smältpunkt för kalcium. Kalcium (kemiskt grundämne)

Hem / Föreläsningar 1:a år / Allmän och organisk kemi / Fråga 23. Kalcium / 2. Fysikaliska och kemiska egenskaper

fysikaliska egenskaper. Kalcium är en silvervit formbar metall som smälter vid 850 grader Celsius. C och kokar vid 1482 grader. C. Det är mycket hårdare än alkalimetallerna.

Kemiska egenskaper. Kalcium är en aktiv metall. Så under normala förhållanden interagerar den lätt med atmosfäriskt syre och halogener:

2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kalciumoxid);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalciumbromid).

Med väte, kväve, svavel, fosfor, kol och andra icke-metaller reagerar kalcium vid upphettning:

Ca + H2 = CaH2 (kalciumhydrid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalciumnitrid);

Ca + S = CaS (kalciumsulfid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalciumfosfid);

Ca + 2 C \u003d CaC2 (kalciumkarbid).

Kalcium interagerar långsamt med kallt vatten och mycket kraftigt med varmt vatten:

Ca + 2 H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.

Kalcium kan ta bort syre eller halogener från oxider och halogenider av mindre aktiva metaller, dvs det har reducerande egenskaper:

5 Ca + Nb205 = CaO + 2 Nb;

• 1. Att vara i naturen
• 3. Kvitto
• 4. Ansökan

www.medkurs.ru

Kalcium | guide Pesticides.ru

För många människor är kunskapen om kalcium begränsad till det faktum att detta element är nödvändigt för friska ben och tänder. Var annars det finns, varför det behövs och hur nödvändigt, alla har inte en idé. Men kalcium finns i många föreningar som är bekanta för oss, både naturliga och konstgjorda. Krita och kalk, stalaktiter och stalagmiter från grottor, uråldriga fossiler och cement, gips och alabaster, mejeriprodukter och läkemedel mot osteoporos - allt detta och mer innehåller mycket kalcium.

Detta element erhölls först av G. Davy 1808, och till en början användes det inte särskilt aktivt. Ändå är denna metall nu den femte i världen när det gäller produktion, och behovet av den ökar år för år. Det huvudsakliga området för användning av kalcium är tillverkning av byggmaterial och blandningar. Det är dock nödvändigt för att bygga inte bara hus, utan också levande celler. I människokroppen är kalcium en del av skelettet, möjliggör muskelsammandragningar, säkerställer blodkoagulering, reglerar aktiviteten hos ett antal matsmältningsenzymer och utför andra ganska många funktioner. Det är inte mindre viktigt för andra levande föremål: djur, växter, svampar och till och med bakterier. Samtidigt är behovet av kalcium ganska högt, vilket gör det möjligt att klassificera det som ett makronäringsämne.

Kalcium (Calcium), Ca är ett kemiskt element i huvudundergruppen av grupp II i Mendeleevs periodiska system. Atomnummer - 20. Atommassa - 40,08.

Kalcium är en jordalkalimetall. I det fria tillståndet formbar, ganska hård, vit. Densitet avser lättmetaller.

• Densitet - 1,54 g / cm3,
• Smältpunkt - +842 ° C,
• Kokpunkt - +1495 ° C.

Kalcium har uttalade metalliska egenskaper. I alla föreningar är oxidationstillståndet +2.

I luften är den täckt med ett lager av oxid, när den värms upp brinner den med en rödaktig, ljus låga. Det reagerar långsamt med kallt vatten och tränger snabbt undan väte från hett vatten och bildar hydroxid. När det reagerar med väte bildar det hydrider. Vid rumstemperatur reagerar den med kväve och bildar nitrider. Den kombineras också lätt med halogener och svavel, återställer metalloxider vid upphettning.

Kalcium är ett av de mest förekommande grundämnena i naturen. I jordskorpan är dess innehåll 3 viktprocent. Det förekommer i form av avlagringar av krita, kalksten, marmor (en naturlig variant av kalciumkarbonat CaCO3). I stora mängder finns avlagringar av gips (CaSO4 x 2h3O), fosforit (Ca3 (PO4) 2 och olika kalciumhaltiga silikater.

Vatten

. Kalciumsalter finns nästan alltid i naturligt vatten. Av dessa är endast gips något lösligt i det. Med innehållet av koldioxid i vatten går kalciumkarbonat i lösning i form av bikarbonat Ca(HCO3)2.

hårt vatten

. Naturligt vatten med en stor mängd kalcium- eller magnesiumsalter kallas hårt.

mjukt vatten

. Med en låg halt av dessa salter eller deras frånvaro kallas vatten mjukt.

Jordar

. Som regel är jordar tillräckligt försedda med kalcium. Och eftersom kalcium finns i en större massa i den vegetativa delen av växter, är dess avlägsnande med grödan försumbar.

Förluster av kalcium från marken uppstår till följd av dess urlakning genom nederbörd. Denna process beror på den granulometriska sammansättningen av jordar, nederbörd, växtarter, former och doser av kalk och mineralgödsel. Beroende på dessa faktorer varierar kalciumförlusterna från åkerlagret från flera tiotal till 200–400 kg/ha eller mer.

Kalciumhalt i olika jordarter

Podzoliska jordar innehåller 0,73 % (av jordens torrsubstans) kalcium.

Grå skog - 0,90% kalcium.

Chernozems - 1,44% kalcium.

Serozems - 6,04% kalcium.

I växten finns kalcium i form av fosfater, sulfater, karbonater, i form av salter av pektin och oxalsyror. Nästan 65 % av kalcium i växter kan extraheras med vatten. Resten behandlas med svag ättiksyra och saltsyra. Mest kalcium finns i åldrande celler.

Symtom på kalciumbrist enligt:
kultur	bristsymtom
Allmänna symtom	Blekning av den apikala knoppen; Blekning av unga blad; Bladens spetsar är nedböjda; Bladens kanter krullar ihop sig;
Potatis	De övre bladen blommar dåligt; Stammens växtpunkt dör; Det finns en ljus rand på bladens kanter, senare mörknar den; Bladens kanter är vridna uppåt;
Kålvit och blomkål	På bladen av unga plantor, klorotiska fläckar (marmorering) eller vita ränder längs kanterna; Hos äldre växter krullas löven och brännskador uppstår på dem; Tillväxtpunkten dör
	Lövterminala lober dör Blommor faller; En mörk fläck uppträder på fruktens spets, som ökar när frukten växer (tomatspetsröta)
	De apikala knopparna dör; Kanterna på unga blad lindas ihop, rivs sönder och dör sedan av; De övre delarna av skotten dör av; Skador på spetsarna på rötterna; I fruktköttet - bruna fläckar (bitter pitting); Fruktens smak försämras; Minskad säljbarhet av frukter

Kalciums funktioner

Effekten av detta element på växter är multilateral och som regel positiv. Kalcium:

• Förbättrar ämnesomsättningen;
• Spelar en viktig roll i förflyttning av kolhydrater;
• Påverkar metamorfoserna av kvävehaltiga ämnen;
• Accelererar konsumtionen av fröreserverproteiner under groning;
• Spelar en roll i processen för fotosyntes;
• en stark antagonist av andra katjoner, förhindrar deras överdrivna inträde i växtvävnader;
• Det påverkar de fysikalisk-kemiska egenskaperna hos protoplasman (viskositet, permeabilitet, etc.), och därmed det normala förloppet av biokemiska processer i växten;
• Kalciumföreningar med pektin limmar ihop väggarna i enskilda celler;
• Påverkar enzymers aktivitet.

Det bör noteras att effekten av kalciumföreningar (kalk) på aktiviteten av enzymer uttrycks inte bara i direkt verkan, utan också på grund av förbättringen av de fysikalisk-kemiska egenskaperna hos jorden och dess näringsregim. Dessutom påverkar jordkalkning avsevärt processerna för vitaminbiosyntes.

Brist (brist) på kalcium i växter

Bristen på kalcium påverkar främst utvecklingen av rotsystemet. Bildandet av rothår stannar på rötterna. Rotens yttre celler förstörs.

Detta symptom manifesterar sig både med brist på kalcium och med en obalans i näringslösningen, det vill säga dominansen av monovalenta natrium-, kalium- och vätekatjoner i den.

Dessutom ökar närvaron av nitratkväve i jordlösningen flödet av kalcium in i växtvävnader, medan ammoniak minskar det.

Tecken på kalciumsvält förväntas när kalciumhalten är mindre än 20 % av jordens katjonbyteskapacitet.

Symtom. Visuellt konstateras kalciumbrist av följande tecken:

• Vid växternas rötter observeras skadade bruna spetsar;
• Tillväxtpunkten deformeras och dör;
• Blommor, äggstockar och knoppar faller av;
• Frukter skadas av nekros;
• Bladen är klorotiska;
• Den apikala knoppen dör, och tillväxten av stjälken stannar.

Kål, alfalfa, klöver är mycket känsliga för närvaron av kalcium. Det har konstaterats att samma växter också kännetecknas av ökad känslighet för markens surhet.

Mineralkalciumförgiftning resulterar i intervenal kloros med vitaktiga nekrotiska fläckar. De kan vara färgade eller ha koncentriska ringar fyllda med vatten. Vissa växter reagerar på överskott av kalcium genom att odla bladrosetter, dö av skott och fallande löv. Symptomen liknar till utseendet brist på järn och magnesium.

Källan för påfyllning av kalcium i jorden är kalkgödselmedel. De är indelade i tre grupper:

• Hårda kalkstenar;
• Mjuka kalkstenar;
• Industriavfall med hög kalkhalt.

Hårda kalkstenar enligt innehållet av CaO och MgO delas in i:

• kalkstenar (55–56 % CaO och upp till 0,9 % MgO);
• dolomitiska kalkstenar (42–55 % CaO och upp till 9 % MgO);
• dolomiter (32–30 % CaO och 18–20 % MgO).

Kalkstenar

- grundläggande kalkgödselmedel. Innehåller 75–100 % Ca- och Mg-oxider uttryckt i CaCO3.

Dolomitiserad kalksten

. Innehåller 79-100% aktiv ingrediens (a.i.) i form av CaCO3. Det rekommenderas i växelbruk med potatis, baljväxter, lin, rotfrukter, såväl som på kraftigt podzoliserade jordar.

Märgel

. Innehåller upp till 25–15 % CaCO3 och föroreningar i form av lera med sand upp till 20–40 %. Agerar långsamt. Rekommenderas för användning på lätta jordar.

Krita

. Innehåller 90–100 % CaCO3. Åtgärden är snabbare än för kalksten. Det är ett värdefullt kalkgödsel i finmalen form.

bränd kalk

(CaO). Halten av CaCO3 är över 70 %. Det karakteriseras som ett starkt och snabbverkande kalkmaterial.

Släckt lime

(Ca(OH)2). Innehållet av CaCO3 är 35 % eller mer. Det är också en stark och snabbverkande kalkgödsel.

Dolomitmjöl

. Innehållet av CaCO3 och MgCO3 är ca 100 %. Långsammare i aktion än kalkhaltiga tuffar. Används vanligtvis där magnesium krävs.

kalkhaltiga tuffar

. Innehållet av CaCO3 är 15–96 %, föroreningar är upp till 25 % lera och sand, 0,1 % P2O5. Åtgärden är snabbare än för kalksten.

Avföringslera (avföring)

. Består av CaCO3 och Ca(OH)2. Halten av kalk på CaO är upp till 40 %. Kväve är också närvarande - 0,5% och P2O5 - 1-2%. Detta är avfall från sockerbetsfabriker. Det rekommenderas för användning inte bara för att minska markens surhet, utan också i betodlingsområden på chernozemjordar.

Skifferaska cykloner

. Torrt pulveriserat material. Innehållet av den aktiva substansen är 60-70%. Avser industriavfall.

Damm från ugnar och cementväxter

. Halten av CaCO3 måste överstiga 60 %. I praktiken används det på gårdar som ligger i omedelbar närhet av cementfabriker.

Metallurgisk slagg

. Används i regionerna Ural och Sibirien. Ej hygroskopisk, lätt att spraya. Måste innehålla minst 80 % CaCO3, ha en fukthalt på högst 2 %. Den granulometriska sammansättningen är viktig: 70% - mindre än 0,25 mm, 90% - mindre än 0,5 mm.

organiska gödningsmedel. Halten av Ca i form av CaCO3 är 0,32–0,40 %.

Fosfatmjöl. Kalciumhalten är 22% CaCO3.

Kalkgödselmedel används inte bara för att förse jord och växter med kalcium. Huvudsyftet med deras användning är jordkalkning. Detta är en metod för kemisk återvinning. Det syftar till att neutralisera överskott av markens surhet, förbättra dess agrofysiska, agrokemiska och biologiska egenskaper, förse växter med magnesium och kalcium, mobilisera och immobilisera makroelement och mikroelement, skapa optimala vattenfysikaliska, fysiska och luftförhållanden för odlade växters liv.

Jordkalkningseffektivitet

Samtidigt som att tillgodose växternas behov av kalcium som en del av mineralnäring leder kalkning till flera positiva förändringar i jordar.

Effekt av kalkning på egenskaperna hos vissa jordar

Kalcium främjar koagulering av jordkolloider och förhindrar deras urlakning. Detta leder till enklare jordbearbetning och förbättrad luftning.

Som ett resultat av kalkning:

• sandiga humusjordar ökar deras vattenupptagningsförmåga;
• på tunga lerjordar bildas jordaggregat och klumpar som förbättrar vattengenomsläppligheten.

I synnerhet neutraliseras organiska syror och H-joner förskjuts från det absorberande komplexet. Detta leder till eliminering av utbyte och minskning av jordens hydrolytiska surhet. Samtidigt finns en förbättring av den katjoniska sammansättningen av det jordabsorberande komplexet, vilket uppstår på grund av förändringen av väte- och aluminiumjoner till kalcium- och magnesiumkatjoner. Detta ökar mättnadsgraden av jordar med baser och ökar upptagningsförmågan.

Kalkningens effekt på växternas försörjning med kväve

Efter kalkning kan de positiva agrokemiska egenskaperna hos jorden och dess struktur bevaras i flera år. Detta bidrar till att skapa gynnsamma förutsättningar för att förbättra fördelaktiga mikrobiologiska processer för att mobilisera näringsämnen. Aktiviteten hos ammonifierare, nitrifierare, kvävefixerande bakterier som lever fritt i jorden förstärks.

Kalkning hjälper till att öka reproduktionen av knölbakterier och förbättra tillförseln av kväve till värdväxten. Det har konstaterats att bakteriell gödningsmedel förlorar sin effektivitet på sura jordar.

Effekten av kalkning på tillgången på växter med askelement

Kalkning bidrar till tillförseln av askelement till växten, eftersom aktiviteten hos bakterier som bryter ned organiska fosforföreningar i marken och främjar övergången av järn- och aluminiumfosfater till kalciumfosfatsalter som är tillgängliga för växter förbättras. Kalkning av sura jordar förbättrar mikrobiologiska och biokemiska processer, vilket i sin tur ökar mängden nitrater, såväl som assimilerbara former av fosfor och kalium.

Effekten av kalkning på formerna och tillgängligheten av makronäringsämnen och spårämnen

Kalkning ökar mängden kalcium, och när du använder dolomitmjöl - magnesium. Samtidigt blir de giftiga formerna av mangan och aluminium olösliga och går över i den utfällda formen. Tillgången på grundämnen som järn, koppar, zink, mangan minskar. Kväve, svavel, kalium, kalcium, magnesium, fosfor och molybden blir mer tillgängliga.

Effekt av kalkning på verkan av fysiologiskt sura gödselmedel

Kalkning ökar effektiviteten hos fysiologiskt sura mineralgödselmedel, särskilt ammoniak och kaliumklorid.

Den positiva effekten av fysiologiskt sura gödselmedel bleknar utan kalk och kan med tiden förvandlas till en negativ. Så på de gödslade platserna är skörden ännu mindre än på de ogödslade. Kombinationen av kalkning med användning av gödningsmedel ökar deras effektivitet med 25–50 %.

Kalkning aktiverar enzymatiska processer i jorden, som indirekt bedömer dess fertilitet.

Sammanställt av: Grigorovskaya P.I.

Sidan tillagd: 05.12.13 00:40

Senast uppdaterad: 22/05/14 16:25

Litterära källor:

Glinka N.L. Allmän kemi. Lärobok för universitet. Förlag: L: Chemistry, 1985, s. 731

Mineev V.G. Agrokemi: Lärobok - 2:a upplagan, reviderad och kompletterad - M .: MGU Publishing House, KolosS Publishing House, 2004. - 720 s., L. ill.: sjuk. – (Klassisk universitetslärobok).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Mineralnäring av växter. Referenshandbok för studenter och trädgårdsmästare. Jekaterinburg, 1998. 79 sid.

Encyklopedi för barn. Volym 17. Kemi. / Huvud. ed. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000. - 640 s., ill.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrochemistry / Redigerad av B.A. Yagodina - M.: Kolos, 2002. - 584 s.: silt (Läroböcker och läromedel för studenter vid högre utbildningsanstalter).

Bilder (remastrade):

20 Ca Calcium, under licens CC BY

Kalciumbrist i vete, av CIMMYT, licensierad under CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalcium och dess roll för mänskligheten - Kemi

Kalcium och dess roll för mänskligheten

Introduktion

Att vara i naturen

Mottagande

Fysikaliska egenskaper

Kemiska egenskaper

Användningen av kalciumföreningar

Biologisk roll

Slutsats

Bibliografi

Introduktion

Kalcium är ett element i huvudundergruppen i den andra gruppen, den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element i D. I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det betecknas med symbolen Ca (lat. Kalcium). Det enkla ämnet kalcium (CAS-nummer: 7440-70-2) är en mjuk, reaktiv, silvervit alkalisk jordartsmetall.

Trots att element #20 är allmänt förekommande har inte ens kemister sett elementärt kalcium. Men denna metall, både externt och i beteende, är helt annorlunda än alkalimetaller, kontakt med vilka är fylld med fara för bränder och brännskador. Den kan förvaras säkert i luft, den antänds inte från vatten. De mekaniska egenskaperna hos elementärt kalcium gör det inte till ett "svart får" i metallfamiljen: kalcium överträffar många av dem i styrka och hårdhet; den kan vändas på en svarv, dras in i en tråd, smidas, pressas.

Och ändå används elementärt kalcium nästan aldrig som ett strukturellt material. Han är för aktiv för det. Kalcium reagerar lätt med syre, svavel, halogener. Även med kväve och väte, under vissa förhållanden, reagerar den. Miljön av koloxider, inert för de flesta metaller, är aggressiv för kalcium. Det brinner i en atmosfär av CO och CO2.

Namnets historia och ursprung

Namnet på elementet kommer från lat. calx (i genitivfallet calcis) -- "lime", "mjuk sten". Det föreslogs av den engelske kemisten Humphrey Davy, som 1808 isolerade kalciummetall genom den elektrolytiska metoden. Davy elektrolyserade en blandning av våtsläckt kalk med kvicksilveroxid HgO på en platinaplatta, som var anoden. En platinatråd nedsänkt i flytande kvicksilver fungerade som katod. Som ett resultat av elektrolys erhölls kalciumamalgam. Efter att ha kört bort kvicksilver från det fick Davy en metall som heter kalcium.

Kalciumföreningar - kalksten, marmor, gips (liksom kalk - en produkt av att bränna kalksten) har använts i konstruktionen för flera årtusenden sedan. Fram till slutet av 1700-talet ansåg kemister att kalk var en enkel kropp. År 1789 föreslog A. Lavoisier att kalk, magnesia, baryt, aluminiumoxid och kiseldioxid är komplexa ämnen.

Att vara i naturen

På grund av den höga kemiska aktiviteten av kalcium i den fria formen i naturen finns inte.

Kalcium står för 3,38% av massan av jordskorpan (5:e plats i överflöd efter syre, kisel, aluminium och järn).

Isotoper. Kalcium förekommer i naturen i form av en blandning av sex isotoper: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca och 48Ca, bland vilka den vanligaste - 40Ca - är 96,97%.

Av de sex naturligt förekommande kalciumisotoperna är fem stabila. Den sjätte 48Ca-isotopen, den tyngsta av de sex och mycket sällsynt (dess isotopförekomst är endast 0,187%), upptäcktes nyligen genomgå dubbel beta-sönderfall med en halveringstid på 5,3×1019 år.

i bergarter och mineraler. Det mesta av kalciumet finns i sammansättningen av silikater och aluminosilikater av olika bergarter (graniter, gnejser, etc.), särskilt i fältspat - anortit Ca.

I form av sedimentära bergarter representeras kalciumföreningar av krita och kalksten, huvudsakligen bestående av mineralet kalcit (CaCO3). Den kristallina formen av kalcit, marmor, är mycket mindre vanlig i naturen.

Kalciummineraler som kalcit CaCO3, anhydrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5h3O och gips CaSO4 2h3O, fluorit CaF2, apatiter Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3 är ganska utbredda. Närvaron av kalcium- och magnesiumsalter i naturligt vatten bestämmer dess hårdhet.

Kalcium, som vandrar kraftigt i jordskorpan och ackumuleras i olika geokemiska system, bildar 385 mineral (fjärde i antal mineraler).

Migration i jordskorpan. I den naturliga migrationen av kalcium spelas en betydande roll av "karbonatjämvikten", förknippad med den reversibla reaktionen av interaktionen av kalciumkarbonat med vatten och koldioxid med bildandet av lösligt bikarbonat:

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

(jämvikten skiftar åt vänster eller höger beroende på koncentrationen av koldioxid).

biogen migration. I biosfären finns kalciumföreningar i nästan alla djur- och växtvävnader (se även nedan). En betydande mängd kalcium är en del av levande organismer. Så, hydroxiapatit Ca5 (PO4) 3OH, eller, på annat sätt, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 är grunden för benvävnaden hos ryggradsdjur, inklusive människor; skal och skal från många ryggradslösa djur, äggskal etc. är sammansatta av kalciumkarbonat CaCO3. I levande vävnader hos människor och djur, 1,4-2% Ca (i massfraktion); i en människokropp som väger 70 kg är kalciumhalten cirka 1,7 kg (främst i sammansättningen av den intercellulära substansen i benvävnad).

Mottagande

Fritt metalliskt kalcium erhålls genom elektrolys av en smälta bestående av CaCl2 (75-80%) och KCl eller från CaCl2 och CaF2, samt genom aluminotermisk reduktion av CaO vid 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fysikaliska egenskaper

Kalciummetall finns i två allotropa modifikationer. Upp till 443 °C, stabil?-Ca med ett kubiskt ytcentrerat gitter (parameter a = 0,558 nm), över stabilt?-Ca med ett kubiskt kroppscentrerat gitter av typen?-Fe (parameter a = 0,448 nm) . Standard entalpi H0 övergång? > ? är 0,93 kJ/mol.

Kemiska egenskaper

Kalcium är en typisk jordalkalimetall. Den kemiska aktiviteten hos kalcium är hög, men lägre än för alla andra jordalkalimetaller. Det reagerar lätt med syre, koldioxid och fukt i luften, på grund av vilket ytan av kalciummetall vanligtvis är matt grå, så kalcium lagras vanligtvis i laboratoriet, liksom andra alkaliska jordartsmetaller, i en tättsluten burk under ett lager fotogen eller flytande paraffin.

I serien av standardpotentialer finns kalcium till vänster om väte. Standardelektrodpotentialen för Ca2+/Ca0-paret är ?2,84 V, så att kalcium aktivt reagerar med vatten, men utan antändning:

Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 ^ + Q.

Med aktiva icke-metaller (syre, klor, brom) reagerar kalcium under normala förhållanden:

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

Vid upphettning i luft eller syre antänds kalcium. Med mindre aktiva icke-metaller (väte, bor, kol, kisel, kväve, fosfor och andra) interagerar kalcium vid upphettning, till exempel:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kalciumfosfid), kalciumfosfider av CaP- och CaP5-kompositioner är också kända;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalciumsilicid), kalciumsilicider med kompositionerna CaSi, Ca3Si4 och CaSi2 är också kända.

Förloppet av ovanstående reaktioner åtföljs som regel av frigörandet av en stor mängd värme (det vill säga dessa reaktioner är exotermiska). I alla föreningar med icke-metaller är oxidationstillståndet för kalcium +2. De flesta av kalciumföreningarna med icke-metaller bryts lätt ned av vatten, till exempel:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2 ^,

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

Ca2+-jonen är färglös. När lösliga kalciumsalter tillsätts lågan blir lågan tegelröd.

Kalciumsalter som CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid och Ca(NO3)2-nitrat är mycket lösliga i vatten. CaF2-fluorid, CaCO3-karbonat, CaSO4-sulfat, Ca3(PO4)2-ortofosfat, CaC2O4-oxalat och några andra är olösliga i vatten.

Av stor betydelse är det faktum att surt kalciumkarbonat (hydrokarbonat) Ca(HCO3)2, till skillnad från kalciumkarbonat CaCO3, är lösligt i vatten. I naturen leder detta till följande processer. När kallt regn eller flodvatten, mättat med koldioxid, tränger in under jorden och faller på kalkstenar, observeras deras upplösning:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

På samma ställen där vatten mättat med kalciumbikarbonat kommer till jordens yta och värms upp av solens strålar, sker den omvända reaktionen:

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

Så i naturen sker en överföring av stora massor av ämnen. Som ett resultat kan enorma luckor bildas under jorden, och vackra sten "istappar" - stalaktiter och stalagmiter - bildas i grottorna.

Närvaron av löst kalciumbikarbonat i vatten bestämmer till stor del vattnets tillfälliga hårdhet. Det kallas tillfälligt eftersom när vatten kokas sönderdelas bikarbonatet och CaCO3 fälls ut. Detta fenomen leder till exempel till att det med tiden bildas kalk i grytan.

Tillämpningar av metalliskt kalcium

Den huvudsakliga användningen av kalciummetall är som reduktionsmedel vid tillverkning av metaller, särskilt nickel, koppar och rostfritt stål. Kalcium och dess hydrid används också för att erhålla svåråterhämtade metaller som krom, torium och uran. Legeringar av kalcium med bly används i batterier och lagerlegeringar. Kalciumgranulat används också för att avlägsna spår av luft från elektrovakuumapparater.

Metalltermi

Rent metalliskt kalcium används i stor utsträckning inom metallotermi för att erhålla sällsynta metaller.

Legering

Rent kalcium används för att legera bly som används för tillverkning av batteriplattor, underhållsfria startbatterier med låg självurladdning. Metalliskt kalcium används också för produktion av högkvalitativa kalciumbabbits BKA.

Kärnfusion

48Ca-isotopen är det mest effektiva och mest använda materialet för produktion av supertunga grundämnen och upptäckten av nya grundämnen i det periodiska systemet. Till exempel, vid användning av 48Ca-joner för att producera supertunga grundämnen i acceleratorer, bildas dessa grundämnens kärnor hundratals och tusentals gånger mer effektivt än när man använder andra "projektiler" (joner).

Användningen av kalciumföreningar

kalciumhydrid. Genom att värma upp kalcium i väteatmosfär erhålls Cah3 (kalciumhydrid) som används inom metallurgi (metallotermi) och vid framställning av väte i fält.

Optiska och lasermaterial Kalciumfluorid (fluorit) används i form av enkristaller i optik (astronomiska objektiv, linser, prismor) och som lasermaterial. Kalciumwolframat (scheelit) i form av enkristaller används i laserteknik, och även som en scintillator.

kalciumkarbid. Kalciumkarbid CaC2 används i stor utsträckning för att erhålla acetylen och för att reducera metaller, såväl som vid produktion av kalciumcyanamid (genom att värma kalciumkarbid i kväve vid 1200 ° C är reaktionen exoterm, utförs i cyanamidugnar).

Kemiska strömkällor. Kalcium, liksom dess legeringar med aluminium och magnesium, används i reservvärmeelektriska batterier som en anod (till exempel ett kalcium-kromatelement). Kalciumkromat används i sådana batterier som katoden. En egenskap hos sådana batterier är en extremt lång hållbarhet (årtionden) i ett användbart tillstånd, förmågan att fungera under alla förhållanden (utrymme, högt tryck), hög specifik energi i vikt och volym. Nackdelen är den korta varaktigheten. Sådana batterier används där det är nödvändigt att skapa kolossal elektrisk kraft under en kort tid (ballistiska missiler, vissa rymdfarkoster, etc.).

Eldfasta material. Kalciumoxid, både i fri form och som en del av keramiska blandningar, används vid tillverkning av eldfasta material.

Mediciner. Kalciumföreningar används ofta som antihistamin.

Kalciumklorid

Kalciumglukonat

kalciumglycerofosfat

Dessutom införs kalciumföreningar i preparat för att förebygga osteoporos, i vitaminkomplex för gravida kvinnor och äldre.

Biologisk roll

Kalcium är ett vanligt makronäringsämne i växter, djur och människor. Hos människor och andra ryggradsdjur finns det mesta i skelettet och tänderna i form av fosfater. Skeletten hos de flesta grupper av ryggradslösa djur (svampar, korallpolyper, blötdjur, etc.) är sammansatta av olika former av kalciumkarbonat (kalk). Kalciumjoner är involverade i processerna för blodkoagulering, såväl som i att upprätthålla ett konstant osmotiskt tryck i blodet. Kalciumjoner fungerar också som en av de universella andra budbärarna och reglerar en mängd olika intracellulära processer - muskelkontraktion, exocytos, inklusive utsöndring av hormoner och neurotransmittorer, etc. Kalciumkoncentrationen i cytoplasman hos mänskliga celler är cirka 10–7 mol, i intercellulära vätskor ca 10 -3 mol.

Behovet av kalcium beror på ålder. För vuxna är det dagliga intaget från 800 till 1000 milligram (mg) och för barn från 600 till 900 mg, vilket är mycket viktigt för barn på grund av skelettets intensiva tillväxt. Det mesta av det kalcium som kommer in i människokroppen med mat finns i mejeriprodukter, det återstående kalciumet finns i kött, fisk och vissa vegetabiliska livsmedel (baljväxter är särskilt rika). Absorptionen sker både i tjock- och tunntarmen och underlättas av en sur miljö, vitamin D och vitamin C, laktos och omättade fettsyror. Magnesiums roll i kalciummetabolismen är också viktig, med sin brist "tvättas kalcium ur" benen och deponeras i njurar (njursten) och muskler.

Assimilering av kalcium förhindras av aspirin, oxalsyra, östrogenderivat. I kombination med oxalsyra ger kalcium vattenolösliga föreningar som är komponenter i njursten.

På grund av det stora antalet processer som är förknippade med kalcium regleras innehållet av kalcium i blodet exakt, och med rätt näring uppstår inte brist. Långvarig frånvaro från kosten kan orsaka kramper, ledvärk, dåsighet, tillväxtstörningar och förstoppning. En djupare brist leder till bestående muskelkramper och osteoporos. Missbruk av kaffe och alkohol kan vara orsakerna till kalciumbrist, eftersom en del av det utsöndras i urinen.

Överdrivna doser av kalcium och vitamin D kan orsaka hyperkalcemi, följt av intensiv förkalkning av ben och vävnader (som främst påverkar urinvägarna). Ett långvarigt överskott stör funktionen av muskel- och nervvävnader, ökar blodkoaguleringen och minskar upptaget av zink av benceller. Den maximala dagliga säkra dosen för en vuxen är 1500 till 1800 milligram.

Produkter Kalcium, mg/100 g

Sesam 783

Nässla 713

Malvaskog 505

Groblad big 412

Galinsoga 372

Sardiner i olja 330

Budra murgröna 289

Hundnypon 257

Mandel 252

Groblad lansettliknande. 248

Hasselnöt 226

Amarantfrö 214

Vattenkrasse 214

Sojabönor torra 201

Barn under 3 år - 600 mg.

Barn 4 till 10 år - 800 mg.

Barn 10 till 13 år - 1000 mg.

Ungdomar 13 till 16 år gamla - 1200 mg.

Ungdom 16 och äldre - 1000 mg.

Vuxna 25 till 50 år - 800 till 1200 mg.

Gravida och ammande kvinnor - 1500 till 2000 mg.

Slutsats

Kalcium är ett av de mest förekommande grundämnena på jorden. Det finns mycket av det i naturen: bergskedjor och lerstenar bildas av kalciumsalter, det finns i havs- och flodvatten och är en del av växt- och djurorganismer.

Kalcium omger ständigt stadsborna: nästan alla huvudbyggnadsmaterial - betong, glas, tegel, cement, kalk - innehåller detta element i betydande mängder.

Naturligtvis, med sådana kemiska egenskaper, kan kalcium inte hittas i naturen i ett fritt tillstånd. Men kalciumföreningar – både naturliga och konstgjorda – har blivit av största vikt.

Bibliografi

1. Redaktionsråd: Knunyants I. L. (chefredaktör) Chemical Encyclopedia: i 5 volymer - Moskva: Soviet Encyclopedia, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 sid.

2. Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 sidor med illustrationer.

3. Dotsenko VA. - Terapeutisk och förebyggande näring. - Q. nutrition, 2001 - N1-s.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalcium- och benmetabolism // I: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

vetenskapens värld

Kalcium är ett metalliskt grundämne i huvudundergruppen II i grupp 4 under perioden för det periodiska systemet av kemiska grundämnen. Den tillhör familjen alkaliska jordartsmetaller. Kalciumatomens yttre energinivå innehåller 2 parade s-elektroner

Vilket han kan ge energiskt under kemiska interaktioner. Således är kalcium ett reduktionsmedel och har i dess föreningar ett oxidationstillstånd på +2. I naturen förekommer kalcium endast i form av salter. Massfraktionen av kalcium i jordskorpan är 3,6 %. Det huvudsakliga naturliga kalciummineralet är kalcit CaCO3 och dess sorter - kalksten, krita, marmor. Det finns också levande organismer (till exempel koraller), vars ryggrad huvudsakligen består av kalciumkarbonat. Viktiga kalciummineraler är också dolomit CaCO3 MgCO3, fluorit CaF2, gips CaSO4 2h3O, apatit, fältspat, etc. Kalcium spelar en viktig roll i levande organismers liv. Massfraktionen av kalcium i människokroppen är 1,4-2%. Det är en del av tänderna, benen, andra vävnader och organ, deltar i blodkoagulationsprocessen, stimulerar hjärtaktiviteten. För att förse kroppen med en tillräcklig mängd kalcium är det absolut nödvändigt att konsumera mjölk och mejeriprodukter, gröna grönsaker, fisk Det enkla ämnet kalcium är en typisk silvervit metall. Den är ganska hård, plastig, har en densitet på 1,54 g/cm3 och en smältpunkt på 842? C. Kemiskt sett är kalcium mycket aktivt. Under normala förhållanden interagerar den lätt med syre och fukt i luften, så den förvaras i hermetiskt tillslutna kärl. Vid upphettning i luft antänds kalcium och bildar en oxid: 2Ca + O2 = 2CaO Kalcium reagerar med klor och brom vid upphettning och med fluor även i kyla. Produkterna av dessa reaktioner är motsvarande halogenider, till exempel: Ca + Cl2 = CaCl2 När kalcium värms upp med svavel bildas kalciumsulfid: Ca + S = CaS Kalcium kan även reagera med andra icke-metaller Interaktion med vatten leder till bildning av svårlöslig kalciumhydroxid och utveckling av gasformigt väte: Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3. Kalciummetall används i stor utsträckning. Det används som en rozkisnik vid tillverkning av stål och legeringar, som ett reduktionsmedel för produktion av vissa eldfasta metaller.

Kalcium erhålls genom elektrolys av en kalciumkloridsmälta. Således erhölls kalcium först 1808 av Humphry Davy.

worldofscience.ru

Historia om kalcium

Kalcium upptäcktes 1808 av Humphry Davy, som genom elektrolys av släckt kalk och kvicksilveroxid erhöll kalciumamalgam, som ett resultat av processen för destillation av kvicksilver från vilket metallen fanns kvar, som fick namnet kalcium. på latin kalk låter som calx, det var detta namn som valdes av den engelska kemisten för det upptäckta ämnet.

Kalcium är ett grundämne i huvudundergruppen II i grupp IV av perioden för det periodiska systemet av kemiska element D.I. Mendeleev, har ett atomnummer på 20 och en atommassa på 40,08. Den accepterade beteckningen är Ca (från latin - Kalcium).

Fysiska och kemiska egenskaper

Kalcium är en reaktiv, mjuk, silvervit alkalimetall. På grund av interaktionen med syre och koldioxid mattas metallens yta, så kalcium behöver en speciell lagringsregim - en tätt sluten behållare i vilken metallen hälls med ett lager av flytande paraffin eller fotogen.

Kalcium är det mest välkända av de spårämnen som behövs för en person, det dagliga behovet av det är från 700 till 1500 mg för en frisk vuxen, men det ökar under graviditet och amning, detta måste beaktas och kalcium bör tas i form av droger.

Att vara i naturen

Kalcium har en mycket hög kemisk aktivitet, därför förekommer det inte i naturen i en fri (ren) form. Ändå är det den femte vanligaste i jordskorpan, i form av föreningar finns den i sedimentära (kalksten, krita) och stenar (granit), anoritfältspat innehåller mycket kalcium.

Det är brett distribuerat i levande organismer, dess närvaro finns i växter, djur och mänskliga organismer, där det finns huvudsakligen i sammansättningen av tänder och benvävnad.

Kalciumabsorption

Ett hinder för den normala absorptionen av kalcium från livsmedel är konsumtionen av kolhydrater i form av godis och alkalier, som neutraliserar saltsyran i magen, vilket är nödvändigt för att lösa upp kalcium. Processen för kalciumabsorption är ganska komplicerad, så ibland räcker det inte att bara få det med mat, ett extra intag av mikroelementet är nödvändigt.

Interaktion med andra

För att förbättra absorptionen av kalcium i tarmarna är det nödvändigt, vilket tenderar att underlätta processen för kalciumabsorption. När man tar kalcium (i form av kosttillskott) i processen att äta, blockeras absorptionen, men att ta kalciumtillskott separat från mat påverkar inte denna process på något sätt.

Nästan allt av kroppens kalcium (1 till 1,5 kg) finns i ben och tänder. Kalcium är involverat i processerna för nervvävnads excitabilitet, muskelkontraktilitet, blodkoaguleringsprocesser, är en del av cellkärnan och membranen i celler, cell- och vävnadsvätskor, har antiallergiska och antiinflammatoriska effekter, förhindrar acidos, aktiverar ett antal enzymer och hormoner. Kalcium är också involverat i regleringen av cellmembranets permeabilitet och har motsatt effekt.

Tecken på kalciumbrist

Tecken på brist på kalcium i kroppen är sådana, vid första anblicken, orelaterade symtom:

• nervositet, humörförsämring;
• kardiopalmus;
• kramper, domningar i armar och ben;
• tillväxthämning och barn;
• högt blodtryck;
• delaminering och bräcklighet av naglar;
• smärta i lederna, sänka "smärttröskeln";
• riklig menstruation.

Orsaker till kalciumbrist

Orsakerna till kalciumbrist kan vara obalanserad kost (särskilt svält), lågt kalciuminnehåll i maten, rökning och beroende av kaffe och koffeinhaltiga drycker, dysbakterier, njursjukdomar, sköldkörteln, graviditet, amningsperioder och klimakteriet.

Överskott av kalcium, som kan uppstå vid överdriven konsumtion av mejeriprodukter eller okontrollerat intag av läkemedel, kännetecknas av kraftig törst, illamående, kräkningar, aptitlöshet, svaghet och ökad urinering.

Användningen av kalcium i livet

Kalcium har funnits i metallotermisk produktion av uran, i form av naturliga föreningar används det som råmaterial för framställning av gips och cement, som ett medel för desinfektion (alla vet bleka).

Kalcium är ett element i huvudundergruppen i den andra gruppen, den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element, med atomnummer 20. Det betecknas med symbolen Ca (lat. Kalcium). Det enkla ämnet kalcium (CAS-nummer: 7440-70-2) är en mjuk, reaktiv, silvervit jordalkalimetall.

Namnets historia och ursprung

Namnet på elementet kommer från lat. calx (i genitivfallet calcis) - "lime", "mjuk sten". Det föreslogs av den engelske kemisten Humphrey Davy, som 1808 isolerade kalciummetall genom den elektrolytiska metoden. Davy elektrolyserade en blandning av våtsläckt kalk med kvicksilveroxid HgO på en platinaplatta, som var anoden. En platinatråd nedsänkt i flytande kvicksilver fungerade som katod. Som ett resultat av elektrolys erhölls kalciumamalgam. Efter att ha kört bort kvicksilver från det fick Davy en metall som heter kalcium.
Kalciumföreningar - kalksten, marmor, gips (liksom kalk - en produkt av att bränna kalksten) har använts i konstruktionen för flera årtusenden sedan. Fram till slutet av 1700-talet ansåg kemister att kalk var en enkel kropp. År 1789 föreslog A. Lavoisier att kalk, magnesia, baryt, aluminiumoxid och kiseldioxid är komplexa ämnen.

Mottagande

Fritt metalliskt kalcium erhålls genom elektrolys av en smälta bestående av CaCl 2 (75-80%) och KCl eller från CaCl 2 och CaF 2, samt aluminotermisk reduktion av CaO vid 1170-1200 ° C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.

Fysikaliska egenskaper

Kalciummetall finns i två allotropa modifikationer. Upp till 443 °C är α-Ca med ett kubiskt ansiktscentrerat gitter stabilt (parameter a = 0,558 nm), ovanför β-Ca är stabilt med ett kubiskt kroppscentrerat gitter av typen α-Fe (parameter a = 0,448 nm). Standardentalpin ΔH 0 för α → β-övergången är 0,93 kJ/mol.
Med en gradvis ökning av trycket börjar den visa egenskaperna hos en halvledare, men blir inte en halvledare i ordets fulla bemärkelse (det är inte längre en metall heller). Med en ytterligare ökning av trycket återgår den till det metalliska tillståndet och börjar uppvisa supraledande egenskaper (supraledningstemperaturen är sex gånger högre än den för kvicksilver och överstiger vida alla andra element i konduktivitet). Det unika beteendet hos kalcium liknar på många sätt strontium (d.v.s. parallellerna i det periodiska systemet bevaras).

Kemiska egenskaper

Kalcium är en typisk jordalkalimetall. Den kemiska aktiviteten hos kalcium är hög, men lägre än för alla andra jordalkalimetaller. Det reagerar lätt med syre, koldioxid och fukt i luften, på grund av vilket ytan av kalciummetall vanligtvis är matt grå, så kalcium lagras vanligtvis i laboratoriet, liksom andra alkaliska jordartsmetaller, i en tättsluten burk under ett lager fotogen eller flytande paraffin.

Kalcium

KALCIUM-Jag; m.[från lat. calx (calcis) - lime] Ett kemiskt grundämne (Ca), en silvervit metall som ingår i kalksten, marmor osv.

◁ Kalcium, th, th. K-salter.

kalcium

(lat. Kalcium), ett kemiskt grundämne i grupp II i det periodiska systemet, tillhör jordalkalimetallerna. Namn från lat. calx, genitiv calcis - lime. Silvervit metall, densitet 1,54 g/cm 3, t pl 842ºC. Vid normala temperaturer oxiderar det lätt i luften. När det gäller prevalens i jordskorpan upptar den 5:e platsen (mineraler kalcit, gips, fluorit, etc.). Som ett aktivt reduktionsmedel används det för att erhålla U, Th, V, Cr, Zn, Be och andra metaller från deras föreningar, för att deoxidera stål, brons, etc. Det ingår i sammansättningen av antifriktionsmaterial. Kalciumföreningar används i konstruktion (kalk, cement), kalciumberedningar - i medicin.

KALCIUM

KALCIUM (lat. Kalcium), Ca (läs "kalcium"), ett kemiskt grundämne med atomnummer 20, är ​​beläget i den fjärde perioden i grupp IIA av det periodiska systemet av Mendeleevs grundämnen; atommassa 40,08. Tillhör antalet alkaliska jordartsmetaller (centimeter. ALKALISKA JORDMETALLER).
Naturligt kalcium består av en blandning av nuklider (centimeter. NUKLID) med massatal 40 (i en blandning av massa 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) och 46 (0,003%). Konfiguration av yttre elektronskikt 4 s 2 . I nästan alla föreningar är oxidationstillståndet för kalcium +2 (valens II).
Radien för den neutrala kalciumatomen är 0,1974 nm, radien för Ca 2+-jonen är från 0,114 nm (för koordinationsnummer 6) till 0,148 nm (för koordinationsnummer 12). De sekventiella joniseringsenergierna för en neutral kalciumatom är 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 respektive 84,5 eV. På Pauling-skalan är kalciums elektronegativitet cirka 1,0. I sin fria form är kalcium en silvervit metall.
Upptäcktshistoria
Kalciumföreningar finns överallt i naturen, så mänskligheten har varit bekant med dem sedan urminnes tider. Kalk har använts i byggbranschen under lång tid. (centimeter. KALK)(snabbkalk och släckt), som länge ansågs vara ett enkelt ämne, "jord". Men 1808 den engelske vetenskapsmannen G. Davy (centimeter. DEVI Humphrey) lyckats få en ny metall från kalk. För att göra detta utsatte Davy för elektrolys en blandning av lätt fuktad släckt kalk med kvicksilveroxid och isolerade en ny metall från amalgamet som bildades på kvicksilverkatoden, som han kallade kalcium (av latin calx, släktet calcis - kalk). I Ryssland kallades denna metall för en tid "kalksten".
Att vara i naturen
Kalcium är ett av de mest förekommande grundämnena på jorden. Det står för 3,38% av massan av jordskorpan (5:e plats i överflöd efter syre, kisel, aluminium och järn). På grund av den höga kemiska aktiviteten av kalcium i den fria formen i naturen finns inte. Det mesta av kalciumet finns i silikater. (centimeter. SILIKAT) och aluminiumsilikater (centimeter. ALUMOSILIKATER) olika stenar (graniter (centimeter. GRANIT), gnejsar (centimeter. GNEJS) och så vidare.). I form av sedimentära bergarter representeras kalciumföreningar av krita och kalksten, huvudsakligen bestående av mineralet kalcit. (centimeter. CALCITE)(CaCO3). Den kristallina formen av kalcit - marmor - finns i naturen mycket mindre ofta.
Kalciummineraler som kalksten är ganska utbredda. (centimeter. KALKSTEN)СaCO 3 , anhydrit (centimeter. ANHYDRIT) CaSO 4 och gips (centimeter. GIPS) CaS04 2H2O, fluorit (centimeter. FLUSSPAT) CaF2, apatit (centimeter. APATIT) Ca5 (PO4)3 (F, Cl, OH), dolomit (centimeter. DOLOMIT) MgCO 3 CaCO 3. Närvaron av kalcium- och magnesiumsalter i naturligt vatten bestämmer dess hårdhet. (centimeter. VATTENS HÅRDHET). En betydande mängd kalcium är en del av levande organismer. Så, hydroxylapatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH), eller, i en annan post, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - basen för benvävnaden hos ryggradsdjur, inklusive människor; skal och skal från många ryggradslösa djur, äggskal etc. är gjorda av kalciumkarbonat CaCO 3.
Mottagande
Kalciummetall erhålls genom elektrolys av en smälta bestående av CaCl 2 (75-80%) och KCl eller från CaCl 2 och CaF 2, samt aluminotermisk reduktion av CaO vid 1170-1200 ° C:
4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.
Fysiska och kemiska egenskaper
Kalciummetall finns i två allotropa modifikationer (se Allotropi (centimeter. ALLOTROPI)). Upp till 443 °C är a-Ca med ett kubiskt ytcentrerat gitter stabilt (parameter a = 0,558 nm), över b-Ca är stabilt med ett kubiskt kroppscentrerat gitter av typen a-Fe (parameter a = 0,448 nm). Smältpunkten för kalcium är 839 ° C, kokpunkten är 1484 ° C, densiteten är 1,55 g / cm 3.
Den kemiska aktiviteten hos kalcium är hög, men lägre än för alla andra jordalkalimetaller. Den reagerar lätt med syre, koldioxid och fukt i luften, på grund av vilken ytan av kalciummetall vanligtvis är matt grå, så i laboratoriet lagras kalcium vanligtvis, liksom andra alkaliska jordartsmetaller, i en tättsluten burk under ett lager av fotogen.
I serien av standardpotentialer finns kalcium till vänster om väte. Standardelektrodpotentialen för Ca 2+ /Ca 0-paret är -2,84 V, så att kalcium aktivt reagerar med vatten:
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.
Med aktiva icke-metaller (syre, klor, brom) reagerar kalcium under normala förhållanden:
2Ca + O2 \u003d 2CaO; Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.
Vid upphettning i luft eller syre antänds kalcium. Med mindre aktiva icke-metaller (väte, bor, kol, kisel, kväve, fosfor och andra) interagerar kalcium vid upphettning, till exempel:
Ca + H 2 \u003d CaH 2 (kalciumhydrid),
Ca + 6B = CaB 6 (kalciumborid),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalciumnitrid)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (kalciumkarbid)
3Ca + 2P = Ca3P2 (kalciumfosfid), kalciumfosfider av CaP- och CaP5-kompositioner är också kända;
2Ca + Si \u003d Ca2Si (kalciumsilicid), kalciumsilicider av kompositionerna CaSi, Ca3Si4 och CaSi2 är också kända.
Förloppet av ovanstående reaktioner åtföljs som regel av frigöring av en stor mängd värme (dvs dessa reaktioner är exotermiska). I alla föreningar med icke-metaller är oxidationstillståndet för kalcium +2. De flesta av kalciumföreningarna med icke-metaller bryts lätt ned av vatten, till exempel:
CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,
Ca3N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Kalciumoxid är vanligtvis basisk. I laboratoriet och tekniken erhålls det genom termisk nedbrytning av karbonater:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2.
Teknisk kalciumoxid CaO kallas bränd kalk.
Det reagerar med vatten och bildar Ca (OH) 2 och frigör en stor mängd värme:
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.
Ca (OH) 2 som erhålls på detta sätt kallas vanligtvis släckt kalk eller kalkmjölk (centimeter. LIME MJÖLK) på grund av det faktum att lösligheten av kalciumhydroxid i vatten är låg (0,02 mol / l vid 20 ° C), och när den läggs till vatten bildas en vit suspension.
Vid interaktion med sura oxider bildar CaO salter, till exempel:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3; CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Ca 2+-jonen är färglös. När kalciumsalter tillsätts lågan blir lågan tegelröd.
Kalciumsalter såsom CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid och Ca(NO3)2-nitrat är mycket lösliga i vatten. CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 medelortofosfat, CaC 2 O 4 oxalat och några andra är olösliga i vatten.
Viktigt är det faktum att, till skillnad från det genomsnittliga kalciumkarbonatet CaCO 3, är surt kalciumkarbonat (hydrokarbonat) Ca (HCO 3) 2 lösligt i vatten. I naturen leder detta till följande processer. När kallt regn eller flodvatten, mättat med koldioxid, tränger in under jorden och faller på kalkstenar, observeras deras upplösning:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
På samma ställen där vatten mättat med kalciumbikarbonat kommer till jordens yta och värms upp av solens strålar, sker den omvända reaktionen:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Så i naturen sker en överföring av stora massor av ämnen. Som ett resultat kan enorma dopp bildas under jorden (se Karst (centimeter. Karst (naturfenomen))), och vackra sten "istappar" - stalaktiter bildas i grottorna (centimeter. STALAPTITES (mineralformationer)) och stalagmiter (centimeter. STALAGMITER).
Närvaron av löst kalciumbikarbonat i vatten bestämmer till stor del vattnets tillfälliga hårdhet. (centimeter. VATTENS HÅRDHET). Det kallas tillfälligt eftersom när vatten kokas sönderdelas bikarbonatet och CaCO 3 fälls ut. Detta fenomen leder till exempel till att det med tiden bildas kalk i grytan.
Användningen av kalcium och dess föreningar
Metalliskt kalcium används för metallotermisk produktion av uran (centimeter. Uran (kemiskt grundämne)), torium (centimeter. THORIUM) titan (centimeter. TITANIUM (kemiskt grundämne)) zirkonium (centimeter. ZIRKONIUM) cesium (centimeter. CESIUM) och rubidium (centimeter. RUBIDIUM).
Naturliga kalciumföreningar används i stor utsträckning vid tillverkning av bindemedel (cement (centimeter. CEMENT), gips (centimeter. GIPS), lime, etc.). Bindningseffekten av släckt kalk bygger på att kalciumhydroxid över tid reagerar med koldioxid i luften. Som ett resultat av den pågående reaktionen bildas nålliknande kristaller av CaCO3-kalcit, som växer till närliggande stenar, tegelstenar och andra byggnadsmaterial och, så att säga, svetsar dem till en enda helhet. Kristallint kalciumkarbonat - marmor - fint ytmaterial. Krita används för kalkning. Stora mängder kalksten förbrukas vid tillverkning av tackjärn, eftersom de gör det möjligt att överföra eldfasta föroreningar av järnmalm (till exempel kvarts SiO 2) till relativt lågsmältande slagg.
Blekmedel är mycket effektivt som desinfektionsmedel. (centimeter. BLEKNINGSPULVER)- "blekmedel" Ca(OCl)Cl - blandad klorid och kalciumhypoklorit (centimeter. KALCIUMHYPOKLORIT) med hög oxidationsförmåga.
Kalciumsulfat används också i stor utsträckning, som finns både i form av en vattenfri förening och i form av kristallina hydrater - det så kallade "halvvattenhaltiga" sulfatet - alabaster (centimeter. ALEVIZ FRYAZIN (milanesiska)) CaSO 4 0,5H 2 O och tvåvattenssulfat - gips CaSO 4 2H 2 O. Gips används i stor utsträckning inom konstruktion, skulptur, för tillverkning av stuckatur och olika konstprodukter. Gips används också inom medicin för att fixera ben vid frakturer.
Kalciumklorid CaCl 2 används tillsammans med bordssalt för att bekämpa isbildning av vägytor. Kalciumfluorid CaF 2 är ett utmärkt optiskt material.
kalcium i kroppen
Kalcium är ett biogent grundämne (centimeter. BIOGENA ELEMENT), ständigt närvarande i vävnaderna hos växter och djur. En viktig komponent i mineralmetabolismen hos djur och människor och växternas mineralnäring, kalcium utför en mängd olika funktioner i kroppen. Innehåller apatit (centimeter. APATIT), samt kalciumsulfat och karbonat bildar mineralkomponenten i benvävnad. Människokroppen som väger 70 kg innehåller cirka 1 kg kalcium. Kalcium är involverat i arbetet med jonkanaler (centimeter. JONKANALER), som utför transporten av ämnen genom biologiska membran, i överföringen av en nervimpuls (centimeter. NERVIMPULS), i processen för blodkoagulering (centimeter. BLODKOAGULERING) och befruktning. Kalciferoler reglerar kalciummetabolismen i kroppen (centimeter. CALCIFEROLS)(vitamin D). Brist eller överskott av kalcium leder till olika sjukdomar - rakitis (centimeter. ENGELSKA SJUKAN), förkalkning (centimeter. CALCINOS) etc. Därför bör människoföda innehålla kalciumföreningar i rätt mängd (800-1500 mg kalcium per dag). Kalciumhalten är hög i mejeriprodukter (som keso, ost, mjölk), vissa grönsaker och andra livsmedel. Kalciumpreparat används i stor utsträckning inom medicin.

encyklopedisk ordbok. 2009 .

Synonymer:

Se vad "kalcium" är i andra ordböcker:

- (Ca) gul glänsande och formbar metall. Specifik vikt 1.6. Ordbok med främmande ord som ingår i det ryska språket. Pavlenkov F., 1907. KALCIUM (ny lat. kalcium, från lat. calx kalk). Silverfärgad metall. Ordbok med främmande ord, ... ... Ordbok med främmande ord i ryska språket

KALCIUM- KALCIUM, Kalcium, kemi. element, röding. Ca, blank, silvervit metall med kristallin. spricka, tillhörande gruppen alkaliska jordartsmetaller. Oud. vikt 1,53; på. V. 40,07; smältpunkt 808°. Sa är en av de mycket ... ... Big Medical Encyclopedia

- (Kalcium), Ca, ett kemiskt element i grupp II i det periodiska systemet, atomnummer 20, atommassa 40,08; avser alkaliska jordartsmetaller; smp 842°C. Ingår i benvävnaden hos ryggradsdjur, blötdjursskal, äggskal. Kalcium ... ... Modern Encyclopedia

Metallen är silvervit, viskös, formbar, snabbt oxiderande i luft. Smälthastighet pa 800 810°. I naturen förekommer det i form av olika salter, som bildar avlagringar av krita, kalksten, marmor, fosforiter, apatiter, gips etc. På det gula. dor … … Teknisk järnvägsordbok

- (lat. Calcium) Ca, ett kemiskt element i grupp II i det periodiska systemet, atomnummer 20, atommassa 40,078, tillhör de alkaliska jordartsmetallerna. Namnet kommer från latinets calx, genitiv calcis lime. Silvervit metall, ... ... Stor encyklopedisk ordbok

Kalcium är ett element i huvudundergruppen i den andra gruppen, den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev, med atomnummer 20. Det betecknas med symbolen Ca (lat. Kalcium). Det enkla ämnet kalcium är en mjuk, reaktiv, silvervit jordalkalimetall.

Kalcium i miljön

Det finns mycket av det i naturen: bergskedjor och lerstenar bildas av kalciumsalter, det finns i havs- och flodvatten och är en del av växt- och djurorganismer. Kalcium står för 3,38% av massan av jordskorpan (5:e plats i överflöd efter syre, kisel, aluminium och järn).

Isotoper av kalcium

Kalcium förekommer i naturen som en blandning av sex isotoper: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca och 48 Ca, bland vilka den vanligaste - 40 Ca - är 96,97%.

Av de sex naturligt förekommande kalciumisotoperna är fem stabila. Den sjätte isotopen 48Ca, den tyngsta av de sex och mycket sällsynta (dess isotopförekomst är endast 0,187%), upptäcktes nyligen genomgå dubbel beta-sönderfall med en halveringstid på 5,3×10 19 år.

Innehållet av kalcium i bergarter och mineraler

Det mesta av kalciumet finns i sammansättningen av silikater och aluminosilikater av olika bergarter (graniter, gnejser, etc.), särskilt i fältspat - anortit Ca.

I form av sedimentära bergarter representeras kalciumföreningar av krita och kalksten, huvudsakligen bestående av mineralet kalcit (CaCO 3). Den kristallina formen av kalcit - marmor - finns i naturen mycket mindre ofta.

Kalciummineraler såsom kalcit CaCO 3 , anhydrit CaSO 4 , alabaster CaSO 4 0,5H 2 O och gips CaSO 4 2H 2 O, fluorit CaF 2 , apatiter Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit MgCO 3 CaCO3. Närvaron av kalcium- och magnesiumsalter i naturligt vatten bestämmer dess hårdhet.

Kalcium, som vandrar kraftigt i jordskorpan och ackumuleras i olika geokemiska system, bildar 385 mineral (fjärde i antal mineraler).

Migration av kalcium i jordskorpan

I den naturliga migrationen av kalcium spelas en betydande roll av "karbonatjämvikten", förknippad med den reversibla reaktionen av interaktionen av kalciumkarbonat med vatten och koldioxid med bildandet av lösligt bikarbonat:

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

(jämvikten skiftar åt vänster eller höger beroende på koncentrationen av koldioxid).

Biogen migration spelar en viktig roll.

Innehållet av kalcium i biosfären

Kalciumföreningar finns i nästan alla djur- och växtvävnader (se även nedan). En betydande mängd kalcium är en del av levande organismer. Så, hydroxyapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, eller, i en annan post, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - basen för benvävnaden hos ryggradsdjur, inklusive människor; skal och skal från många ryggradslösa djur, äggskal etc. är gjorda av kalciumkarbonat CaCO 3. I levande vävnader hos människor och djur, 1,4-2% Ca (i massfraktion); i en människokropp som väger 70 kg är kalciumhalten cirka 1,7 kg (främst i sammansättningen av den intercellulära substansen i benvävnad).

Får kalcium

Kalcium erhölls först av Davy 1808 genom elektrolys. Men liksom andra alkali- och jordalkalimetaller kan grundämne nr 20 inte erhållas genom elektrolys från vattenlösningar. Kalcium erhålls genom elektrolys av dess smälta salter.

Detta är en komplex och energikrävande process. Kalciumklorid smälts i elektrolysatorn med tillsats av andra salter (de behövs för att sänka smältpunkten för CaCl 2).

Stålkatoden berör endast elektrolytytan; det frigjorda kalciumet fastnar och fryser på det. När kalcium frigörs höjs katoden gradvis och slutligen erhålls en kalciumstav som är 50 ... 60 cm lång, sedan tas den bort, slås av från stålkatoden och processen börjar om igen. "Touchmetoden" används för att erhålla kalcium som är kraftigt förorenat med kalciumklorid, järn, aluminium och natrium. Den renas genom omsmältning i argonatmosfär.

Om stålkatoden ersätts med en metallkatod som kan legera med kalcium, kommer motsvarande legering att erhållas under elektrolys. Beroende på syftet kan den användas som en legering, eller rent kalcium kan erhållas genom destillation i vakuum. Så erhålls kalciumlegeringar med zink, bly och koppar.

En annan metod för att erhålla kalcium - metallotermisk - underbyggdes teoretiskt redan 1865 av den berömda ryske kemisten N.N. Beketov. Kalcium reduceras med aluminium vid ett tryck på endast 0,01 mm Hg. Processtemperatur 1100...1200°C. Kalcium erhålls alltså i form av ånga, som sedan kondenseras.

Under de senaste åren har ytterligare en metod för att erhålla elementet utvecklats. Den är baserad på den termiska dissociationen av kalciumkarbid: uppvärmd i vakuum till 1750°C sönderdelas karbiden med bildning av kalciumånga och fast grafit.

Fysikaliska egenskaper hos kalcium

Kalciummetall finns i två allotropa modifikationer. Upp till 443 °C är α-Ca med ett kubiskt ansiktscentrerat gitter stabilt (parameter a = 0,558 nm), ovanför β-Ca är stabilt med ett kubiskt kroppscentrerat gitter av typen α-Fe (parameter a = 0,448 nm). Standard entalpi Δ H 0 av α → β-övergången är 0,93 kJ/mol.

Med en gradvis ökning av trycket börjar den visa egenskaperna hos en halvledare, blir inte en halvledare i ordets fulla bemärkelse (det är inte längre en metall heller). Med en ytterligare ökning av trycket återgår den till det metalliska tillståndet och börjar uppvisa supraledande egenskaper (supraledningstemperaturen är sex gånger högre än den för kvicksilver och överstiger vida alla andra element i konduktivitet). Det unika beteendet hos kalcium liknar på många sätt strontium.

Trots elementets allestädes närvarande har inte ens kemister sett elementärt kalcium. Men denna metall, både externt och i beteende, är helt annorlunda än alkalimetaller, kontakt med vilka är fylld med fara för bränder och brännskador. Den kan förvaras säkert i luft, den antänds inte från vatten. De mekaniska egenskaperna hos elementärt kalcium gör det inte till ett "svart får" i metallfamiljen: kalcium överträffar många av dem i styrka och hårdhet; den kan vändas på en svarv, dras in i en tråd, smidas, pressas.

Och ändå används elementärt kalcium nästan aldrig som ett strukturellt material. Han är för aktiv för det. Kalcium reagerar lätt med syre, svavel, halogener. Även med kväve och väte, under vissa förhållanden, reagerar den. Miljön av koloxider, inert för de flesta metaller, är aggressiv för kalcium. Det brinner i en atmosfär av CO och CO 2 .

Naturligtvis, med sådana kemiska egenskaper, kan kalcium inte hittas i naturen i ett fritt tillstånd. Men kalciumföreningar – både naturliga och konstgjorda – har blivit av största vikt.

Kemiska egenskaper hos kalcium

Kalcium är en typisk jordalkalimetall. Den kemiska aktiviteten hos kalcium är hög, men lägre än för alla andra jordalkalimetaller. Det reagerar lätt med syre, koldioxid och fukt i luften, på grund av vilket ytan av kalciummetall vanligtvis är matt grå, så kalcium lagras vanligtvis i laboratoriet, liksom andra alkaliska jordartsmetaller, i en tättsluten burk under ett lager fotogen eller flytande paraffin.

I serien av standardpotentialer finns kalcium till vänster om väte. Standardelektrodpotentialen för Ca 2+ / Ca 0-paret är -2,84 V, så att kalcium aktivt reagerar med vatten, men utan antändning:

Ca + 2H2O \u003d Ca (OH)2 + H2 + Q.

Med aktiva icke-metaller (syre, klor, brom) reagerar kalcium under normala förhållanden:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO, Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.

Vid upphettning i luft eller syre antänds kalcium. Med mindre aktiva icke-metaller (väte, bor, kol, kisel, kväve, fosfor och andra) interagerar kalcium vid upphettning, till exempel:

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 = Ca3P2 (kalciumfosfid), kalciumfosfider av CaP- och CaP5-kompositioner är också kända;

2Ca + Si \u003d Ca2Si (kalciumsilicid), kalciumsilicider av kompositionerna CaSi, Ca3Si4 och CaSi2 är också kända.

Förloppet av ovanstående reaktioner åtföljs som regel av frigörandet av en stor mängd värme (det vill säga dessa reaktioner är exotermiska). I alla föreningar med icke-metaller är oxidationstillståndet för kalcium +2. De flesta av kalciumföreningarna med icke-metaller bryts lätt ned av vatten, till exempel:

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,

Ca3N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.

Ca 2+-jonen är färglös. När lösliga kalciumsalter tillsätts lågan blir lågan tegelröd.

Kalciumsalter såsom CaCl2-klorid, CaBr2-bromid, CaI2-jodid och Ca(NO3)2-nitrat är mycket lösliga i vatten. CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfat, CaC 2 O 4 oxalat och några andra är olösliga i vatten.

Viktigt är det faktum att, till skillnad från kalciumkarbonat CaCO 3, är surt kalciumkarbonat (hydrokarbonat) Ca (HCO 3) 2 lösligt i vatten. I naturen leder detta till följande processer. När kallt regn eller flodvatten, mättat med koldioxid, tränger in under jorden och faller på kalkstenar, observeras deras upplösning:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.

På samma ställen där vatten mättat med kalciumbikarbonat kommer till jordens yta och värms upp av solens strålar, sker den omvända reaktionen:

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Så i naturen sker en överföring av stora massor av ämnen. Som ett resultat kan enorma luckor bildas under jorden, och vackra sten "istappar" - stalaktiter och stalagmiter - bildas i grottorna.

Närvaron av löst kalciumbikarbonat i vatten bestämmer till stor del vattnets tillfälliga hårdhet. Det kallas tillfälligt eftersom bikarbonatet sönderfaller när vatten kokar, och CaCO 3 fälls ut. Detta fenomen leder till exempel till att det med tiden bildas kalk i grytan.

Ansökan kalcium

Fram till nyligen har metalliskt kalcium nästan aldrig använts. Förenta staterna, till exempel, före andra världskriget förbrukade endast 10...25 ton kalcium per år, Tyskland - 5...10 ton. Men för utvecklingen av nya teknikområden är många sällsynta och eldfasta metaller behövs. Det visade sig att kalcium är ett mycket bekvämt och aktivt reduktionsmedel för många av dem, och elementet började användas vid produktion av torium, vanadin, zirkonium, beryllium, niob, uran, tantal och andra eldfasta metaller. Rent metalliskt kalcium används i stor utsträckning inom metallotermi för att erhålla sällsynta metaller.

Rent kalcium används för att legera bly som används för tillverkning av batteriplattor, underhållsfria startbatterier med låg självurladdning. Metalliskt kalcium används också för produktion av högkvalitativa kalciumbabbits BKA.

Tillämpningar av metalliskt kalcium

Den huvudsakliga användningen av kalciummetall är som reduktionsmedel vid tillverkning av metaller, särskilt nickel, koppar och rostfritt stål. Kalcium och dess hydrid används också för att erhålla svåråterhämtade metaller som krom, torium och uran. Legeringar av kalcium med bly används i batterier och lagerlegeringar. Kalciumgranulat används också för att avlägsna spår av luft från elektrovakuumapparater.

Naturlig krita i form av ett pulver ingår i kompositionerna för polering av metaller. Men det är omöjligt att borsta tänderna med naturligt kritapulver, eftersom det innehåller rester av skal och skal av de minsta djuren, som har ökat hårdheten och förstör tandemaljen.

Användandekalciumi kärnfusion

48 Ca isotopen är det mest effektiva och mest använda materialet för produktion av supertunga grundämnen och upptäckten av nya grundämnen i det periodiska systemet. Till exempel, när man använder 48 Ca-joner för att producera supertunga grundämnen i acceleratorer, bildas dessa grundämnens kärnor hundratals och tusentals gånger mer effektivt än när man använder andra "projektiler" (joner). Radioaktivt kalcium används i stor utsträckning inom biologi och medicin som ett isotopspårare i studiet av mineralmetabolismprocesser i en levande organism. Med dess hjälp fann man att det i kroppen sker ett kontinuerligt utbyte av kalciumjoner mellan plasma, mjuka vävnader och till och med benvävnad. 45 Ca spelade också en viktig roll i studiet av de metaboliska processer som förekommer i jordar och i studiet av processerna för kalciumassimilering av växter. Med samma isotop var det möjligt att upptäcka källor till förorening av stål och ultrarent järn med kalciumföreningar under smältningsprocessen.

Kalciums förmåga att binda syre och kväve gjorde det möjligt att använda det för rening av inerta gaser och som en getter (En getter är ett ämne som tjänar till att absorbera gaser och skapa ett djupt vakuum i elektroniska apparater.) i vakuumradioutrustning.

Användningen av kalciumföreningar

Vissa konstgjorda kalciumföreningar har blivit ännu mer kända och bekanta än kalksten eller gips. Sålunda användes släckt Ca(OH) 2 och bränd kalk CaO-kalk av antikens byggare.

Cement är också en kalciumförening som erhålls på konstgjord väg. Först bränns en blandning av lera eller sand med kalksten och klinker erhålls som sedan mals till ett fint grått pulver. Du kan prata mycket om cement (eller snarare, om cement), detta är ämnet för en oberoende artikel.

Detsamma gäller glas, som också vanligtvis innehåller ett element.

kalciumhydrid

Genom att värma upp kalcium i väteatmosfär erhålls CaH 2 (kalciumhydrid) som används inom metallurgi (metallotermi) och vid framställning av väte i fält.

Optiska och lasermaterial

Kalciumfluorid (fluorit) används i form av enkristaller i optik (astronomiska objektiv, linser, prismor) och som lasermaterial. Kalciumwolframat (scheelit) i form av enkristaller används i laserteknik, och även som en scintillator.

kalciumkarbid

Kalciumkarbid är ett ämne som upptäcktes av en slump när man testade en ny ugnskonstruktion. På senare tid användes kalciumkarbid CaCl 2 främst för oxy-fuel svetsning och skärning av metaller. När karbid interagerar med vatten bildas acetylen, och förbränning av acetylen i en syrestråle gör det möjligt att få en temperatur på nästan 3000°C. Nyligen används acetylen, och med det karbid, mindre och mindre för svetsning och mer och mer - i den kemiska industrin.

kalcium somkemisk strömkälla

Kalcium, liksom dess legeringar med aluminium och magnesium, används i reservvärmeelektriska batterier som en anod (till exempel ett kalcium-kromatelement). Kalciumkromat används i sådana batterier som katoden. En egenskap hos sådana batterier är en extremt lång hållbarhet (årtionden) i ett användbart tillstånd, förmågan att fungera under alla förhållanden (utrymme, högt tryck), hög specifik energi i vikt och volym. Nackdelen är den korta varaktigheten. Sådana batterier används där det är nödvändigt att skapa kolossal elektrisk kraft under en kort tid (ballistiska missiler, vissa rymdfarkoster, etc.).

Eldfasta material frånkalcium

Kalciumoxid, både i fri form och som en del av keramiska blandningar, används vid tillverkning av eldfasta material.

Mediciner

Kalciumföreningar används ofta som antihistamin.

• Kalciumklorid
• Kalciumglukonat
• kalciumglycerofosfat

Dessutom införs kalciumföreningar i preparat för att förebygga osteoporos, i vitaminkomplex för gravida kvinnor och äldre.

kalcium i människokroppen

Kalcium är ett vanligt makronäringsämne i växter, djur och människor. Hos människor och andra ryggradsdjur finns det mesta i skelettet och tänderna i form av fosfater. Skeletten hos de flesta grupper av ryggradslösa djur (svampar, korallpolyper, blötdjur, etc.) är sammansatta av olika former av kalciumkarbonat (kalk). Behovet av kalcium beror på ålder. För vuxna är det dagliga intaget från 800 till 1000 milligram (mg) och för barn från 600 till 900 mg, vilket är mycket viktigt för barn på grund av skelettets intensiva tillväxt. Det mesta av det kalcium som kommer in i människokroppen med mat finns i mejeriprodukter, det återstående kalciumet finns i kött, fisk och vissa vegetabiliska livsmedel (baljväxter är särskilt rika).

Assimilering av kalcium förhindras av aspirin, oxalsyra, östrogenderivat. I kombination med oxalsyra ger kalcium vattenolösliga föreningar som är komponenter i njursten.

Överdrivna doser av kalcium och vitamin D kan orsaka hyperkalcemi, följt av intensiv förkalkning av ben och vävnader (som främst påverkar urinvägarna). Den maximala dagliga säkra dosen för en vuxen är 1500 till 1800 milligram.

kalcium i hårt vatten

Komplexet av egenskaper som definieras av ett ord "hårdhet" ges till vatten av kalcium- och magnesiumsalter lösta i det. Hårt vatten är olämpligt i många fall av livet. Den bildar ett skallager i ångpannor och pannanläggningar, gör det svårt att färga och tvätta tyger, men lämpar sig för att göra tvål och emulgering i parfymer. Förr i tiden, när metoderna för avhärdning av vatten var ofullkomliga, var textil- och parfymföretag vanligtvis belägna nära källor till "mjukt" vatten.

Skilj mellan tillfällig och permanent hårdhet. Tillfällig (eller karbonat) hårdhet ges till vatten av lösliga bikarbonater Ca (HCO 3) 2 och Mg (HCO 3) 2. Det kan elimineras genom enkel kokning, där bikarbonater omvandlas till vattenolösliga kalcium- och magnesiumkarbonater.

Permanent hårdhet skapas av sulfater och klorider av samma metaller. Och det kan elimineras, men det är mycket svårare att göra det.

Summan av båda hårdheterna är vattnets totala hårdhet. Det värderas olika i olika länder. Det är vanligt att uttrycka vattnets hårdhet som antalet milligramekvivalenter kalcium och magnesium i en liter vatten. Om det finns mindre än 4 mEq i en liter vatten, anses vattnet vara mjukt; allt eftersom deras koncentration ökar, blir allt styvare och, om innehållet överstiger 12 enheter, mycket styvt.

Vattnets hårdhet bestäms vanligtvis med en tvållösning. En sådan lösning (av en viss koncentration) tillsätts droppvis till en uppmätt mängd vatten. Så länge det finns Ca 2+ eller Mg 2+ joner i vattnet kommer de att störa skumbildningen. Enligt kostnaderna för tvållösningen före uppkomsten av skum beräknas innehållet av Ca 2+ och Mg 2+ joner.

Intressant nog bestämdes vattnets hårdhet på liknande sätt i antikens Rom. Endast rött vin tjänade som reagens - dess färgämnen bildar också en fällning med kalcium- och magnesiumjoner.

Kalciumlagring

Metalliskt kalcium kan lagras under lång tid i bitar som väger från 0,5 till 60 kg. Sådana bitar förvaras i papperspåsar inneslutna i galvaniserade järnfat med lödda och målade sömmar. Tättslutna trummor placeras i trälådor. Bitar som väger mindre än 0,5 kg kan inte lagras under lång tid - de förvandlas snabbt till oxid, hydroxid och kalciumkarbonat.