4), 26, 2013.  MERIMÉE, L., citado em SENARMOND, H.; VERDET, E.; FRESNEL, L. “Ouvres Completes D’Auguste Fresnel.” Imprimerie Imperiále, Paris, França, Vol. 2, 810-814, 1868.

A reação de Fresnel abriu o caminho, pois é usada no importante processo Solvay, 1861, que substituiu o Método Leblanc.  Processo esse desenvolvido pelo Químico Industrial Belga Ernest Gaston Joseph Solvay.

O processo é importantíssimo e deu origem ao conglomerado industrial Belga Solvay. Tão grandes ficaram, que o Grupo Solvay comprou o grupo francês Rhodia, em 2011.

No processo Solvay, o Bicarbonato de Sódio é o intermedíario, convertido no carbonato de sódio por uma reação que veremos oportunamente. Processo Solvay, modificado para produzir especificamente o bicarbonato: SOLVAY, E.J.S Patente Americana, US364552A, 1887.

Os processos modernos de fabricar bicarbonato e carbonato de sódio são melhoramentos do método Solvay. ARAÚJO, A.D; NEVES, C.A; FERREIRA, A.M.C. ARAKI, K. Quim. Nova, 21, 114, 1998.

Depois, foram exploradas grandes jazidas de carbonato natural, a “Trona” no Wyoming, EUA. E por isso, e por ser menos poluente, surgiu uma tendência a abandonar o processo Solvay, em favor da “Trona”, sesquicarbonato sódio natural, Na2CO3.NaHCO3.2H2O.

Com a Trona, atualmente se fabricam o Carbonato e o Bicarbonato de sódio. PIKE, R.D. Patente Americana, 2794239A, 1955  CHO, K.J.; KHANG, S.; KEENER, T.C. Power Tech. , 184, 58, 2008. GARTNER, R.S.; WITKAMP, G. J. Cryst. Grow. 237, 2199, 2002. ILARDI, J.M; WALDEN, J.; RAU, E. Patente Americana, 3933997A, 1976.

O termo, a palavra bicarbonato,  o íon bicarbonato,  o equilíbrio carbonato-bicarbonato e a estrutura química do bicarbonato de sódio foram  estudados em detalhes pelo Químico e Médico Inglês Willian Hyde Wollaston, em 1813. WOLLASTON, W.H. “A Synoptic Scale of Chemical Equivalents.” Phil. Trans. Royal Soc. 104, 1, 1813. Outro Link. Equilíbrio carbonato-bicarbonato, teoria moderna. WALKER, A.C.; BRAY, U.B.; JOHNSTON, J. “Equilibrium in Solutions of Alkali Carbonates.” J. Am. Chem. Soc., 49, 1235, 1927.

O bicarbonato de sódio começou a ser usado como medicamento por volta de 1893: BOUVERET, 1893; GILBERT, Soc. Biol, 1893; LINOSSIEBI, LEMOINE, Archiv. Gen. Med. 1893. Mas já era muito usado em Farmácia e Medicina, em 1920. Citações em: BOUSSON, A. “Du Bicarbonate de Soude dans…” Thèse pour Obtenir le Grade de Docteur em Medicine” Faculté de Medicine et de Pharmacie de Lyon, France, 1920.

B. PROPRIEDADES:

O Bicarbonato de Sódio é um sal iônico (não covalente), branco, inodoro, solúvel em água (cerca de 10 g por 100 ml) e insolúvel em álcool  e em solventes orgânicos. Infusível (se decompõe por aquecimento) e não tóxico. Livro do Autor: “Carbonato Monossódico”, Pharm. Bras. , Editora: Indústria Gráfica Siqueira, São Paulo, 2a ed., Vol. 1, 196, 1959.

O sabor é  característico e levemente alcalino. Densidade Aparente: 2,200 g/cm3; 2,159 g/cm3; 2.220 g/cm3 e 2.19 g/cm3 . Quatro medidas diferentes. Líquidos tem Densidade e sólidos tem Densidade Aparente.

Sistema Cristalino Monoclínico; Para cela unitária, veja: SASS. R.L; SCHEUERMAN, R.F. Acta Cryst. 15, 77, 1962. ZACHARIANSEN, W.H. J. Chem Phys. 1, 624, 1933. Para identificar os sistemas cristalinos, veja: “Geometry of Crystals”, Material Science Lecture Notes, Stanford University.

Mol: 84. Livro, exemplar do Autor do Blog: BUDAVARI, S. e col. “The Merck Index.” Edit.: Merck CO, INC, Whitehouse Station, New Jersey, USA, 25a Edição,  8726, 2006.

Espectro Vibracional no Infravermelho: AIST, SDBS, número 16161. BERTOLUZZA, A.; MONTI, P.; MORELLI, M.A.; BATTAGLIA, M.A. “A Raman and Infrared Spectrospic Study….” J. Mol. Struct. 73, 19, 1981. MILLER, F.A.; WILKINS, C.H. “Infrared Spectra and Carachteristic Frequencies of Inorganic Ions.” An. Chem. 24,1253, 1952.

Valores de pH: Solução levemente Alcalina. pH medido ou calculado, teórico: 8,31, 8.40, 8.12, 8,38 (0,1 mol/Lt). Em Negrito, pH medido por mim. Refs:  BATES, R.G.. BOWER. V.E. An. Chem., 28, 1322, 1956. WINBERLEY, P.D e col. Scand. J. Clin. Lab. Invest. 45, 7, 1985.  FEDERMAN NETO, A.; BORGES, A.D.L.; LAVRADOR, M.A.S. Rev. Cienc. Farm. Bas. App. 27, 63, 2006. SANDERS, J.T J Exp. Biol. 4, 46, 1926. OBUCHI, J. Universidade de Praga, Quora, resposta, 2016.

C. COMPRAR BICARBONATO:

O Bicarbonato de Sódio é um dos produtos químicos mais importantes no Mundo todo,  dos mais usados e fabricados.

Você pode comprar o de grau de pureza P.A., “Para Análise”, em casas de materiais para laboratório, ou pela Internet. Mas o Grau de pureza “Alimentício” (para alimentos) ou de “Pureza Farmacêutica” (USP, Farmacopeia Americana, ou Farmacopeia Brasileira) são bastante puros (acima de 99%) para os experimentos deste Artigo, e podem ser achados em Farmácias e até Supermercados.

Nos experimentos deste Artigo, usei Bicarbonato de Sódio de grau de pureza alimentício, adquirido na Casa Massaro, em Ribeirão Preto, S.P.

D. USOS:

Em Farmácia, se usa extensamente como antiácido (Links: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 , 9, 10), mas também pode se usado para aliviar dor em queimaduras de sol, ou queimaduras leves.  (o meio alcalino é anódino, é desfavorável à condução do impulso nervoso). Também alivia picadas de inseto.

Como antisséptico, (Link 2) ao lavar machucados, porque o meio alcalino é  desfavorável à proliferação da maior parte das bactérias. Por essa razão, bicarbonato também é desodorante. Para limpar os dentes (Link 2) (meio alcalino previne a cárie).

Em casa, pode ser usado para limpar vidros, para limpar cafeteiras e peças de aço inox. Também Fornos. Certas manchas de roupas, como de suor, podem sair com bicarbonato de sódio.

Para limpar panelas queimadas, adicione bicarbonato e água e deixe em repouso, ou ferva. O carvão grudado se soltará facilmente. Porque funciona? Porque o carvão é composto de carbono. o carbono tem afinidade por alumínio, forma-se carbeto de alumínio, (Link 2) e o carvão gruda, adere fortemente. O Bicarbonato é alcalino, ele dissocia o carbeto de alumínio e o gás carbônico formado ajuda a soltar o carvão aderido.

Bicarbonato de sódio também desodoriza banheiros , caixas de gato e geladeiras. Pode ser usado para limpar muitas coisas na sua casa. (Links: 1, 2, 3, 4, 5, 6). Também se usa como fermento e em alimentos.

Um outro uso é para proteger ferro da oxidação, para não formar ferrugem.  Veremos no Item F, que o Bicarbonato de Sódio não ataca o alumínio, porém o carbonato de sódio sim. ARMSTRONG, R.D.; BRAHAM, V.J. “The Mechanism of Aluminium Corrosion in Akaline Solutions.” Corr. Scienc. 38, 1463, 1996

 E o ferro? Não é atacado! Pelo contrário, soluções de Bicarbonato de Sódio ou de carbonato de sódio protegem o ferro da oxidação! Exemplo, se você tem panelas de ferro, invés de passar óleo para não enferrujar, você pode enxaguar a panela com água e bicarbonato e deixar secar com a camada de bicarbonato.

Bicarbonato de Sódio Também tem muitos usos industriais e no laboratório: Um uso importante é como alcalinizante para polpa de papel, para fazer “papel sulfite”  (alcalinizante, não o branqueador, que é sulfito). Descontaminante, neutralizante, desengraxante, para preparar outros sais de sódio, para fazer outros carbonatos metálicos, para fabricar pigmentos,  indústria textil, reagente acessório em Síntese Orgânica, Reagente para Análise química, catalisador, para fazer abrasivos, branqueadores, produtos de limpeza, fármacos, medicamentos, cerâmica, porcelana, vidro, fazer extintores de pó químico etc,,,

E. REAÇÕES:

Muitas pessoas sabem, bicarbonato de sódio tem efervescência com alimentos ácidos, como vinagre ou limão.

Isso ocorre porque é uma Base, substância alcalina. Uma Base de Lowry-Bronsted. Teoria Ácido-Base formulada em 1923.

PAIK. S.H. J. Chem. Educ. 92, 1484, 2015. KOLTHOFF, I.M. J. Phys. Chem. 51, 1944. BRONSTED, J.N.; WYNNE-JONES, W.F.K. Trans. Faraday Soc. 25, 59, 1928. BRONSTED, J.N. Trans. Faraday Soc. 23, 416, 1927. LOWRY, T.M. Trans. Faraday Soc. 20, 13, 1924.  BRONSTED, J.N. Rec. Trav. Chim. 42, 718, 1923. LOWRY, T.M. J. Soc. Chem. Ind. 42, 43, 1923.

Em palavras simples, é uma substância capaz de aceitar ou capturar prótons, cátions positivos de Hidrogênio, H+. Assim, recebe os prótons dos ácidos.

Assim, na Reação simples, do bicarbonato com ácido clorídrico:

NaHCO3    +     HCl         =       NaCl   +    H2O    +   CO2

Mas em certas reações, o bicarbonato de sódio pode agir como ácido de Lowry-Bronsted. Doar prótons… Nós, os Químicos, dizemos que é uma substância anfótera ou anfotérica, mais precisamente uma substância anfiprótica.

Assim, se neutralizarmos o Bicarbonato de Sódio com Hidróxido de Sódio:

NaHCO3    +     NaOH        =       Na2CO3   +    H2O

Na primeira equação de reação, o Bicarbonato é uma base, e na segunda, é um ácido.

Como um carbonato solúvel que é, óbviamente, o bicarbonato serve para preparar outros carbonatos.  Por reação chamada de dupla troca. Exceto os carbonatos de metais alcalinos e de amônio, os outros carbonatos são insolúveis.

Assim, podemos preparar, por exemplo, o “carbonato de cobre”, que no caso é um carbonato básico, Cu2(OH)2CO3 . O Carbonato simples de Cobre(II), o CuCO3, inicialmente formado, é verde muito claro e instável. Logo se transforma no carbonato básico, bem verde e usado como pigmento. Se contiver excesso de hidroxilas, OH- será azulado.

4 NaHCO3    +     2 CuSO4         =       Cu2(OH)2CO3   +   2 Na2SO4  + 3 CO2   + H2O

Outros carbonatos podem ser obtidos por essa reação: Carbonatos de Chumbo, Mercúrio, Ferro, Cálcio, Bário, Manganês, Níquel, (Link 2) Cobalto etc…

Uma reação importante (veja Item F) e muito conhecida, do Bicarbonato de Sódio é a decomposição térmica, desproporcionamento. Seja em solução, seja  sólido, quando o Bicarbonato de Sódio é aquecido, ele se decompõe e forma carbonato de sódio.

2 NaHCO3   + calor     =       Na2CO3   +    H2O + CO2

O carbonato é estável, pois só vai se decompor acima de 500 graus. NEWIRK, A.E; ALIFERIS, I. An. Chem. 30, 982, 1958.

Inclusive, a reação é a base para o funcionamento dos extintores de pó químico. É também por causa dessa reação, que o Fermento Químico, o “Pó Royal” funciona, pois solta gás carbônico na massa do bolo.

Aliás, o Fermento Químico moderno, contendo fosfato além de bicarbonato, tipo “pó Royal”, foi inventado em 1861 pelo Químico Alemão Barão Justus Freiherr Von Liebig,  e comercializado junto com  o seu aluno o Investidor Russo Erben Norton Horsfort. Mas contendo apenas carbonatos, existia desde 1846. Inventado pelo Químico Inglês Alfred Bird.

Outras invenções importantes de Liebig: Ele modificou muitas aparelhagens de vidro, que se tornaram padrão e são a base da vidraria de Laboratório moderna, a partir de 1815.  JACKSON, C.M Isis, 106, 43, 2015. Também ele inventou os cubinhos de caldo de carne, tipo Caldos Maggi e Knorr.  MAAR, J.H.  “Justus Von Liebig, Vida Personalidade e Pensamento.” Quim. Nova, 29, 1129, 2006. Foi Liebig também quem descobriu o clorofórmio, em 1831, pela clivagem do hidrato de cloral. BAUSE, G.S., Anesthesiology, 118, 243, 2013. LIEBIG, J. Ann. Phys. Chem., 99, 444, 1831 e Ann. Phys. Chem. 100, 243, 1832. Entretanto, fazendo criteriosa Pesquisa, o Clorofórmio  pode ter sido preparado, observado, mas não isolado, um ano antes, 1830, pelo Farmacêutico Alemão Moldehauer. (Publicado em 1830, no a muito extinto e raro “Magazin Der Pharmacie“) DEFALQUE, R.J.; WRIGHT, A.J. Anesthesiology, 92, 290, 2000. De fato, Liebig conhecia a família Moldehauer. Veja Hoffman.

A reação de decomposição térmica do bicarbonato  é conhecida a muito tempo, importante e muito estudada, como pode ser visto pelas  muitas referências:

Referências sobre a decomposição térmica do bicarbonato de sódio: MAIA, A.S.; OSORIO, V.K.L. Quim. Nova, 26, 595, 2003. HEMMING, J.N.O.; DYAR, H.G. Patente Americana, US1191A, 1839. EDWIN, C.H. Patente Americana, US1503481A, 1924.  ANDERSON, C.T. J. Am. Chem. Soc.,  55, 3621, 1933. HEDA, P.K.; DOLLIMORE, D.; ALEXANDER, K.S.; CHEN, D.; LAW, E.; BICKNELL, P.  Thermochim. Acta, 255, 255, 1995. GARTNER, R.S; WITKAMP, G.J. J. Cryst. Grow. 237-239, 2199, 2002. GARTNER, R.S.; SECKLER, M.M.; WITKAMP, G.J. Ind. Eng. Chem. Res. 44, 4272, 2005. THOOS, H.; SMITH, H. Am. J. Pharm. 9, 287, 1844. StudyModeResearch, 2009. FRARY, F.C; NIETZ, A.H. J. Am. Chem. Soc. 37, 2268, 1915. HERMAN, M.J.; SCHROETER, P.G. Am. J. Pharm. 602, 1888. JOULIN, M.L; MOLLINS, M.M. “Recherches sur Les Doubles Decompositions Salines.“, Thèse Presentée a la Faculté de Sciences de Toulouse, Pour Obtenir le Grade de Docteur em Sciences Physiques. Typographie De Bonnal e Gibrac, Toulouse, França, 1872, HARTMAN, M.; SVOBODA, K.; POHORELY, M.; SYC, M. Ind. Eng. Chem. Res. 52, 10619, 2013. SHEFTER, E.; LO, A.; RAMALINGAM, S., Drug. Devel Comm. 1, 29, 1974 , LOHNINGER, H.”Sodium Hydrogen Carbonate.”, 2011.  KEENER, T.C; FRAZIER, G.C; DAVIES W.T. Chem Eng. Comm. 33, 93, 1985. HU, W.; SMITH, J.M.; DOGU, T.; DOGU, G. AIChE J., 32, 1483, 1986.

F. EXPERIMENTOS COM BICARBONATO DE SÓDIO:

1. Preparação de Carbonato de Sódio Puro:

Carbonato de Sódio, pode ser comprado  em lojas de artigos para manutenção de piscinas, produtos fotográficos, lojas  de material de laboratório, ou por Internet: É a Barrilha. Links: 1, 2, 3, 4, 5 , 6.

Mas se você quiser pequena quantidade, ou mesmo fazer um experimento, é possível prepará-lo muito facilmente e puro.

Vamos prepará-lo por decomposição térmica, calcinação, do Bicarbonato de Sódio. A Reação usada foi vista acima, no Ítem E. Vamos usar modificações de metodologia, baseadas em protocolos clássicos, mas modernos: Links: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Eu estudei a reação em micro-ondas, em solução, e no sólido.

1.a. Tentativa por Micro-Ondas. Forno de Micro-Ondas Doméstico. Não Efetiva.

Em um experimento preliminar, tentei fazer a decomposição térmica de uma amostra de Bicarbonato de Sódio, sólido, no forno de micro-ondas doméstico. Não funcionou, o bicarbonato não aquece facilmente.

Um pouco de Química, pode explicar porque não reage. Sabe-se que Bicarbonato de Sódio não absorve micro-ondas com muita facilidade (PARKES.G.M.B; BARNES, P.A.; CHARSLEY, E.L.; BOND, G. J. J. Therm. An. Cal. 56,723, 1999). Por outro lado, o produto, gás carbônico, é um conhecido refletor de micro-ondas, e para que absorva, é preciso colocar junto, carvão (GUO, J.; LUA, A.C. Carbon, 38, 1985, 2000). De fato, um procedimento industrial sugerido, mostra que bicarbonato de sódio pode ser secado por micro-ondas, sem decomposição apreciável (SEYRANKAYA, A. Asian J. Chem. 21, 3117, 2009).

1.b. Decomposição em Solução:

Dissolva o Bicarbonato de Sódio em água. A concentração e temperatura não são críticas.

Pode aquecer a solução no fogão. Esquente em fogo leve ou moderado. Se for possível, use uma panela de ferro ou de aço inox. Se for panela de alumínio, use uma velha, porque Bicarbonato de Sódio, não ataca alumínio, mas o carbonato de sódio formado, sim. ARMSTRONG, R.D.; BRAHAM, V.J. “The Mechanism of Aluminium Corrosion in Alkaline Solutions.” Corr. Scienc. 38, 1463, 1996.

Ao atingir cerca de 80 Graus Celsius, a decomposição avança, com evolução de grandes quantidades de bolhas de gás carbônico.

Vá fervendo a solução até que o desprendimento de gás carbônico cessar. Em meus experimentos, verifiquei que dependendo da quantidade de Bicarbonato e de água usada, a reação pode levar muito tempo, até mais de uma hora e meia.

Deixe esfriar, a solução obtida não conterá mais Bicarbonato de Sódio e sim, carbonato de sódio. Reserve a solução, ela será usada em outro experimento. Assim, preparamos uma solução de carbonato de sódio, partindo do Bicarbonato.

Essa decomposição do Bicarbonato  em solução aquosa, é conhecida a muito tempo. Foi reportada por Valentin Rose, o próprio farmacêutico que isolou o bicarbonato puro (Veja Item A) em 1835 (ROSE, V. Pogg. Ann. 34, 158, 1835). Citado por: CAVEN, R.M., J. Chem. Soc. Trans. 99, 1359, 1911.

De fato, Rose tentava concentrar soluções de Bicarbonato de Sódio, por evaporação a quente. A Evaporação é uma das operações fundamentais nos laboratórios, protocolo clássico, que nós Químicos conhecemos e executamos desde os tempos da Alquimia.

A decomposição do Bicarbonato de Sódio sólido, que usaremos a seguir, também é bem antiga. Foi estudada em detalhes pelo Bioquímico e Medico Francês Emile Justin Armand Gautier, GAUTIEUR, A. Ber. Dtsch. Chem. Gessel., 9, 1434, 1876.

1.c. Decomposição Térmica de Bicarbonato de Sódio Sólido.

Se você tiver acesso a laboratório químico, esta é a maneira mais fácil de fazer carbonato de sódio.

Pese 186 g. (2 Moles) de Bicarbonato de Sódio e transfira para uma cápsula de porcelana ou placa de Petri de Pyrex.

Coloque a cápsula em uma estufa e aqueça a 140-160 Graus Celsius, por cerca de duas horas e meia a três, contadas a partir do momento em que a estufa atingir a temperatura desejada. Mexa, de vez em quando como uma espátula metálica.

Desligue a estufa e espere até atingir a temperatura ambiente.

Se não tiver laboratório, dá para fazer o experimento na sua cozinha. De fato muitos experimentos químicos podem ser feitos na cozinha. GOMEZ, J.C. “Química de la Cocina.”, 2014.

Em uma panela de ferro ou de aço inox, coloque 2-3 xícaras de café cheias, de Bicarbonato de Sódio e esquente no fogão em fogo baixo ou médio, mexendo de vez em quando com uma colher de aço  inox, até que cesse o desprendimento de gás carbônico. Pode levar até duas horas. Apague o fogo e deixe esfriar até a temperatura ambiente.

Alternativamente, até mais prático, use o forno. Coloque o Bicarbonato de Sódio sólido em uma assadeira de Pyrex ou porcelana, e “asse” o Bicarbonato no forno a 180 graus Celsius por duas horas e meia, mexendo de vez em quando com uma colher de aço inox.

Como saber quando a reação acabou? A primeira evidência é o aspecto. Ambos são pós brancos, mas o bicarbonato é um pó fininho e que aglomera (veja figura), enquanto o carbonato é um sólido  microcristalino, mais solto e um pouco higroscópico (veja figura 2), e é muito branco, cor de papel sulfite.

. Mais um exemplo, nesta imagem, o pó da esquerda é Bicarbonato de Sódio e o da direita, é carbonato. Veja as Figuras deste outro Site.

Fizemos a preparação do carbonato de sódio a partir do Bicarbonato. E o rendimento da reação? Se você tem balança, lembre que usou 186 g. (2 Moles) de Bicarbonato de Sódio. Pese o Carbonato de Sódio que obteve.

Relembrando a equação da reação, vamos usar o cálculo estequiométrico, a Estequiometria.

2 NaHCO3   + calor     =       Na2CO3   +    H2O   +   CO2

Não vou repetir o cálculo da Estequiometria, para essa reação, porque é bem conhecido e já foi publicado por outros Autores. Links: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10.  186 g. de Bicarbonato de Sódio, 2 Moles, formarão, teóricamente, 1 Mol de Carbonato de Sódio, 106 g. Obtive 104,9 g. Portanto, calculando o rendimento,  com regra de três simples, 98,96 %, 99 %.

2. Cristalização de Bicarbonato de Sódio, e de Carbonato:

Dissolva o máximo possível, 7-9  colheres de chá de Bicarbonato de Sódio em um copo grande (300 ml) de água. Não aqueça.  Vá adicionando bicarbonato até restar sólido sem dissolver. Decante, transfira a solução para uma assadeira de Pyrex e deixe evaporar lentamente até que  toda a água seque.

Observará a formação de  pequenos cristais em formato de agulhas. São cristais anidros, sem água de cristalização; Vistos ao microscópio, aparecem assim. Link 2.

De maneira similar, se pode obter os cristais de carbonato de sódio, é até mais fácil, porque ele cristaliza bem e em cristais maiores.

Pode usar, por exemplo, a solução preparada como descrito no Sub-Item 1.a, ou dissolver o carbonato  de sódio (Item 1.c) em água quente.  Transfira a solução para um Pyrex, tigela de porcelana, ou cristalizador de laboratório, e deixe evaporar ao ar ou ao sol.

Carbonato de sódio cristaliza preferencialmente como decahidrato,   Na2CO3.10H2O, mas misturas com o monohidrato, Na2CO3.H2O, podem ser formar, dependendo da temperatura. KOBE, K.A; SHEE, M.T. “Themochemistry od Sodium Carbonate and It’s Solutions.” Ind. Eng. Chem, 40, 99, 1948. WATERFIELD, C.G.; LINFORD, R.G.; GOALBY, B.B, BATES, T.R; ELYARD, C.A; STAVELY, L.A.K. “Thermodinamic Investigation of Disorder in the Hydrates of Sodium Carbonate.” Trans. Faraday Soc. 68, 1968. WALDEN, J. Patente Americana, US3975499A, 1976. DE BONI, L.A.B; GOLDANI, E. Rev. Tchê Quím, “Carbonato de Sódio, Soda, Barrilha.“

Observe que os cristais do bicarbonato e do carbonato, são diferentes. Compare, cristais de carbonato de sódio e de Bicarbonato de Sódio. SHEFTER, E.; LO, A.; RAMALINGAM, S., Drug. Devel Comm. 1, 29, 1974. Isso é esperado, visto haver variação nas pontes de hidrogênio possíveis.  BRAGA, D. e col. “O…H…O interactions….” Chem Eur. J. 8, 1173, 2002.

3. Protegendo Ferro da Oxidação, Corrosão. Evitando Ferrugem:

Vimos no Item D, que Bicarbonato ou carbonato de sódio protegem ferro da oxidação.

Porque o ferro não é atacado, e não enferruja quando mergulhado em soluções alcalinas?

Este é em linhas gerais, bem simples e didáticas (porque é mais complicado, porque existe passivação),  o mecanismo geral da formação da ferrugem. TAMURA, I. “The Role of Rusts in Corrosion and  Corrosion Protection of Iron and Steel.” Corr. Scienc., 50, 1872, 2008. Veja que necessita de gás carbônico livre. Em parte, esse gás carbônico livre é hidratado para ácido carbônico, que ataca o ferro. FALK, D.; SVENSSON, J.E.; JOHANSSON, L.G. J. Elec. Soc. 145, 39, 1998.

2 Fe    +  O2    =   2   FeO

FeO + H2O      =   Fe(OH)2 

CO2 + H2O    =   H2CO3

Fe(OH)2  + H2CO3    =    FeCO3 + 2 H2O 

Parte do Fe(OH)2 se oxida por ar a Magnetita:

6 Fe(OH)2 + O2  = 2 Fe3O4 + 6 H2O

Note que sem gás carbônico, o ácido carbônico não se forma no equilíbrio, o hidróxido ferroso não é atacado pelo oxigênio e a oxidação não progride a Ferro(III), o que causaria a ferrugem. Meio alcalino só tem ânions de carbonato, e nunca gás carbônico livre.Por isso, Bicarbonato e carbonato de sódio, protegem o ferro.

A Ferrugem é composta de óxidos e hidróxidos ferrosos e férricos, podendo conter carbonato ferroso, proveniente do gás carbônico. Ferrugem não se forma, sem gás carbônico. DRISSI, S.H.; REFAIT, P.; ABDELMOULA, M.; GENIN, J.M.R. “The Preparation and Thermodynamic Properties….” Corr. Scienc. 37, 2025, 1995. FRIEND, J.N. Science, 35, 660, 1912. GUPTA,S. “Rusting of Iron.”, 2019. Ainda, a presença do Bicarbonato contribui para passivar o ferro, protegendo-o. OLIVER, B.G; DAVIES, A.R. Canadian J. Chem. 51, 698, 1973.

Vamos fazer um Experimento.

Mergulhe pregos de ferro, ou lã de aço (tipo “BomBrill”). A lã de aço são fios finos de ferro) em água e deixe por uma semana. Notará que eles enferrujam.

Mas se deixar mergulhado em soluções de Bicarbonato de Sódio ou de carbonato, eles não enferrujarão mais!

Veja na foto abaixo.  Copos com dois pedaços de BomBrill. No copo da esquerda, BomBrill em água, e no copo da direita, dissolvi uma colher de Bicarbonato de Sódio. Veja que não se forma ferrugem. Bicarbonato de Sódio protege ferro, ele não enferruja mais.

Para o BomBrill, além do bicarbonato, o sabão também funciona, por ser alcalino. Veja este vídeo.

Observe. Esta é uma velha panela minha de chapa de ferro. Veja como é protegida da ferrugem, enxaguando com Bicarbonato:

4. Diferenciando entre Bicarbonato de Sódio e Carbonato de Sódio:

Vimos nos Itens 1.c, 2 e 3, que o aspecto dos pós e dos cristais é diferente, assim como a diferença da massa, após a reação. Bicarbonato de Sódio é  mais denso, mais pesado, enquanto o carbonato é mais leve.

De fato, Bicarbonato de Sódio e o carbonato tem propriedades físicas diferentes. Veja  tabelas das propriedades do Carbonato de Sódio e do Bicarbonato de Sódio.

Note que o Bicarbonato é bem menos solúvel, cerca de 10 % em água, enquanto o carbonato dissolve até 40 %, a 40 graus Celsius. Veja também Link 2, Link 3.

Também, ao dissolver os dois, Bicarbonato e carbonato, em  pouca água, em  tubos             de ensaio,  notará a diferença. A dissolução do Bicarbonato é Endotérmica, a solução esfria, enquanto a do carbonato é Exotérmica, a solução esquenta.

4.a.  Medindo o pH. Os pHs são Diferentes:

Para diferenciar entre os dois, podemos fazer um experimento  fisico-químico simples…. medir o pH das soluções aquosas dos dois sais.

Em palavras simples, o pH é um índice que mede ou aufere a “quantidade” de cátions hidroxônio (H+ protonado por uma molécula de água) de uma solução aquosa. Representa o quanto uma solução é ácida ou alcalina.

O pH foi proposto pela primeira vez, em 1909, pelo Bioquímico Dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen. JENSEN, W.B. “The Symbol for pH.” J. Chem Educ. 81, 21, 2004.  SORENSEN, S.P.L. “Uber Die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffonenkonzentration bei Enzymatischen Prozessen” “Tradução Livre: Sobre a Medida e a Importância da Concentração de Hidrogênio em Processos Enzimáticos.” Biochem. Zeit., 21, 131, 1909.

Medindo o pH, sem laboratório….

Se você não tem acesso a laboratório, o meio mais fácil é você adquirir uma cartela de “Papel Indicador Universal” (para comprar: 1, 2, 3, 4, 5 etc… há várias marcas).

Se preferir, invés do papel, adquira uma solução líquida de indicador universal de pH, tais como aquelas vendidas em casas de materiais para aquário: 1, 2, 3, 4, 5. etc…

Outra possibilidade é comprar um pHmetro digital portátil, de custo relativamente baixo: 1, 2, 3, 4.

Agora você pode medir o pH das soluções de Bicarbonato de Sódio e de carbonato.

Medindo o pH, com Laboratório…

Em laboratórios Químicos, podemos medir o pH, eletrométicamente, com phmetros de bancada. O phmetro foi inventado em 1934, pelo engenheiro Americano Arnold Orville Beckman, fundador da Beckman Coulter e da  Beckman Instruments.

Este é um antigo phmetro digital (1984) de marca Micronal, existente no meu laboratório. Usei para conferir as medidas  de pH do Bicarbonato de Sódio e do Carbonato de Sódio, calibrado com água desionizada fervida (pH 7), tampões estáveis de Biftalato de Potássio (pH 4) e de Bórax, (pH 10). O método de calibração é publicação minha e de meu grupo de pesquisa: FEDERMAN NETO, A.; BORGES, A.D.L.; LAVRADOR, M.A.S. Rev. Cienc. Farm. Bas. App. 27, 63, 2006

Voltemos às medidas do pH das soluções de Bicarbonato e de carbonato de sódio. Como eu falei, você não precisa obrigatóriamente de phmetros ou de indicadores em solução líquida. Pode usar as tiras de  papel indicador universal (tipo estas: 1, 2)

Ferva cerca de 1,5 litros de água. Pode ser até água de torneira! Ao ferver, sai o cloro e também os gases dissolvidos (ar e gás carbônico).

Separe essa água em três vasilhas, meio litro em cada uma. Reserve uma vasilha. Na segunda e terceira vasilha, dissolva, respectivamente,  apenas uma colher de café do Bicarbonato de Sódio (Item C) e do carbonato de sódio (Item F. 1.c).

Meça o pH da solução em cada uma das três vasilhas, com três tiras de papel indicador universal. Observe os resultados.

Mesmo que não medimos a concentração (fizemos em condições de “cozinha doméstica”, sem balança, observe que o pH da solução de Bicarbonato de Sódio dá entre 9 e 10, enquanto o carbonato de sódio, práticamente 11. 

A tira de papel indicador do centro, é a água fervida  (pH 7, água de torneira, ou água desionizada sem ferver são ácidas) empregada com padrão, e controle negativo.

O carbonato é mais alcalino… Isso é esperado, pois ele não tem hidrogênio ácido. Também efeito tampão foi observado. Dilui as soluções de 500 ml, para 2 litros e medi novamente, o pH praticamente se mantém, pouca variação:

Bicarbonato, à esquerda, entre 9 e 10 e o carbonato, 11. Esse efeito tampão, diluir não muda muito o pH, que confirmei, é conhecido. (OLIVEIRA, I.M.F; SILVA, M.J.S.F; TOFANI, S.F.B. Curso de Licenciatura em Química da UFMG, Fundamentos de Química Analítica. Equilíbrio Àcido-Base, Soluções Tampão.; 2010). Também é bem conhecido para carbonato de sódio, o pH se mantém próximo a 11, mesmo em soluções diluídas.

No laboratório, chequei  com o phmetro calibrado, o pH de soluções de Bicarbonato de Sódio e de carbonato de sódio em concentração exata conhecida, 0,1 mol/lt: Bicarbonato: 8,4 (Valores tabelados em Banco de Dados: 8,0 a 8,6 e 8,3) e carbonato de sódio, 11,3 (Valores tabelados em Banco de Dados: 11,37, 11,58 e 11,70).

Os dados que obtive em casa e no laboratório são congruentes e em acordo com  a literatura. Desse modo, demonstramos que os pHs do Bicarbonato e do carbonato de sódio são diferentes e isso é uma maneira de diferenciar os dois sais.

4.b.  Diferenciação Química. Reações Características para Identificação Qualitativa:

Vimos nos Itens 4  e 4a, que propriedades físicas e físico-químicas, tais como a massa, aspecto dos cristais, solubilidade, calor de dissolução e pH das soluções são diferentes, e você pode saber qual é o Bicarbonato de Sódio e qual é o carbonato.

Mas as propriedades químicas são parecidas… Como todos os carbonatos,  ambos efervescem em presença de ácidos orgânicos ou minerais. Ambos reagem com sais solúveis de metais de transição, (Link 2) produzindo carbonatos insolúveis ou pouco solúveis. Isso torna um pouco difícil a diferenciação química entre o Bicarbonato de Sódio e o carbonato.

4.b.1. Reação com Cloreto de Cálcio:

Ao nível do meu conhecimento, mesmo após uma busca minunciosa no SciFinder, o principal Banco de Dados Científicos publicados em Química, não há testes simples para diferenciá-los.

Desenvolví um teste novo, barato e simples, para diferenciar entre os dois. Porém empreguei conhecimentos extraídos  de reações conhecidas.

Sabe-se que muitos carbonatos de metais são insolúveis, mas sabe-se também que os bicarbonatos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos são mais solúveis.

Assim, efetuei reações simples em tubos de ensaio, do Bicarbonato de Sódio e do carbonato, com cloreto de cálcio. Cloreto de amônio foi adicionado servindo como tamponante, para ajudar a manter em solução o bicarbonato de cálcio.

Em testes preliminares, eu testei adicionar também cloreto de magnésio (que tem teóricamente, bicarbonato solúvel). MARION, G.M; Geochim. Cosmochim. Acta , 65, 1883, 2001. Mas verifiquei não ser necessário, e mesmo é deletério.

Isso é a base do meu teste. O teste é novo, mas as reações são conhecidas. De fato, em presença de cloreto de amônio (tampão de hidrólise ácida) (ZHAO, H.; CHEN, J.; LIU, C.; SHEN, W. CAI, C.; REN, Y. J. Chem. Eng. Data, 60, 3201, 2015). (REITEMEIER, R.F.; BUEHRER, T.F. J. Phys. Chem., 44, 535, 1940) o bicarbonato de cálcio [ CaH2(CO3)2 ], se mantém em solução (MUKEHERJEE, N., 2018) ou no máximo precipita levemente (opalescência) como carbonato de cálcio. No tubo que contém carbonato de sódio, imediatamente se dá a precipitação do carbonato de cálcio, como a muito estável Calcita. KITANO, Y. Bull. Chem. Soc.  Japan, 35, 1973, 1962. DECLET, A.; REYES, E.; SUAREZ, O.M. Rev. Adv. Mat. Sci. 44, 87, 2016.

Use dois tubos  de ensaio, de preferência, grandes. Em um, faça uma solução práticamente saturada (0,9-10 %.) de Bicarbonato de Sódio, em 10 a 20 ml de água (pode ser até de torneira). Em outro, faça uma solução a 9-10 % de carbonato de sódio. Adicione, aos dois tubos, 10 % de cloreto de amônio sólido e dissolva.

Aos dois tubos, adicione pequena quantidade, algumas gotas, de solução de cloreto de cálcio 2 %. Agite fortemente. Observe os resultados, Na Foto, os dois tubos da esquerda são solução de Bicarbonato de Sódio e o da direita, carbonato de sódio (está muito mais precipitado):

No tubo que contém Bicarbonato de Sódio, notará que solução ficará transparente, ou no máximo, opalescente. Ao contrário, no tubo de carbonato de sódio, haverá a imediata precipitação de um sólido branco, a Calcita (CaCO3).

Em resumo, no tubo que contém Bicarbonato de Sódio, a maior parte do cálcio fica na solução, na forma de bicarbonato de cálcio, diferenciando as soluções de Bicarbonato e carbonato de Sódio.

Reações:

tubo com Bicarbonato:

2 NaHCO3    +  CaCl2    =   CaH2(CO3)2 +  2 NaCl (fica na solução)

Tubo com carbonato de sódio:

Na2CO3       +   CaCl2    =    CaCO3         +    2 NaCl  (precipita como Calcita)

4.b.2. Reação com nitrato de prata:

Pesquisei e desenvolví (FEDERMAN NETO, A., USP. FCFRP. DCF, Laboratório de Síntese de Fármacos,  Pesquisa Independente, 2019) mais um teste de tubo de ensaio, uma reação qualitativa para diferenciar entre o Bicarbonato e o carbonato de Sódio.

Como já falei, no nível da pesquisa de literatura que fiz, inclusive no SciFinder, Chemical Abstracts. o principal Banco de Dados para pesquisa em Química, não há  protocolos de testes qualitativos simples para diferenciar entre os dois sais.

As reações que usei aqui também são conhecidas, mas para Química Inorgânica Preparativa.

Me baseei na preparação do carbonato de prata, Ag2CO3, compostos e reações relacionadas. Exemplar do Autor deste Blog:  BRAUER, G.; STECHER, P.G (Tradutor) “Handbook of Preparative Inorganic Chemistry.” Academic Press, New York, 2a ed., Vol. 2, 1048, 1965. Citado que havia sido observado que carbonato de sódio funciona menos bem, impurificando o produto com óxido. JEFFREY, G.H.R.;  WARNINGTON, A.W. Chem. News, 132, 373, 1939.

Prepare dois tubos de ensaio, um com solução concentrada de Bicarbonato de Sódio, e o outro com solução de carbonato de sódio, preparado como descrito em: 1.c., a 10 %. Adicione a cada um dos tubos, gotas de nitrato de prata 2 %.

No tubo que contém Bicarbonato, notará primeiro a formação de um precipitado branco, fugaz, que logo desaparece, e um precipitado amarelo muito claro de carbonato de prata se forma.

O precipitado branco é o carbonato duplo de prata e sódio, pouco estável em solução. SCHULTEN, A. Comp. Rend. Seanc. Acad. Scienc. 105, 811, 1887. PAPIN, G.; CHRISTMANN, M.; SADEGUI, N., Comp. Rend. Seanc. Acad Scienc, C, 284. 791, 1977.

2 NaHCO3     +     AgNO3       =      NaAgCO3  +  NaNO3   + CO2 + H2O

2 NaHCO3     +     2 AgNO3       =      Ag2CO3  +  2 NaNO3   + H2O  + CO2

Agora, no tubo que contém carbonato (por causa do excesso de carbonato, porque estequiométrico dá para fazer o AgCO3)***, o carbonato de prata formado se decompõe, produzindo um precipitado marrom escuro,  de óxido de prata.

Na2CO3     +     2 AgNO3       =      Ag2CO3  + 2  NaNO3

Ag2CO3    =   2 AgO   +  CO2

*** Especulo que pode ser por causa do pH mais alcalino, pois nitrato de prata produz óxido de prata, quando tratado com álcalis.TASI, A. “How to Prepare Silver Oxide”, 2017.

Observe a diferença, na Figura. Os testes de tubo de ensaio foram feitos em duplicata, para checar reprodutibilidade. Os tubos da esquerda, contém solução de Bicarbonato e os da direita, carbonato.

Ao adicionar um pouco só de nitrato de prata, o Bicarbonato forma o precipitado amarelo claro (parece branco na foto) de carbonato de prata, Ag2CO3, enquanto o carbonato, forma o óxido, Ag2O, marrom.

Confirmei os experimentos, reação positiva para formar o óxido, também usando uma chamada “amostra autêntica” , comercial, de carbonato de sódio, P.A. Marca Cinética, da Jand Química. Ele foi antes, calcinado, para eliminar qualquer íon de Bicarbonato que houvesse, misturado, no equilíbrio, no sólido. LUGEMWA, N.L.; SHAIKH, K.; HOCHSTEDT, E. Catalysts, 3, 454, 2013. HILL, A.E.; BACON, L.R. J. Am. Chem Soc. 49, 2487, 1927. RUPERT, J.P.; HOPKINS Jr., H.P.; WULFF, C.A. J. Phys. Chem. 69, 3059, 1965. GARTNER,R.S.; SECKLER, M.M.; WITCAMP, G.J. Ind. Eng. Chem. Res., 44, 4272, 2005.

5. Experimentos com o Bicarbonato de Sódio:

5.a. Formação do Carbonato Básico de Cobre:

Pela reação entre sulfato de cobre II e Bicarbonato se Sódio.

Sendo uma reação muito interessante, será objeto de outro Artigo, neste Blog.

5.b. Outros Carbonatos:

Outros carbonatos pode ser obtidos a partir de Bicarbonato de Sódio e sais solúveis de metais, por reações de dupla troca, similares ao descrito em 5.a, para o carbonato básico de cobre.

Carbonato de cálcio, (Link 2) de bario, (Link 2) cobalto (bela cor roxa ou vermelha) (Link 2), níquel, chumbo, ferro(II) , prata, carbonato básico de mercúrio etc… Fotos, carbonatos de zinco, cobre (sulfato básico branco); bário, cálcio, magnésio, cobalto, chumbo, manganês,  

5.c. Preparar Gás Carbônico:

Um outro experimento e uso interessante é para preparar gás carbônico, CO2, tratando o Bicarbonato com um ácido. Exemplos, veja os Links: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10.