Schmelzpunkt von Kalzium. Calcium (chemisches Element)

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Physikalische Eigenschaften. Calcium ist ein silberweißes formbares Metall, das bei einer Temperatur von 850 Grad schmilzt. C und siedet bei 1482 Grad. C. Es ist deutlich härter als Alkalimetalle.

Chemische Eigenschaften. Calcium ist ein aktives Metall. Unter normalen Bedingungen interagiert es daher leicht mit Luftsauerstoff und Halogenen:

2 Ca + O2 = 2 CaO (Kalziumoxid);

Ca + Br2 = CaBr2 (Calciumbromid).

Calcium reagiert beim Erhitzen mit Wasserstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor, Kohlenstoff und anderen Nichtmetallen:

Ca + H2 = CaH2 (Calciumhydrid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (Calciumnitrid);

Ca + S = CaS (Calciumsulfid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (Calciumphosphid);

Ca + 2 C = CaC2 (Calciumcarbid).

Mit kaltem Wasser reagiert Calcium langsam, mit heißem Wasser jedoch sehr heftig:

Ca + 2 H2O = Ca(OH)2 + H2.

Calcium kann Sauerstoff oder Halogene aus Oxiden und Halogeniden weniger aktiver Metalle entfernen, d. h. es hat reduzierende Eigenschaften:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

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Für viele Menschen beschränkt sich das Wissen über Kalzium nur auf die Tatsache, dass dieses Element für gesunde Knochen und Zähne notwendig ist. Wo es sonst noch enthalten ist, warum es benötigt wird und wie notwendig es ist, davon hat nicht jeder eine Ahnung. Allerdings kommt Kalzium in vielen bekannten Verbindungen vor, sowohl natürlichen als auch künstlichen. Kreide und Kalk, Stalaktiten und Stalagmiten aus Höhlen, antike Fossilien und Zement, Gips und Alabaster, Milchprodukte und Medikamente gegen Osteoporose – all das und noch viel mehr ist reich an Kalzium.

Dieses Element wurde erstmals 1808 von G. Davy erhalten und zunächst nicht besonders aktiv genutzt. Allerdings ist dieses Metall mittlerweile das am fünfthäufigsten produzierte Metall der Welt und der Bedarf daran steigt von Jahr zu Jahr. Der Haupteinsatzbereich von Calcium ist die Herstellung von Baustoffen und -mischungen. Allerdings ist es notwendig, nicht nur Häuser, sondern auch lebende Zellen zu bauen. Im menschlichen Körper ist Kalzium Teil des Skeletts, ermöglicht Muskelkontraktionen, sorgt für die Blutgerinnung, reguliert die Aktivität zahlreicher Verdauungsenzyme und erfüllt noch zahlreiche weitere Funktionen. Für andere Lebewesen ist es nicht weniger wichtig: Tiere, Pflanzen, Pilze und sogar Bakterien. Gleichzeitig ist der Bedarf an Kalzium recht hoch, was eine Einstufung als Makronährstoff ermöglicht.

Calcium, Ca ist ein chemisches Element der Hauptuntergruppe der Gruppe II des Mendelejew-Periodensystems. Ordnungszahl – 20. Atommasse – 40,08.

Calcium ist ein Erdalkalimetall. Im freien Zustand formbar, ziemlich hart, weiß. Aufgrund der Dichte gehört es zu den Leichtmetallen.

• Dichte – 1,54 g/cm3,
• Schmelzpunkt – +842 °C,
• Siedepunkt – +1495 °C.

Calcium hat ausgeprägte metallische Eigenschaften. In allen Verbindungen beträgt die Oxidationsstufe +2.

An der Luft überzieht es sich mit einer Oxidschicht und brennt beim Erhitzen mit einer rötlichen, hellen Flamme. Es reagiert langsam mit kaltem Wasser, verdrängt jedoch schnell Wasserstoff aus heißem Wasser und bildet Hydroxid. Bei der Wechselwirkung mit Wasserstoff bildet es Hydride. Bei Raumtemperatur reagiert es mit Stickstoff unter Bildung von Nitriden. Es verbindet sich auch leicht mit Halogenen und Schwefel und reduziert beim Erhitzen Metalloxide.

Calcium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente in der Natur. In der Erdkruste beträgt sein Anteil 3 % der Masse. Es kommt in Form von Ablagerungen aus Kreide, Kalkstein und Marmor (einer natürlichen Art von Kalziumkarbonat CaCO3) vor. Es gibt große Vorkommen von Gips (CaSO4 x 2h3O), Phosphorit (Ca3(PO4)2 und verschiedenen kalziumhaltigen Silikaten.

Wasser

. Calciumsalze sind in natürlichem Wasser fast immer vorhanden. Davon ist nur Gips darin schwer löslich. Wenn Wasser Kohlendioxid enthält, geht Calciumcarbonat in Form von Bicarbonat Ca(HCO3)2 in Lösung.

Hartes Wasser

. Natürliches Wasser mit einem großen Anteil an Calcium- oder Magnesiumsalzen wird als hartes Wasser bezeichnet.

Weiches Wasser

. Wenn der Gehalt dieser Salze gering ist oder fehlt, spricht man von weichem Wasser.

Böden

. Böden sind in der Regel ausreichend mit Kalzium versorgt. Und da Kalzium im vegetativen Teil der Pflanzen in größerer Menge enthalten ist, ist seine Entfernung bei der Ernte unbedeutend.

Der Verlust von Kalzium aus dem Boden erfolgt durch Auswaschung durch Niederschläge. Dieser Prozess hängt von der granulometrischen Zusammensetzung des Bodens, der Niederschlagsmenge, der Pflanzenart, den Formen und Dosierungen von Kalk und Mineraldüngern ab. Abhängig von diesen Faktoren betragen die Kalziumverluste aus der Ackerschicht mehrere zehn bis 200 – 400 kg/ha oder mehr.

Kalziumgehalt in verschiedenen Bodenarten

Podsolische Böden enthalten 0,73 % (der Bodentrockenmasse) Kalzium.

Grauer Wald – 0,90 % Kalzium.

Chernozeme – 1,44 % Kalzium.

Serozeme – 6,04 % Kalzium.

In der Pflanze kommt Calcium in Form von Phosphaten, Sulfaten, Carbonaten sowie in Form von Salzen der Pektin- und Oxalsäure vor. Fast bis zu 65 % des Kalziums in Pflanzen können mit Wasser extrahiert werden. Der Rest wird mit schwacher Essig- und Salzsäure behandelt. Das meiste Kalzium kommt in alternden Zellen vor.

Symptome eines Kalziummangels nach:
Kultur	Mangelerscheinungen
Allgemeine Symptome	Aufhellung der apikalen Knospe; Aufhellung junger Blätter; Die Blattspitzen sind nach unten gebogen; Die Ränder der Blätter kräuseln sich nach oben;
Kartoffel	Die oberen Blätter blühen schlecht; Der Wachstumspunkt des Stängels stirbt ab; An den Blatträndern befindet sich ein heller Streifen, der später dunkler wird; Die Blattränder sind nach oben gewellt;
Weißkohl und Blumenkohl	Die Blätter junger Pflanzen weisen an den Rändern chlorotische Flecken (Marmorierung) oder weiße Streifen auf; Bei alten Pflanzen kräuseln sich die Blätter und es treten Verbrennungen auf; Der Wachstumspunkt stirbt ab
	Die Endlappen der Blätter sterben ab Blumen fallen; Auf der Frucht entsteht im apikalen Teil ein dunkler Fleck, der mit zunehmendem Wachstum der Frucht zunimmt (Tomatenblütenendfäule).
	Die Spitzenknospen sterben ab; Die Ränder junger Blätter sind eingerollt, sehen zackig aus und sterben anschließend ab; Die oberen Triebteile sterben ab; Schäden an Wurzelspitzen; Es gibt braune Flecken im Fruchtfleisch (bittere Lochfraßbildung); Der Geschmack der Frucht verschlechtert sich; Die Marktfähigkeit von Früchten nimmt ab

Funktionen von Kalzium

Die Wirkung dieses Elements auf Pflanzen ist vielfältig und in der Regel positiv. Kalzium:

• Stärkt den Stoffwechsel;
• Spielt eine wichtige Rolle bei der Bewegung von Kohlenhydraten;
• Beeinflusst die Metamorphose stickstoffhaltiger Substanzen;
• Beschleunigt den Verbrauch von Reserveproteinen der Samen während der Keimung;
• Spielt eine Rolle im Prozess der Photosynthese;
• ein starker Antagonist anderer Kationen, der deren übermäßiges Eindringen in Pflanzengewebe verhindert;
• Beeinflusst die physikalisch-chemischen Eigenschaften des Protoplasmas (Viskosität, Permeabilität usw.) und damit den normalen Ablauf biochemischer Prozesse in der Pflanze;
• Calciumverbindungen mit Pektinstoffen verkleben die Wände einzelner Zellen;
• Beeinflusst die Enzymaktivität.

Es ist zu beachten, dass sich der Einfluss von Calciumverbindungen (Kalk) auf die Enzymaktivität nicht nur in der direkten Wirkung äußert, sondern auch in der Verbesserung der physikalisch-chemischen Eigenschaften des Bodens und seines Ernährungsregimes. Darüber hinaus beeinflusst die Kalkung des Bodens die Prozesse der Vitaminbiosynthese erheblich.

Mangel (Mangel) an Kalzium in Pflanzen

Kalziummangel beeinträchtigt vor allem die Entwicklung des Wurzelsystems. Die Bildung von Wurzelhaaren an den Wurzeln wird gestoppt. Die äußeren Wurzelzellen werden zerstört.

Dieses Symptom äußert sich sowohl in einem Mangel an Kalzium als auch in einem Ungleichgewicht in der Nährlösung, also dem Überwiegen einwertiger Kationen von Natrium, Kalium und Wasserstoff darin.

Darüber hinaus erhöht das Vorhandensein von Nitratstickstoff in der Bodenlösung die Versorgung des Pflanzengewebes mit Kalzium und verringert die Versorgung mit Ammoniak.

Anzeichen eines Kalziummangels sind zu erwarten, wenn der Kalziumgehalt weniger als 20 % der Kationenaustauschkapazität des Bodens beträgt.

Symptome Visuell wird ein Kalziummangel durch folgende Anzeichen festgestellt:

• Die Wurzeln von Pflanzen haben beschädigte Spitzen mit brauner Farbe;
• Der Wachstumspunkt verformt sich und stirbt ab;
• Blüten, Eierstöcke und Knospen fallen ab;
• Die Früchte werden durch Nekrose geschädigt;
• Es wird festgestellt, dass die Blätter chlorotisch sind;
• Die Spitzenknospe stirbt und das Stängelwachstum stoppt.

Kohl, Luzerne und Klee reagieren sehr empfindlich auf Kalzium. Es wurde festgestellt, dass dieselben Pflanzen auch durch eine erhöhte Empfindlichkeit gegenüber Bodensäure gekennzeichnet sind.

Eine Vergiftung mit mineralischem Kalzium führt zu einer intervenalen Chlorose mit weißlichen nekrotischen Flecken. Sie können gefärbt sein oder konzentrische, mit Wasser gefüllte Ringe aufweisen. Manche Pflanzen reagieren auf überschüssiges Kalzium, indem sie Blattrosetten bilden, Triebe absterben und Blätter fallen lassen. Die Symptome ähneln im Aussehen einem Eisen- und Magnesiummangel.

Die Quelle der Kalziumauffüllung im Boden sind Kalkdünger. Sie sind in drei Gruppen unterteilt:

• Hartes Kalkgestein;
• Weiches Kalkgestein;
• Industrieabfälle mit hohem Kalkgehalt.

Basierend auf dem Gehalt an CaO und MgO werden harte Kalkgesteine ​​​​eingeteilt in:

• Kalksteine ​​(55–56 % CaO und bis zu 0,9 % MgO);
• dolomitisierte Kalksteine ​​(42–55 % CaO und bis zu 9 % MgO);
• Dolomite (32–30 % CaO und 18–20 % MgO).

Kalksteine

– basische Kalkdünger. Enthält 75–100 % Ca- und Mg-Oxide, berechnet als CaCO3.

Dolomitisierter Kalkstein

. Enthält 79–100 % Wirkstoff (a.i.), berechnet als CaCO3. Empfohlen in Fruchtfolgen mit Kartoffeln, Hülsenfrüchten, Flachs, Hackfrüchten sowie auf stark podzolisierten Böden.

Mergel

. Enthält bis zu 25–15 % CaCO3 und Verunreinigungen in Form von Ton und Sand bis zu 20–40 %. Wirkt langsam. Empfohlen für den Einsatz auf leichten Böden.

Kreide

. Enthält 90–100 % CaCO3. Die Wirkung ist schneller als die von Kalkstein. Es ist ein wertvoller Kalkdünger in fein gemahlener Form.

Gebrannter Kalk

(CaO). Der CaCO3-Gehalt liegt bei über 70 %. Es zeichnet sich als starkes und schnell wirkendes Kalkmittel aus.

Löschkalk

(Ca(OH)2). CaCO3-Gehalt – 35 % oder mehr. Es ist auch ein starker und schnell wirkender Kalkdünger.

Dolomitmehl

. Der Gehalt an CaCO3 und MgCO3 beträgt etwa 100 %. Seine Wirkung ist langsamer als die von Kalktuffsteinen. Wird normalerweise dort eingesetzt, wo Magnesium benötigt wird.

Kalktuffsteine

. Gehalt an CaCO3 – 15–96 %, Verunreinigungen – bis zu 25 % Ton und Sand, 0,1 % P2O5. Die Wirkung ist schneller als die von Kalkstein.

Stuhlgangschmutz (Defäkation)

. Besteht aus CaCO3 und Ca(OH)2. Der Kalkgehalt von CaO beträgt bis zu 40 %. Stickstoff ist ebenfalls vorhanden – 0,5 % und P2O5 – 1–2 %. Dabei handelt es sich um Abfälle aus Rübenzuckerfabriken. Es wird nicht nur zur Reduzierung des Säuregehalts des Bodens, sondern auch in Rübenanbaugebieten auf Schwarzerdeböden empfohlen.

Schieferasche-Zyklone

. Trockenes, staubiges Material. Der Wirkstoffgehalt beträgt 60–70 %. Bezieht sich auf Industrieabfälle.

Staub aus Öfen und Zementfabriken

. Der CaCO3-Gehalt muss 60 % überschreiten. In der Praxis wird es in landwirtschaftlichen Betrieben eingesetzt, die sich in unmittelbarer Nähe von Zementwerken befinden.

Metallurgische Schlacken

. Wird in den Regionen Ural und Sibirien verwendet. Nicht hygroskopisch, leicht zu sprühen. Muss mindestens 80 % CaCO3 enthalten und einen Feuchtigkeitsgehalt von nicht mehr als 2 % haben. Wichtig ist die granulometrische Zusammensetzung: 70 % – weniger als 0,25 mm, 90 % – weniger als 0,5 mm.

Organische Düngemittel. Der Ca-Gehalt bezogen auf CaCO3 beträgt 0,32–0,40 %.

Phosphoritmehl. Kalziumgehalt – 22 % CaCO3.

Kalkdünger dienen nicht nur der Versorgung von Böden und Pflanzen mit Kalzium. Der Hauptzweck ihrer Verwendung ist die Bodenkalkung. Dies ist eine Methode zur chemischen Rückgewinnung. Ziel ist es, überschüssige Säure des Bodens zu neutralisieren, seine agrophysikalischen, agrochemischen und biologischen Eigenschaften zu verbessern, Pflanzen mit Magnesium und Kalzium zu versorgen, Makro- und Mikroelemente zu mobilisieren und zu immobilisieren und optimale wasserphysikalische, physikalische und Luftbedingungen für das Leben von Kulturpflanzen zu schaffen.

Effizienz der Bodenkalkung

Gleichzeitig mit der Befriedigung des Bedarfs der Pflanzen an Kalzium als Element der mineralischen Ernährung führt die Kalkung zu mehrfach positiven Veränderungen im Boden.

Die Auswirkung der Kalkung auf die Eigenschaften einiger Böden

Calcium fördert die Koagulation von Bodenkolloiden und verhindert deren Auswaschung. Dies führt zu einer einfacheren Bodenbearbeitung und einer verbesserten Belüftung.

Als Folge der Kalkung:

• sandige Humusböden erhöhen ihre Wasseraufnahmefähigkeit;
• Auf schweren Lehmböden bilden sich Bodenaggregate und Verklumpungen, die die Wasserdurchlässigkeit verbessern.

Insbesondere werden organische Säuren neutralisiert und H-Ionen aus dem absorbierenden Komplex verdrängt. Dies führt zum Abbau der metabolischen Säure und zu einer Verringerung der hydrolytischen Säure des Bodens. Gleichzeitig wird eine Verbesserung der kationischen Zusammensetzung des Bodenabsorptionskomplexes beobachtet, die durch den Ersatz von Wasserstoff- und Aluminiumionen durch Calcium- und Magnesiumkationen entsteht. Dadurch wird der Sättigungsgrad des Bodens mit Basen erhöht und die Aufnahmefähigkeit erhöht.

Die Auswirkung der Kalkung auf die Stickstoffversorgung der Pflanzen

Nach der Kalkung bleiben die positiven agrochemischen Eigenschaften des Bodens und seiner Struktur über mehrere Jahre erhalten. Dies trägt dazu bei, günstige Bedingungen für die Förderung nützlicher mikrobiologischer Prozesse zur Mobilisierung von Nährstoffen zu schaffen. Die Aktivität frei im Boden lebender Ammonifizierer, Nitrifizierer und stickstofffixierender Bakterien nimmt zu.

Das Kalken trägt dazu bei, die Vermehrung von Knöllchenbakterien zu steigern und die Stickstoffversorgung der Wirtspflanze zu verbessern. Es wurde festgestellt, dass Bakteriendünger auf sauren Böden ihre Wirksamkeit verlieren.

Die Wirkung der Kalkung auf die Versorgung der Pflanzen mit Ascheelementen

Kalk trägt dazu bei, die Pflanze mit Ascheelementen zu versorgen, da es die Aktivität von Bakterien erhöht, die organische Phosphorverbindungen im Boden abbauen und die Umwandlung von Eisen- und Aluminiumphosphaten in pflanzenverfügbare Calciumphosphatsalze fördern. Die Kalkung saurer Böden fördert mikrobiologische und biochemische Prozesse, was wiederum die Menge an Nitraten sowie verdaulichen Formen von Phosphor und Kalium erhöht.

Einfluss der Kalkung auf die Formen und Verfügbarkeit von Makro- und Mikroelementen

Durch Kalken erhöht sich die Menge an Kalzium und bei Verwendung von Dolomitmehl Magnesium. Gleichzeitig werden giftige Formen von Mangan und Aluminium unlöslich und gehen in die ausgefällte Form über. Die Verfügbarkeit von Elementen wie Eisen, Kupfer, Zink, Mangan nimmt ab. Stickstoff, Schwefel, Kalium, Kalzium, Magnesium, Phosphor und Molybdän werden besser verfügbar.

Der Einfluss der Kalkung auf die Wirkung physiologisch saurer Düngemittel

Durch Kalken wird die Wirksamkeit physiologisch saurer Mineraldünger, insbesondere Ammoniak und Kali, erhöht.

Die positive Wirkung physiologisch saurer Düngemittel ohne Kalkzusatz lässt nach und kann mit der Zeit ins Negative umschlagen. Auf gedüngten Flächen sind die Erträge also sogar geringer als auf ungedüngten Flächen. Die Kombination von Kalkung mit dem Einsatz von Düngemitteln erhöht deren Wirksamkeit um 25–50 %.

Beim Kalken werden enzymatische Prozesse im Boden aktiviert, anhand derer indirekt dessen Fruchtbarkeit beurteilt wird.

Zusammengestellt von: Grigorovskaya P.I.

Seite hinzugefügt: 05.12.13 00:40

Letzte Aktualisierung: 22.05.14 16:25

Literarische Quellen:

Glinka N.L. Allgemeine Chemie. Lehrbuch für Universitäten. Herausgeber: Leningrad: Chemie, 1985, S. 731

Mineev V.G. Agrochemie: Lehrbuch. – 2. Auflage, überarbeitet und erweitert. – M.: Verlag der Moskauer Staatlichen Universität, Verlag KolosS, 2004. – 720 S., l. Abb.: Abb. – (Klassisches Universitätslehrbuch).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Mineralische Ernährung von Pflanzen. Ein Nachschlagewerk für Studenten und Gärtner. Jekaterinburg, 1998. 79 S.

Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie. / Kopf. Hrsg. V.A. Wolodin. – M.: Avanta +, 2000. – 640 S., mit Abb.

Yagodin B.A., Schukow Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrochemie / Herausgegeben von B.A. Yagodina. – M.: Kolos, 2002. – 584 S.: Abb. (Lehrbücher und Lehrmittel für Studierende höherer Bildungseinrichtungen).

Bilder (überarbeitet):

20 Ca Calcium, lizenziert unter CC BY

Kalziummangel in Weizen, von CIMMYT, lizenziert unter CC BY-NC-SA

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Kalzium und seine Rolle für die Menschheit - Chemie

Kalzium und seine Rolle für die Menschheit

Einführung

In der Natur sein

Quittung

Physikalische Eigenschaften

Chemische Eigenschaften

Anwendung von Calciumverbindungen

Biologische Rolle

Abschluss

Referenzliste

Einführung

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 20. Es wird mit dem Symbol Ca (lat. Calcium) bezeichnet. Der einfache Stoff Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall von silbrig-weißer Farbe.

Trotz der Allgegenwärtigkeit des Elements Nr. 20 haben nicht einmal alle Chemiker elementares Kalzium gesehen. Dieses Metall unterscheidet sich jedoch sowohl im Aussehen als auch im Verhalten völlig von Alkalimetallen, bei deren Kontakt die Gefahr von Bränden und Verbrennungen besteht. Es kann sicher an der Luft gelagert werden; es entzündet sich nicht durch Wasser. Die mechanischen Eigenschaften von elementarem Kalzium machen es nicht zu einem „schwarzen Schaf“ in der Familie der Metalle: Kalzium übertrifft viele von ihnen an Festigkeit und Härte; es kann auf einer Drehbank gedreht, zu Draht gezogen, geschmiedet, gepresst werden.

Dennoch wird elementares Kalzium fast nie als Strukturmaterial verwendet. Dafür ist er zu aktiv. Calcium reagiert leicht mit Sauerstoff, Schwefel und Halogenen. Auch mit Stickstoff und Wasserstoff reagiert es unter bestimmten Bedingungen. Die Umgebung aus Kohlenoxiden, die für die meisten Metalle inert sind, ist für Kalzium aggressiv. Es verbrennt in einer Atmosphäre aus CO und CO2.

Geschichte und Herkunft des Namens

Der Name des Elements stammt aus dem Lateinischen. calx (im Genitiv calcis) – „Kalk“, „weicher Stein“. Es wurde vom englischen Chemiker Humphry Davy vorgeschlagen, der 1808 Calciummetall durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente. Die Kathode war ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Durch Elektrolyse wurde Calciumamalgam gewonnen. Durch die Destillation von Quecksilber gewann Davy ein Metall namens Kalzium.

Kalziumverbindungen – Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk – ein Produkt der Kalzinierung von Kalkstein) werden bereits vor mehreren tausend Jahren im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Feststoff. Im Jahr 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Aluminiumoxid und Kieselsäure komplexe Substanzen seien.

In der Natur sein

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt Calcium in der Natur nicht in freier Form vor.

Kalzium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (fünfthäufigster nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope. Calcium kommt in der Natur als Mischung aus sechs Isotopen vor: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca und 48Ca, wobei das häufigste Isotop – 40Ca – 96,97 % ausmacht.

Von den sechs natürlichen Kalziumisotopen sind fünf stabil. Das sechste Isotop, 48Ca, das schwerste der sechs und sehr selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187 %), erfährt kürzlich einen doppelten Betazerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 x 1019 Jahren.

In Gesteinen und Mineralien. Der größte Teil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine ​​(Granite, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat – Ca-Anorthit.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalksteine ​​repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO3) bestehen. Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur weitaus seltener vor.

Calciummineralien wie Calcit CaCO3, Anhydrit CaSO4, Alabaster CaSO4 0,5h3O und Gips CaSO4 2h3O, Fluorit CaF2, Apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), Dolomit MgCO3 CaCO3 sind weit verbreitet. Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen im natürlichen Wasser bestimmt seine Härte.

Kalzium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen anreichert, bildet 385 Mineralien (die viertgrößte Anzahl an Mineralien).

Migration in der Erdkruste. Bei der natürlichen Wanderung von Kalzium spielt das „Karbonatgleichgewicht“ eine wichtige Rolle, das mit der reversiblen Reaktion der Wechselwirkung von Kalziumkarbonat mit Wasser und Kohlendioxid unter Bildung von löslichem Bikarbonat verbunden ist:

CaCO3 + h3O + CO2 - Ca (HCO3)2 - Ca2+ + 2HCO3-

(Gleichgewicht verschiebt sich je nach Kohlendioxidkonzentration nach links oder rechts).

Biogene Migration. In der Biosphäre kommen Calciumverbindungen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). In lebenden Organismen kommt eine erhebliche Menge Kalzium vor. Somit ist Hydroxylapatit Ca5(PO4)3OH, oder in einem anderen Eintrag 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich des Menschen; Die Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen usw. bestehen aus Kalziumkarbonat CaCO3. In lebenden Geweben von Menschen und Tieren sind 1,4-2 % Ca (nach Massenanteil) enthalten; In einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Kalziumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Interzellularsubstanz des Knochengewebes).

Quittung

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl2 (75-80 %) und KCl oder aus CaCl2 und CaF2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Physikalische Eigenschaften

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist ?-Ca mit einem kubisch-flächenzentrierten Gitter (Parameter a = 0,558 nm) stabil; stabiler ist ?-Ca mit einem kubisch-raumzentrierten Gitter vom ?-Fe-Typ (Parameter a = 0,448). nm). Standardenthalpie?H0-Übergang? > ? beträgt 0,93 kJ/mol.

Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Luftfeuchtigkeit, weshalb die Oberfläche von Calciummetall meist mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor wie andere Erdalkalimetalle meist in einem dicht verschlossenen Gefäß unter einer Schicht gelagert wird aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

In der Reihe der Standardpotentiale steht Kalzium links vom Wasserstoff. Das Standardelektrodenpotential des Ca2+/Ca0-Paares beträgt ? 2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert, jedoch ohne Entzündung:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2^ + Q.

Unter normalen Bedingungen reagiert Calcium mit aktiven Nichtmetallen (Sauerstoff, Chlor, Brom):

2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Beim Erhitzen an Luft oder Sauerstoff entzündet sich Kalzium. Calcium reagiert beim Erhitzen mit weniger aktiven Nichtmetallen (Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor und anderen), zum Beispiel:

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

3Ca + 2P = Ca3P2 (

Calciumphosphid), Calciumphosphide der Zusammensetzungen CaP und CaP5 sind ebenfalls bekannt;

2Ca + Si = Ca2Si

(Kalziumsilizid), auch Kalziumsilizide der Zusammensetzungen CaSi, Ca3Si4 und CaSi2 sind bekannt.

Das Auftreten der oben genannten Reaktionen geht in der Regel mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher (d. h. diese Reaktionen sind exotherm). In allen Verbindungen mit Nichtmetallen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden durch Wasser leicht zersetzt, zum Beispiel:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2^,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2Nh4^.

Das Ca2+-Ion ist farblos. Wenn der Flamme lösliche Calciumsalze zugesetzt werden, verfärbt sich die Flamme ziegelrot.

Calciumsalze wie CaCl2-Chlorid, CaBr2-Bromid, CaI2-Iodid und Ca(NO3)2-Nitrat sind in Wasser gut löslich. In Wasser unlöslich sind Fluorid CaF2, Carbonat CaCO3, Sulfat CaSO4, Orthophosphat Ca3(PO4)2, Oxalat CaC2O4 und einige andere.

Wichtig ist, dass saures Calciumcarbonat (Bicarbonat) Ca(HCO3)2 im Gegensatz zu Calciumcarbonat CaCO3 wasserlöslich ist. In der Natur führt dies zu folgenden Prozessen. Wenn kaltes, mit Kohlendioxid gesättigtes Regen- oder Flusswasser in den Untergrund eindringt und auf Kalkstein fällt, wird deren Auflösung beobachtet:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

An den gleichen Stellen, an denen mit Kalziumbikarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche gelangt und durch die Sonnenstrahlen erhitzt wird, kommt es zu einer umgekehrten Reaktion:

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2^ + H2O.

Auf diese Weise werden in der Natur große Stoffmengen übertragen. Dadurch können sich unter der Erde riesige Lücken bilden und in Höhlen entstehen wunderschöne Stein-„Eiszapfen“ – Stalaktiten und Stalagmiten.

Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Wasserhärte. Es wird als vorübergehend bezeichnet, da sich beim Kochen von Wasser Bikarbonat zersetzt und CaCO3 ausfällt. Dieses Phänomen führt beispielsweise dazu, dass sich im Laufe der Zeit Kalk im Wasserkocher bildet.

Anwendungen von Calciummetall

Calciummetall wird hauptsächlich als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Metallen, insbesondere Nickel, Kupfer und Edelstahl, verwendet. Calcium und sein Hydrid werden auch zur Herstellung schwer reduzierbarer Metalle wie Chrom, Thorium und Uran verwendet. Calcium-Blei-Legierungen werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch zur Entfernung von Luftspuren aus Vakuumgeräten eingesetzt.

Metallothermie

Reines metallisches Calcium wird in der Metallothermie häufig zur Herstellung seltener Metalle verwendet.

Legieren von Legierungen

Mit reinem Kalzium wird Blei legiert, das zur Herstellung von Batterieplatten und wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet.

Kernfusion

Das 48Ca-Isotop ist das effektivste und am häufigsten verwendete Material für die Herstellung superschwerer Elemente und die Entdeckung neuer Elemente im Periodensystem. Beispielsweise werden bei der Verwendung von 48Ca-Ionen zur Herstellung superschwerer Elemente in Beschleunigern die Kerne dieser Elemente hunderte und tausende Male effizienter gebildet als bei der Verwendung anderer „Projektile“ (Ionen).

Anwendung von Calciumverbindungen

Calciumhydrid. Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird Cah3 (Calciumhydrid) gewonnen, das in der Metallurgie (Metallothermie) und bei der Wasserstoffproduktion im Feld verwendet wird.

Optische und Lasermaterialien. Calciumfluorid (Fluorit) wird in Form von Einkristallen in der Optik (astronomische Objektive, Linsen, Prismen) und als Lasermaterial verwendet. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator eingesetzt.

Calciumcarbid. Calciumcarbid CaC2 wird häufig zur Herstellung von Acetylen und zur Reduktion von Metallen sowie zur Herstellung von Calciumcyanamid verwendet (durch Erhitzen von Calciumcarbid in Stickstoff auf 1200 °C ist die Reaktion exotherm und wird in Cyanamidöfen durchgeführt). .

Chemische Stromquellen. Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. Calciumchromat-Element). Calciumchromat wird in solchen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist eine extrem lange Haltbarkeit (Jahrzehnte) in geeignetem Zustand, die Fähigkeit, unter allen Bedingungen (Weltraum, hohe Drücke) zu arbeiten, sowie eine hohe spezifische Energie in Bezug auf Gewicht und Volumen. Nachteil: kurze Lebensdauer. Solche Batterien werden dort eingesetzt, wo für kurze Zeit enorme elektrische Energie erzeugt werden muss (ballistische Raketen, einige Raumfahrzeuge usw.).

Feuerfeste Materialien. Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Bestandteil von Keramikmischungen bei der Herstellung feuerfester Materialien verwendet.

Medikamente. Calciumverbindungen werden häufig als Antihistaminikum eingesetzt.

Calciumchlorid

Calciumgluconat

Calciumglycerophosphat

Darüber hinaus sind Calciumverbindungen in Medikamenten zur Vorbeugung von Osteoporose, in Vitaminkomplexen für Schwangere und ältere Menschen enthalten.

Biologische Rolle

Calcium ist ein häufiger Makronährstoff im Körper von Pflanzen, Tieren und Menschen. Bei Menschen und anderen Wirbeltieren ist der größte Teil davon in Form von Phosphaten im Skelett und in den Zähnen enthalten. Die Skelette der meisten Wirbellosengruppen (Schwämme, Korallenpolypen, Weichtiere usw.) bestehen aus verschiedenen Formen von Calciumcarbonat (Kalk). Calciumionen sind an Blutgerinnungsprozessen beteiligt und sorgen für einen konstanten osmotischen Druck des Blutes. Calciumionen dienen auch als einer der universellen sekundären Botenstoffe und regulieren eine Vielzahl intrazellulärer Prozesse – Muskelkontraktion, Exozytose, einschließlich der Sekretion von Hormonen und Neurotransmittern usw. Die Calciumkonzentration im Zytoplasma menschlicher Zellen beträgt etwa 10–7 Mol. in interzellulären Flüssigkeiten etwa 10 ?3 mol.

Der Kalziumbedarf hängt vom Alter ab. Für Erwachsene beträgt die erforderliche tägliche Aufnahme 800 bis 1000 Milligramm (mg), für Kinder 600 bis 900 mg, was aufgrund des intensiven Skelettwachstums für Kinder sehr wichtig ist. Der größte Teil des Kalziums, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, ist in Milchprodukten enthalten; der Rest stammt aus Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Produkten (insbesondere Hülsenfrüchten). Die Absorption erfolgt sowohl im Dick- als auch im Dünndarm und wird durch ein saures Milieu, Vitamin D und Vitamin C, Laktose und ungesättigte Fettsäuren erleichtert. Die Rolle von Magnesium im Kalziumstoffwechsel ist wichtig; bei seinem Mangel wird Kalzium aus den Knochen „ausgewaschen“ und in den Nieren (Nierensteinen) und Muskeln abgelagert.

Aspirin, Oxalsäure und Östrogenderivate beeinträchtigen die Aufnahme von Kalzium. In Kombination mit Oxalsäure bildet Calcium wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind.

Durch die Vielzahl der damit verbundenen Prozesse wird der Calciumgehalt im Blut genau reguliert und bei richtiger Ernährung kommt es nicht zu einem Mangel. Eine längere Abwesenheit von der Diät kann zu Krämpfen, Gelenkschmerzen, Schläfrigkeit, Wachstumsstörungen und Verstopfung führen. Ein tieferer Mangel führt zu ständigen Muskelkrämpfen und Osteoporose. Der Missbrauch von Kaffee und Alkohol kann zu einem Kalziummangel führen, da ein Teil davon über den Urin ausgeschieden wird.

Übermäßige Dosen von Kalzium und Vitamin D können eine Hyperkalzämie verursachen, gefolgt von einer starken Verkalkung von Knochen und Gewebe (die sich hauptsächlich auf das Harnsystem auswirkt). Ein langfristiger Überschuss stört die Funktion des Muskel- und Nervengewebes, erhöht die Blutgerinnung und verringert die Aufnahme von Zink durch die Knochenzellen. Die maximale sichere Tagesdosis für einen Erwachsenen beträgt 1500 bis 1800 Milligramm.

Produkte Calcium, mg/100 g

Sesam 783

Brennnessel 713

Waldmalve 505

Große Wegerich 412

Galinsoga 372

Sardinen in Öl 330

Efeu-Budra 289

Hundsrose 257

Mandel 252

Wegerich-Lanzett. 248

Haselnuss 226

Amaranthsamen 214

Brunnenkresse 214

Sojabohnen trocken 201

Kinder unter 3 Jahren - 600 mg.

Kinder von 4 bis 10 Jahren – 800 mg.

Kinder von 10 bis 13 Jahren – 1000 mg.

Jugendliche im Alter von 13 bis 16 Jahren – 1200 mg.

Jugendliche ab 16 Jahren – 1000 mg.

Erwachsene im Alter von 25 bis 50 Jahren – von 800 bis 1200 mg.

Schwangere und stillende Frauen – von 1500 bis 2000 mg.

Abschluss

Kalzium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente auf der Erde. In der Natur kommt es in Hülle und Fülle vor: Aus Kalziumsalzen entstehen Gebirgszüge und Tongestein, es kommt im Meer- und Flusswasser vor und ist Bestandteil pflanzlicher und tierischer Organismen.

Stadtbewohner sind ständig von Kalzium umgeben: Fast alle wichtigen Baumaterialien – Beton, Glas, Ziegel, Zement, Kalk – enthalten dieses Element in erheblichen Mengen.

Aufgrund seiner chemischen Eigenschaften kann Kalzium in der Natur natürlich nicht in freiem Zustand vorkommen. Aber Kalziumverbindungen – sowohl natürliche als auch künstliche – haben eine überragende Bedeutung erlangt.

Referenzliste

1. Redaktion: Knunyants I. L. (Chefredakteur) Chemische Enzyklopädie: in 5 Bänden – Moskau: Sowjetische Enzyklopädie, 1990. – T. 2. – S. 293. – 671 S.

2. Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 Seiten mit Abbildungen.

3. Dotsenko VA. - Therapeutische und präventive Ernährung. - Frage. Ernährung, 2001 – N1-S.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalzium- und Knochenstoffwechsel // In: K. L. Becker, Hrsg.

www.e-ng.ru

Welt der Wissenschaft

Calcium ist ein Metallelement der Hauptnebengruppe II der Gruppe 4 des Periodensystems der chemischen Elemente. Es gehört zur Familie der Erdalkalimetalle. Das äußere Energieniveau des Calciumatoms enthält 2 gepaarte s-Elektronen

Die er bei chemischen Wechselwirkungen energetisch abgeben kann. Somit ist Calcium ein Reduktionsmittel und hat in seinen Verbindungen eine Oxidationsstufe von +2. In der Natur kommt Calcium nur in Form von Salzen vor. Der Massenanteil von Kalzium in der Erdkruste beträgt 3,6 %. Das wichtigste natürliche Kalziummineral ist Calcit CaCO3 und seine Varianten – Kalkstein, Kreide, Marmor. Es gibt auch lebende Organismen (z. B. Korallen), deren Rückgrat hauptsächlich aus Kalziumkarbonat besteht. Weitere wichtige Calciummineralien sind Dolomit CaCO3 MgCO3, Fluorit CaF2, Gips CaSO4 2h3O, Apatit, Feldspat usw. Calcium spielt eine wichtige Rolle im Leben lebender Organismen. Der Massenanteil von Kalzium im menschlichen Körper beträgt 1,4-2 %. Es ist Bestandteil von Zähnen, Knochen, anderen Geweben und Organen, beteiligt sich an der Blutgerinnung und stimuliert die Herztätigkeit. Um den Körper mit ausreichend Kalzium zu versorgen, sollten Sie unbedingt Milch und Milchprodukte, grünes Gemüse und Fisch zu sich nehmen. Der einfache Stoff Kalzium ist ein typisches silberweißes Metall. Es ist ziemlich hart, plastisch, hat eine Dichte von 1,54 g/cm3 und einen Schmelzpunkt von 842? C. Chemisch gesehen ist Kalzium sehr aktiv. Unter normalen Bedingungen interagiert es leicht mit Sauerstoff und Feuchtigkeit in der Luft und wird daher in hermetisch verschlossenen Behältern gelagert. Beim Erhitzen an der Luft entzündet sich Calcium und bildet ein Oxid: 2Ca + O2 = 2CaO. Calcium reagiert beim Erhitzen mit Chlor und Brom, bei Kälte auch mit Fluor. Die Produkte dieser Reaktionen sind die entsprechenden Halogenide, zum Beispiel: Ca + Cl2 = CaCl2. Beim Erhitzen von Calcium mit Schwefel entsteht Calciumsulfid: Ca + S = CaS. Calcium kann auch mit anderen Nichtmetallen reagieren. Wechselwirkung mit Wasser führt zur Bildung von schwerlöslichem Calciumhydroxid und zur Freisetzung von Wasserstoffgas: Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Calciummetall wird häufig verwendet. Es wird als Rosette bei der Herstellung von Stählen und Legierungen sowie als Reduktionsmittel für die Herstellung einiger hochschmelzender Metalle verwendet.

Calcium wird durch Elektrolyse von geschmolzenem Calciumchlorid gewonnen. So wurde Kalzium erstmals 1808 von Humphry Davy gewonnen.

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Geschichte von Kalzium

Calcium wurde 1808 von Humphry Davy entdeckt, der durch Elektrolyse von gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid Calciumamalgam erhielt, das als Ergebnis des Prozesses der Destillation von Quecksilber, aus dem das Metall übrig blieb, genannt wurde Kalzium. In Latein Kalk hört sich an wie calx, diesen Namen wählte der englische Chemiker für die entdeckte Substanz.

Calcium ist ein Element der Hauptnebengruppe II der Gruppe IV des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendeleev hat eine Ordnungszahl von 20 und eine Atommasse von 40,08. Die akzeptierte Bezeichnung ist Ca (vom lateinischen Wort „Calcium“).

Physikalische und chemische Eigenschaften

Calcium ist ein reaktives weiches Alkalimetall mit einer silberweißen Farbe. Durch die Wechselwirkung mit Sauerstoff und Kohlendioxid wird die Oberfläche des Metalls matt, daher erfordert Kalzium ein besonderes Lagerungssystem – einen dicht verschlossenen Behälter, in dem das Metall mit einer Schicht aus flüssigem Paraffin oder Kerosin gefüllt ist.

Calcium ist das bekannteste der für den Menschen notwendigen Mikroelemente; der Tagesbedarf dafür liegt bei einem gesunden Erwachsenen zwischen 700 und 1500 mg, während der Schwangerschaft und Stillzeit steigt er jedoch an; dies muss berücksichtigt werden und Calcium muss zugeführt werden die Form der Zubereitungen.

In der Natur sein

Calcium hat eine sehr hohe chemische Aktivität und kommt daher in der Natur nicht in freier (reiner) Form vor. Allerdings ist es das fünfthäufigste in der Erdkruste; es kommt in Form von Verbindungen in Sedimenten (Kalkstein, Kreide) und Gesteinen (Granit) vor; Feldspatanorit enthält viel Kalzium.

Es ist in lebenden Organismen weit verbreitet; es wurde in Pflanzen, Tieren und Menschen gefunden, wo es hauptsächlich in Zähnen und Knochengewebe vorkommt.

Kalziumaufnahme

Ein Hindernis für die normale Aufnahme von Kalzium aus der Nahrung ist der Verzehr von Kohlenhydraten in Form von Süßigkeiten und Laugen, die die Salzsäure des Magens neutralisieren, die zur Auflösung von Kalzium notwendig ist. Der Prozess der Kalziumaufnahme ist recht komplex, daher reicht es manchmal nicht aus, es nur über die Nahrung aufzunehmen, sondern es ist eine zusätzliche Aufnahme des Mikroelements erforderlich.

Interaktion mit anderen

Um die Aufnahme von Kalzium im Darm zu verbessern, ist es notwendig, den Prozess der Kalziumaufnahme zu erleichtern. Bei der Einnahme von Kalzium (in Form von Nahrungsergänzungsmitteln) während der Nahrungsaufnahme wird die Aufnahme blockiert, die Einnahme von Kalziumpräparaten getrennt von der Nahrung hat jedoch keinen Einfluss auf diesen Prozess.

Fast das gesamte körpereigene Kalzium (1 bis 1,5 kg) befindet sich in Knochen und Zähnen. Calcium ist an den Prozessen der Erregbarkeit des Nervengewebes, der Muskelkontraktilität und der Blutgerinnung beteiligt, ist Teil des Zellkerns und der Membranen, Zell- und Gewebeflüssigkeiten, hat antiallergische und entzündungshemmende Wirkungen, verhindert Azidose und aktiviert a Anzahl der Enzyme und Hormone. Calcium ist auch an der Regulierung der Zellmembranpermeabilität beteiligt und hat den gegenteiligen Effekt.

Anzeichen eines Kalziummangels

Anzeichen für einen Kalziummangel im Körper sind folgende, auf den ersten Blick nicht zusammenhängende Symptome:

• Nervosität, sich verschlechternde Stimmung;
• Kardiopalmus;
• Krämpfe, Taubheitsgefühl der Extremitäten;
• Verlangsamung des Wachstums und der Kinder;
• Bluthochdruck;
• Spaltung und Brüchigkeit der Nägel;
• Gelenkschmerzen, Senkung der „Schmerzschwelle“;
• starke Menstruation.

Ursachen für Kalziummangel

Ursachen für einen Kalziummangel können unausgewogene Ernährung (insbesondere Fasten), niedriger Kalziumgehalt in der Nahrung, Rauchen und Abhängigkeit von Kaffee und koffeinhaltigen Getränken, Dysbakteriose, Nierenerkrankungen, Schilddrüsenerkrankungen, Schwangerschaft, Stillzeit und Wechseljahre sein.

Überschüssiges Kalzium, das bei übermäßigem Verzehr von Milchprodukten oder unkontrolliertem Drogenkonsum auftreten kann, ist durch extremen Durst, Übelkeit, Erbrechen, Appetitlosigkeit, Schwäche und vermehrtes Wasserlassen gekennzeichnet.

Verwendung von Kalzium im Leben

Calcium findet Anwendung in der metallothermischen Uranproduktion, in Form natürlicher Verbindungen wird es als Rohstoff für die Herstellung von Gips und Zement sowie als Desinfektionsmittel (bekannt) verwendet bleichen).

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente, mit der Ordnungszahl 20. Es wird mit dem Symbol Ca (lat. Calcium) bezeichnet. Der einfache Stoff Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall von silbrig-weißer Farbe.

Geschichte und Herkunft des Namens

Der Name des Elements stammt aus dem Lateinischen. calx (im Genitiv calcis) – „Kalk“, „weicher Stein“. Es wurde vom englischen Chemiker Humphry Davy vorgeschlagen, der 1808 Calciummetall durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die als Anode diente. Die Kathode war ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Durch Elektrolyse wurde Calciumamalgam gewonnen. Durch die Destillation von Quecksilber gewann Davy ein Metall namens Kalzium.
Kalziumverbindungen – Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk – ein Produkt der Kalzinierung von Kalkstein) werden bereits vor mehreren tausend Jahren im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Feststoff. Im Jahr 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Aluminiumoxid und Kieselsäure komplexe Substanzen seien.

Quittung

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl 2 (75-80 %) und KCl oder CaCl 2 und CaF 2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170-1200 °C gewonnen:
4CaO + 2Al → CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Physikalische Eigenschaften

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist α-Ca mit einem kubisch-flächenzentrierten Gitter (Parameter a = 0,558 nm) stabil, β-Ca mit einem kubisch-raumzentrierten Gitter vom Typ α-Fe (Parameter a = 0,448 nm). stabiler. Die Standardenthalpie ΔH 0 des α → β-Übergangs beträgt 0,93 kJ/mol.
Mit einem allmählichen Druckanstieg beginnt es die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird aber nicht zu einem Halbleiter im eigentlichen Sinne (es ist auch kein Metall mehr). Bei einem weiteren Druckanstieg kehrt es in den metallischen Zustand zurück und beginnt supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Temperatur der Supraleitung ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft die Leitfähigkeit aller anderen Elemente bei weitem). Das einzigartige Verhalten von Kalzium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium (d. h. es bestehen weiterhin Parallelen im Periodensystem).

Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Luftfeuchtigkeit, weshalb die Oberfläche von Calciummetall meist mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor wie andere Erdalkalimetalle meist in einem dicht verschlossenen Gefäß unter einer Schicht gelagert wird aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

Kalzium

KALZIUM-ICH; M.[von lat. calx (calcis) – Kalk] Chemisches Element (Ca), ein silberweißes Metall, das Teil von Kalkstein, Marmor usw. ist.

◁ Kalzium, oh, oh. K-Salze.

Kalzium

(lat. Calcium), ein chemisches Element der Gruppe II des Periodensystems, gehört zu den Erdalkalimetallen. Name von lat. calx, Genitiv calcis – Limette. Silberweißes Metall, Dichte 1,54 g/cm 3, T 842 °C. Bei normalen Temperaturen wird es an der Luft leicht oxidiert. Bezogen auf die Verbreitung in der Erdkruste liegt es auf Platz 5 (Mineralien Calcit, Gips, Fluorit etc.). Als aktives Reduktionsmittel wird es zur Gewinnung von U, Th, V, Cr, Zn, Be und anderen Metallen aus ihren Verbindungen sowie zur Desoxidation von Stählen, Bronzen usw. verwendet. Es ist Bestandteil von Gleitwerkstoffen. Calciumverbindungen werden im Bauwesen (Kalk, Zement) verwendet, Calciumpräparate werden in der Medizin eingesetzt.

KALZIUM

CALCIUM (lat. Calcium), Ca (sprich „Kalzium“), ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 20, befindet sich in der vierten Periode der Gruppe IIA des Periodensystems der Elemente von Mendelejew; Atommasse 40,08. Gehört zu den Erdalkalielementen (cm.(Erdalkalimetalle).
Natürliches Kalzium besteht aus einer Mischung von Nukliden (cm. NUKLID) mit Massenzahlen von 40 (in einer Massenmischung von 96,94 %), 44 (2,09 %), 42 (0,667 %), 48 (0,187 %), 43 (0,135 %) und 46 (0,003 %). Konfiguration der äußeren Elektronenschicht 4 S 2 . In fast allen Verbindungen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2 (Wertigkeit II).
Der Radius des neutralen Calciumatoms beträgt 0,1974 nm, der Radius des Ca 2+ -Ions beträgt 0,114 nm (für Koordinationsnummer 6) bis 0,148 nm (für Koordinationsnummer 12). Die Energien der sequentiellen Ionisierung eines neutralen Calciumatoms betragen 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 und 84,5 eV. Nach der Pauling-Skala beträgt die Elektronegativität von Kalzium etwa 1,0. In seiner freien Form ist Calcium ein silberweißes Metall.
Geschichte der Entdeckung
Calciumverbindungen kommen überall in der Natur vor und sind daher der Menschheit seit der Antike bekannt. Kalk wird seit langem im Bauwesen verwendet (cm. KALK)(Branntkalk und gelöschter Kalk), der lange Zeit als einfache Substanz, „Erde“, galt. Im Jahr 1808 jedoch der englische Wissenschaftler G. Davy (cm. DAVY Humphrey) gelang es, aus Kalk ein neues Metall zu gewinnen. Dazu unterzog Davy eine Elektrolyse einer Mischung aus leicht angefeuchtetem Löschkalk mit Quecksilberoxid und isolierte aus dem an der Quecksilberkathode gebildeten Amalgam ein neues Metall, das er Calcium nannte (von lateinisch calx, Gattung calcis – Kalk). In Russland wurde dieses Metall einige Zeit „Kalk“ genannt.
In der Natur sein
Kalzium ist eines der häufigsten Elemente auf der Erde. Es macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (fünfthäufigster Stoff nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen). Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt Calcium in der Natur nicht in freier Form vor. Das meiste Kalzium kommt in Silikaten vor (cm. SILIKATE) und Alumosilikate (cm. Aluminiumsilikate) verschiedene Gesteine ​​(Granite (cm. GRANIT), Gneise (cm. GNEISS) usw.). In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalksteine ​​repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit bestehen (cm. CALCIT)(CaCO 3). Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur weitaus seltener vor.
Kalziummineralien wie Kalkstein sind weit verbreitet (cm. KALKSTEIN) CaCO3, Anhydrit (cm. ANHYDRIT) CaSO 4 und Gips (cm. GIPS) CaSO 4 2H 2 O, Fluorit (cm. FLUORIT) CaF 2, Apatite (cm. Apatit) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), Dolomit (cm. DOLOMIT) MgCO 3 ·CaCO 3 . Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen im natürlichen Wasser bestimmt seine Härte (cm. HÄRTE DES WASSERS). In lebenden Organismen kommt eine erhebliche Menge Kalzium vor. Somit ist Hydroxylapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH), oder in einem anderen Eintrag 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich Menschen; Die Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen usw. bestehen aus Calciumcarbonat CaCO 3.
Quittung
Metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl 2 (75–80 %) und KCl oder aus CaCl 2 und CaF 2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170–1200 °C gewonnen:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Physikalische und chemische Eigenschaften
Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen (siehe Allotropie). (cm. Allotropie)). Bis 443 °C ist a-Ca mit einem kubisch-flächenzentrierten Gitter (Parameter a = 0,558 nm) stabil, b-Ca mit einem kubisch-raumzentrierten Gitter vom Typ a-Fe (Parameter a = 0,448 nm). stabiler. Der Schmelzpunkt von Calcium beträgt 839 °C, der Siedepunkt 1484 °C und die Dichte 1,55 g/cm3.
Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Luftfeuchtigkeit, weshalb die Oberfläche von Calciummetall meist mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor wie andere Erdalkalimetalle meist in einem dicht verschlossenen Gefäß unter einer Schicht gelagert wird von Kerosin.
In der Reihe der Standardpotentiale steht Kalzium links vom Wasserstoff. Das Standardelektrodenpotential des Ca 2+ /Ca 0-Paares beträgt –2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2.
Unter normalen Bedingungen reagiert Calcium mit aktiven Nichtmetallen (Sauerstoff, Chlor, Brom):
2Ca + O 2 = 2CaO; Ca + Br 2 = CaBr 2.
Beim Erhitzen an Luft oder Sauerstoff entzündet sich Kalzium. Calcium reagiert beim Erhitzen mit weniger aktiven Nichtmetallen (Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor und anderen), zum Beispiel:
Ca + H 2 = CaH 2 (Calciumhydrid),
Ca + 6B = CaB 6 (Calciumborid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (Calciumnitrid)
Ca + 2C = CaC 2 (Calciumcarbid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (Calciumphosphid), auch Calciumphosphide der Zusammensetzungen CaP und CaP 5 sind bekannt;
2Ca + Si = Ca 2 Si (Kalziumsilizid); auch Kalziumsilizide der Zusammensetzungen CaSi, Ca 3 Si 4 und CaSi 2 sind bekannt.
Das Auftreten der oben genannten Reaktionen geht in der Regel mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher (d. h. diese Reaktionen sind exotherm). In allen Verbindungen mit Nichtmetallen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden durch Wasser leicht zersetzt, zum Beispiel:
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,
Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3.
Calciumoxid ist typischerweise basisch. In Labor und Technik wird es durch thermische Zersetzung von Carbonaten gewonnen:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Technisches Calciumoxid CaO wird Branntkalk genannt.
Es reagiert mit Wasser unter Bildung von Ca(OH) 2 und setzt dabei große Wärmemengen frei:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.
Das auf diese Weise gewonnene Ca(OH)2 wird üblicherweise als gelöschter Kalk oder Kalkmilch bezeichnet (cm. Limettenmilch) Dies liegt daran, dass die Löslichkeit von Calciumhydroxid in Wasser gering ist (0,02 mol/l bei 20 °C) und bei Zugabe zu Wasser eine weiße Suspension entsteht.
Bei der Wechselwirkung mit sauren Oxiden bildet CaO Salze, zum Beispiel:
CaO + CO 2 = CaCO 3; CaO + SO 3 = CaSO 4.
Das Ca 2+-Ion ist farblos. Wenn der Flamme Kalziumsalze zugesetzt werden, verfärbt sich die Flamme ziegelrot.
Calciumsalze wie CaCl 2 -Chlorid, CaBr 2 -Bromid, CaI 2 -Iodid und Ca(NO 3) 2 -Nitrat sind in Wasser gut löslich. In Wasser unlöslich sind Fluorid CaF 2, Carbonat CaCO 3, Sulfat CaSO 4, mittleres Orthophosphat Ca 3 (PO 4) 2, Oxalat CaC 2 O 4 und einige andere.
Es ist wichtig, dass saures Calciumcarbonat (Bicarbonat) Ca(HCO 3) 2 im Gegensatz zum durchschnittlichen Calciumcarbonat CaCO 3 in Wasser löslich ist. In der Natur führt dies zu folgenden Prozessen. Wenn kaltes, mit Kohlendioxid gesättigtes Regen- oder Flusswasser in den Untergrund eindringt und auf Kalkstein fällt, wird deren Auflösung beobachtet:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
An den gleichen Stellen, an denen mit Kalziumbikarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche gelangt und durch die Sonnenstrahlen erhitzt wird, kommt es zu einer umgekehrten Reaktion:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Auf diese Weise werden in der Natur große Stoffmengen übertragen. Dadurch können sich im Untergrund riesige Löcher bilden (siehe Karst (cm. KARST (Naturphänomen)) und in den Höhlen bilden sich wunderschöne steinerne „Eiszapfen“ – Stalaktiten (cm. STALAKTITEN (Mineralformationen) und Stalagmiten (cm. Stalagmiten).
Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Wasserhärte. (cm. HÄRTE DES WASSERS). Es wird als vorübergehend bezeichnet, da sich beim Kochen von Wasser Bikarbonat zersetzt und CaCO 3 ausfällt. Dieses Phänomen führt beispielsweise dazu, dass sich im Laufe der Zeit Kalk im Wasserkocher bildet.
Anwendung von Calcium und seinen Verbindungen
Calciummetall wird für die metallotherme Produktion von Uran verwendet (cm. URAN (chemisches Element), Thorium (cm. THORIUM), Titan (cm. TITAN (chemisches Element), Zirkonium (cm. ZIRKONIUM), Cäsium (cm. CÄSIUM) und Rubidium (cm. RUBIDIUM).
Natürliche Calciumverbindungen werden häufig bei der Herstellung von Bindemitteln (Zement) verwendet (cm. ZEMENT), Gips (cm. GIPS), Kalk usw.). Die bindende Wirkung von gelöschtem Kalk beruht darauf, dass Calciumhydroxid mit der Zeit mit Kohlendioxid in der Luft reagiert. Durch die ablaufende Reaktion entstehen nadelförmige Calcit-CaCO3-Kristalle, die in benachbarte Steine, Ziegel und andere Baumaterialien einwachsen und diese sozusagen zu einem Ganzen verschweißen. Kristallines Calciumcarbonat – Marmor – ist ein hervorragendes Veredelungsmaterial. Kreide wird zum Tünchen verwendet. Bei der Herstellung von Gusseisen werden große Mengen Kalkstein verbraucht, da er die Umwandlung feuerfester Verunreinigungen des Eisenerzes (z. B. Quarz SiO 2) in relativ niedrig schmelzende Schlacken ermöglicht.
Bleichmittel sind als Desinfektionsmittel sehr wirksam. (cm. Bleichpulver)- „Bleichmittel“ Ca(OCl)Cl – gemischtes Chlorid und Calciumhypochlorid (cm. CALCIUMHYPOCHLORIT), mit hoher Oxidationsfähigkeit.
Weit verbreitet ist auch Calciumsulfat, das sowohl in Form einer wasserfreien Verbindung als auch in Form von kristallinen Hydraten – dem sogenannten „halbwässrigen“ Sulfat – Alabaster, vorliegt (cm. ALEVIZ FRYAZIN (Mailand) CaSO 4 ·0,5H 2 O und Dihydratsulfat - Gips CaSO 4 ·2H 2 O. Gips wird häufig im Baugewerbe, in der Bildhauerei, zur Herstellung von Stuckleisten und verschiedenen künstlerischen Produkten verwendet. Gips wird in der Medizin auch zur Fixierung von Knochen bei Frakturen verwendet.
Calciumchlorid CaCl 2 wird zusammen mit Speisesalz zur Bekämpfung der Vereisung von Straßenoberflächen eingesetzt. Calciumfluorid CaF 2 ist ein ausgezeichnetes optisches Material.
Kalzium im Körper
Calcium ist ein biogenes Element (cm. BIOGENE ELEMENTE), ständig im Gewebe von Pflanzen und Tieren vorhanden. Als wichtiger Bestandteil des Mineralstoffwechsels von Tieren und Menschen sowie der Mineralstoffernährung von Pflanzen erfüllt Calcium verschiedene Funktionen im Körper. Bestehend aus Apatit (cm. Apatit) Neben Sulfat und Carbonat bildet Calcium den mineralischen Bestandteil des Knochengewebes. Der menschliche Körper mit einem Gewicht von 70 kg enthält etwa 1 kg Kalzium. Calcium ist an der Funktion von Ionenkanälen beteiligt (cm. IONENKANÄLE) Transport von Stoffen durch biologische Membranen bei der Übertragung von Nervenimpulsen (cm. NERVENIMPULS), bei Blutgerinnungsprozessen (cm. BLUTGERINNUNG) und Befruchtung. Calciferole regulieren den Kalziumstoffwechsel im Körper (cm. CALCIFEROLE)(Vitamin-D). Ein Mangel oder Überschuss an Kalzium führt zu verschiedenen Krankheiten – Rachitis (cm. RACHITIS), Kalzinose (cm. Kalkinose) usw. Daher muss die menschliche Nahrung Calciumverbindungen in den erforderlichen Mengen enthalten (800-1500 mg Calcium pro Tag). Der Kalziumgehalt ist in Milchprodukten (wie Hüttenkäse, Käse, Milch), einigen Gemüsesorten und anderen Lebensmitteln hoch. Calciumpräparate werden in der Medizin häufig eingesetzt.

Enzyklopädisches Wörterbuch. 2009 .

Synonyme:

Sehen Sie, was „Kalzium“ in anderen Wörterbüchern ist:

- (Ca) gelb glänzendes und viskoses Metall. Spezifisches Gewicht 1.6. Wörterbuch der Fremdwörter der russischen Sprache. Pavlenkov F., 1907. CALCIUM (neues lateinisches Calcium, vom lateinischen Calx-Kalk). Silberfarbenes Metall. Wörterbuch der Fremdwörter,... ... Wörterbuch der Fremdwörter der russischen Sprache

KALZIUM- KALZIUM, Kalzium, chemisch. Element, Symbol Ca, glänzendes, silberweißes kristallines Metall. Bruch, der zur Gruppe der Erdalkalimetalle gehört. Ud. Gewicht 1,53; bei. V. 40,07; Schmelzpunkt 808°. Sa ist einer der ganz... Große medizinische Enzyklopädie

- (Calcium), Ca, chemisches Element der Gruppe II des Periodensystems, Ordnungszahl 20, Atommasse 40,08; bezieht sich auf Erdalkalimetalle; Schmelzpunkt 842shC. Im Knochengewebe von Wirbeltieren, Molluskenschalen und Eierschalen enthalten. Kalzium... ... Moderne Enzyklopädie

Das Metall ist silberweiß, zähflüssig, formbar und oxidiert an der Luft schnell. Schmelzrate pa 800-810°. Kommt in der Natur in Form verschiedener Salze vor, die Ablagerungen aus Kreide, Kalkstein, Marmor, Phosphoriten, Apatiten, Gips usw. bilden. dor... ... Technisches Eisenbahnwörterbuch

- (lateinisch Calcium) Ca, ein chemisches Element der Gruppe II des Periodensystems, Ordnungszahl 20, Atommasse 40,078, gehört zu den Erdalkalimetallen. Name vom lateinischen calx, Genitiv calcis lime. Silberweißes Metall,... ... Großes enzyklopädisches Wörterbuch

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 20. Es wird mit dem Symbol Ca (lat. Kalzium). Der einfache Stoff Kalzium ist ein weiches, chemisch aktives Erdalkalimetall von silbrig-weißer Farbe.

Kalzium in der Umwelt

In der Natur kommt es in Hülle und Fülle vor: Aus Kalziumsalzen entstehen Gebirgszüge und Tongestein, es kommt im Meer- und Flusswasser vor und ist Bestandteil pflanzlicher und tierischer Organismen. Kalzium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (fünfthäufigster nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen).

Isotope von Kalzium

Calcium kommt in der Natur als Mischung aus sechs Isotopen vor: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca und 48 Ca, wobei das häufigste Isotop – 40 Ca – 96,97 % beträgt.

Von den sechs natürlichen Kalziumisotopen sind fünf stabil. Kürzlich wurde entdeckt, dass das sechste Isotop 48 Ca, das schwerste der sechs und sehr selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187 %), einen doppelten Betazerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 x 10 19 Jahren durchläuft.

Kalziumgehalt in Gesteinen und Mineralien

Der größte Teil des Kalziums ist in Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine ​​(Granite, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat – Ca-Anorthit.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalksteine ​​repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO 3) bestehen. Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur weitaus seltener vor.

Calciummineralien wie Calcit CaCO 3 , Anhydrit CaSO 4 , Alabaster CaSO 4 ·0,5H 2 O und Gips CaSO 4 ·2H 2 O, Fluorit CaF 2 , Apatite Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), Dolomit MgCO 3 ·CaCO 3 . Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen im natürlichen Wasser bestimmt seine Härte.

Kalzium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen anreichert, bildet 385 Mineralien (die viertgrößte Anzahl an Mineralien).

Calciummigration in der Erdkruste

Bei der natürlichen Wanderung von Kalzium spielt das „Karbonatgleichgewicht“ eine wichtige Rolle, das mit der reversiblen Reaktion der Wechselwirkung von Kalziumkarbonat mit Wasser und Kohlendioxid unter Bildung von löslichem Bikarbonat verbunden ist:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(Gleichgewicht verschiebt sich je nach Kohlendioxidkonzentration nach links oder rechts).

Die biogene Migration spielt eine große Rolle.

Calciumgehalt in der Biosphäre

Calciumverbindungen kommen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor (siehe auch unten). In lebenden Organismen kommt eine erhebliche Menge Kalzium vor. Somit ist Hydroxylapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, oder in einem anderen Eintrag 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca(OH) 2, die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren, einschließlich Menschen; Die Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen usw. bestehen aus Calciumcarbonat CaCO 3. In lebenden Geweben von Menschen und Tieren sind 1,4-2 % Ca (nach Massenanteil) enthalten; In einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Kalziumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Interzellularsubstanz des Knochengewebes).

Kalzium bekommen

Calcium wurde erstmals 1808 von Davy durch Elektrolyse gewonnen. Aber wie andere Alkali- und Erdalkalimetalle kann das Element Nr. 20 nicht durch Elektrolyse aus wässrigen Lösungen gewonnen werden. Calcium wird durch Elektrolyse seiner geschmolzenen Salze gewonnen.

Dies ist ein komplexer und energieintensiver Prozess. Calciumchlorid wird in einem Elektrolyseur unter Zugabe anderer Salze geschmolzen (sie werden benötigt, um den Schmelzpunkt von CaCl 2 zu senken).

Die Stahlkathode berührt nur die Oberfläche des Elektrolyten; das freigesetzte Kalzium bleibt daran haften und verhärtet sich. Während das Kalzium freigesetzt wird, wird die Kathode nach und nach angehoben und am Ende entsteht ein Kalzium-„Stab“ von 50 bis 60 cm Länge. Dann wird er herausgenommen, von der Stahlkathode abgeschlagen und der Prozess beginnt von vorne. Bei der „Touch-Methode“ entsteht Kalzium, das stark mit Kalziumchlorid, Eisen, Aluminium und Natrium verunreinigt ist. Die Reinigung erfolgt durch Schmelzen in einer Argonatmosphäre.

Wird die Stahlkathode durch eine Kathode aus einem mit Kalzium legierbaren Metall ersetzt, so entsteht bei der Elektrolyse die entsprechende Legierung. Je nach Verwendungszweck kann es als Legierung verwendet werden oder reines Calcium durch Destillation im Vakuum gewonnen werden. So entstehen Calciumlegierungen mit Zink, Blei und Kupfer.

Eine andere Methode zur Herstellung von Kalzium – metallothermisch – wurde bereits 1865 vom berühmten russischen Chemiker N.N. theoretisch begründet. Beketow. Calcium wird mit Aluminium bei einem Druck von nur 0,01 mmHg reduziert. Prozesstemperatur 1100...1200°C. Calcium wird in Form von Dampf gewonnen, der dann kondensiert wird.

In den letzten Jahren wurde eine weitere Methode zur Gewinnung des Elements entwickelt. Es basiert auf der thermischen Dissoziation von Calciumcarbid: Im Vakuum auf 1750 °C erhitztes Carbid zersetzt sich zu Calciumdampf und festem Graphit.

Physikalische Eigenschaften von Kalzium

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist α-Ca mit einem kubisch-flächenzentrierten Gitter (Parameter a = 0,558 nm) stabil, β-Ca mit einem kubisch-raumzentrierten Gitter vom Typ α-Fe (Parameter a = 0,448 nm). stabiler. Standardenthalpie Δ H 0-Übergang α → β beträgt 0,93 kJ/mol.

Mit einem allmählichen Druckanstieg beginnt es die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird aber nicht zu einem Halbleiter im eigentlichen Sinne (es ist auch kein Metall mehr). Bei einem weiteren Druckanstieg kehrt es in den metallischen Zustand zurück und beginnt supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Temperatur der Supraleitung ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft die Leitfähigkeit aller anderen Elemente bei weitem). Das einzigartige Verhalten von Kalzium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium.

Trotz der Allgegenwärtigkeit des Elements haben nicht einmal Chemiker elementares Kalzium gesehen. Dieses Metall unterscheidet sich jedoch sowohl im Aussehen als auch im Verhalten völlig von Alkalimetallen, bei deren Kontakt die Gefahr von Bränden und Verbrennungen besteht. Es kann sicher an der Luft gelagert werden; es entzündet sich nicht durch Wasser. Die mechanischen Eigenschaften von elementarem Kalzium machen es nicht zu einem „schwarzen Schaf“ in der Familie der Metalle: Kalzium übertrifft viele von ihnen an Festigkeit und Härte; es kann auf einer Drehbank gedreht, zu Draht gezogen, geschmiedet, gepresst werden.

Dennoch wird elementares Kalzium fast nie als Strukturmaterial verwendet. Dafür ist er zu aktiv. Calcium reagiert leicht mit Sauerstoff, Schwefel und Halogenen. Auch mit Stickstoff und Wasserstoff reagiert es unter bestimmten Bedingungen. Die Umgebung aus Kohlenoxiden, die für die meisten Metalle inert sind, ist für Kalzium aggressiv. Es verbrennt in einer Atmosphäre aus CO und CO 2 .

Aufgrund seiner chemischen Eigenschaften kann Kalzium in der Natur natürlich nicht in freiem Zustand vorkommen. Aber Kalziumverbindungen – sowohl natürliche als auch künstliche – haben eine überragende Bedeutung erlangt.

Chemische Eigenschaften von Kalzium

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Luftfeuchtigkeit, weshalb die Oberfläche von Calciummetall meist mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor wie andere Erdalkalimetalle meist in einem dicht verschlossenen Gefäß unter einer Schicht gelagert wird aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

In der Reihe der Standardpotentiale steht Kalzium links vom Wasserstoff. Das Standardelektrodenpotential des Ca 2+ /Ca 0-Paares beträgt −2,84 V, sodass Calcium aktiv mit Wasser reagiert, jedoch ohne Entzündung:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.

Unter normalen Bedingungen reagiert Calcium mit aktiven Nichtmetallen (Sauerstoff, Chlor, Brom):

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

Beim Erhitzen an Luft oder Sauerstoff entzündet sich Kalzium. Calcium reagiert beim Erhitzen mit weniger aktiven Nichtmetallen (Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor und anderen), zum Beispiel:

Ca + H 2 = CaH 2, Ca + 6B = CaB 6,

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, Ca + 2C = CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (Calciumphosphid), auch Calciumphosphide der Zusammensetzungen CaP und CaP 5 sind bekannt;

2Ca + Si = Ca 2 Si (Kalziumsilizid); auch Kalziumsilizide der Zusammensetzungen CaSi, Ca 3 Si 4 und CaSi 2 sind bekannt.

Das Auftreten der oben genannten Reaktionen geht in der Regel mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher (d. h. diese Reaktionen sind exotherm). In allen Verbindungen mit Nichtmetallen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden durch Wasser leicht zersetzt, zum Beispiel:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,

Ca 3 N 2 + 3H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3.

Das Ca 2+-Ion ist farblos. Wenn der Flamme lösliche Calciumsalze zugesetzt werden, verfärbt sich die Flamme ziegelrot.

Calciumsalze wie CaCl 2 -Chlorid, CaBr 2 -Bromid, CaI 2 -Iodid und Ca(NO 3) 2 -Nitrat sind in Wasser gut löslich. In Wasser unlöslich sind CaF 2 Fluorid, CaCO 3 Carbonat, CaSO 4 Sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 Orthophosphat, CaC 2 O 4 Oxalat und einige andere.

Es ist wichtig, dass saures Calciumcarbonat (Bicarbonat) Ca(HCO 3) 2 im Gegensatz zu Calciumcarbonat CaCO 3 in Wasser löslich ist. In der Natur führt dies zu folgenden Prozessen. Wenn kaltes, mit Kohlendioxid gesättigtes Regen- oder Flusswasser in den Untergrund eindringt und auf Kalkstein fällt, wird deren Auflösung beobachtet:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.

An den gleichen Stellen, an denen mit Kalziumbikarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche gelangt und durch die Sonnenstrahlen erhitzt wird, kommt es zu einer umgekehrten Reaktion:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Auf diese Weise werden in der Natur große Stoffmengen übertragen. Dadurch können sich unter der Erde riesige Lücken bilden und in Höhlen entstehen wunderschöne Stein-„Eiszapfen“ – Stalaktiten und Stalagmiten.

Das Vorhandensein von gelöstem Calciumbicarbonat im Wasser bestimmt maßgeblich die temporäre Wasserhärte. Es wird als vorübergehend bezeichnet, da sich beim Kochen von Wasser Bikarbonat zersetzt und CaCO 3 ausfällt. Dieses Phänomen führt beispielsweise dazu, dass sich im Laufe der Zeit Kalk im Wasserkocher bildet.

Anwendung Kalzium

Bis vor Kurzem fand Calciummetall nahezu keine Verwendung. Die USA beispielsweise verbrauchten vor dem Zweiten Weltkrieg nur 10...25 Tonnen Kalzium pro Jahr, Deutschland - 5...10 Tonnen. Für die Entwicklung neuer Technologiebereiche werden jedoch viele seltene und feuerfeste Metalle benötigt . Es stellte sich heraus, dass Kalzium für viele von ihnen ein sehr praktisches und aktives Reduktionsmittel ist, und das Element wurde bei der Herstellung von Thorium, Vanadium, Zirkonium, Beryllium, Niob, Uran, Tantal und anderen hochschmelzenden Metallen verwendet. Reines metallisches Calcium wird in der Metallothermie häufig zur Herstellung seltener Metalle verwendet.

Mit reinem Kalzium wird Blei legiert, das zur Herstellung von Batterieplatten und wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet.

Anwendungen von Calciummetall

Calciummetall wird hauptsächlich als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Metallen, insbesondere Nickel, Kupfer und Edelstahl, verwendet. Calcium und sein Hydrid werden auch zur Herstellung schwer reduzierbarer Metalle wie Chrom, Thorium und Uran verwendet. Calcium-Blei-Legierungen werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch zur Entfernung von Luftspuren aus Vakuumgeräten eingesetzt.

Natürliche Kreide in Pulverform ist in Zusammensetzungen zum Polieren von Metallen enthalten. Mit natürlichem Kreidepulver können Sie Ihre Zähne jedoch nicht putzen, da es Überreste von Muscheln und Panzern kleiner Tiere enthält, die extrem hart sind und den Zahnschmelz zerstören.

VerwendungKalziumbei der Kernfusion

Das Isotop 48 Ca ist das effektivste und am häufigsten verwendete Material für die Herstellung superschwerer Elemente und die Entdeckung neuer Elemente des Periodensystems. Beispielsweise werden bei der Verwendung von 48 Ca-Ionen zur Herstellung superschwerer Elemente in Beschleunigern die Kerne dieser Elemente hunderte und tausende Male effizienter gebildet als bei der Verwendung anderer „Projektile“ (Ionen). Radioaktives Kalzium wird in der Biologie und Medizin häufig als Isotopenindikator bei der Untersuchung von Mineralstoffwechselprozessen in einem lebenden Organismus verwendet. Mit seiner Hilfe wurde festgestellt, dass im Körper ein kontinuierlicher Austausch von Calciumionen zwischen Plasma, Weichgewebe und sogar Knochengewebe stattfindet. 45Ca spielte auch eine wichtige Rolle bei der Untersuchung von Stoffwechselprozessen in Böden und bei der Untersuchung der Prozesse der Kalziumaufnahme durch Pflanzen. Mit dem gleichen Isotop konnten Quellen für die Kontamination von Stahl und Reinsteisen mit Kalziumverbindungen während des Schmelzprozesses nachgewiesen werden.

Die Fähigkeit von Kalzium, Sauerstoff und Stickstoff zu binden, ermöglichte seine Verwendung zur Reinigung von Inertgasen und als Getter (Getter ist eine Substanz, die zur Absorption von Gasen und zur Erzeugung eines tiefen Vakuums in elektronischen Geräten verwendet wird) in Vakuumfunkgeräten.

Anwendung von Calciumverbindungen

Einige künstlich hergestellte Calciumverbindungen sind sogar noch bekannter und verbreiteter als Kalkstein oder Gips. So wurden von antiken Baumeistern gelöschtes Ca(OH)2 und Branntkalk CaO verwendet.

Auch Zement ist eine künstlich gewonnene Calciumverbindung. Zunächst wird eine Mischung aus Ton oder Sand und Kalkstein gebrannt, um Klinker herzustellen, der dann zu einem feinen grauen Pulver gemahlen wird. Über Zement (oder besser gesagt über Zemente) kann man viel reden, das ist das Thema eines unabhängigen Artikels.

Gleiches gilt für Glas, das das Element meist auch enthält.

Calciumhydrid

Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird CaH 2 (Calciumhydrid) gewonnen, das in der Metallurgie (Metallothermie) und bei der Wasserstoffproduktion im Feld verwendet wird.

Optische und Lasermaterialien

Calciumfluorid (Fluorit) wird in Form von Einkristallen in der Optik (astronomische Objektive, Linsen, Prismen) und als Lasermaterial verwendet. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator eingesetzt.

Calciumcarbid

Calciumcarbid ist eine Substanz, die zufällig beim Testen eines neuen Ofendesigns entdeckt wurde. Bis vor kurzem wurde Calciumcarbid CaCl 2 hauptsächlich zum autogenen Schweißen und Schneiden von Metallen verwendet. Wenn Karbid mit Wasser interagiert, entsteht Acetylen, und durch die Verbrennung von Acetylen in einem Sauerstoffstrom kann eine Temperatur von fast 3000 °C erreicht werden. Acetylen und damit auch Karbid werden in letzter Zeit immer seltener zum Schweißen und immer mehr in der chemischen Industrie eingesetzt.

Kalzium alschemische Stromquelle

Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen Backup-Batterien als Anode verwendet (z. B. Calciumchromat-Element). Calciumchromat wird in solchen Batterien als Kathode verwendet. Die Besonderheit solcher Batterien ist eine extrem lange Haltbarkeit (Jahrzehnte) in geeignetem Zustand, die Fähigkeit, unter allen Bedingungen (Weltraum, hohe Drücke) zu arbeiten, sowie eine hohe spezifische Energie nach Gewicht und Volumen. Nachteil: kurze Lebensdauer. Solche Batterien werden dort eingesetzt, wo für kurze Zeit enorme elektrische Energie erzeugt werden muss (ballistische Raketen, einige Raumfahrzeuge usw.).

Feuerfeste Materialien vonKalzium

Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Bestandteil von Keramikmischungen bei der Herstellung feuerfester Materialien verwendet.

Medikamente

Calciumverbindungen werden häufig als Antihistaminikum eingesetzt.

• Calciumchlorid
• Calciumgluconat
• Calciumglycerophosphat

Darüber hinaus sind Calciumverbindungen in Medikamenten zur Vorbeugung von Osteoporose, in Vitaminkomplexen für Schwangere und ältere Menschen enthalten.

Kalzium im menschlichen Körper

Calcium ist ein häufiger Makronährstoff im Körper von Pflanzen, Tieren und Menschen. Bei Menschen und anderen Wirbeltieren ist der größte Teil davon in Form von Phosphaten im Skelett und in den Zähnen enthalten. Die Skelette der meisten Wirbellosengruppen (Schwämme, Korallenpolypen, Weichtiere usw.) bestehen aus verschiedenen Formen von Calciumcarbonat (Kalk). Der Kalziumbedarf hängt vom Alter ab. Für Erwachsene beträgt die erforderliche tägliche Aufnahme 800 bis 1000 Milligramm (mg), für Kinder 600 bis 900 mg, was aufgrund des intensiven Skelettwachstums für Kinder sehr wichtig ist. Der größte Teil des Kalziums, das mit der Nahrung in den menschlichen Körper gelangt, ist in Milchprodukten enthalten; der Rest stammt aus Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Produkten (insbesondere Hülsenfrüchten).

Aspirin, Oxalsäure und Östrogenderivate beeinträchtigen die Aufnahme von Kalzium. In Kombination mit Oxalsäure bildet Calcium wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind.

Übermäßige Dosen von Kalzium und Vitamin D können eine Hyperkalzämie verursachen, gefolgt von einer starken Verkalkung von Knochen und Gewebe (die sich hauptsächlich auf das Harnsystem auswirkt). Die maximale sichere Tagesdosis für einen Erwachsenen beträgt 1500 bis 1800 Milligramm.

Kalzium in hartem Wasser

Eine Reihe von Eigenschaften, die durch ein Wort „Härte“ definiert werden, werden dem Wasser durch darin gelöste Calcium- und Magnesiumsalze verliehen. Hartes Wasser ist für viele Lebenssituationen ungeeignet. Es bildet eine Kalkschicht in Dampfkesseln und Kesselanlagen, erschwert das Färben und Waschen von Textilien, eignet sich aber zur Herstellung von Seife und zur Herstellung von Emulsionen in der Parfümherstellung. Daher befanden sich Textil- und Parfümfabriken früher, als die Methoden zur Wasserenthärtung noch unvollkommen waren, meist in der Nähe von Quellen für „weiches“ Wasser.

Man unterscheidet zwischen vorübergehender und dauerhafter Starrheit. Die vorübergehende (oder Karbonat-)Härte wird dem Wasser durch die löslichen Hydrokarbonate Ca(HCO 3) 2 und Mg(HCO 3) 2 verliehen. Es kann durch einfaches Kochen entfernt werden, wobei Bicarbonate in wasserunlösliche Calcium- und Magnesiumcarbonate umgewandelt werden.

Eine konstante Härte wird durch Sulfate und Chloride derselben Metalle erzeugt. Und es kann beseitigt werden, aber es ist viel schwieriger.

Die Summe beider Härtegrade ergibt die Gesamtwasserhärte. Es wird in verschiedenen Ländern unterschiedlich bewertet. Es ist üblich, die Wasserhärte durch die Anzahl der Milligramm-Äquivalente an Kalzium und Magnesium in einem Liter Wasser auszudrücken. Wenn ein Liter Wasser weniger als 4 mEq enthält, gilt das Wasser als weich; Mit zunehmender Konzentration wird es immer schärfer und bei einem Gehalt über 12 Einheiten sogar sehr schärfer.

Die Wasserhärte wird üblicherweise mit einer Seifenlösung bestimmt. Diese Lösung (einer bestimmten Konzentration) wird tropfenweise zu einer abgemessenen Menge Wasser gegeben. Solange Ca 2+- oder Mg 2+-Ionen im Wasser vorhanden sind, stören sie die Schaumbildung. Basierend auf dem Verbrauch der Seifenlösung vor Schaumbildung wird der Gehalt an Ca 2+- und Mg 2+-Ionen berechnet.

Interessanterweise wurde die Wasserhärte im antiken Rom auf ähnliche Weise bestimmt. Als Reagens diente ausschließlich Rotwein – auch seine Farbstoffe bilden mit Calcium- und Magnesiumionen einen Niederschlag.

Kalziumspeicher

Calciummetall kann in Stücken mit einem Gewicht von 0,5 bis 60 kg lange gelagert werden. Solche Stücke werden in Papiertüten aufbewahrt, die in verzinkten Eisenfässern mit gelöteten und lackierten Nähten untergebracht sind. Dicht verschlossene Fässer werden in Holzkisten gelegt. Stücke mit einem Gewicht von weniger als 0,5 kg können nicht lange gelagert werden – sie verwandeln sich schnell in Oxid, Hydroxid und Calciumcarbonat.