Kalciumoxid (CaO) – bränd kalk eller bränd kalk– ett vitt, brandbeständigt ämne som bildas av kristaller. Kristalliseras i ett ansiktscentrerat kubiskt kristallgitter. Smältpunkt – 2627 °C, kokpunkt – 2850 °C.
Det kallas bränd kalk på grund av metoden för dess framställning - brinnande kalciumkarbonat. Eldning sker i högschaktugnar. Lager av kalksten och bränsle placeras i ugnen och tänds sedan underifrån. Vid uppvärmning sönderdelas kalciumkarbonat och bildar kalciumoxid:
Eftersom koncentrationerna av ämnen i fasta faser är oförändrade, kan jämviktskonstanten för denna ekvation uttryckas på följande sätt: K=.
I detta fall kan gaskoncentrationen uttryckas med hjälp av dess partialtryck, det vill säga jämvikt i systemet etableras vid ett visst koldioxidtryck.
Substansdissociationstryck– Jämviktspartialtryck för en gas till följd av dissociation av ett ämne.
För att provocera bildandet av en ny del av kalcium är det nödvändigt att öka temperaturen eller ta bort en del av den resulterande CO2, och partialtrycket kommer att minska. Genom att hålla ett konstant partialtryck lägre än dissociationstrycket kan en kontinuerlig kalciumproduktionsprocess uppnås. För att göra detta, när man bränner kalk i ugnar, tillhandahålls god ventilation.
Mottagande:
1) under växelverkan mellan enkla ämnen: 2Ca + O2 = 2CaO;
2) under termisk nedbrytning av hydroxid och salter: 2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2? + O2?.
Kemiska egenskaper:
1) interagerar med vatten: CaO + H2O = Ca(OH)2;
2) reagerar med icke-metalloxider: CaO + SO2 = CaSO3;
3) löser sig i syror och bildar salter: CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O.
Kalciumhydroxid (Ca(OH)2 – släckt kalk, fluff)– ett vitt kristallint ämne, kristalliseras i ett hexagonalt kristallgitter. Det är en stark bas, dåligt löslig i vatten.
Limevatten– en mättad lösning av kalciumhydroxid, som har en alkalisk reaktion. I luften blir det grumligt som ett resultat av absorptionen av koldioxid, bildas kalciumkarbonat.
Mottagande:
1) bildas genom upplösning av kalcium och kalciumoxid i tillförseln: CaO + H2O = Ca(OH)2 + 16 kcal;
2) under växelverkan mellan kalciumsalter och alkalier: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.
Kemiska egenskaper:
1) när den upphettas till 580 °C, sönderdelas den: Ca(OH)2 = CaO + H2O;
2) reagerar med syror: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.
58. Vattenhårdhet och sätt att eliminera den
Eftersom kalcium är utbrett i naturen, finns dess salter i stora mängder i naturliga vatten. Vatten som innehåller magnesium- och kalciumsalter kallas hårt vatten. Om salter finns i vatten i små mängder eller saknas, kallas vattnet mjuk. I hårt vatten skummar tvål inte bra, eftersom kalcium- och magnesiumsalter bildar olösliga föreningar med den. Den lagar inte maten bra. Vid kokning bildas beläggningar på ångpannornas väggar, som leder värme dåligt, orsakar en ökning av bränsleförbrukningen och slitage på pannans väggar. Hårt vatten kan inte användas när man utför ett antal tekniska processer (döende). Skalbildning: Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3?.
Faktorerna som anges ovan indikerar behovet av att avlägsna kalcium- och magnesiumsalter från vatten. Processen att ta bort dessa salter kallas vattenmjukning, är en av faserna av vattenbehandling (vattenbehandling).
Vattenbehandling– vattenrening som används för olika hushålls- och tekniska processer.
Vattenhårdheten delas in i:
1) karbonathårdhet (tillfällig), som orsakas av närvaron av kalcium- och magnesiumbikarbonater och elimineras genom kokning;
2) icke-karbonat hårdhet (konstant), som orsakas av närvaron av kalcium och magnesium sulfiter och klorider i vatten, som inte avlägsnas genom kokning, varför det kallas konstant hårdhet.
Den korrekta formeln är: Total hårdhet = Karbonathårdhet + Icke-karbonathårdhet.
Allmän hårdhet elimineras genom att tillsätta kemikalier eller använda katjonbytare. För att helt eliminera hårdhet destilleras ibland vatten.
Vid användning av den kemiska metoden omvandlas lösliga kalcium- och magnesiumsalter till olösliga karbonater:
En modernare process för att eliminera vattenhårdhet - användning katjonbytare.
Katjonbytare– komplexa ämnen (naturliga föreningar av kisel och aluminium, högmolekylära organiska föreningar), vars allmänna formel är Na2R, där R – komplex sur återstod.
När vatten leds genom ett skikt av katjonbytarharts, byts Na-joner (katjoner) ut mot Ca- och Mg-joner: Ca + Na2R = 2Na + CaR.
Ca-joner passerar från lösningen till katjonbytaren och Na-joner passerar från katjonbytaren in i lösningen. För att återställa den använda katjonbytaren måste den tvättas med en lösning av bordssalt. I detta fall sker den omvända processen: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.
Oorganisk förening, kalciumalkali. Dess formel är Ca(OH)2. Eftersom detta ämne har varit känt för mänskligheten sedan urminnes tider, har det traditionella namn: släckt lime, kalkvatten, limemjölk, fluff.
Fluff är ett finmalt pulver. Limemjölk är en vattenhaltig suspension av alkali, en ogenomskinlig vit vätska. Kalkvatten är en klar vattenlösning av alkali, erhållen efter filtrering av kalkmjölk.
Släckt kalk har fått sitt namn efter sin produktionsmetod: bränd kalk (kalciumoxid) hälls med vatten (släcks).
Egenskaper
Fint kristallint pulver, vitt, luktfritt. Mycket dåligt löslig i vatten, olöslig i alkohol, lättlöslig i utspädd salpeter- och saltsyra. Brandsäker och förhindrar till och med brand. Vid upphettning sönderdelas den till vatten och kalciumoxid.
Stark alkali. Det går in i neutraliseringsreaktioner med syror för att bilda salter - karbonater. Vid interaktion med metaller frigörs explosivt och brandfarligt väte. Reagerar med koloxider (IV) och (II), med salter.
Reaktionen med att producera kalciumhydroxid med "släckningsmetoden" sker med en stor frisättning av värme, vattnet börjar koka, den kaustiska lösningen sprutas i olika riktningar - detta måste beaktas när du arbetar.
Säkerhetsåtgärder
Kontakt med torra pulverpartiklar eller droppar av kalciumhydroxidlösning på huden orsakar irritation, klåda, kemiska brännskador, sår och svår smärta. Skador på ögonen kan orsaka synförlust. Förtäring av ämnet orsakar en brännskada på slemhinnan i halsen, kräkningar, blodig diarré, en kraftig minskning av trycket och skador på inre organ. Inandning av dammpartiklar kan orsaka svullnad i halsen som gör det svårt att andas.
Innan du ringer ambulans:
- i händelse av förgiftning, ge offret mjölk eller vatten att dricka;
- om kemikalien kommer in i ögonen eller på huden, ska de skadade områdena tvättas med mycket vatten i minst en kvart;
- om reagenset oavsiktligt inhaleras måste offret avlägsnas från rummet och ges tillgång till frisk luft.
Arbeta med kalciumhydroxid i välventilerade utrymmen med skyddsutrustning: gummihandskar, skyddsglasögon och andningsskydd. Kemiska experiment ska utföras i ett dragskåp.
Ansökan
Inom byggbranschen tillsätts ett kemiskt reagens till bindelösningar, gips, kalk och gipslösningar; baserat på det tillverkas kalksandsten och betong; den används för att förbereda jorden innan vägytor läggs. Att vittja trädelar av strukturer och staket ger dem brandbeständiga egenskaper och skyddar dem från ruttnande.
- För neutralisering av sura gaser inom metallurgi.
- För produktion av fasta oljor och oljetillsatser - inom oljeraffineringsindustrin.
- I den kemiska industrin - för produktion av natrium- och kaliumalkalier, blekmedel ("blekmedel"), kalciumstearat, organiska syror.
– Inom analytisk kemi fungerar kalkvatten som en indikator på koldioxid (genom att absorbera det blir det grumligt).
- Med hjälp av kalciumhydroxid renas avfall och industrivatten; neutralisera syrorna i vattnet som kommer in i vattenförsörjningssystemen för att minska dess korrosiva effekter; ta bort karbonater från vattnet (mjuka upp vattnet).
- Med Ca(OH) 2 avlägsnas hår från hudar vid garvning. 
- Livsmedelstillsats E526 i livsmedelsindustrin: surhets- och viskositetsreglerande medel, härdare, konserveringsmedel. Det används vid tillverkning av juicer och drycker, konfektyr och mjölprodukter, marinader, salt och barnmat. Används vid sockerproduktion.
– Inom tandvården används kalkmjölk för att desinficera rotkanaler.
- För behandling av sura brännskador - inom medicin.
- Inom jordbruket: ett sätt att reglera jordens pH; som en naturlig insekticid mot fästingar, loppor och skalbaggar; för beredning av den populära fungiciden "Bordeaux-blandning"; för vitkalkning av trädstammar från skadedjur och solbränna; som ett antimikrobiellt och svampdödande läkemedel för att lagra grönsaker i lager; som mineralgödsel.
- Kalciumhydroxid minskar jordens elektriska motstånd, så den används för att behandla jorden vid installation av jordning.
- Det kemiska reagenset används vid tillverkning av hårt gummi, bromsbelägg och hårborttagningskrämer.
Du kan köpa släckt kalk till ett bra pris, detaljhandel och partihandel, med leverans eller avhämtning i Prime Chemicals Groups kemibutik.
Naturliga kalciumföreningar (krita, marmor, kalksten, gips) och produkterna från deras enklaste bearbetning (kalk) har varit kända för människor sedan urminnes tider. År 1808 elektrolyserade den engelske kemisten Humphry Davy våtsläckt kalk (kalciumhydroxid) med en kvicksilverkatod och fick kalciumamalgam (en legering av kalcium och kvicksilver). Från denna legering, efter att ha destillerat bort kvicksilver, fick Davy rent kalcium.
Han föreslog också namnet på ett nytt kemiskt element, från det latinska "calx" som betecknar namnet på kalksten, krita och andra mjuka stenar.
Att hitta i naturen och få:
Kalcium är det femte vanligaste grundämnet i jordskorpan (mer än 3%), bildar många stenar, varav många är baserade på kalciumkarbonat. Vissa av dessa stenar är av organiskt ursprung (skalsten), vilket visar kalciums viktiga roll i den levande naturen. Naturligt kalcium är en blandning av 6 isotoper med masstal från 40 till 48, där 40 Ca står för 97% av det totala. Kärnreaktioner har även producerat andra isotoper av kalcium, till exempel radioaktivt 45 Ca.
För att erhålla en enkel kalciumsubstans används elektrolys av smälta kalciumsalter eller aluminotermi:
4CaO + 2Al = Ca(AlO2)2 + 3Ca
Fysikaliska egenskaper:
En silvergrå metall med ett kubiskt ansiktscentrerat gitter, mycket hårdare än alkalimetallerna. Smältpunkt 842°C, kokpunkt 1484°C, densitet 1,55 g/cm3. Vid höga tryck och temperaturer på ca 20 K går den över i supraledartillstånd.
Kemiska egenskaper:
Kalcium är inte lika aktivt som alkalimetaller, men det måste förvaras under ett lager av mineralolja eller i tättslutna metallfat. Redan vid normala temperaturer reagerar den med syre och kväve i luften, samt med vattenånga. När den värms upp brinner den i luft med en röd-orange låga och bildar en oxid med en blandning av nitrider. Precis som magnesium fortsätter kalcium att brinna i en atmosfär av koldioxid. När den upphettas reagerar den med andra icke-metaller och bildar föreningar som inte alltid är uppenbara i sammansättningen, till exempel:
Ca + 6B = CaB 6 eller Ca + P => Ca 3 P 2 (även CaP eller CaP 5)
I alla dess föreningar har kalcium ett oxidationstillstånd på +2.
De viktigaste anslutningarna:
Kalciumoxid CaO- ("quicklime") ett vitt ämne, en alkalisk oxid, som reagerar kraftigt med vatten ("quenched") och förvandlas till en hydroxid. Erhålls genom termisk nedbrytning av kalciumkarbonat.
Kalciumhydroxid Ca(OH) 2- ("släckt lime") vitt pulver, lätt lösligt i vatten (0,16g/100g), stark alkali. En lösning (”kalkvatten”) används för att detektera koldioxid.
Kalciumkarbonat CaCO 3- basen för de flesta naturliga kalciummineraler (krita, marmor, kalksten, skalberg, kalcit, islandsspat). I sin rena form är ämnet vitt eller färglöst. Vid upphettning (900-1000 C) sönderdelas och bildar kalciumoxid. Inte p-rim, reagerar med syror, kan lösas upp i vatten mättat med koldioxid och omvandlas till bikarbonat: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2. Den omvända processen leder till uppkomsten av kalciumkarbonatavlagringar, särskilt formationer som stalaktiter och stalagmiter
Det finns också i naturen som en del av dolomit CaCO 3 * MgCO 3
Kalciumsulfat CaSO 4- ett vitt ämne, i naturen CaSO 4 * 2H 2 O ("gips", "selenit"). Den senare, när den försiktigt upphettas (180 C), förvandlas till CaSO 4 * 0,5 H 2 O ("bränd gips", "alabaster") - ett vitt pulver, som, när det blandas med vatten, återigen bildar CaSO 4 * 2H 2 O i form av ett fast, ganska slitstarkt material. Något lösligt i vatten kan det lösas i överskott av svavelsyra och bilda vätesulfat.
Kalciumfosfat Ca 3 (PO 4) 2- ("fosforit"), olöslig, under påverkan av starka syror omvandlas den till mer lösliga kalciumväte- och divätefosfater. Råmaterial för produktion av fosfor, fosforsyra, fosfatgödselmedel. Kalciumfosfater ingår också i apatiter, naturliga föreningar med den ungefärliga formeln Ca 5 3 Y, där Y = F, Cl respektive OH, fluor, klor eller hydroxiapatit. Tillsammans med fosforit är apatiter en del av benskelettet hos många levande organismer, inkl. och man.
Kalciumfluorid CaF 2 - (naturlig:"fluorit", "fluorspat"), ett olösligt ämne med vit färg. Naturliga mineraler har en mängd olika färger på grund av föroreningar. Lyser i mörker vid uppvärmning och UV-strålning. Det ökar fluiditeten (”smältbarheten”) hos slagg vid framställning av metaller, vilket förklarar dess användning som flussmedel.
Kalciumklorid CaCl 2- färglös Kristus. Det är väl lösligt i vatten. Bildar kristallint hydrat CaCl 2 * 6H 2 O. Vattenfri ("fused") kalciumklorid är ett bra torkmedel.
Kalciumnitrat Ca(NO 3) 2- ("kalciumnitrat") färglös. Kristus. Det är väl lösligt i vatten. En integrerad del av pyrotekniska kompositioner som ger lågan en röd-orange färg.
Kalciumkarbid CaС2- reagerar med vatten och bildar acetylen, till exempel: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2
Ansökan:
Metalliskt kalcium används som ett starkt reduktionsmedel vid framställning av vissa svårreducerade metaller ("kalciotermi"): krom, sällsynta jordartsmetaller, torium, uran, etc. Inom metallurgin av koppar, nickel, specialstål och bronser , kalcium och dess legeringar används för att avlägsna skadliga föroreningar av svavel, fosfor, överskott av kol.
Kalcium används också för att binda små mängder syre och kväve vid högvakuum och rening av inerta gaser.
Neutronöverskott 48 Ca-joner används för syntes av nya kemiska grundämnen, till exempel grundämne nr 114, . En annan isotop av kalcium, 45Ca, används som radioaktivt spårämne i studier av kalciums biologiska roll och dess migration i miljön.
Det huvudsakliga användningsområdet för många kalciumföreningar är tillverkning av byggmaterial (cement, byggnadsblandningar, gipsskivor, etc.).
Kalcium är ett av makroelementen i levande organismer och bildar föreningar som är nödvändiga för konstruktionen av både det inre skelettet hos ryggradsdjur och det yttre skelettet hos många ryggradslösa djur, äggskalet. Kalciumjoner deltar också i regleringen av intracellulära processer och bestämmer blodets koagulering. Brist på kalcium i barndomen leder till rakitis, i hög ålder - till osteoporos. Källan till kalcium är mejeriprodukter, bovete, nötter, och dess absorption underlättas av vitamin D. Om det finns en brist på kalcium används olika läkemedel: kalk, kalciumkloridlösning, kalciumglukonat etc.
Massfraktionen av kalcium i människokroppen är 1,4-1,7%, det dagliga behovet är 1-1,3 g (beroende på ålder). Överdrivet kalciumintag kan leda till hyperkalcemi - avsättning av dess föreningar i inre organ och bildandet av blodproppar i blodkärlen. Källor:
Kalcium (grundämne) // Wikipedia. URL: http://ru.wikipedia.org/wiki/Calcium (tillträdesdatum: 2014-03-01).
Populärt bibliotek av kemiska grundämnen: Kalcium. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (01/3/2014).
Kalcium- grundämne från den 4:e perioden och PA-gruppen i det periodiska systemet, serienummer 20. Elektronisk formel för atomen [ 18 Ar]4s 2, oxidationstillstånd +2 och 0. Avser alkaliska jordartsmetaller. Den har låg elektronegativitet (1,04) och uppvisar metalliska (grundläggande) egenskaper. Bildar (som en katjon) många salter och binära föreningar. Många kalciumsalter är svagt lösliga i vatten. I naturen - sjätte När det gäller kemisk överflöd finns grundämnet (den tredje bland metallerna) i en bunden form. Ett livsviktigt element för alla organismer Bristen på kalcium i marken kompenseras genom att använda kalkgödsel (CaC0 3, CaO, kalciumcyanamid CaCN 2, etc.). Kalcium, kalciumkatjon och dess föreningar färgar lågan på en gasbrännare mörkorange ( kvalitativ detektion).
Kalcium Ca
Silvervit metall, mjuk, seg. I fuktig luft bleknar den och täcks med en film av CaO och Ca(OH) 2. Mycket reaktiv; antänds vid upphettning i luft, reagerar med väte, klor, svavel och grafit:
Reducerar andra metaller från deras oxider (en industriellt viktig metod - kalciumtermi):
Mottagande kalcium i industri:
Kalcium används för att avlägsna icke-metalliska föroreningar från metallegeringar, som en komponent i lätta och antifriktionslegeringar, och för att separera sällsynta metaller från deras oxider.
Kalciumoxid CaO
Grundläggande oxid. Tekniskt namn: bränd kalk. Vit, mycket hygroskopisk. Den har en jonstruktur Ca 2+ O 2- . Eldfast, termiskt stabil, flyktig vid antändning. Absorberar fukt och koldioxid från luften. Reagerar kraftigt med vatten (med hög exo- effekt), bildar en starkt alkalisk lösning (en hydroxidfällning är möjlig), en process som kallas kalksläckning. Reagerar med syror, metall och icke-metalloxider. Det används för syntes av andra kalciumföreningar, vid framställning av Ca(OH) 2, CaC 2 och mineralgödselmedel, som ett flussmedel i metallurgi, en katalysator i organisk syntes och en komponent i bindematerial i konstruktion.
Ekvationer av de viktigaste reaktionerna:
Mottagande Sao inom industrin— Kalkstensbränning (900–1200 °C):
CaCO3 = CaO + CO2
Kalciumhydroxid Ca(OH) 2
Basisk hydroxid. Tekniskt namn är släckt kalk. Vit, hygroskopisk. Den har en jonstruktur: Ca 2+ (OH -) 2. Bryts ner vid måttlig uppvärmning. Absorberar fukt och koldioxid från luften. Något löslig i kallt vatten (en alkalisk lösning bildas), och ännu mindre löslig i kokande vatten. En klar lösning (kalkvatten) blir snabbt grumlig på grund av utfällningen av hydroxidfällning (suspensionen kallas mjölk av kalk). En kvalitativ reaktion på Ca 2+-jonen är passagen av koldioxid genom kalkvatten med uppkomsten av en CaCO 3-fällning och dess övergång till lösning. Reagerar med syror och sura oxider, går in i jonbytesreaktioner. Det används vid framställning av glas, blekkalk, kalkmineralgödselmedel, för kausticering av soda och mjukgöring av färskvatten, samt för framställning av kalkmortel - degliknande blandningar (sand + släckt kalk + vatten), som fungerar som bindemedel för sten- och tegelarbeten, ytbehandling (putsning) av väggar och andra konstruktionsändamål. Härdningen ("sättningen") av sådana lösningar beror på absorptionen av koldioxid från luften.
Kalciumhydroxid, eller släckt kalk som det traditionellt kallas, är en oorganisk förening med den kemiska formeln Ca(OH)2.
Det är möjligt att producera kalciumhydroxid i industriell skala genom att blanda kalciumoxid med vatten, en process som kallas släckning.
Under laboratorieförhållanden kan kalciumhydroxid erhållas genom att blanda en vattenlösning av kalciumklorid och natriumhydroxid. I mineralform finns kalciumhydroxid i vissa vulkaniska, plutoniska och metamorfa bergarter. Kalciumhydroxid framställs också genom förbränning av kol.
Kalciumhydroxid finns i överskott i aggressivt vatten, som kan lösa upp stenar.
Tillämpningar av kalciumhydroxid
Kalciumhydroxid används i stor utsträckning vid tillverkning av byggmaterial som kalk, gips och gipsbruk. Det används som ett billigt substitut för alkali i form av slam (kalkmjölk) som används i garverier för att ta bort hår från hudar, samt vid sockerproduktion och för att vittja trädstammar.
Kalkvatten är en mättad, vit, vattenlösning av kalciumhydroxid. Kalciumhydroxidens antacida egenskaper används medicinskt för att behandla sura brännskador.
En användbar egenskap hos kalciumhydroxid är dess förmåga att fungera som ett flockningsmedel som renar avloppsvatten från suspenderade och kolloidala partiklar. Det används också för att höja vattnets pH, eftersom vattnet i sin ursprungliga form innehåller syror som kan korrodera VVS-rör.
Kalciumhydroxid används också ofta i industrier som:
- Vägkonstruktion - för att förbättra kvaliteten på jordjord;
- Metallproduktion - kalciumhydroxid införs i avgasströmmen för att neutralisera syror som fluorider och klorider innan den släpps ut i atmosfären;
- I oljeraffineringsindustrin - för produktion av oljetillsatser;
- I den kemiska industrin - för produktion av kalciumstearat;
- I den petrokemiska industrin - för produktion av fasta oljor av olika slag;
- Tillverkning av svampdödande och antimikrobiella konserveringsmedel – för förvaring av grönsaker i hangarer.
Kalciumhydroxid används som tillsats till havsvatten för att minska atmosfärisk CO2 och mildra växthuseffekten.
Kalciumhydroxid används också som ett naturligt alternativ till insekticider, effektivt i kampen mot fästingar, loppor, skalbaggar och deras ansikten.
I konstruktionen används kalciumhydroxid för att vittja trästaket och belägga takbjälkar för att skydda material från röta och eld, samt för att förbereda silikatbetong och kalkbruk.
Kalciumhydroxid används också vid tillverkning av hårt gummi, blekmedel, tankblandningar, hårborttagningskrämer och bromsbelägg.
Egenskapen hos kalciumhydroxid för att minska jordens resistivitet används vid konstruktion av jordningscentra för elektroteknik.
Inom tandvården används kalciumhydroxid som desinfektionsmedel för rotkanaler.
I livsmedelsindustrin används kalciumhydroxid i överskott som livsmedelstillsats E526, som tillsätts under produktionen:
- Sockerrör;
- Alkoholhaltiga och icke-alkoholhaltiga drycker;
- Energiarbetare;
- Fruktjuicer;
- Barnmat;
- Inlagda gurkor;
- Bordssalt;
- Konfektyr och godis;
- Kakaoprodukter;
- Majs tortillas;
- Mjölprodukter och bakverk.
I Spanien används kalciumhydroxid för att förbereda mamaliga, eftersom man tror att det främjar bättre absorption av rätten.
Indianstammar använder kalciumhydroxid som en ingrediens i Yapu, en psykedelisk tobak som kommer från frön från baljväxter av arten Anadenanthera.
I Afghanistan används kalciumhydroxid i tillverkningen av Niswar-tobak, gjord av färska tobaksblad, indigo, kardemumma, mentol, olja, kalciumhydroxid och träaska. Invånare i Afghanistan använder också kalciumhydroxid som färg för sina adobehus. De största konsumenterna av kalciumhydroxid i världen är länder som Afghanistan, Pakistan, Indien, Sverige och Norge.
Egenskaper hos kalciumhydroxid
Kalciumhydroxid är färglösa kristaller eller luktfritt vitt pulver, som vid upphettning till 580°C sönderfaller till kalciumoxid och vatten.
Den molära massan av kalciumhydroxid är 74,093 g/mol, densitet 2,211 g/cm3, löslighet i vatten 0,189 g/100 ml, surhet (pKa) 12,4, brytningsindex 1,574.
Kalciumhydroxid löser sig inte i alkohol.
Skada av kalciumhydroxid
När kalciumhydroxid kommer i kontakt med huden uppstår kraftig irritation, klåda, kemiska brännskador och hudnekros.
Oavsiktligt intag av kalciumhydroxid resulterar i svår halsont, sveda i munnen, buksmärtor, kräkningar, blodig avföring och blodtrycksfall. Blodets pH ökar också och blir för basiskt, vilket kan orsaka skador på inre organ.
Inandning av kalciumhydroxidpulver genom näsan eller munnen orsakar svullnad i halsen, vilket kan begränsa eller försvåra andningen. Om kalciumhydroxidpartiklar kommer in i lungorna behövs akut läkarvård.
När kalciumhydroxid kommer in i ögonen uppstår synförlust, åtföljd av svår smärta.
Ge första hjälpen vid kalciumhydroxidförgiftning
Om kalciumhydroxid intagits bör du dricka ett glas vatten eller mjölk.
Om kalciumhydroxid kommer i kontakt med din hud eller ögon, skölj den drabbade huden och ögonen noggrant med mycket vatten i minst 15 minuter.
Om kalciumhydroxid andas in, flytta omedelbart till frisk luft och ring ambulans.
