Avaleht / Loengud 1. kursus / Üldine ja orgaaniline keemia / Küsimus 23. Kaltsium / 2. Füüsikalised ja keemilised omadused
füüsikalised omadused. Kaltsium on hõbevalge tempermalm, mis sulab temperatuuril 850 °C. C ja keeb 1482 kraadi juures. C. See on palju kõvem kui leelismetallid.
Keemilised omadused. Kaltsium on aktiivne metall. Nii et tavatingimustes interakteerub see kergesti õhuhapniku ja halogeenidega:
2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kaltsiumoksiid);
Ca + Br2 = CaBr2 (kaltsiumbromiid).
Vesiniku, lämmastiku, väävli, fosfori, süsiniku ja muude mittemetallidega reageerib kaltsium kuumutamisel:
Ca + H2 = CaH2 (kaltsiumhüdriid);
3 Ca + N2 = Ca3N2 (kaltsiumnitriid);
Ca + S = CaS (kaltsiumsulfiid);
3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kaltsiumfosfiid);
Ca + 2 C \u003d CaC2 (kaltsiumkarbiid).
Kaltsium interakteerub aeglaselt külma veega ja väga jõuliselt kuuma veega:
Ca + 2 H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.
Kaltsium võib eemaldada hapnikku või halogeene vähemaktiivsete metallide oksiididest ja halogeniididest, st tal on redutseerivad omadused:
5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;
- 1. Looduses viibimine
- 3. Kviitung
- 4. Taotlus
www.medkurs.ru
Kaltsium | juhend Pesticides.ru
Paljude inimeste teadmised kaltsiumi kohta piirduvad sellega, et see element on vajalik tervete luude ja hammaste jaoks. Kus see veel sisaldub, milleks seda vaja on ja kui vajalik, kõigil pole ettekujutust. Kaltsiumi leidub aga paljudes meile tuttavates, nii looduslikes kui ka tehislikes ühendites. Kriit ja lubi, koobaste stalaktiidid ja stalagmiidid, iidsed fossiilid ja tsement, kips ja alabaster, piimatooted ja osteoporoosivastased ravimid – kõik see ja palju muud sisaldavad palju kaltsiumi.
Selle elemendi hankis esmakordselt G. Davy 1808. aastal ja alguses ei kasutatud seda kuigi aktiivselt. Sellegipoolest on praegu see metall maailmas toodangu poolest viies ja vajadus selle järele kasvab aasta-aastalt. Kaltsiumi peamine kasutusvaldkond on ehitusmaterjalide ja segude tootmine. Kuid see on vajalik mitte ainult majade, vaid ka elavate rakkude ehitamiseks. Kaltsium on inimkehas luustiku osa, teeb võimalikuks lihaste kokkutõmbed, tagab vere hüübimise, reguleerib mitmete seedeensüümide tegevust ja täidab muid küllaltki arvukaid funktsioone. See pole vähem oluline ka teistele elusobjektidele: loomadele, taimedele, seentele ja isegi bakteritele. Samas on kaltsiumivajadus küllaltki suur, mistõttu on võimalik seda klassifitseerida makrotoitainete hulka.
Kaltsium (kaltsium), Ca on Mendelejevi perioodilise süsteemi II rühma peamise alarühma keemiline element. Aatomarv - 20. Aatommass - 40,08.
Kaltsium on leelismuldmetall. Vabas olekus tempermalmist, üsna kõva, valge. Tihedus viitab kergmetallidele.
- Tihedus - 1,54 g / cm3,
- Sulamistemperatuur - +842 ° C,
- Keemistemperatuur - +1495 ° C.
Kaltsiumil on selgelt väljendunud metallilised omadused. Kõikides ühendites on oksüdatsiooniaste +2.
Õhus on see kaetud oksiidikihiga, kuumutamisel põleb see punaka heleda leegiga. See reageerib aeglaselt külma veega ja tõrjub kiiresti kuumast veest välja vesiniku ja moodustab hüdroksiidi. Vesinikuga reageerimisel moodustuvad hüdriidid. Toatemperatuuril reageerib see lämmastikuga, moodustades nitriide. Samuti ühendab see kergesti halogeenide ja väävliga, taastab kuumutamisel metallioksiidid.
Kaltsium on üks looduses kõige rikkalikumaid elemente. Maakoores on selle sisaldus 3 massiprotsenti. See esineb kriidi, lubjakivi, marmori (kaltsiumkarbonaadi CaCO3 looduslik sort) ladestuste kujul. Suurtes kogustes on ladestusi kipsist (CaSO4 x 2h3O), fosforiidist (Ca3 (PO4) 2) ja mitmesugustest kaltsiumi sisaldavatest silikaatidest.
Vesi
. Looduslikus vees leidub peaaegu alati kaltsiumisoolasid. Neist ainult kips lahustub selles vähesel määral. Süsinikdioksiidi sisaldusega vees läheb kaltsiumkarbonaat lahusesse vesinikkarbonaadi Ca(HCO3)2 kujul.kare vesi
. Looduslikku vett, milles on palju kaltsiumi- või magneesiumisoolasid, nimetatakse kõvaks.pehme vesi
. Nende soolade vähese sisalduse või puudumise korral nimetatakse vett pehmeks.Mullad
. Reeglina on muld piisavalt kaltsiumiga varustatud. Ja kuna kaltsium sisaldub suuremas massis taimede vegetatiivses osas, on selle eemaldamine koos saagiga tühine.Kaltsiumi kadu mullast tekib selle sademetega leostumise tagajärjel. See protsess sõltub muldade granulomeetrilisest koostisest, sademetest, taimeliikidest, lubi- ja mineraalväetiste vormidest ja annustest. Olenevalt nendest teguritest on kaltsiumikaod põllukihist mitmekümnest kuni 200–400 kg/ha või rohkemgi.
Kaltsiumisisaldus erinevates mullatüüpides
Podsoolsed mullad sisaldavad 0,73% (mulla kuivainest) kaltsiumi.
Hall mets - 0,90% kaltsiumi.
Tšernozemid - 1,44% kaltsiumi.
Seroseemid - 6,04% kaltsiumi.
Taimes on kaltsium fosfaatide, sulfaatide, karbonaatide, pektiini ja oksaalhapete soolade kujul. Peaaegu 65% taimede kaltsiumist saab ekstraheerida veega. Ülejäänud osa töödeldakse nõrga äädik- ja vesinikkloriidhappega. Enamik kaltsiumi leidub vananevates rakkudes.
Kaltsiumipuuduse sümptomid vastavalt: |
|
kultuur | puudulikkuse sümptomid |
Üldised sümptomid | Apikaalse punga valgendamine; Noorte lehtede valgendamine; Lehtede tipud on alla painutatud; Lehtede servad kõverduvad; |
Kartul | Ülemised lehed õitsevad halvasti; Varre kasvukoht sureb; Lehtede servadel on hele triip, hiljem tumeneb; Lehtede servad on üles keeratud; |
Kapsas valge ja lillkapsas | Noorte taimede lehtedel klorootiline täpp (marmor) või valged triibud mööda servi; Vanematel taimedel kõverduvad lehed ja tekivad põletushaavad; Kasvupunkt sureb |
Lehtede otsasagarad surevad Lilled langevad; Vilja tipus tekib tume laik, mis suureneb vilja kasvades (tomati tipumädanik) |
|
Apikaalsed pungad surevad; Noorte lehtede servad mähitakse kokku, rebenetakse, seejärel surevad ära; Võrsete ülemised osad surevad ära; juurte otste kahjustus; Vilja viljalihas - pruunid laigud (kibedad täpid); Vilja maitse halveneb; Puuviljade turustatavuse vähenemine |
Kaltsiumi funktsioonid
Selle elemendi mõju taimedele on mitmepoolne ja reeglina positiivne. Kaltsium:
- Parandab ainevahetust;
- Mängib olulist rolli süsivesikute liikumisel;
- Mõjutab lämmastikku sisaldavate ainete metamorfoose;
- Kiirendab seemnete varuvalkude tarbimist idanemise ajal;
- Mängib rolli fotosünteesi protsessis;
- teiste katioonide tugev antagonist, takistab nende liigset sisenemist taimekudedesse;
- See mõjutab protoplasma füüsikalis-keemilisi omadusi (viskoossus, läbilaskvus jne) ja seega ka biokeemiliste protsesside normaalset kulgu taimes;
- Kaltsiumiühendid koos pektiiniga liimivad üksikute rakkude seinad kokku;
- Mõjutab ensüümide aktiivsust.
Tuleb märkida, et kaltsiumiühendite (lubi) mõju ensüümide aktiivsusele ei väljendu mitte ainult otseses toimes, vaid ka tänu mulla füüsikalis-keemiliste omaduste ja selle toitumisrežiimi paranemisele. Lisaks mõjutab mulla lupjamine oluliselt vitamiinide biosünteesi protsesse.
Kaltsiumi puudus (puudus) taimedes
Kaltsiumi puudus mõjutab eelkõige juurestiku arengut. Juurekarvade teke juurtel peatub. Juure välimised rakud hävivad.
See sümptom ilmneb nii kaltsiumi puudumise kui ka toitainelahuse tasakaalustamatuse korral, see tähendab monovalentse naatriumi, kaaliumi ja vesiniku katioonide ülekaalus selles.
Lisaks suurendab nitraatlämmastiku olemasolu mullalahuses kaltsiumi voolu taimekudedesse, ammoniaak aga vähendab seda.
Kaltsiuminälgimise märke on oodata siis, kui kaltsiumisisaldus on alla 20% mulla katioonivahetusvõimest.
Sümptomid. Visuaalselt tuvastatakse kaltsiumipuudus järgmiste tunnustega:
- Taimede juurtel on kahjustatud pruunid tipud;
- Kasvupunkt deformeerub ja sureb;
- Lilled, munasarjad ja pungad kukuvad maha;
- Puuvilju kahjustab nekroos;
- Lehed on klorootilised;
- Apikaalne pung sureb ja varre kasv peatub.
Kapsas, lutsern, ristik on kaltsiumi suhtes väga tundlikud. On kindlaks tehtud, et neid samu taimi iseloomustab ka suurenenud tundlikkus mulla happesuse suhtes.
Mineraalkaltsiumimürgistuse tagajärjel tekib interveinaalne kloroos valkjate nekrootiliste laikudega. Need võivad olla värvilised või veega täidetud kontsentriliste rõngastega. Mõned taimed reageerivad liigsele kaltsiumile, kasvatades leherosette, suremas võrseid ja langedes lehti. Sümptomid on välimuselt sarnased raua ja magneesiumi puudusega.
Kaltsiumivarude allikaks pinnases on lubiväetised. Need on jagatud kolme rühma:
- Kõvad lubjarikkad kivimid;
- Pehmed lubjarikkad kivimid;
- Suure lubjasisaldusega tööstusjäätmed.
Kõvad lubjarikkad kivimid jagunevad CaO ja MgO sisalduse järgi:
- lubjakivid (55–56% CaO ja kuni 0,9% MgO);
- dolomiitsed lubjakivid (42–55% CaO ja kuni 9% MgO);
- dolomiidid (32–30% CaO ja 18–20% MgO).
Lubjakivid
- põhilised lubiväetised. Sisaldab 75–100% Ca ja Mg oksiide CaCO3 osas.Dolomitiseeritud lubjakivi
. Sisaldab 79-100% toimeainet (a.w.) CaCO3 osas. Soovitatav külvikorras kartulite, kaunviljade, lina, juurviljadega, samuti tugevalt podsoliseeritud mullatüüpidel.Marl
. Sisaldab kuni 25–15% CaCO3 ja lisandeid savi kujul koos liivaga kuni 20–40%. Toimib aeglaselt. Soovitatav kasutada kergetel muldadel.Kriit
. Sisaldab 90–100% CaCO3. Tegevus on kiirem kui lubjakivil. See on peeneks jahvatatud kujul väärtuslik lubiväetis.põletatud lubi
(CaO). CaCO3 sisaldus on üle 70%. Seda iseloomustab tugev ja kiire toimega lupjamismaterjal.Kustutatud lubi
(Ca(OH)2). CaCO3 sisaldus on 35% või rohkem. See on ka tugev ja kiire toimega lubiväetis.Dolomiidijahu
. CaCO3 ja MgCO3 sisaldus on umbes 100%. Toimib aeglasemalt kui lubjarikkad tuffid. Tavaliselt kasutatakse seal, kus on vaja magneesiumi.lubjarikkad tuffid
. CaCO3 sisaldus on 15–96%, lisandeid kuni 25% savi ja liiva, 0,1% P2O5. Tegevus on kiirem kui lubjakivil.Defekatsioonimuda (defekatsioon)
. Koosneb CaCO3-st ja Ca(OH)2-st. Lubja sisaldus CaO-l on kuni 40%. Esineb ka lämmastikku - 0,5% ja P2O5 - 1-2%. Need on suhkrupeeditehaste jäätmed. Seda soovitatakse kasutada mitte ainult mulla happesuse vähendamiseks, vaid ka peedikasvatusaladel tšernozemmuldadel.Põlevkivituha tsüklonid
. Kuiv pulbristatud materjal. Toimeaine sisaldus on 60-70%. Viitab tööstusjäätmetele.Ahjude ja tsemenditehaste tolm
. CaCO3 sisaldus peab ületama 60%. Praktikas kasutatakse seda tsemenditehaste vahetus läheduses asuvates farmides.Metallurgiline räbu
. Kasutatakse Uuralite ja Siberi piirkondades. Mittehügroskoopne, kergesti pihustatav. Peab sisaldama vähemalt 80% CaCO3, niiskusesisaldus mitte üle 2%. Oluline on granulomeetriline koostis: 70% - alla 0,25 mm, 90% - alla 0,5 mm.orgaanilised väetised. Ca sisaldus CaCO3 suhtes on 0,32–0,40%.
Fosfaatjahu. Kaltsiumisisaldus on 22% CaCO3.
Lubiväetisi ei kasutata mitte ainult mulla ja taimede kaltsiumiga varustamiseks. Nende kasutamise põhieesmärk on mulla lupjamine. See on keemilise taastamise meetod. Selle eesmärk on neutraliseerida mulla liigset happesust, parandada selle agrofüüsikalisi, agrokeemilisi ja bioloogilisi omadusi, varustada taimi magneesiumi ja kaltsiumiga, mobiliseerida ja immobiliseerida makro- ja mikroelemente, luua kultuurtaimede eluks optimaalsed vee-füüsikalised, füüsikalised ja õhutingimused.
Mulla lupjamise efektiivsus
Samaaegselt taimede kaltsiumivajaduse rahuldamisega mineraalse toitumise elemendi järele toob lupjamine kaasa mitmeid positiivseid muutusi muldades.
Lupjamise mõju osade muldade omadustele
Kaltsium soodustab mullakolloidide hüübimist ja takistab nende leostumist. See hõlbustab mullaharimist ja parandab õhutust.
Lupjamise tulemusena:
- liivased huumusmullad suurendavad nende veeimavusvõimet;
- rasketel savimuldadel tekivad vee läbilaskvust parandavad mullaagregaadid ja klompud.
Eelkõige neutraliseeritakse orgaanilised happed ja H-ioonid tõrjutakse neelavast kompleksist välja. See viib pinnase vahetuse ja hüdrolüütilise happesuse vähenemiseni. Samal ajal paraneb mulda imava kompleksi katioonne koostis, mis tuleneb vesiniku ja alumiiniumiioonide muutumisest kaltsiumi- ja magneesiumikatioonideks. See suurendab muldade küllastumist alustega ja suurendab omastamisvõimet.
Lupjamise mõju taimede varustamisele lämmastikuga
Pärast lupjamist võivad mulla positiivsed agrokeemilised omadused ja selle struktuur säilida mitu aastat. See aitab kaasa soodsate tingimuste loomisele kasulike mikrobioloogiliste protsesside tõhustamiseks toitainete mobiliseerimiseks. Suureneb mullas vabalt elutsevate ammonifikaatorite, nitrifikaatorite, lämmastikku siduvate bakterite tegevus.
Lupjamine aitab suurendada mügarbakterite paljunemist ja parandada peremeestaime lämmastikuga varustatust. On kindlaks tehtud, et bakteriväetised kaotavad oma efektiivsuse happelistel muldadel.
Lupjamise mõju taimede varustamisele tuhaelementidega
Lupjamine aitab kaasa taime varustamisele tuhaelementidega, kuna suureneb nende bakterite aktiivsus, mis lagundavad mullas orgaanilisi fosforiühendeid ning soodustavad raud- ja alumiiniumfosfaatide üleminekut taimedele kättesaadavateks kaltsiumfosfaatsooladeks. Happeliste muldade lupjamine soodustab mikrobioloogilisi ja biokeemilisi protsesse, mis omakorda suurendab nitraatide, aga ka fosfori ja kaaliumi omastatavate vormide hulka.
Lupjamise mõju makrotoitainete ja mikroelementide vormidele ja saadavusele
Lupjamisel suureneb kaltsiumi ja dolomiidijahu kasutamisel magneesiumi hulk. Samal ajal muutuvad mangaani ja alumiiniumi toksilised vormid lahustumatuks ja lähevad üle sadestunud vormi. Elementide, nagu raud, vask, tsink, mangaan, kättesaadavus väheneb. Lämmastik, väävel, kaalium, kaltsium, magneesium, fosfor ja molübdeen muutuvad kättesaadavamaks.
Lupjamise mõju füsioloogiliselt happeliste väetiste toimele
Lupjamine suurendab füsioloogiliselt happeliste mineraalväetiste, eriti ammoniaagi ja kaaliumväetiste efektiivsust.
Füsioloogiliselt happeliste väetiste positiivne mõju kaob ilma lubjata ja võib aja jooksul muutuda negatiivseks. Nii et väetatud aladel on saak isegi väiksem kui väetamata. Lupjamise kombineerimine väetiste kasutamisega suurendab nende efektiivsust 25–50%.
Lupjamine aktiveerib mullas ensümaatilisi protsesse, mis kaudselt hindavad selle viljakust.
Koostanud: Grigorovskaja P.I.
Lehekülg lisatud: 05.12.13 00:40
Viimati värskendatud: 22.05.14 16:25
Kirjanduslikud allikad:
Glinka N.L. Üldine keemia. Õpik ülikoolidele. Kirjastaja: L: Keemia, 1985, lk 731
Mineev V.G. Agrokeemia: õpik. - 2. trükk, muudetud ja täiendatud - M .: Kirjastus MGU, Kirjastus KolosS, 2004. - 720 lk, L. ill.: ill. – (Klassikaline ülikooliõpik).
Petrov B.A., Seliverstov N.F. Taimede mineraalne toitumine. Juhend õpilastele ja aednikele. Jekaterinburg, 1998. 79 lk.
Entsüklopeedia lastele. Köide 17. Keemia. / Pea. toim. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000. - 640 lk, ill.
Yagodin B.A., Žukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrokeemia / Toimetanud B.A. Yagodina.- M.: Kolos, 2002. - 584 lk.: muda (Õpikud ja õppevahendid kõrgkoolide üliõpilastele).
Pildid (remastereeritud):
20 Ca Kaltsium, litsentsi alusel CC BY
Kaltsiumipuudus nisus, CIMMYT, litsentsitud CC BY-NC-SA alusel
www.pesticidy.ru
Kaltsium ja selle roll inimkonnale – keemia
Kaltsium ja selle roll inimkonnale
Sissejuhatus
Looduses olemine
Kviitung
Füüsikalised omadused
Keemilised omadused
Kaltsiumiühendite kasutamine
Bioloogiline roll
Järeldus
Bibliograafia
Sissejuhatus
Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Kaltsium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktiivne, hõbevalge leelismuldmetall.
Vaatamata elemendi nr 20 levikule pole isegi keemikud elementaarset kaltsiumi näinud. Kuid see metall on nii väliselt kui ka käitumiselt täiesti erinev leelismetallidest, millega kokkupuude on täis tulekahjude ja põletuste ohtu. Seda saab ohutult hoida õhu käes, see ei sütti veest. Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei muuda teda metallide perekonnas "mustaks lambaks": kaltsium ületab paljusid neist tugevuse ja kõvaduse poolest; seda saab treipingil treida, traadiks tõmmata, sepistada, pressida.
Ja veel, elementaarset kaltsiumi ei kasutata peaaegu kunagi struktuurimaterjalina. Ta on selleks liiga aktiivne. Kaltsium reageerib kergesti hapniku, väävli, halogeenidega. Teatud tingimustel reageerib see isegi lämmastiku ja vesinikuga. Süsinikoksiidide keskkond, mis on enamiku metallide jaoks inertne, on kaltsiumi suhtes agressiivne. See põleb CO ja CO2 atmosfääris.
Nime ajalugu ja päritolu
Elemendi nimi pärineb latist. calx (genitiivis calcis) -- "lubi", "pehme kivi". Selle pakkus välja inglise keemik Humphrey Davy, kes 1808. aastal eraldas kaltsiummetalli elektrolüütilise meetodiga. Davy elektrolüüsis märja kustutatud lubja segu elavhõbeoksiidi HgO-ga plaatinaplaadil, mis oli anoodiks. Katoodina toimis vedelasse elavhõbedasse sukeldatud plaatinatraat. Elektrolüüsi tulemusena saadi kaltsiumamalgaam. Olles sealt elavhõbeda eemale ajanud, sai Davy metalli nimega kaltsium.
Kaltsiumiühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi põletamise saadus) on ehituses kasutatud juba mitu aastatuhandet tagasi. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks kehaks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on kompleksained.
Looduses olemine
Kaltsiumi kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vabal kujul looduses ei leidu.
Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (rohkuse poolest 5. koht hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel).
Isotoobid. Kaltsium esineb looduses kuue isotoobi seguna: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, millest kõige levinum - 40Ca - on 96,97%.
Kuuest looduslikult esinevast kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed. Kuues 48Ca isotoop, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), avastati hiljuti, et see läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 5,3 × 1019 aastat.
kivimites ja mineraalides. Suurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatide ja alumosilikaatide koostises, eriti päevakivis - anortiidis Ca.
Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO3). Kaltsiidi kristalne vorm, marmor, on looduses palju vähem levinud.
Üsna laialt on levinud kaltsiummineraalid nagu kaltsiit CaCO3, anhüdriit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5h3O ja kips CaSO4 2h3O, fluoriit CaF2, apatiidid Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomiit MgCO3 CaCO3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.
Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).
Ränne maapõues. Kaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:
CaCO3 + h3O + CO2 - Ca (HCO3) 2 - Ca2+ + 2HCO3-
(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).
biogeenne migratsioon. Biosfääris leidub kaltsiumiühendeid peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi on osa elusorganismidest. Niisiis on hüdroksüapatiit Ca5(PO4)3OH või teises tähises 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; kaltsiumkarbonaadist CaCO3 koosnevad paljude selgrootute koored ja kestad, munakoored jne.Inimeste ja loomade eluskudedes 1,4-2% Ca (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises).
Kviitung
Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulami elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.
Füüsikalised omadused
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C, stabiilne?-Ca kuupkujulise näokeskse võrega (parameeter a = 0,558 nm), üle stabiilse?-Ca kuupkujulise kehakeskse võrega tüüpi?-Fe (parameeter a = 0,448 nm) . Standard entalpia?H0 üleminek? > ? on 0,93 kJ/mol.
Keemilised omadused
Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhu hapniku, süsinikdioksiidi ja niiskusega, mille tõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu kaltsiumi säilitatakse laboris, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.
Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca2+/Ca0 paari standardne elektroodipotentsiaal on -2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 ^ + Q.
Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:
2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:
Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,
3Ca + 2P = Ca3P2 (
kaltsiumfosfiid), on tuntud ka CaP ja CaP5 kompositsioonide kaltsiumfosfiidid;
2Ca + Si = Ca2Si
(kaltsiumsilitsiid), on tuntud ka kaltsiumsilitsiidid koostisega CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb kergesti vee toimel, näiteks:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2^,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2Nh4^.
Ca2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad nagu CaCl2 kloriid, CaBr2 bromiid, CaI2 jodiid ja Ca(NO3)2 nitraat lahustuvad vees hästi. CaF2 fluoriid, CaCO3 karbonaat, CaSO4 sulfaat, Ca3(PO4)2 ortofosfaat, CaC2O4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.
Suur tähtsus on asjaolul, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca(HCO3)2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi jõuab maa pinnale ja päikesekiirte poolt soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2^ + H2O.
Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid ja stalagmiidid.
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.
Metallilise kaltsiumi rakendused
Kaltsiummetalli peamine kasutusala on redutseerija metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti taastatavate metallide, nagu kroom, toorium ja uraan, saamiseks. Kaltsiumi ja plii sulameid kasutatakse patareides ja laagrisulamites. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks elektrovaakumseadmetest.
Metalthermy
Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide saamiseks.
Legeerimine
Puhast kaltsiumi kasutatakse plii legeerimiseks, mida kasutatakse akuplaatide, hooldusvabade, madala isetühjenemisega plii-happeakude starteride valmistamiseks. Metallist kaltsiumi kasutatakse ka kvaliteetsete kaltsiumi babbits BKA tootmiseks.
Tuumasünteesi
48Ca isotoop on kõige tõhusam ja laialdasemalt kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja uute elementide avastamiseks perioodilisustabelis. Näiteks 48Ca ioonide kasutamisel üliraskete elementide tootmiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teiste "mürskude" (ioonide) kasutamisel.
Kaltsiumiühendite kasutamine
kaltsiumhüdriid. Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse Cah3 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul.
Optilised ja lasermaterjalid Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina.
kaltsiumkarbiid. Kaltsiumkarbiidi CaC2 kasutatakse laialdaselt atsetüleeni saamiseks ja metallide redutseerimiseks, samuti kaltsiumtsüanamiidi tootmiseks (kaltsiumkarbiidi kuumutamisel lämmastikus temperatuuril 1200 ° C on reaktsioon eksotermiline, viiakse läbi tsüaanamiidahjudes).
Keemilised vooluallikad. Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrireservakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Kaltsiumkromaati kasutatakse sellistes patareides nagu katood. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (aastakümneid) kasutuskorras, võime töötada mis tahes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), suur erienergia kaalu ja mahu järgi. Puuduseks on lühike kestus. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (balistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).
Tulekindlad materjalid. Kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel.
Ravimid. Kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt antihistamiinikumina.
Kaltsiumkloriid
Kaltsiumglükonaat
kaltsiumglütserofosfaat
Lisaks lisatakse kaltsiumiühendeid osteoporoosi ennetamiseks mõeldud preparaatidesse, rasedate ja eakate vitamiinide kompleksidesse.
Bioloogiline roll
Kaltsium on taimede, loomade ja inimeste tavaline makrotoitaine. Inimestel ja teistel selgroogsetel leidub suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad kaltsiumkarbonaadi (lubi) erinevatest vormidest. Kaltsiumiioonid osalevad vere hüübimisprotsessides, samuti püsiva vere osmootse rõhu säilitamises. Kaltsiumiioonid toimivad ka ühe universaalse teise sõnumikandjana ja reguleerivad mitmesuguseid rakusiseseid protsesse – lihaste kontraktsiooni, eksotsütoosi, sh hormoonide ja neurotransmitterite sekretsiooni jne. Kaltsiumi kontsentratsioon inimrakkude tsütoplasmas on umbes 10–7 mol, rakkudevahelistes vedelikes umbes 10 -3 mol.
Kaltsiumivajadus sõltub vanusest. Täiskasvanutele on vajalik päevaraha 800–1000 milligrammi (mg) ja lastele 600–900 mg, mis on luustiku intensiivse kasvu tõttu lastele väga oluline. Suurem osa toiduga inimkehasse sattuvast kaltsiumist leidub piimatoodetes, ülejäänud kaltsiumi leidub lihas, kalas ja mõnes taimses toidus (eriti rikkad on kaunviljad). Imendumine toimub nii jäme- kui peensooles ning seda soodustavad happeline keskkond, D- ja C-vitamiin, laktoos ja küllastumata rasvhapped. Oluline on ka magneesiumi roll kaltsiumi ainevahetuses, mille defitsiidiga “uhtub” kaltsium luudest välja ning ladestub neerudesse (neerukividesse) ja lihastesse.
Kaltsiumi assimilatsiooni takistavad aspiriin, oksaalhape, östrogeeni derivaadid. Koos oksaalhappega annab kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.
Kaltsiumiga seotud protsesside suure hulga tõttu on kaltsiumi sisaldus veres täpselt reguleeritud ja õige toitumise korral puudust ei teki. Pikaajaline dieedist puudumine võib põhjustada krampe, liigesevalu, uimasust, kasvuhäireid ja kõhukinnisust. Sügavam defitsiit põhjustab püsivaid lihaskrampe ja osteoporoosi. Kaltsiumipuuduse põhjuseks võib olla kohvi ja alkoholi kuritarvitamine, kuna osa sellest eritub uriiniga.
Kaltsiumi ja D-vitamiini ülemäärased annused võivad põhjustada hüperkaltseemiat, millele järgneb intensiivne luude ja kudede lupjumine (mis mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Pikaajaline liig häirib lihas- ja närvikudede talitlust, suurendab vere hüübimist ja vähendab tsingi omastamist luurakkudes. Maksimaalne ööpäevane ohutu annus täiskasvanule on 1500–1800 milligrammi.
Tooted Kaltsium, mg/100 g
Seesam 783
Nõges 713
Malva mets 505
Plantain suur 412
Galinsoga 372
Sardiinid õlis 330
Budra luuderohi 289
Koer kibuvits 257
Mandel 252
Plantain lansolaat. 248
Sarapuupähkel 226
Amarandi seeme 214
Vesikress 214
Kuivad sojaoad 201
Alla 3-aastased lapsed - 600 mg.
Lapsed vanuses 4 kuni 10 aastat - 800 mg.
Lapsed vanuses 10 kuni 13 aastat - 1000 mg.
13-16-aastased noorukid - 1200 mg.
16-aastased ja vanemad noored - 1000 mg.
Täiskasvanud vanuses 25 kuni 50 aastat - 800 kuni 1200 mg.
Rasedad ja imetavad naised - 1500 kuni 2000 mg.
Järeldus
Kaltsium on üks levinumaid elemente maa peal. Looduses on seda palju: kaltsiumisooladest tekivad mäeahelikud ja savikivimid, seda leidub mere- ja jõevees ning kuulub taime- ja loomaorganismide hulka.
Kaltsium ümbritseb linlasi pidevalt: peaaegu kõik peamised ehitusmaterjalid - betoon, klaas, tellis, tsement, lubi - sisaldavad seda elementi märkimisväärses koguses.
Selliste keemiliste omadustega kaltsiumi ei leidu loomulikult looduses vabas olekus. Kuid kaltsiumiühendid – nii looduslikud kui ka kunstlikud – on muutunud ülimalt tähtsaks.
Bibliograafia
1. Toimetuskolleegium: Knunyants I. L. (peatoimetaja) Chemical Encyclopedia: 5 köites - Moskva: Nõukogude entsüklopeedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 lk.
2. Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 lk illustratsioonidega.
3. Dotsenko VA. - Terapeutiline ja ennetav toitumine. - K. toitumine, 2001 - N1-lk.21-25
4. Bilezikian J. P. Kaltsium ja luu ainevahetus // In: K. L. Becker, toim.
www.e-ng.ru
teaduse maailm
Kaltsium on keemiliste elementide perioodilise süsteemi perioodi 4. rühma II peamise alarühma metallelement. See kuulub leelismuldmetallide perekonda. Kaltsiumiaatomi välimine energiatase sisaldab 2 paaritud s-elektroni
Mida ta suudab energeetiliselt anda keemiliste vastasmõjude käigus. Seega on kaltsium redutseerija ja selle ühendites on oksüdatsiooniaste +2. Looduses esineb kaltsium ainult soolade kujul. Kaltsiumi massiosa maakoores on 3,6%. Peamine looduslik kaltsiummineraal on kaltsiit CaCO3 ja selle sordid - lubjakivi, kriit, marmor. On ka elusorganisme (näiteks korallid), mille selgroog koosneb peamiselt kaltsiumkarbonaadist. Olulised kaltsiummineraalid on ka dolomiit CaCO3 MgCO3, fluoriit CaF2, kips CaSO4 2h3O, apatiit, päevakivi jt. Kaltsiumil on elusorganismide elus oluline roll. Kaltsiumi massiosa inimkehas on 1,4-2%. See on osa hammastest, luudest, teistest kudedest ja elunditest, osaleb vere hüübimisprotsessis, stimuleerib südametegevust. Organismi piisava koguse kaltsiumiga varustamiseks on hädavajalik tarbida piima ja piimatooteid, rohelisi köögivilju, kala Lihtaine kaltsium on tüüpiline hõbevalge metall. See on üsna kõva, plastiline, selle tihedus on 1,54 g/cm3 ja sulamistemperatuur 842? C. Keemiliselt on kaltsium väga aktiivne. Tavalistes tingimustes suhtleb see kergesti õhu hapniku ja niiskusega, mistõttu seda hoitakse hermeetiliselt suletud anumates. Õhus kuumutamisel kaltsium süttib ja moodustab oksiidi: 2Ca + O2 = 2CaO Kaltsium reageerib kuumutamisel kloori ja broomiga ning fluoriga isegi külmas. Nende reaktsioonide produktideks on vastavad halogeniidid, näiteks: Ca + Cl2 = CaCl2 Kaltsiumi kuumutamisel väävliga tekib kaltsiumsulfiid: Ca + S = CaS Kaltsium võib reageerida ka teiste mittemetallidega Koostoime veega viib halvasti lahustuva kaltsiumhüdroksiidi moodustumiseni ja gaasilise vesiniku eraldumiseni : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Kaltsiummetalli kasutatakse laialdaselt. Seda kasutatakse terase ja sulamite valmistamisel rozkisnik-na, redutseerijana mõnede tulekindlate metallide tootmisel.
Kaltsium saadakse kaltsiumkloriidi sulami elektrolüüsil. Seega sai kaltsiumi esmakordselt 1808. aastal Humphry Davy.
worldofscience.ru
Kaltsiumi ajalugu
Kaltsiumi avastas 1808. aastal Humphry Davy, kes sai kustutatud lubja ja elavhõbeoksiidi elektrolüüsi teel elavhõbeda destilleerimisprotsessi tulemusena kaltsiumamalgaami, millest metall järele jäi ja mis sai nime. kaltsium. ladina keeles lubi kõlab nagu calx, just selle nime valis inglise keemik avatud ainele.
Kaltsium on keemiliste elementide perioodilise süsteemi D.I perioodi IV rühma II peamise alarühma element. Mendelejevi aatomnumber on 20 ja aatommass 40,08. Aktsepteeritud nimetus on Ca (ladina keelest - Calcium).
Füüsilised ja keemilised omadused
Kaltsium on reaktiivne, pehme, hõbevalge leelismetall. Hapniku ja süsinikdioksiidiga koostoime tõttu tuhmub metalli pind, mistõttu kaltsium vajab spetsiaalset säilitusrežiimi - tihedalt suletud anumat, millesse metall valatakse vedela parafiini või petrooleumi kihiga.
Kaltsium on inimesele vajalikest mikroelementidest tuntuim, selle päevane vajadus on tervel täiskasvanul 700-1500 mg, kuid see suureneb raseduse ja imetamise ajal, sellega tuleb arvestada ja kaltsiumi. võetud ravimite kujul.
Looduses olemine
Kaltsiumil on väga kõrge keemiline aktiivsus, seetõttu vabal (puhtal) kujul seda looduses ei esine. Sellegipoolest on ta maapõues levinult viiendal kohal, ühenditena leidub teda setetes (lubjakivi, kriit) ja kivimites (graniit), anoriidist päevakivi sisaldab palju kaltsiumi.
See on laialt levinud elusorganismides, seda leidub taimedes, loomades ja inimorganismides, kus seda esineb peamiselt hammaste ja luukoe koostises.
Kaltsiumi imendumine
Kaltsiumi normaalset imendumist toidust takistab süsivesikute tarbimine maiustuste ja leeliste kujul, mis neutraliseerivad mao soolhapet, mis on vajalik kaltsiumi lahustamiseks. Kaltsiumi imendumise protsess on üsna keeruline, nii et mõnikord ei piisa selle saamisest ainult toiduga, vajalik on mikroelemendi täiendav tarbimine.
Suhtlemine teistega
Kaltsiumi imendumise parandamiseks soolestikus on see vajalik, mis kipub hõlbustama kaltsiumi imendumise protsessi. Kaltsiumi võtmisel (lisandite kujul) söömise käigus imendumine on blokeeritud, kuid kaltsiumilisandite toidust eraldi võtmine ei mõjuta seda protsessi kuidagi.
Peaaegu kogu keha kaltsium (1–1,5 kg) leidub luudes ja hammastes. Kaltsium osaleb närvikoe erutuvuse, lihaste kontraktiilsuse, vere hüübimisprotsessides, on osa rakkude tuumast ja membraanidest, raku- ja koevedelikest, on allergia- ja põletikuvastase toimega, ennetab atsidoosi teket, aktiveerib mitmeid ensüümid ja hormoonid. Kaltsium osaleb ka rakumembraani läbilaskvuse reguleerimises ja sellel on vastupidine toime.
Kaltsiumipuuduse tunnused
Märgid kaltsiumi puudumisest organismis on esmapilgul sellised mitteseotud sümptomid:
- närvilisus, meeleolu halvenemine;
- kardiopalmus;
- krambid, jäsemete tuimus;
- kasvupeetus ja lapsed;
- kõrge vererõhk;
- küünte kihistumine ja haprus;
- valu liigestes, alandades "valuläve";
- rikkalik menstruatsioon.
Kaltsiumipuuduse põhjused
Kaltsiumipuuduse põhjusteks võivad olla tasakaalustamata toitumine (eriti nälgimine), vähene kaltsiumisisaldus toidus, suitsetamine ja sõltuvus kohvist ja kofeiini sisaldavatest jookidest, düsbakterioos, neeruhaigused, kilpnääre, rasedus, imetamisperioodid ja menopaus.
Liigset kaltsiumi, mis võib tekkida piimatoodete liigse tarbimise või ravimite kontrollimatu tarbimise korral, iseloomustab tugev janu, iiveldus, oksendamine, isutus, nõrkus ja sagenenud urineerimine.
Kaltsiumi kasutamine elus
Kaltsium on leidnud rakendust uraani metallotermilises tootmises, looduslike ühendite kujul kasutatakse seda toorainena kipsi ja tsemendi tootmisel, desinfitseerimisvahendina (kõik teavad valgendi).
Kaltsium on teise rühma, keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi põhialarühma element, mille aatomnumber on 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Calcium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktiivne hõbevalge leelismuldmetall.
Nime ajalugu ja päritolu
Elemendi nimi pärineb latist. calx (genitiivis calcis) - "lubi", "pehme kivi". Selle pakkus välja inglise keemik Humphrey Davy, kes 1808. aastal eraldas kaltsiummetalli elektrolüütilise meetodiga. Davy elektrolüüsis märja kustutatud lubja segu elavhõbeoksiidi HgO-ga plaatinaplaadil, mis oli anoodiks. Katoodina toimis vedelasse elavhõbedasse sukeldatud plaatinatraat. Elektrolüüsi tulemusena saadi kaltsiumamalgaam. Olles sealt elavhõbeda eemale ajanud, sai Davy metalli nimega kaltsium.
Kaltsiumiühendeid - lubjakivi, marmor, kips (nagu ka lubi - lubjakivi põletamise saadus) on ehituses kasutatud juba mitu aastatuhandet tagasi. Kuni 18. sajandi lõpuni pidasid keemikud lubja lihtsaks kehaks. 1789. aastal väitis A. Lavoisier, et lubi, magneesiumoksiid, bariit, alumiiniumoksiid ja ränidioksiid on kompleksained.
Kviitung
Vaba metalliline kaltsium saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl 2O 4 + 3Ca.
Füüsikalised omadused
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega α-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), üle β-Ca on stabiilne α-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). α → β ülemineku standardentalpia ΔH 0 on 0,93 kJ/mol.
Rõhu järkjärgulise tõusuga hakkab see näitama pooljuhi omadusi, kuid ei muutu pooljuhiks selle sõna täies tähenduses (see pole ka enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb see metallilisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivuse temperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbedal ja ületab juhtivuse poolest palju kõiki teisi elemente). Kaltsiumi ainulaadne käitumine on paljuski sarnane strontsiumiga (st paralleelid perioodilisustabelis on säilinud).
Keemilised omadused
Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhu hapniku, süsinikdioksiidi ja niiskusega, mille tõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu kaltsiumi säilitatakse laboris, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.
Kaltsium
KALTSIUM- mina; m.[alates lat. calx (calcis) - lubi] Keemiline element (Ca), hõbevalge metall, mis on osa lubjakivist, marmorist jne.
◁ Kaltsium, th, th. K soolad.
kaltsium(lat. Kaltsium), perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi latist. calx, genitiiv calcis - lubi. Hõbevalge metall, tihedus 1,54 g / cm 3, t pl 842ºC. Normaaltemperatuuril oksüdeerub õhu käes kergesti. Levimuse poolest maakoores on see 5. koht (mineraalid kaltsiit, kips, fluoriit jne). Aktiivse redutseerijana kasutatakse U, Th, V, Cr, Zn, Be ja teiste metallide saamiseks nende ühenditest, teraste, pronksi jms deoksüdeerimiseks. See sisaldub hõõrdumisevastaste materjalide koostises. Kaltsiumiühendeid kasutatakse ehituses (lubi, tsement), kaltsiumipreparaate - meditsiinis.
KALTSIUMKALTSIUM (lat. Kaltsium), Ca (loe "kaltsium"), keemiline element aatomnumbriga 20, paikneb Mendelejevi elementide perioodilise süsteemi IIA rühmas neljandas perioodis; aatommass 40,08. Kuulub leelismuldmetallide elementide hulka (cm. LEELISMULDMETALLID).
Looduslik kaltsium koosneb nukliidide segust (cm. NUKLIID) massinumbritega 40 (segus massi järgi 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) ja 46 (0,003%). Välise elektronkihi konfiguratsioon 4 s 2
. Peaaegu kõigis ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2 (valentsus II).
Neutraalse kaltsiumi aatomi raadius on 0,1974 nm, Ca 2+ iooni raadius on 0,114 nm (koordinatsiooninumbril 6) kuni 0,148 nm (koordinatsiooninumbril 12). Neutraalse kaltsiumi aatomi järjestikused ionisatsioonienergiad on vastavalt 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 ja 84,5 eV. Paulingi skaalal on kaltsiumi elektronegatiivsus umbes 1,0. Vabal kujul on kaltsium hõbevalge metall.
Avastamise ajalugu
Kaltsiumiühendeid leidub looduses kõikjal, seega on need inimkonnale tuttavad juba iidsetest aegadest. Lubja on ehitustööstuses kasutatud pikka aega. (cm. LIME)(kiirlubja ja kustutatud), mida pikka aega peeti lihtsaks aineks, "maaks". Inglise teadlane G. Davy aga 1808. aastal (cm. DEVI Humphrey)õnnestus saada lubjast uus metall. Selleks elektrolüüsis Davy kergelt niisutatud kustutatud lubja segu elavhõbedaoksiidiga ja eraldas elavhõbekatoodil moodustunud amalgaamist uue metalli, mida ta nimetas kaltsiumiks (ladina keelest calx, perekonnast calcis - lubi). Venemaal nimetati seda metalli mõnda aega "lubjakiviks".
Looduses olemine
Kaltsium on üks levinumaid elemente maa peal. See moodustab 3,38% maakoore massist (hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel arvukuse poolest 5. koht). Kaltsiumi kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vabal kujul looduses ei leidu. Suurem osa kaltsiumist leidub silikaatides. (cm. SILIKAADID) ja alumiiniumsilikaadid (cm. ALUMOSILIKAADID) mitmesugused kivimid (graniidid (cm. GRANIIT), gneissid (cm. GNEISS) ja nii edasi.). Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist. (cm. KALTSIIT)(CaCO3). Kaltsiidi kristallilist vormi – marmorit – leidub looduses palju harvemini.
Kaltsiumi mineraalid nagu lubjakivi on üsna laialt levinud. (cm. LUBJAKIVI)СaCO 3, anhüdriit (cm. ANHÜDRIT) CaSO 4 ja kips (cm. KIPS) CaSO 4 2H 2 O, fluoriit (cm. FLUORIIT) CaF 2, apatiit (cm. APATIIT) Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit (cm. DOLOMIIT) MgCO 3 CaCO 3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse. (cm. VEE KAREDUS). Märkimisväärne kogus kaltsiumi on osa elusorganismidest. Niisiis, hüdroksüülapatiit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) või teises kirjes 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on valmistatud paljude selgrootute karbid ja kestad, munakoored jne.
Kviitung
Kaltsiummetall saadakse CaCl2-st (75-80%) ja KCl-st või CaCl2-st ja CaF2-st koosneva sulandi elektrolüüsil, samuti CaO aluminotermilisel redutseerimisel temperatuuril 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2O 4 + 3Ca.
Füüsilised ja keemilised omadused
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina (vt Allotroopia (cm. ALLOTROOPIA)). Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega a-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), kõrgemal on b-Ca stabiilne a-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). Kaltsiumi sulamistemperatuur on 839 ° C, keemistemperatuur on 1484 ° C, tihedus 1,55 g / cm 3.
Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhus oleva hapniku, süsihappegaasi ja niiskusega, mille tõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu laboris säilitatakse kaltsiumi nagu teisi leelismuldmetalle tavaliselt tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumist.
Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ /Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on -2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega:
Ca + 2H 2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.
Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:
2Ca + O2 \u003d 2CaO; Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:
Ca + H2 \u003d CaH2 (kaltsiumhüdriid),
Ca + 6B = CaB 6 (kaltsiumboriid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kaltsiumnitriid)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (kaltsiumkarbiid)
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kaltsiumfosfiid), on tuntud ka CaP ja CaP 5 koostisega kaltsiumfosfiidid;
Tuntud on ka 2Ca + Si \u003d Ca 2Si (kaltsiumsilitsiid), kaltsiumsilitsiidid kompositsioonidest CaSi, Ca 3 Si 4 ja CaSi 2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb kergesti vee toimel, näiteks:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Kaltsiumoksiid on tavaliselt aluseline. Laboris ja tehnoloogias saadakse see karbonaatide termilise lagundamise teel:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2.
Tehnilist kaltsiumoksiidi CaO nimetatakse kustutamata lubjaks.
See reageerib veega, moodustades Ca (OH) 2 ja vabastab suure hulga soojust:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.
Sel viisil saadud Ca (OH) 2 nimetatakse tavaliselt kustutatud lubjaks või lubjapiimaks (cm. LAIMI PIIM) tingitud asjaolust, et kaltsiumhüdroksiidi lahustuvus vees on madal (0,02 mol / l temperatuuril 20 ° C) ja selle vette lisamisel moodustub valge suspensioon.
Happeoksiididega suhtlemisel moodustab CaO sooli, näiteks:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3; CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Ca 2+ ioon on värvitu. Kaltsiumisoolade lisamisel leegile muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad, nagu CaCl 2 kloriid, CaBr 2 bromiid, CaI 2 jodiid ja Ca(NO 3) 2 nitraat, lahustuvad vees hästi. CaF 2 fluoriid, CaCO 3 karbonaat, CaSO 4 sulfaat, Ca 3 (PO 4) 2 keskmine ortofosfaat, CaC 2 O 4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.
Oluline on asjaolu, et erinevalt keskmisest kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca (HCO 3) 2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi jõuab maa pinnale ja päikesekiirte poolt soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida suured langused (vt Karst (cm. Karst (loodusnähtus)), ja koobastes tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid (cm. STALAPTIIDID (mineraalsed moodustised) ja stalagmiite (cm. STALAGMIIDID).
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. (cm. VEE KAREDUS). Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.
Kaltsiumi ja selle ühendite kasutamine
Metallist kaltsiumi kasutatakse uraani metallotermiliseks tootmiseks (cm. Uraan (keemiline element), toorium (cm. TOORIUM), titaan (cm. TITAAN (keemiline element)), tsirkoonium (cm. TSIRKOONIUM), tseesium (cm. CESIUM) ja rubiidium (cm. RUBIIDIUM).
Looduslikke kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt sideainete (tsement (cm. TSEMENT), kips (cm. KIPS), lubi jne). Kustutatud lubja siduv toime põhineb asjaolul, et kaltsiumhüdroksiid reageerib aja jooksul õhus leiduva süsihappegaasiga. Toimuva reaktsiooni tulemusena tekivad CaCO3 kaltsiidi nõelad kristallid, mis kasvavad lähedalasuvateks kivideks, tellisteks ja muudeks ehitusmaterjalideks ning justkui keevitavad need ühtseks tervikuks. Kristalliline kaltsiumkarbonaat - marmor - peen viimistlusmaterjal. Lupjamiseks kasutatakse kriiti. Malmi tootmisel kulub suurtes kogustes lubjakivi, mis võimaldab viia rauamaagi tulekindlad lisandid (näiteks kvarts SiO 2) suhteliselt madala sulamistemperatuuriga räbudesse.
Valgendaja on desinfitseerimisvahendina väga tõhus. (cm. pleegituspulber)- "pleegitaja" Ca(OCl)Cl - kloriidi ja kaltsiumhüpokloriidi segu (cm. KALTSIUMHÜPOKLORIIT) suure oksüdatsioonivõimega.
Laialdaselt kasutatakse ka kaltsiumsulfaati, mis eksisteerib nii veevaba ühendi kujul kui ka kristalsete hüdraatide kujul - nn poolvesisulfaat - alabaster (cm. ALEVIZ FRYAZIN (Milano)) CaSO 4 0,5H 2 O ja kaheveeline sulfaat - kips CaSO 4 2H 2 O. Kipsi kasutatakse laialdaselt ehituses, skulptuuris, krohvide ja erinevate kunstitoodete valmistamisel. Meditsiinis kasutatakse kipsi ka luude fikseerimiseks luumurdude korral.
Kaltsiumkloriidi CaCl 2 kasutatakse koos lauasoolaga teekatete jäätumise vastu võitlemiseks. Kaltsiumfluoriid CaF 2 on suurepärane optiline materjal.
kaltsiumi kehas
Kaltsium on biogeenne element (cm. BIOGEENSED ELEMENDID), mis esineb pidevalt taimede ja loomade kudedes. Kaltsium, mis on loomade ja inimeste mineraalide ainevahetuse ning taimede mineraalse toitumise oluline komponent, täidab organismis mitmesuguseid funktsioone. Sisaldab apatiiti (cm. APATIIT), samuti kaltsiumsulfaat ja karbonaat moodustavad luukoe mineraalse komponendi. 70 kg kaaluv inimkeha sisaldab umbes 1 kg kaltsiumi. Kaltsium osaleb ioonikanalite töös (cm. ION KANALID), mis viib läbi ainete transporti läbi bioloogiliste membraanide, närviimpulsi edastamisel (cm. NÄRVIIMPULSS), vere hüübimise protsessis (cm. Vere hüübimine) ja väetamine. Kaltsiferoolid reguleerivad kaltsiumi ainevahetust organismis (cm. KALTSIFEROOLID)(D-vitamiin). Kaltsiumi puudus või liig põhjustab erinevaid haigusi – rahhiidi (cm. RIKEIT), lupjumine (cm. KALTSINOOS) jne. Seetõttu peaks inimeste toit sisaldama kaltsiumiühendeid õiges koguses (800-1500 mg kaltsiumi päevas). Kaltsiumisisaldus on kõrge piimatoodetes (nagu kodujuust, juust, piim), mõnedes köögiviljades ja muudes toiduainetes. Kaltsiumipreparaate kasutatakse meditsiinis laialdaselt.
entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .
Sünonüümid:Vaadake, mis on "kaltsium" teistes sõnaraamatutes:
- (Ca) kollane läikiv ja tempermalmist metall. Erikaal 1.6. Vene keele võõrsõnade sõnastik. Pavlenkov F., 1907. KALTSIUM (uus lat. kaltsium, lat. calx lubjast). Hõbedast värvi metall. Võõrsõnade sõnastik, ...... Vene keele võõrsõnade sõnastik
KALTSIUM- KALTSIUM, kaltsium, keemia. element, char. Ca, läikiv, hõbevalge kristalliga metall. leelismuldmetallide rühma kuuluv murd. Oud. kaal 1,53; juures. V. 40,07; sulamistemperatuur 808°. Sa on üks väga ... ... Suur meditsiiniline entsüklopeedia
- (kaltsium), Ca, perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 20, aatommass 40,08; viitab leelismuldmetallidele; sulamistemperatuur 842 °C. Sisaldub selgroogsete luukoes, molluskite kestades, munakoortes. Kaltsium ...... Kaasaegne entsüklopeedia
Metall on hõbevalge, viskoosne, tempermalmist, õhu käes kiiresti oksüdeeruv. Sulamiskiirus pa 800 810°. Looduses esineb see mitmesuguste soolade kujul, mis moodustavad kriidi, lubjakivi, marmori, fosforiitide, apatiitide, kipsi jne ladestusi. Kollasel. aga…… Raudtee tehniline sõnastik
- (lat. Kaltsium) Ca, perioodilise süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 20, aatommass 40,078, kuulub leelismuldmetallide hulka. Nimi pärineb ladinakeelsest sõnast calx, genitiiv calcis lime. Hõbevalge metall, ...... Suur entsüklopeediline sõnaraamat
Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Kaltsium). Lihtaine kaltsium on pehme, reaktsioonivõimeline hõbevalge leelismuldmetall.
Kaltsium keskkonnasLooduses on seda palju: kaltsiumisooladest tekivad mäeahelikud ja savikivimid, seda leidub mere- ja jõevees ning kuulub taime- ja loomaorganismide hulka. Kaltsium moodustab 3,38% maakoore massist (rohkuse poolest 5. koht hapniku, räni, alumiiniumi ja raua järel).
Kaltsiumi isotoobidKaltsium esineb looduses kuue isotoobi seguna: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ja 48 Ca, millest levinuim – 40 Ca – on 96,97%.
Kuuest looduslikult esinevast kaltsiumi isotoobist viis on stabiilsed. Kuues isotoop 48Ca, kuuest raskeim ja väga haruldane (selle isotoopide arvukus on vaid 0,187%), avastati hiljuti, et see läbib kahekordse beeta-lagunemise poolväärtusajaga 5,3 × 10 19 aastat.
Kaltsiumi sisaldus kivimites ja mineraalidesSuurem osa kaltsiumist sisaldub mitmesuguste kivimite (graniidid, gneissid jne) silikaatide ja alumosilikaatide koostises, eriti päevakivis - anortiidis Ca.
Settekivimite kujul esindavad kaltsiumiühendid kriit ja lubjakivi, mis koosnevad peamiselt mineraalsest kaltsiidist (CaCO 3). Kaltsiidi kristallilist vormi – marmorit – leidub looduses palju harvemini.
Kaltsiumi mineraalid nagu kaltsiit CaCO 3, anhüdriit CaSO 4, alabaster CaSO 4 0,5H 2 O ja kips CaSO 4 2H 2 O, fluoriit CaF 2, apatiidid Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomiit MgCO 3 CaCO3. Kaltsiumi- ja magneesiumisoolade olemasolu looduslikus vees määrab selle kareduse.
Maakoores jõuliselt rändav ja erinevatesse geokeemilistesse süsteemidesse akumuleeruv kaltsium moodustab 385 mineraali (mineraalide arvult neljas).
Kaltsiumi migratsioon maakooresKaltsiumi loomulikus migratsioonis mängib olulist rolli "karbonaadi tasakaal", mis on seotud kaltsiumkarbonaadi ja vee ja süsinikdioksiidi interaktsiooni pöörduva reaktsiooniga lahustuva vesinikkarbonaadi moodustumisega:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -
(tasakaal nihkub sõltuvalt süsihappegaasi kontsentratsioonist vasakule või paremale).
Olulist rolli mängib biogeenne ränne.
Kaltsiumi sisaldus biosfäärisKaltsiumiühendeid leidub peaaegu kõigis loomade ja taimede kudedes (vt ka allpool). Märkimisväärne kogus kaltsiumi on osa elusorganismidest. Niisiis, hüdroksüapatiit Ca 5 (PO 4) 3 OH või teises kirjes 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - selgroogsete, sealhulgas inimeste luukoe alus; paljude selgrootute karbid ja kestad, munakoored jne on valmistatud kaltsiumkarbonaadist CaCO 3. Inimeste ja loomade eluskudedes 1,4-2% Ca (massiosa järgi); 70 kg kaaluvas inimkehas on kaltsiumisisaldus umbes 1,7 kg (peamiselt luukoe rakkudevahelise aine koostises).
Kaltsiumi saamineDavy sai kaltsiumi esmakordselt 1808. aastal elektrolüüsi teel. Kuid nagu teisi leelis- ja leelismuldmetalle, ei saa elementi nr 20 vesilahustest elektrolüüsi teel. Kaltsium saadakse selle sulasoolade elektrolüüsil.
See on keeruline ja energiamahukas protsess. Kaltsiumkloriid sulatatakse elektrolüsaatoris koos teiste soolade lisamisega (neid on vaja CaCl 2 sulamistemperatuuri alandamiseks).
Teraskatood puudutab ainult elektrolüüdi pinda; vabanenud kaltsium kleepub ja külmub selle peale. Kaltsiumi vabanemisel tõstetakse katood järk-järgult üles ja lõpuks saadakse 50...60 cm pikkune kaltsiumi "pulk", mis seejärel eemaldatakse, lüüakse teraskatoodilt lahti ja protsess algab otsast peale. Puutemeetodit kasutatakse kaltsiumkloriidi, raua, alumiiniumi ja naatriumiga tugevalt saastunud kaltsiumi saamiseks. Seda puhastatakse argooni atmosfääris ümbersulatamise teel.
Kui teraskatood asendatakse kaltsiumiga legeeruva metallkatoodiga, saadakse vastav sulam elektrolüüsi käigus. Olenevalt otstarbest võib seda kasutada sulamina või saada puhast kaltsiumi vaakumis destilleerimisel. Nii saadakse kaltsiumisulamid tsingi, plii ja vasega.
Teist kaltsiumi saamise meetodit – metallotermilist – põhjendas teoreetiliselt juba 1865. aastal kuulus vene keemik N.N. Beketov. Kaltsium redutseeritakse alumiiniumiga rõhul vaid 0,01 mmHg. Protsessi temperatuur 1100...1200°C. Kaltsium saadakse seega auruna, mis seejärel kondenseerub.
Viimastel aastatel on elemendi saamiseks välja töötatud veel üks meetod. See põhineb kaltsiumkarbiidi termilisel dissotsiatsioonil: vaakumis 1750 °C-ni kuumutamisel laguneb karbiid kaltsiumi auru ja tahke grafiidi moodustumisega.
Kaltsiumi füüsikalised omadusedKaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega α-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), üle β-Ca on stabiilne α-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). Standardne entalpia Δ Hα → β ülemineku 0 on 0,93 kJ/mol.
Rõhu järkjärgulise tõusuga hakkab see näitama pooljuhi omadusi, ei muutu pooljuhiks selle sõna täies tähenduses (pole ka enam metall). Rõhu edasise suurenemisega naaseb see metallilisse olekusse ja hakkab ilmutama ülijuhtivaid omadusi (ülijuhtivuse temperatuur on kuus korda kõrgem kui elavhõbedal ja ületab juhtivuse poolest palju kõiki teisi elemente). Kaltsiumi ainulaadne käitumine on paljuski sarnane strontsiumiga.
Vaatamata elemendi üldlevinud esinemisele, pole isegi keemikud kõik elementaarset kaltsiumi näinud. Kuid see metall on nii väliselt kui ka käitumiselt täiesti erinev leelismetallidest, millega kokkupuude on täis tulekahjude ja põletuste ohtu. Seda saab ohutult hoida õhu käes, see ei sütti veest. Elementaarse kaltsiumi mehaanilised omadused ei muuda teda metallide perekonnas "mustaks lambaks": kaltsium ületab paljusid neist tugevuse ja kõvaduse poolest; seda saab treipingil treida, traadiks tõmmata, sepistada, pressida.
Ja veel, elementaarset kaltsiumi ei kasutata peaaegu kunagi struktuurimaterjalina. Ta on selleks liiga aktiivne. Kaltsium reageerib kergesti hapniku, väävli, halogeenidega. Teatud tingimustel reageerib see isegi lämmastiku ja vesinikuga. Süsinikoksiidide keskkond, mis on enamiku metallide jaoks inertne, on kaltsiumi suhtes agressiivne. See põleb CO ja CO 2 atmosfääris.
Selliste keemiliste omadustega kaltsiumi ei leidu loomulikult looduses vabas olekus. Kuid kaltsiumiühendid – nii looduslikud kui ka kunstlikud – on muutunud ülimalt tähtsaks.
Kaltsiumi keemilised omadusedKaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhu hapniku, süsinikdioksiidi ja niiskusega, mille tõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu kaltsiumi säilitatakse laboris, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.
Standardpotentsiaalide seerias asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca 2+ / Ca 0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 + Q.
Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:
2Ca + O 2 \u003d 2CaO, Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:
Ca + H 2 \u003d CaH 2, Ca + 6B \u003d CaB 6,
3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, Ca + 2C \u003d CaC 2,
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kaltsiumfosfiid), on tuntud ka CaP ja CaP 5 koostisega kaltsiumfosfiidid;
Tuntud on ka 2Ca + Si \u003d Ca 2Si (kaltsiumsilitsiid), kaltsiumsilitsiidid kompositsioonidest CaSi, Ca 3 Si 4 ja CaSi 2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb kergesti vee toimel, näiteks:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Ca 2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad, nagu CaCl 2 kloriid, CaBr 2 bromiid, CaI 2 jodiid ja Ca(NO 3) 2 nitraat, lahustuvad vees hästi. CaF 2 fluoriid, CaCO 3 karbonaat, CaSO 4 sulfaat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfaat, CaC 2 O 4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.
Oluline on asjaolu, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO 3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca (HCO 3) 2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi jõuab maa pinnale ja päikesekiirte poolt soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid ja stalagmiidid.
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO 3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et veekeetjasse tekib aja jooksul katlakivi.
Rakendus kaltsiumKuni viimase ajani pole metallilist kaltsiumi peaaegu kunagi kasutatud. Näiteks Ameerika Ühendriigid tarbisid enne Teist maailmasõda vaid 10...25 tonni kaltsiumi aastas, Saksamaal - 5...10 tonni.Uute tehnoloogiavaldkondade arendamiseks kasutatakse aga palju haruldasi ja tulekindlaid metalle. vaja. Selgus, et kaltsium on paljudele neist väga mugav ja aktiivne redutseerija ning elementi hakati kasutama tooriumi, vanaadiumi, tsirkooniumi, berülliumi, nioobiumi, uraani, tantaali ja teiste tulekindlate metallide tootmisel. Puhast metallilist kaltsiumi kasutatakse metallotermias laialdaselt haruldaste metallide saamiseks.
Puhast kaltsiumi kasutatakse plii legeerimiseks, mida kasutatakse akuplaatide, hooldusvabade, madala isetühjenemisega plii-happeakude starteride valmistamiseks. Metallist kaltsiumi kasutatakse ka kvaliteetsete kaltsiumi babbits BKA tootmiseks.
Metallilise kaltsiumi rakendusedKaltsiummetalli peamine kasutusala on redutseerija metallide, eriti nikli, vase ja roostevaba terase tootmisel. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti taastatavate metallide, nagu kroom, toorium ja uraan, saamiseks. Kaltsiumi ja plii sulameid kasutatakse patareides ja laagrisulamites. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks elektrovaakumseadmetest.
Looduslik kriit pulbri kujul sisaldub metallide poleerimiseks mõeldud kompositsioonides. Kuid hambaid pole võimalik pesta loodusliku kriidipulbriga, kuna see sisaldab kõige väiksemate loomade kestade jäänuseid, mis on suurendanud kõvadust ja hävitavad hambaemaili.
Kasutaminekaltsiumtuumasünteesis
48 Ca isotoop on kõige tõhusam ja laialdasemalt kasutatav materjal üliraskete elementide tootmiseks ja uute elementide avastamiseks perioodilisustabelis. Näiteks 48 Ca iooni kasutamisel üliraskete elementide tootmiseks kiirendites moodustuvad nende elementide tuumad sadu ja tuhandeid kordi tõhusamalt kui teiste "mürskude" (ioonide) kasutamisel. Radioaktiivset kaltsiumi kasutatakse laialdaselt bioloogias ja meditsiinis isotoopide märgistusainena mineraalide ainevahetusprotsesside uurimisel elusorganismis. Tema abiga leiti, et organismis toimub pidev kaltsiumioonide vahetus plasma, pehmete kudede ja isegi luukoe vahel. 45 Ca mängis olulist rolli ka muldades toimuvate ainevahetusprotsesside uurimisel ja taimede kaltsiumi assimilatsiooniprotsesside uurimisel. Sama isotoopi kasutades oli sulatusprotsessi käigus võimalik tuvastada terase ja ülipuhta raua kaltsiumiühenditega saastumise allikaid.
Kaltsiumi võime siduda hapnikku ja lämmastikku võimaldas seda kasutada inertgaaside puhastamiseks ja getterina (Getter on aine, mis imab gaase ja tekitab elektroonikaseadmetes sügava vaakumi.) vaakumraadioseadmetes.
Kaltsiumiühendite kasutamineMõned tehislikud kaltsiumiühendid on saanud veelgi kuulsamaks ja tuttavamaks kui lubjakivi või kips. Nii kasutasid kustutatud Ca(OH) 2 ja kustutatud lubi CaO lubi antiikaja ehitajad.
Tsement on ka kunstlikult saadud kaltsiumiühend. Kõigepealt põletatakse savi või liiva segu lubjakiviga ja saadakse klinker, mis seejärel jahvatatakse peeneks halliks pulbriks. Tsemendist (või õigemini tsemendist) saate palju rääkida, see on sõltumatu artikli teema.
Sama kehtib ka klaasi kohta, mis tavaliselt sisaldab ka elementi.
kaltsiumhüdriid
Kaltsiumi kuumutamisel vesiniku atmosfääris saadakse CaH 2 (kaltsiumhüdriid), mida kasutatakse metallurgias (metallotermias) ja vesiniku tootmisel põllul.
Optilised ja lasermaterjalid
Kaltsiumfluoriidi (fluoriiti) kasutatakse monokristallide kujul optikas (astronoomilised objektiivid, läätsed, prismad) ja lasermaterjalina. Kaltsiumvolfraati (scheeliiti) monokristallide kujul kasutatakse lasertehnoloogias ja ka stsintillaatorina.
kaltsiumkarbiid
Kaltsiumkarbiid on aine, mis avastati juhuslikult uue ahju konstruktsiooni katsetamisel. Viimasel ajal kasutati kaltsiumkarbiidi CaCl 2 peamiselt hapnikuga keevitamiseks ja metallide lõikamiseks. Karbiidi kokkupuutel veega moodustub atsetüleen ja atsetüleeni põlemine hapnikujoas võimaldab saavutada peaaegu 3000 °C temperatuuri. Viimasel ajal kasutatakse atsetüleeni ja koos sellega karbiidi keevitamiseks üha vähem ja üha enam - keemiatööstuses.
kaltsium askeemiline vooluallikas
Kaltsiumi, aga ka selle sulameid alumiiniumi ja magneesiumiga kasutatakse termoelektrireservakudes anoodina (näiteks kaltsiumkromaatelement). Kaltsiumkromaati kasutatakse sellistes patareides nagu katood. Selliste akude eripäraks on ülipikk säilivusaeg (aastakümneid) kasutuskorras, võime töötada mis tahes tingimustes (ruum, kõrged rõhud), suur erienergia kaalu ja mahu järgi. Puuduseks on lühike kestus. Selliseid patareisid kasutatakse seal, kus on vaja lühikeseks ajaks luua kolossaalset elektrienergiat (balistilised raketid, mõned kosmoselaevad jne).
Tulekindlad materjalid alateskaltsium
Kaltsiumoksiidi nii vabal kujul kui ka keraamiliste segude osana kasutatakse tulekindlate materjalide tootmisel.
Ravimid
Kaltsiumiühendeid kasutatakse laialdaselt antihistamiinikumina.
- Kaltsiumkloriid
- Kaltsiumglükonaat
- kaltsiumglütserofosfaat
Lisaks lisatakse kaltsiumiühendeid osteoporoosi ennetamiseks mõeldud preparaatidesse, rasedate ja eakate vitamiinide kompleksidesse.
kaltsium inimkehasKaltsium on taimede, loomade ja inimeste tavaline makrotoitaine. Inimestel ja teistel selgroogsetel leidub suurem osa sellest fosfaatide kujul skeletis ja hammastes. Enamiku selgrootute rühmade (käsnad, korallipolüübid, molluskid jne) luustikud koosnevad kaltsiumkarbonaadi (lubi) erinevatest vormidest. Kaltsiumivajadus sõltub vanusest. Täiskasvanutele on vajalik päevaraha 800–1000 milligrammi (mg) ja lastele 600–900 mg, mis on luustiku intensiivse kasvu tõttu lastele väga oluline. Suurem osa toiduga inimkehasse sattuvast kaltsiumist leidub piimatoodetes, ülejäänud kaltsiumi leidub lihas, kalas ja mõnes taimses toidus (eriti rikkad on kaunviljad).
Kaltsiumi assimilatsiooni takistavad aspiriin, oksaalhape, östrogeeni derivaadid. Koos oksaalhappega annab kaltsium vees lahustumatud ühendid, mis on neerukivide komponendid.
Kaltsiumi ja D-vitamiini ülemäärased annused võivad põhjustada hüperkaltseemiat, millele järgneb intensiivne luude ja kudede lupjumine (mis mõjutab peamiselt kuseteede süsteemi). Maksimaalne ööpäevane ohutu annus täiskasvanule on 1500–1800 milligrammi.
kaltsium kõvas vees
Ühe sõnaga "karedus" määratletud omaduste kompleksi annavad veele selles lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisoolad. Kare vesi on paljudel elujuhtumitel ebasobiv. Moodustab aurukateldes ja katlamajades katlakivi, raskendab kangaste värvimist ja pesemist, kuid sobib seebi valmistamiseks ja emulgeerimiseks parfümeerias. Seetõttu asusid varem, kui veepehmendusmeetodid olid ebatäiuslikud, tekstiili- ja parfüümiettevõtted tavaliselt “pehme” vee allikate läheduses.
Eristage ajutist ja püsivat kõvadust. Ajutise (või karbonaadi) kareduse annavad veele lahustuvad vesinikkarbonaadid Ca (HCO 3) 2 ja Mg (HCO 3) 2. Seda saab eemaldada lihtsa keetmisega, mille käigus vesinikkarbonaadid muudetakse vees lahustumatuteks kaltsium- ja magneesiumkarbonaatideks.
Püsiva kõvaduse tekitavad samade metallide sulfaadid ja kloriidid. Ja seda saab kõrvaldada, kuid seda on palju keerulisem teha.
Mõlema kareduse summa on vee kogukaredus. Erinevates riikides hinnatakse seda erinevalt. Vee karedust on tavaks väljendada kaltsiumi ja magneesiumi milligrammi ekvivalentidena ühes liitris vees. Kui liitris vees on vähem kui 4 mEq, loetakse vesi pehmeks; nende kontsentratsiooni kasvades aina jäigemaks ja kui sisaldus ületab 12 ühikut, siis väga jäigemaks.
Vee karedus määratakse tavaliselt seebilahusega. Selline lahus (teatud kontsentratsiooniga) lisatakse tilkhaaval mõõdetud kogusele veele. Kuni vees on Ca 2+ või Mg 2+ ioone, segavad need vahu teket. Vastavalt seebilahuse kuludele enne vahu tekkimist arvutatakse Ca 2+ ja Mg 2+ ioonide sisaldus.
Huvitav on see, et vee karedust määrati sarnasel viisil juba Vana-Roomas. Reagendina toimis ainult punane vein – selle värvained moodustavad ka kaltsiumi- ja magneesiumiioonidega sadet.
Kaltsiumi säilitamine
Metallist kaltsiumi võib pikka aega säilitada 0,5–60 kg kaaluvate tükkidena. Selliseid tükke hoitakse paberkottides, mis on suletud tsingitud raudtrumlitesse, millel on joodetud ja värvitud õmblused. Tihedalt suletud trumlid asetatakse puidust kastidesse. Alla 0,5 kg kaaluvaid tükke ei saa pikka aega säilitada - need muutuvad kiiresti oksiidiks, hüdroksiidiks ja kaltsiumkarbonaadiks.
