Calciumoxid (CaO) – Branntkalk oder gebrannter Kalk- eine weiße, feuerbeständige Substanz, die aus Kristallen besteht. Es kristallisiert in einem kubisch-flächenzentrierten Kristallgitter. Schmelzpunkt - 2627 ° C, Siedepunkt - 2850 ° C.
Aufgrund der Art seiner Herstellung – der Verbrennung von Kalziumkarbonat – wird er gebrannter Kalk genannt. Die Röstung erfolgt in Hochschachtöfen. Kalkstein und Brennstoff werden schichtweise in den Ofen gelegt und dann von unten angezündet. Beim Erhitzen zersetzt sich Calciumcarbonat zu Calciumoxid:
Da die Stoffkonzentrationen in festen Phasen unverändert bleiben, lässt sich die Gleichgewichtskonstante dieser Gleichung wie folgt ausdrücken: K=.
In diesem Fall kann die Gaskonzentration durch ihren Partialdruck ausgedrückt werden, d. h. das Gleichgewicht im System stellt sich bei einem bestimmten Kohlendioxiddruck ein.
Stoffdissoziationsdruck ist der Gleichgewichtspartialdruck eines Gases, der bei der Dissoziation eines Stoffes entsteht.
Um die Bildung einer neuen Portion Kalzium zu provozieren, ist es notwendig, die Temperatur zu erhöhen oder einen Teil der resultierenden Menge zu entfernen CO2 und der Partialdruck nimmt ab. Durch die Aufrechterhaltung eines konstanten Partialdrucks, der unter dem Dissoziationsdruck liegt, kann ein kontinuierlicher Calciumproduktionsprozess erreicht werden. Sorgen Sie daher beim Brennen von Kalk in Öfen für eine gute Belüftung.
Quittung:
1) bei der Wechselwirkung einfacher Stoffe: 2Ca + O2 = 2CaO;
2) bei der thermischen Zersetzung von Hydroxid und Salzen: 2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2? +O2?.
Chemische Eigenschaften:
1) interagiert mit Wasser: CaO + H2O = Ca(OH)2;
2) reagiert mit Nichtmetalloxiden: CaO + SO2 = CaSO3;
3) löst sich in Säuren und bildet Salze: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O.
Calciumhydroxid (Ca(OH)2 – gelöschter Kalk, Flaum)- eine weiße kristalline Substanz, kristallisiert in einem sechseckigen Kristallgitter. Es ist eine starke Base, die in Wasser schlecht löslich ist.
Kalkwasser- eine gesättigte Lösung von Calciumhydroxid, die alkalisch reagiert. Durch die Aufnahme von Kohlendioxid wird es an der Luft trüb und bildet sich Kalziumkarbonat.
Quittung:
1) entsteht, wenn Calcium und Calciumoxid im Input gelöst werden: CaO + H2O = Ca (OH) 2 + 16 kcal;
2) bei der Wechselwirkung von Calciumsalzen mit Alkalien: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.
Chemische Eigenschaften:
1) Beim Erhitzen auf 580 ° C zersetzt es sich: Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O;
2) reagiert mit Säuren: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.
58. Wasserhärte und Möglichkeiten, sie zu beseitigen
Da Kalzium in der Natur weit verbreitet ist, kommen seine Salze in natürlichen Gewässern in großen Mengen vor. Als Wasser wird Wasser bezeichnet, das Magnesium- und Calciumsalze enthält hartes Wasser. Wenn Salze in geringen Mengen oder gar nicht im Wasser vorhanden sind, spricht man von Wasser weich. In hartem Wasser schäumt Seife schlecht, da Calcium- und Magnesiumsalze damit unlösliche Verbindungen eingehen. Es verdaut Nahrung nicht gut. Beim Sieden bildet sich an den Wänden von Dampfkesseln Kalkablagerungen, die die Wärme schlecht leiten, zu einem erhöhten Brennstoffverbrauch und einem Verschleiß der Kesselwände führen. Hartes Wasser kann in vielen technologischen Prozessen (Färben) nicht verwendet werden. Schuppenbildung: Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3?.
Die oben aufgeführten Faktoren weisen darauf hin, dass Kalzium- und Magnesiumsalze aus dem Wasser entfernt werden müssen. Der Vorgang des Entfernens dieser Salze wird genannt Wasserenthärtung ist eine der Phasen der Wasseraufbereitung (Wasseraufbereitung).
Wasserversorgung– Wasseraufbereitung für verschiedene Haushalts- und Technologieprozesse.
Die Wasserhärte wird unterteilt in:
1) Karbonathärte (vorübergehend), die durch das Vorhandensein von Kalzium- und Magnesiumbikarbonaten verursacht wird und durch Kochen beseitigt wird;
2) Nichtkarbonathärte (konstant), die durch das Vorhandensein von Sulfiten und Chloriden von Calcium und Magnesium im Wasser verursacht wird, die beim Kochen nicht entfernt werden, daher wird sie als konstante Härte bezeichnet.
Die Formel ist korrekt: Gesamthärte = Karbonathärte + Nichtkarbonathärte.
Die allgemeine Härte wird durch die Zugabe von Chemikalien oder den Einsatz von Kationenaustauschern beseitigt. Um die Härte vollständig zu beseitigen, wird Wasser manchmal destilliert.
Bei der chemischen Methode werden lösliche Calcium- und Magnesiumsalze in unlösliche Carbonate umgewandelt:
Ein moderneres Verfahren zur Entfernung der Wasserhärte ist die Verwendung Kationenaustauscher.
Kationenaustauscher- komplexe Stoffe (natürliche Verbindungen von Silizium und Aluminium, hochmolekulare organische Verbindungen), deren allgemeine Formel Na2R ist, wobei R- komplexer Säurerückstand.
Wenn Wasser durch eine Kationenaustauscherschicht fließt, werden Na-Ionen (Kationen) gegen Ca- und Mg-Ionen ausgetauscht: Ca + Na2R = 2Na + CaR.
Ca-Ionen aus der Lösung gelangen in den Kationenaustauscher und Na-Ionen gelangen vom Kationenaustauscher in die Lösung. Um den verbrauchten Kationenaustauscher wiederherzustellen, muss dieser mit einer Kochsalzlösung gewaschen werden. In diesem Fall läuft der umgekehrte Prozess ab: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.
Anorganische Verbindung, Calciumalkali. Seine Formel ist Ca(OH) 2 . Da dieser Stoff der Menschheit seit der Antike bekannt ist, trägt er traditionelle Namen: gelöschter Kalk, Kalkwasser, Kalkmilch, Flaum.
Fluff ist ein fein verteiltes Pulver. Limettenmilch ist eine wässrige Alkalisuspension, eine undurchsichtige weiße Flüssigkeit. Kalkwasser ist eine klare wässrige Alkalilösung, die nach dem Filtern von Kalkmilch gewonnen wird.
Löschkalk wurde nach der Herstellungsmethode benannt: Branntkalk (Kalziumoxid) wird mit Wasser aufgegossen (abgeschreckt).
Eigenschaften
Feines weißes kristallines Pulver, geruchlos. In Wasser sehr schlecht löslich, in Alkohol völlig unlöslich, in verdünnter Salpeter- und Salzsäure leicht löslich. Es ist feuerfest und verhindert sogar Feuer. Beim Erhitzen zerfällt es in Wasser und Calciumoxid.
Starkes Alkali. Geht Neutralisationsreaktionen mit Säuren ein, um Salze – Carbonate – zu bilden. Bei der Wechselwirkung mit Metallen wird explosiver und brennbarer Wasserstoff freigesetzt. Reagiert mit den Kohlenoxiden (IV) und (II) sowie mit Salzen.
Die Reaktion zur Gewinnung von Calciumhydroxid durch die „Quench“-Methode erfolgt unter großer Wärmeabgabe, das Wasser beginnt zu kochen, die Ätzlösung wird in verschiedene Richtungen gesprüht – dies muss bei der Arbeit berücksichtigt werden.
Vorsichtsmaßnahmen
Der Kontakt trockener Pulverpartikel oder Tropfen einer Calciumhydroxidlösung mit der Haut führt zu Reizungen, Juckreiz, Verätzungen, Geschwüren und starken Schmerzen. Augenschäden können zu Sehverlust führen. Die Einnahme der Substanz verursacht ein Brennen der Halsschleimhaut, Erbrechen, blutigen Durchfall, einen starken Druckabfall und Schäden an inneren Organen. Das Einatmen von Staubpartikeln kann zu einer Schwellung des Rachens führen, die das Atmen erschwert.
Bevor Sie einen Krankenwagen rufen:
- Geben Sie dem Opfer im Falle einer Vergiftung Milch oder Wasser zu trinken.
- Wenn die Chemikalie in die Augen oder auf die Haut gelangt, sollten die beschädigten Stellen mindestens eine Viertelstunde lang mit reichlich Wasser gewaschen werden.
- Wenn das Reagenz versehentlich eingeatmet wird, muss das Opfer aus dem Raum gebracht und mit frischer Luft versorgt werden.
Arbeiten mit Calciumhydroxid sollten in gut belüfteten Bereichen unter Verwendung von Schutzausrüstung erfolgen: Gummihandschuhe, Schutzbrille und Atemschutzmaske. Chemische Experimente sollten in einem Abzug durchgeführt werden.
Anwendung
In der Bauindustrie wird Bindemittellösungen, Putz, Tünche, Gipsmörtel ein chemisches Reagenz zugesetzt; auf seiner Basis werden Silikatziegel und Beton hergestellt; Mit seiner Hilfe bereiten Sie den Boden vor dem Verlegen von Straßenbelägen vor. Das Tünchen von Holzteilen von Bauwerken und Zäunen verleiht ihnen feuerbeständige Eigenschaften und schützt sie vor Verfall.
- Zur Neutralisierung saurer Gase in der Metallurgie.
- Zur Gewinnung fester Öle und Ölzusätze – in der Ölraffinerieindustrie.
- In der chemischen Industrie - zur Herstellung von Natrium- und Kaliumalkalien, Bleichmitteln („Bleichmittel“), Calciumstearat und organischen Säuren.
- In der analytischen Chemie dient Kalkwasser als Indikator für Kohlendioxid (bei Aufnahme wird es trüb).
- Mit Hilfe von Calciumhydroxid werden Abwässer und Brauchwasser gereinigt; neutralisieren die Säuren des in die Wasserversorgungssysteme gelangenden Wassers, um dessen korrosive Wirkung zu verringern; Karbonate aus dem Wasser entfernen (Wasser enthärten).
- Ca(OH) 2 wird in der Lederindustrie zur Haarentfernung von Häuten verwendet. 
- Lebensmittelzusatzstoff E526 in der Lebensmittelindustrie: Säure- und Viskositätsregulator, Härter, Konservierungsmittel. Wird zur Herstellung von Säften und Getränken, Süßwaren und Mehlprodukten, Marinaden, Salz und Babynahrung verwendet. Es wird bei der Zuckerproduktion verwendet.
- In der Zahnheilkunde wird Kalkmilch zur Desinfektion von Wurzelkanälen eingesetzt.
- Zur Behandlung von Säureverätzungen - in der Medizin.
- In der Landwirtschaft: Mittel zur Regulierung des pH-Werts des Bodens; als natürliches Insektizid gegen Zecken, Flöhe, Käfer; zur Herstellung des beliebten Fungizids „Bordeaux-Mischung“; zum Tünchen von Baumstämmen vor Schädlingen und Sonnenbrand; als antimikrobielles und antimykotisches Medikament zur Lagerung von Gemüse in Lagerhäusern; als Mineraldünger.
- Calciumhydroxid verringert den elektrischen Widerstand des Bodens, daher wird dieser bei der Erdung mit Erde behandelt.
- Chemisches Reagenz wird bei der Herstellung von Ebonit, Bremsbelägen und Haarentfernungscremes verwendet.
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Natürliche Calciumverbindungen (Kreide, Marmor, Kalkstein, Gips) und ihre einfachsten Verarbeitungsprodukte (Kalk) sind den Menschen seit der Antike bekannt. Im Jahr 1808 elektrolysierte der englische Chemiker Humphry Davy feuchten gelöschten Kalk (Kalziumhydroxid) mit einer Quecksilberkathode und gewann Kalziumamalgam (Kalzium-Quecksilber-Legierung). Aus dieser Legierung gewann Davy, nachdem er Quecksilber verdrängt hatte, reines Kalzium.
Er schlug auch den Namen eines neuen chemischen Elements vor, ausgehend vom lateinischen „calx“, das den Namen von Kalkstein, Kreide und anderen weichen Steinen bezeichnet.
In der Natur sein und bekommen:
Kalzium ist das fünfthäufigste Element in der Erdkruste (mehr als 3 %), es bildet viele Gesteine, von denen viele auf Kalziumkarbonat basieren. Einige dieser Gesteine sind organischen Ursprungs (Muschelgestein), was die wichtige Rolle von Kalzium in der Tierwelt zeigt. Natürliches Kalzium ist eine Mischung aus 6 Isotopen mit Massenzahlen von 40 bis 48, wobei 40 Ca 97 % der Gesamtmenge ausmacht. Auch andere Calciumisotope wurden durch Kernreaktionen gewonnen, beispielsweise radioaktives 45 Ca.
Um eine einfache Calciumsubstanz zu erhalten, wird die Elektrolyse der Schmelzen seiner Salze oder die Aluminothermie verwendet:
4CaO + 2Al \u003d Ca (AlO 2) 2 + 3Ca
Physikalische Eigenschaften:
Ein silbergraues Metall mit kubisch flächenzentriertem Gitter, viel härter als die Alkalimetalle. Schmelzpunkt 842 °C, Siedepunkt 1484 °C, Dichte 1,55 g/cm 3 . Bei hohen Drücken und Temperaturen geht es bei etwa 20 K in den Zustand eines Supraleiters über.
Chemische Eigenschaften:
Calcium ist nicht so aktiv wie die Alkalimetalle, muss jedoch unter einer Schicht Mineralöl oder in dicht verschlossenen Metallfässern gelagert werden. Bereits bei Normaltemperatur reagiert es mit Sauerstoff und Stickstoff in der Luft sowie mit Wasserdampf. Beim Erhitzen verbrennt es an der Luft mit rot-orangefarbener Flamme und bildet Oxid mit einer Beimischung von Nitriden. Wie Magnesium verbrennt auch Kalzium in einer Atmosphäre aus Kohlendioxid weiter. Beim Erhitzen reagiert es mit anderen Nichtmetallen und bildet Verbindungen, deren Zusammensetzung nicht immer offensichtlich ist, zum Beispiel:
Ca + 6B = CaB 6 oder Ca + P => Ca 3 P 2 (auch CaP oder CaP 5)
In all seinen Verbindungen hat Calcium die Oxidationsstufe +2.
Die wichtigsten Verbindungen:
Calciumoxid CaO- („Branntkalk“), eine weiße Substanz, ein alkalisches Oxid, reagiert heftig mit Wasser („gelöscht“) und verwandelt sich in Hydroxid. Erhalten durch thermische Zersetzung von Calciumcarbonat.
Calciumhydroxid Ca(OH) 2- („gelöschter Kalk“) weißes Pulver, schwer wasserlöslich (0,16 g/100 g), starkes Alkali. Zum Nachweis von Kohlendioxid wird eine Lösung („Kalkwasser“) verwendet.
Calciumcarbonat CaCO 3- die Basis der meisten natürlichen Kalziummineralien (Kreide, Marmor, Kalkstein, Muschelgestein, Calcit, Isländischer Spat). In reiner Form ist die Substanz weiß oder farblos. Kristalle zersetzen sich beim Erhitzen (900–1000 °C) und bilden Kalziumoxid. Nicht p-rim, reagiert mit Säuren, kann sich in mit Kohlendioxid gesättigtem Wasser lösen und in Bicarbonat umwandeln: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2. Der umgekehrte Prozess führt zur Bildung von Kalziumkarbonatablagerungen, insbesondere von Formationen wie Stalaktiten und Stalagmiten.
Es kommt in der Natur auch in der Zusammensetzung Dolomit CaCO 3 *MgCO 3 vor
Calciumsulfat CaSO 4- eine weiße Substanz, in der Natur CaSO 4 * 2H 2 O („Gips“, „Selenit“). Letzteres geht bei vorsichtigem Erhitzen (180 °C) in CaSO 4 * 0,5H 2 O („gebrannter Gips“, „Alabaster“) über – ein weißes Pulver, das beim Mischen mit Wasser wieder CaSO 4 * 2H 2 O bildet Form eines festen, ausreichend starken Materials. In Wasser schwer löslich, kann es sich bei einem Überschuss an Schwefelsäure unter Bildung von Hydrosulfat auflösen.
Calciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2- („Phosphorit“), unlöslich, geht unter dem Einfluss starker Säuren in löslichere Calciumhydro- und Dihydrogenphosphate über. Rohstoff für die Herstellung von Phosphor, Phosphorsäure und Phosphatdüngern. Calciumphosphate sind auch Bestandteil von Apatiten, natürlichen Verbindungen mit der ungefähren Formel Ca 5 3 Y, wobei Y = F, Cl oder OH bzw. Fluor, Chlor oder Hydroxylapatit. Apatite sind neben Phosphorit Teil des Knochenskeletts vieler lebender Organismen, darunter und eine Person.
Calciumfluorid CaF 2 - (natürlich:„Fluorit“, „Flussspat“), unlöslich in Weiß. Natürliche Mineralien weisen aufgrund von Verunreinigungen eine Vielzahl von Farben auf. Leuchtet im Dunkeln, wenn es erhitzt und UV-Strahlung ausgesetzt wird. Erhöht die Fließfähigkeit („Schmelzbarkeit“) von Schlacken bei der Metallproduktion, weshalb es als Flussmittel eingesetzt wird.
Calciumchlorid CaCl 2- farblos crist. in-in gut r-rimoe im Wasser. Bildet hydratisiertes CaCl 2 *6H 2 O. Wasserfreies („geschmolzenes“) Calciumchlorid ist ein gutes Trocknungsmittel.
Calciumnitrat Ca(NO 3) 2- („Calciumnitrat“) farblos. crist. in-in gut r-rimoe im Wasser. Ein Bestandteil pyrotechnischer Zusammensetzungen, der der Flamme eine rot-orange Farbe verleiht.
Calciumcarbid CaС 2- reagiert mit Wasser unter Bildung von Acetylen, zum Beispiel: CaС 2 + H 2 O = C 2 H 2 + Ca (OH) 2
Anwendung:
Metallisches Kalzium wird als starkes Reduktionsmittel bei der Herstellung einiger schwer rückgewinnbarer Metalle („Begriff Kalzium“) verwendet: Chrom, Seltenerdelemente, Thorium, Uran usw. In der Metallurgie von Kupfer, Nickel, Spezialstählen usw Bronzen, Kalzium und seine Legierungen werden verwendet, um schädliche Verunreinigungen wie Schwefel, Phosphor und überschüssigen Kohlenstoff zu entfernen.
Calcium wird auch zur Bindung kleiner Mengen Sauerstoff und Stickstoff bei der Herstellung von Hochvakuum und der Reinigung von Inertgasen verwendet.
Neutronenüberschussionen 48 Ca werden für die Synthese neuer chemischer Elemente wie Element Nr. 114 verwendet. Ein weiteres Kalziumisotop, 45 Ca, wird als radioaktiver Tracer in Studien zur biologischen Rolle von Kalzium und seiner Migration in der Umwelt verwendet.
Das Hauptanwendungsgebiet zahlreicher Calciumverbindungen ist die Herstellung von Baustoffen (Zement, Baumischungen, Trockenbau etc.).
Calcium ist einer der Makronährstoffe in der Zusammensetzung lebender Organismen und bildet Verbindungen, die für den Aufbau sowohl des inneren Skeletts von Wirbeltieren als auch des äußeren Skeletts vieler Wirbelloser, der Eierschalen, notwendig sind. Calciumionen sind auch an der Regulierung intrazellulärer Prozesse beteiligt und verursachen die Blutgerinnung. Kalziummangel im Kindesalter führt zu Rachitis, bei älteren Menschen zu Osteoporose. Milchprodukte, Buchweizen, Nüsse dienen als Kalziumquelle und Vitamin D trägt zu seiner Aufnahme bei. Bei Kalziummangel kommen verschiedene Präparate zum Einsatz: Calcex, Calciumchloridlösung, Calciumgluconat etc.
Der Massenanteil an Kalzium im menschlichen Körper beträgt 1,4–1,7 %, der Tagesbedarf liegt bei 1–1,3 g (je nach Alter). Eine übermäßige Kalziumaufnahme kann zu Hyperkalzämie führen – der Ablagerung seiner Verbindungen in den inneren Organen und der Bildung von Blutgerinnseln in den Blutgefäßen. Quellen:
Kalzium (Element) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (Zugriffsdatum: 3.01.2014).
Beliebte Bibliothek chemischer Elemente: Kalzium. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.01.2014).
Kalzium- ein Element der 4. Periode und der PA-Gruppe des Periodensystems, Seriennummer 20. Die elektronische Formel des Atoms lautet [ 18 Ar] 4s 2, Oxidationsstufen +2 und 0. Bezieht sich auf Erdalkalimetalle. Es hat eine niedrige Elektronegativität (1,04) und weist metallische (grundlegende) Eigenschaften auf. Bildet (als Kation) zahlreiche Salze und binäre Verbindungen. Viele Calciumsalze sind in Wasser schwer löslich. In der Natur - sechste In Bezug auf die chemische Häufigkeit liegt das Element (das dritte unter den Metallen) in gebundener Form vor. Ein lebenswichtiges Element für alle Organismen. Der Mangel an Kalzium im Boden wird durch die Anwendung von Kalkdüngern (CaCO 3 , CaO, Kalkstickstoff CaCN 2 usw.) ausgeglichen. Calcium, Calciumkation und seine Verbindungen färben die Flamme eines Gasbrenners dunkelorange ( qualitative Erkennung).
Kalzium Ca
Silberweißes Metall, weich, duktil. In feuchter Luft läuft es an und wird mit einem Film aus CaO und Ca(OH) 2 bedeckt. Sehr reaktiv; entzündet sich beim Erhitzen an der Luft, reagiert mit Wasserstoff, Chlor, Schwefel und Graphit:
Reduziert andere Metalle aus ihren Oxiden (eine industriell wichtige Methode ist). Calciumthermie):
Quittung Kalzium in Industrie:
Calcium dient zur Entfernung nichtmetallischer Verunreinigungen aus Metalllegierungen, als Bestandteil von Leicht- und Wälzlegierungen, um seltene Metalle aus ihren Oxiden zu isolieren.
Calciumoxid CaO
basisches Oxid. Der technische Name ist Branntkalk. Weiß, stark hygroskopisch. Hat eine ionische Struktur Ca 2+ O 2- . Feuerfest, thermisch stabil, bei Entzündung flüchtig. Nimmt Feuchtigkeit und Kohlendioxid aus der Luft auf. Reagiert heftig mit Wasser (hoch). exo- Wirkung), bildet eine stark alkalische Lösung (Hydroxidausfällung möglich), der Vorgang wird Kalklöschung genannt. Reagiert mit Säuren, Metall- und Nichtmetalloxiden. Es wird zur Synthese anderer Calciumverbindungen, bei der Herstellung von Ca(OH) 2 , CaC 2 und Mineraldüngern, als Flussmittel in der Metallurgie, als Katalysator in der organischen Synthese und als Bestandteil von Bindemitteln im Bauwesen verwendet.
Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:
Quittung Cao in der Industrie– Kalksteinrösten (900-1200 °C):
CaCO3 = CaO + CO2
Calciumhydroxid Ca(OH) 2
basisches Hydroxid. Der technische Name ist gelöschter Kalk. Weiß, hygroskopisch. Es hat eine ionische Struktur Ca 2+ (OH -) 2. Zersetzt sich bei mäßiger Hitze. Nimmt Feuchtigkeit und Kohlendioxid aus der Luft auf. In kaltem Wasser schwer löslich (es entsteht eine alkalische Lösung), in kochendem Wasser noch weniger. Eine klare Lösung (Kalkwasser) wird durch die Ausfällung von Hydroxid schnell trüb (die Suspension wird Kalkmilch genannt). Eine qualitative Reaktion auf das Ca 2+-Ion ist der Durchgang von Kohlendioxid durch Kalkwasser mit dem Auftreten eines Niederschlags von CaCO 3 und dessen Übergang in Lösung. Reagiert mit Säuren und Säureoxiden, geht Ionenaustauschreaktionen ein. Es wird bei der Herstellung von Glas, Bleichkalk, Kalkmineraldüngern, zur Ätzung von Soda und zur Enthärtung von Süßwasser sowie zur Herstellung von Kalkmörteln - pastösen Mischungen (Sand + gelöschter Kalk + Wasser) - verwendet, die als Bindemittel für dienen Stein- und Mauerwerk, Verputzen von Wänden und andere Bauzwecke. Das Aushärten („Festfressen“) solcher Lösungen ist auf die Aufnahme von Kohlendioxid aus der Luft zurückzuführen.
Calciumhydroxid, oder wie es traditionell als gelöschter Kalk oder Flaum bezeichnet wird, ist eine anorganische Verbindung mit der chemischen Formel Ca(OH)2.
Die Gewinnung von Calciumhydroxid im industriellen Maßstab ist durch Mischen von Calciumoxid mit Wasser möglich, dieser Vorgang wird als Quenchen bezeichnet.
Unter Laborbedingungen ist die Gewinnung von Calciumhydroxid durch Mischen einer wässrigen Lösung von Calciumchlorid und Natriumhydroxid möglich. In mineralischer Form kommt Calciumhydroxid in einigen vulkanischen, tiefen und metamorphen Gesteinen vor. Calciumhydroxid wird auch durch die Verbrennung von Kohle gewonnen.
In aggressivem Wasser ist Kalziumhydroxid im Überschuss enthalten, das Gesteine auflösen kann.
Anwendung von Calciumhydroxid
Calciumhydroxid wird häufig bei der Herstellung von Baumaterialien wie Tünche, Putz und Gipsmörtel verwendet. Es wird als kostengünstiger Alkaliersatz in Form von Schlämmen (Kalkmilch) in Gerbereien zur Haarentfernung von Häuten, bei der Zuckerherstellung und zum Tünchen von Baumstämmen eingesetzt.
Kalkwasser ist eine gesättigte wässrige Lösung aus weißem Calciumhydroxid. Die antaziden Eigenschaften von Calciumhydroxid werden medizinisch zur Behandlung von Säureverätzungen genutzt.
Eine nützliche Eigenschaft von Calciumhydroxid ist seine Fähigkeit, als Flockungsmittel zu wirken, das Abwasser von suspendierten und kolloidalen Partikeln reinigt. Es wird auch verwendet, um den pH-Wert von Wasser zu erhöhen, da Wasser von Natur aus Säuren enthält, die Sanitärrohre angreifen können.
Calciumhydroxid wird auch häufig in folgenden Branchen eingesetzt:
- Straßenbau – zur Verbesserung der Qualität des Erdbodens;
- Metallproduktion – Calciumhydroxid wird in den Abgasstrom injiziert, um Säuren wie Fluoride und Chloride zu neutralisieren, bevor es in die Atmosphäre abgegeben wird;
- In der Ölraffinerieindustrie – zur Herstellung von Ölzusätzen;
- In der chemischen Industrie – zur Herstellung von Calciumstearat;
- In der petrochemischen Industrie – zur Herstellung fester Öle verschiedener Art;
- Herstellung von antimykotischen und antimikrobiellen Konservierungsmitteln – für die Lagerung von Gemüse in Hangars.
Calciumhydroxid wird als Zusatz zum Meerwasser verwendet, um das atmosphärische CO 2 zu reduzieren und den Treibhauseffekt abzuschwächen.
Außerdem wird Calciumhydroxid als natürliche Alternative zu Insektiziden eingesetzt und ist wirksam im Kampf gegen Zecken, Flöhe, Käfer und deren Gesichter.
Im Bauwesen wird Calciumhydroxid zum Tünchen von Holzzäunen und zum Beschichten von Sparren verwendet, um Materialien vor Fäulnis und Feuer zu schützen, sowie zur Herstellung von Silikatbeton und Kalkmörtel.
Calciumhydroxid ist auch bei der Herstellung von Ebonit, Bleichmitteln, Tankmischungen, Enthaarungscremes und Bremsbelägen beteiligt.
Die Eigenschaft von Calciumhydroxid, den Bodenwiderstand zu verringern, wird beim Bau von Erdungszentren für die Elektrotechnik genutzt.
In der Zahnheilkunde wird Calciumhydroxid als Desinfektionsmittel für Wurzelkanäle eingesetzt.
In der Lebensmittelindustrie wird Calciumhydroxid im Überschuss als Lebensmittelzusatzstoff E526 verwendet, der bei der Herstellung von:
- Zuckerrohr;
- Alkoholische und alkoholfreie Getränke;
- Energieingenieure;
- Fruchtsäfte;
- Babynahrung;
- eingelegte Gurken;
- Speisesalz;
- Süßwaren und Süßigkeiten;
- Kakaoprodukte;
- Maiskuchen;
- Mehlprodukte und Gebäck.
In Spanien wird für die Zubereitung von Hominy Kalziumhydroxid verwendet, da angenommen wird, dass es zu einer besseren Aufnahme des Gerichts beiträgt.
Indianerstämme der amerikanischen Ureinwohner verwenden Kalziumhydroxid als Zutat in Yapu, einem psychedelischen Tabak, der aus den Samen des Hülsenfruchtbaums Anadenantera hergestellt wird.
In Afghanistan wird Calciumhydroxid bei der Herstellung von Niswar-Tabak verwendet, der aus frischen Tabakblättern, Indigo, Kardamom, Menthol, Öl, Calciumhydroxid und Holzasche hergestellt wird. Die Menschen in Afghanistan verwenden Kalziumhydroxid auch als Farbe für ihre Lehmhäuser. Die weltweit größten Verbraucher von Calciumhydroxid sind Länder wie Afghanistan, Pakistan, Indien, Schweden und Norwegen.
Eigenschaften von Calciumhydroxid
Calciumhydroxid – farblose Kristalle oder geruchloses weißes Pulver, das sich beim Erhitzen auf 580 °C in Calciumoxid und Wasser zersetzt.
Die Molmasse von Calciumhydroxid beträgt 74,093 g/mol, die Dichte 2,211 g/cm3, die Löslichkeit in Wasser 0,189 g/100 ml, der Säuregehalt (pKa) 12,4, der Brechungsindex 1,574.
Calciumhydroxid ist in Alkohol unlöslich.
Der Schaden von Calciumhydroxid
Bei Hautkontakt mit Calciumhydroxid kommt es zu starken Reizungen, Juckreiz, Verätzungen und Hautnekrosen.
Eine versehentliche orale Einnahme von Calciumhydroxid führt zu starken Halsschmerzen, Brennen im Mund, Bauchschmerzen, Erbrechen, blutigem Stuhl und Blutdruckabfall. Auch der pH-Wert des Blutes steigt, es wird zu alkalisch, was zu Schäden an den inneren Organen führen kann.
Wenn Calciumhydroxidpulver durch die Nase oder den Mund eingeatmet wird, schwillt der Rachen an, was die Atmung einschränken oder erschweren kann. Wenn Calciumhydroxidpartikel in die Lunge gelangen, ist dringend ärztliche Hilfe erforderlich.
Wenn Calciumhydroxid in die Augen gelangt, kommt es zu einem Sehverlust, der mit starken Schmerzen einhergeht.
Erste Hilfe bei einer Calciumhydroxidvergiftung leisten
Wenn Calciumhydroxid eingenommen wurde, trinken Sie ein Glas Wasser oder Milch.
Bei Kontakt mit Calciumhydroxid auf der Haut oder den Augen die betroffenen Hautstellen und Augen mindestens 15 Minuten lang gründlich mit viel Wasser spülen.
Wenn Calciumhydroxid eingeatmet wird, gehen Sie sofort an die frische Luft und rufen Sie einen Krankenwagen.
