Bicarbonato di sodio

Bicarbonato di sodio
Nome IUPAC
idrogenotriossocarbonato (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	144-55-8
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]
Modifica dati su Wikidata · Manuale

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.

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:

${\displaystyle {\ce {2 NaHCO3 -> Na2CO3 + H2O + CO2}}}$

Sciolto in acqua produce una soluzione lievemente basica: una soluzione di 50 g in un litro di acqua a 25 °C ha pH 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.

${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + HCl -> NaCl + H2O + CO2(g)}}}$

${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + CH3COOH -> CH3COONa + H2O + CO2(g)}}}$

3${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + C6H8O7 -> Na3C6H5O7 + 3H2O + 3CO2(g)}}}$

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:

${\displaystyle {\ce {H2O + NaCl + NH3 + CO2 -> NH4Cl + NaHCO3}}}$

Questo metodo di produzione venne messo a punto da Ernest Solvay nel 1863. Nel metodo sopra descritto si produce il bicarbonato 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:

${\displaystyle {\ce {H2O + Na2CO3 + CO2 -> 2 NaHCO3}}}$

È un sale a reazione alcalina estremamente duttile e versatile per la sua alta reattività con gli acidi organici, ma ha trovato recente applicazione anche nella deacidificazione dei fumi industriali derivanti da processi di combustione, dimostrando la sua alta reattività anche nei confronti degli inquinanti acidi inorganici.

In agricoltura viene storicamente utilizzato^[5] per contrastare efficacemente la proliferazione su foglie e radici di funghi (6,6<pH<7,3) e batteri (pH>7,3)^[6]. In particolare, il bicarbonato di sodio è molto efficace al posto dei pesticidi chimici di sintesi^[7],estremamente nocivi per la salute, per combattere le malattie crittogamiche( fungine) letali per le piante ortive. Preparare la soluzione da utilizzare per disinfettare il terreno del proprio orto è molto semplice ed economica: basta mescolare il bicarbonato in acqua fino ad ottenere un composto omogeneo. Il più importante contributo del bicarbonato di sodio nelle moderne tecniche agricole è, però, rappresentato dalla sua proprietà di intervenire nella regolazione del pH del suolo (ottimale tra 6,5 e 7) e migliorare la capacità di scambio cationico funzionale all'assimilazione da parte delle piante di specifici nutrienti disponibili nel terreno. Il grado di pH del terreno ha, infatti, una notevole influenza rigenerativa sulle sue funzionalità specifiche, permettendo non solo di influenzare le caratteristiche fisiche del suolo, ma anche la presenza dei microrganismi che ne condizionano la fertilità effettiva. Inoltre, consente di selezionare la flora senza l'uso di diserbanti chimici e di determinare la disponibilità degli elementi nutritivie senza l'uso dei concimi chimici che sono la causa principale dell'attuale allarme da contaminazione delle falde acquifere da sostanze perfluoroalchiliche PFOS e PFOA.

Le medesime proprietà alcalinizzanti efficaci sulla fertilità microbiotica del terreno e la salute delle piante, sono riscontrabili per gli organismi animali, sia nell'uso esterno che interno. Il pH dermico ed intestinale, ma anche dei liquidi organici deve essere mantenuto entro militi molto precisi per permettere la corretta funzionalità (i mammiferi tra i 6,8-7.8). L'impiego di bicarbonato di sodio per uso topico contrasta la proliferazioni cutanee batteriche e fungine. Disciolto in acqua è un valido "colluttorio per l'alitosi" ed in polvere un utile "deodorante intimo". ^[8] Disciolto in acqua ed ingerito favorisce invece il buon equilibrio dell’insieme di microrganismi che vivono nel tratto gastrointestinale e che costituiscono il Microbiota umano (denominato anche flora batterica). ^[9] Il sistema tampone bicarbonato umano, come la capacità di scambio cationico del terreno già citata, permette inoltre l'equilibrio acido-base dei liquidi organici, assicurando la stabilità del pH cellulare insidiata da acidi forti (solforico, cloridrico e fosforico) prodotti nel corso del metabolismo proteico. Durante la sua giornaliera regolazione acido-base il rene riassorbe circa 4320 mM di bicarbonato filtrato dai glomeruli elimina 70 mEq e rigenera circa 70 mmoli di bicarbonato utilizzato per la titolazione di acidi non volatili. I tubuli renali riassorbono e rigenerano bicarbonato fondamentalmente tramite secrezione di idrogenioni (idrogenazione). Un mancato equilibrio acido-base è collegato anche ai processi degenerativi tumorali. In oncologia, infatti, l'effetto (Ipotesi di Warburg) mostra come in ambiente acido le cellule cancerogene producano prevalentemente energia con un'alta percentuale di glicolisi seguita dalla fermentazione dell'acido lattico nel citosol. Il corretto processo metabolico e fisiologico cellulare è, quindi, strettamente legato ad un suo equilibrio acido-basico. Il sistema tampone del bicarbonato che lo permette, implica una corretta alimentazione a base di verdure a foglia verde e più in generale una corretta Dieta alcalina, che consenta di apportare e mantenere la giusta quantità in circolo di bicarbonato di sodio. L'eventuale integrazione di bicarbonato di sodio per via orale è nota anche nell’ambito dello sport agonistico come aiuto ergogenico, regolando l'acido lattico, poiché inibendo la sua fermentazione permette di migliorare l'efficienza durante l'esercizio fisico e accorciare tempi di recupero dopo gare e allenamenti molto intensi^[10]. Il bicarbonato di sodio, per tutte queste ragioni, viene prescritto in ambito medico sia come integratore alimentare, che come farmaco per l’apparato gastrointestinale (la flora batterica), per la cura di calcoli renali, per ulcere peptiche, per pirosi gastriche e in tutte le circostanze in cui ci sia l’esigenza di rendere alcaline l’urina o altri liquidi del nostro organismo, tra cui l’acidosi metabolica, l’acidosi lattica e anche le aritmie ventricolari. La capacità di reagire con gli acidi fa sì che l'idrogenocarbonato di sodio venga usato anche in preparazioni antiacide e contro bruciori di stomaco. Come qualsiasi farmaco, si ricorda, ci sono comunque effetti collaterali riconosciuti ascrivibili all'eccessivo dosaggio e abuso ( disturbi gastrointestinali, disturbi renali, disturbi respiratori, disturbi cardiovascolari).^[11]

La capacità di regolare il ph delle superfici organiche hanno reso il bicarbonato di sodio popolare e largamente utilizzato anche per le sue proprietà deodoranti ed igienizzanti. Specialmente per inibire i batteri presenti su tessuti ed oggetti, dalla produzione di quelle sostanze chimiche, denominate composti organici volatili(VOC) che causano i caratteristici "cattivi odori" Per le stesse ragioni può essere utilizzato per effettuare "spugnature su pareti " o su a altre superfici inorganiche interessate da muffe, alghe ed altre proliferazioni batteriche. Grazie all'azione abrasiva che possiedono i suoi microcristalli, inoltre, è utilizzato anche per la rimozione di ruggine, salsedine ed aloni ossidativi. Questo aspetto "meccanico" è alla base anche del suo utilizzo casalingo e in dentifrici specifici per lo sbiancamento dei denti,ma in questo caso, non avendo un potere sbiancate in se, ma solo abrasivo, il suo utilizzo costante può crea dei graffi sullo smalto dentale e minarne con il tempo l'integrità.

Ai fini di pulizia e disinfezione sopra elencati, è noto che unendo il bicarbonato di sodio ad acido acetico o acido citrico, viene rilasciata anidride carbonica e si ottengono due conservanti alimentari, rispettivamente l'acetato di sodio e il 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...). 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. Conservanti alimentari che, quindi, rappresentare in molti casi una valida alternativa a disinfettanti chimici^[12] e detergenti industriali^[13] non avendo rischi e controindicazioni in caso di ingestione, ma anche di contatto ed inalamento, associati alla presenza di solventi tossici^[14] come Etanolo, 2-propanolo o Triidruro di azoto (Ammoniaca), ma anche di neurotossine come Ammonio quaternario (Bromuro di tetrametilammonio) e Ipoclorito di sodio[3]. Tutti eccipienti che comportano la morte degli oligodendrociti.^[15] e presenti in differenti concentrazioni in molte tipologie di prodotti domestici/professionali noti con nomi commerciali come Amuchina^[16], Candeggina^[17] e Varechina^[18] e ace (nome commerciale della FATER). Prodotti in grado di comportare una serie di effetti sulla salute, tra i quali vi sono l'irritazione delle vie respiratorie e della pelle^[19] 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.^[20]

• Wikiquote contiene citazioni di o su bicarbonato
• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «bicarbonato»
• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su bicarbonato

• (EN) sodium bicarbonate, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

Portale Chimica

Portale Cucina