Kalsiyumun erime noktası. Kalsiyum (kimyasal element)

Ana sayfa / Dersler 1. yıl / Genel ve organik kimya / Soru 23. Kalsiyum / 2. Fiziksel ve kimyasal özellikler

Fiziki ozellikleri. Kalsiyum, 850 derece sıcaklıkta eriyen gümüş-beyaz dövülebilir bir metaldir. C ve 1482 derecede kaynar. C. Alkali metallerden önemli ölçüde daha serttir.

Kimyasal özellikler. Kalsiyum aktif bir metaldir. Yani normal koşullar altında atmosferik oksijen ve halojenlerle kolayca etkileşime girer:

2 Ca + O2 = 2 CaO (kalsiyum oksit);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalsiyum bromür).

Kalsiyum ısıtıldığında hidrojen, nitrojen, kükürt, fosfor, karbon ve diğer metal olmayan maddelerle reaksiyona girer:

Ca + H2 = CaH2 (kalsiyum hidrit);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalsiyum nitrür);

Ca + S = CaS (kalsiyum sülfür);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalsiyum fosfit);

Ca + 2 C = CaC2 (kalsiyum karbür).

Kalsiyum soğuk suyla yavaş, ancak sıcak suyla çok kuvvetli reaksiyona girer:

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

Kalsiyum, daha az aktif metallerin oksitlerinden ve halojenürlerinden oksijeni veya halojenleri uzaklaştırabilir, yani indirgeyici özelliklere sahiptir:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

• 1. Doğada olmak
• 3. Makbuz
• 4. Başvuru

www.medkurs.ru

Kalsiyum | Pestisitler.ru rehberi

Birçok insan için kalsiyum hakkındaki bilgi, bu elementin sağlıklı kemikler ve dişler için gerekli olduğu gerçeğiyle sınırlıdır. Başka nerede bulunur, neden ihtiyaç duyulur ve ne kadar gerekli olduğu konusunda herkesin bir fikri yoktur. Ancak kalsiyum, hem doğal hem de insan yapımı pek çok tanıdık bileşikte bulunur. Tebeşir ve kireç, mağaraların sarkıtları ve dikitleri, eski fosiller ve çimento, alçı ve kaymaktaşı, süt ürünleri ve osteoporoz önleyici ilaçlar - tüm bunlar ve çok daha fazlası yüksek kalsiyum içerir.

Bu element ilk olarak 1808'de G. Davy tarafından elde edildi ve ilk başta özellikle aktif olarak kullanılmadı. Ancak bu metal şu ​​anda dünyada en çok üretilen beşinci metaldir ve ona olan ihtiyaç her geçen yıl artmaktadır. Kalsiyumun ana kullanım alanı yapı malzemeleri ve karışımlarının üretimidir. Ancak sadece ev değil, canlı hücreler de inşa etmek gerekiyor. Kalsiyum insan vücudunda iskeletin bir parçasıdır, kas kasılmalarını mümkün kılar, kanın pıhtılaşmasını sağlar, bir dizi sindirim enziminin aktivitesini düzenler ve diğer birçok işlevi yerine getirir. Diğer canlı nesneler için de daha az önemli değildir: hayvanlar, bitkiler, mantarlar ve hatta bakteriler. Aynı zamanda kalsiyum ihtiyacının da oldukça fazla olması onu makro besin maddesi olarak sınıflandırmayı mümkün kılmaktadır.

Kalsiyum, Ca, Mendeleev periyodik sisteminin II. grubunun ana alt grubunun kimyasal bir elementidir. Atom numarası – 20. Atom kütlesi – 40,08.

Kalsiyum alkali toprak metalidir. Serbest olduğunda dövülebilir, oldukça sert ve beyazdır. Yoğunluğa göre hafif metallere aittir.

• Yoğunluk – 1,54 g/cm3,
• Erime noktası – +842 °C,
• Kaynama noktası – +1495 °C.

Kalsiyum belirgin metalik özelliklere sahiptir. Tüm bileşiklerde oksidasyon durumu +2'dir.

Havada bir oksit tabakasıyla kaplanır ve ısıtıldığında kırmızımsı, parlak bir alevle yanar. Soğuk suyla yavaşça reaksiyona girer, ancak hızlı bir şekilde hidrojeni sıcak sudan uzaklaştırır ve hidroksit oluşturur. Hidrojen ile etkileşime girdiğinde hidritler oluşturur. Oda sıcaklığında nitrojenle reaksiyona girerek nitritleri oluşturur. Ayrıca halojenler ve kükürt ile kolayca birleşir ve ısıtıldığında metal oksitleri azaltır.

Kalsiyum doğada en bol bulunan elementlerden biridir. Yer kabuğundaki içeriği kütlenin% 3'üdür. Tebeşir, kireçtaşı ve mermer (doğal bir tür kalsiyum karbonat CaCO3) birikintileri şeklinde oluşur. Büyük miktarlarda alçıtaşı (CaSO4 x 2h3O), fosforit (Ca3(PO4)2 ve çeşitli kalsiyum içeren silikatlar) birikintileri vardır.

su

. Kalsiyum tuzları neredeyse her zaman doğal sularda bulunur. Bunlardan sadece alçıtaşı az miktarda çözünür. Su karbondioksit içerdiğinde kalsiyum karbonat, bikarbonat Ca(HCO3)2 formunda çözeltiye geçer.

Sert su

. Çok miktarda kalsiyum veya magnezyum tuzu içeren doğal suya sert su denir.

Yumuşak su

. Bu tuzların içeriği az veya hiç olmadığında suya yumuşak denir.

Topraklar

. Kural olarak topraklara yeterli miktarda kalsiyum sağlanır. Ve kalsiyum, bitkilerin bitkisel kısmında daha büyük miktarda bulunduğundan, hasatla birlikte uzaklaştırılması önemsizdir.

Yağışlarla yıkanması sonucu topraktan kalsiyum kaybı meydana gelir. Bu süreç toprağın granülometrik bileşimine, yağış miktarına, bitki türüne, kireç ve mineral gübrelerin formlarına ve dozlarına bağlıdır. Bu faktörlere bağlı olarak ekilebilir katmandaki kalsiyum kayıpları birkaç on ila 200 – 400 kg/ha veya daha fazla arasında değişmektedir.

Farklı toprak türlerinde kalsiyum içeriği

Podzolik topraklar %0,73 (toprağın kuru maddesi) kalsiyum içerir.

Gri orman – %0,90 kalsiyum.

Çernozemler – %1,44 kalsiyum.

Serozemler – %6,04 kalsiyum.

Bitkide kalsiyum fosfatlar, sülfatlar, karbonatlar ve pektik ve oksalik asit tuzları formunda bulunur. Bitkilerdeki kalsiyumun neredeyse %65'e kadarı su ile ekstrakte edilebilir. Geri kalanı zayıf asetik ve hidroklorik asitlerle işlenir. Kalsiyumun çoğu yaşlanan hücrelerde bulunur.

Kalsiyum eksikliği belirtileri aşağıdakilere göre:
Kültür	Eksiklik belirtileri
Genel belirtiler	Apikal tomurcuğun beyazlatılması; Genç yaprakların beyazlaması; Yaprakların uçları aşağı doğru kıvrıktır; Yaprakların kenarları yukarı doğru kıvrılır;
Patates	Üst yapraklar zayıf çiçek açar; Sapın büyüme noktası ölür; Yaprakların kenarlarında daha sonra koyulaşan açık renkli bir şerit vardır; Yaprakların kenarları yukarı doğru kıvrılmıştır;
Beyaz ve karnabahar lahanası	Genç bitkilerin yapraklarının kenarlarında klorotik lekeler (ebru) veya beyaz çizgiler bulunur; Eski bitkilerde yapraklar kıvrılır ve üzerlerinde yanıklar görülür; Büyüme noktası ölür
	Yaprakların terminal lobları ölür Çiçekler düşer; Meyvenin apikal kısmında meyve büyüdükçe artan koyu renkli bir nokta oluşur (domates çiçeği ucu çürüklüğü)
	Apikal tomurcuklar ölür; Genç yaprakların kenarları kıvrılır, düzensiz bir görünüme sahip olur ve daha sonra ölür; Sürgünlerin üst kısımları ölür; Kök uçlarında hasar; Meyve etinde kahverengi lekeler (acı çukurlaşma) vardır; Meyvenin tadı bozulur; Meyvelerin pazarlanabilirliği azalır

Kalsiyumun fonksiyonları

Bu elementin bitkiler üzerindeki etkisi çok yönlüdür ve kural olarak olumludur. Kalsiyum:

• Metabolizmayı güçlendirir;
• Karbonhidratların hareketinde önemli rol oynar;
• Azotlu maddelerin metamorfozunu etkiler;
• Çimlenme sırasında tohumların rezerv proteinlerinin tüketimini hızlandırır;
• Fotosentez sürecinde rol oynar;
• diğer katyonların güçlü bir antagonisti olup, bunların bitki dokularına aşırı girişini önler;
• Protoplazmanın fizikokimyasal özelliklerini (viskozite, geçirgenlik vb.) Ve dolayısıyla bitkideki biyokimyasal süreçlerin normal seyrini etkiler;
• Pektin maddeleri içeren kalsiyum bileşikleri, tek tek hücrelerin duvarlarını birbirine yapıştırır;
• Enzim aktivitesini etkiler.

Kalsiyum bileşiklerinin (kireç) enzim aktivitesi üzerindeki etkisinin sadece doğrudan etkiyle değil, aynı zamanda toprağın fiziko-kimyasal özelliklerinin ve beslenme rejiminin iyileştirilmesi nedeniyle de ifade edildiğine dikkat edilmelidir. Ayrıca toprağın kireçlenmesi vitamin biyosentezi süreçlerini önemli ölçüde etkiler.

Bitkilerde kalsiyum eksikliği (eksikliği)

Kalsiyum eksikliği öncelikle kök sisteminin gelişimini etkiler. Köklerde kök kıllarının oluşumu durur. Dış kök hücreleri yok edilir.

Bu semptom, hem kalsiyum eksikliği hem de besin çözeltisindeki dengesizlik, yani içindeki tek değerlikli sodyum, potasyum ve hidrojen katyonlarının baskınlığı ile kendini gösterir.

Ayrıca toprak çözeltisinde nitrat azotunun varlığı, bitki dokularına kalsiyum arzını arttırır, amonyak arzını azaltır.

Kalsiyum içeriği toprağın katyon değişim kapasitesinin %20'sinden az olduğunda kalsiyum açlığı belirtileri beklenir.

Belirtiler Görsel olarak kalsiyum eksikliği aşağıdaki belirtilerle belirlenir:

• Bitkilerin kökleri kahverengi renkte hasarlı uçlara sahiptir;
• Büyüme noktası deforme olur ve ölür;
• Çiçekler, yumurtalıklar ve tomurcuklar düşer;
• Meyveler nekroz nedeniyle zarar görür;
• Yaprakların klorotik olduğu belirtiliyor;
• Apikal tomurcuk ölür ve gövde büyümesi durur.

Lahana, yonca ve yonca kalsiyum varlığına karşı oldukça hassastır. Aynı bitkilerin aynı zamanda toprak asitliğine karşı artan hassasiyetle de karakterize edildiği tespit edilmiştir.

Mineral kalsiyum zehirlenmesi, beyazımsı nekrotik lekelerin olduğu damarlar arası klorozla sonuçlanır. Renkli olabilirler veya suyla dolu eşmerkezli halkalara sahip olabilirler. Bazı bitkiler aşırı kalsiyuma yaprak rozetleri büyüterek, sürgünleri öldürerek ve yaprakları düşürerek tepki verir. Semptomlar görünüş olarak demir ve magnezyum eksikliğine benzer.

Topraktaki kalsiyum ikmalinin kaynağı kireç gübreleridir. Üç gruba ayrılırlar:

• Sert kalkerli kayalar;
• Yumuşak kalkerli kayalar;
• Yüksek kireç içerikli endüstriyel atıklar.

CaO ve MgO içeriğine bağlı olarak sert kalkerli kayaçlar aşağıdakilere ayrılır:

• kireçtaşları (%55-56 CaO ve %0,9'a kadar MgO);
• dolomitleşmiş kireçtaşları (%42–55 CaO ve %9'a kadar MgO);
• dolomitler (%32–30 CaO ve %18–20 MgO).

Kireçtaşları

– temel kireç gübreleri. CaCO3 olarak hesaplanan %75-100 Ca ve Mg oksit içerir.

Dolomitleşmiş kireçtaşı

. CaCO3 olarak hesaplanan %79-100 aktif madde (a.i.) içerir. Patates, baklagiller, keten, kök bitkileri ile ekim rotasyonlarında ve ayrıca yüksek derecede podzolleşmiş topraklarda önerilir.

Marn

. %25-15'e kadar CaCO3 ve %20-40'a kadar kil ve kum formunda yabancı maddeler içerir. Yavaş hareket eder. Hafif topraklarda kullanılması tavsiye edilir.

Tebeşir

. %90–100 CaCO3 içerir. Eylem kireç taşından daha hızlıdır. İnce öğütülmüş formda değerli bir kireç gübresidir.

Yanmış kireç

(CaO). CaCO3 içeriği %70'in üzerindedir. Güçlü ve hızlı etkili bir kireçleme malzemesi olarak karakterize edilir.

Sönmüş kireç

(Ca(OH)2). CaCO3 içeriği – %35 veya daha fazla. Aynı zamanda güçlü ve hızlı etkili bir kireç gübresidir.

Dolomit unu

. CaCO3 ve MgCO3 içeriği yaklaşık %100'dür. Hareketi kalkerli tüflere göre daha yavaştır. Genellikle magnezyumun gerekli olduğu yerlerde kullanılır.

Kalkerli tüfler

. CaCO3 içeriği – %15–96, safsızlıklar – %25'e kadar kil ve kum, %0,1 P2O5. Eylem kireç taşından daha hızlıdır.

Dışkılama kiri (dışkılama)

. CaCO3 ve Ca(OH)2'den oluşur. CaO'nun kireç içeriği% 40'a kadardır. Azot da mevcuttur - %0,5 ve P2O5 - %1-2. Bunlar pancar şekeri fabrikalarının atıklarıdır. Sadece toprak asitliğini azaltmak için değil aynı zamanda çernozem topraklarında pancar yetiştirilen alanlarda da kullanılması tavsiye edilir.

Şeyl külü siklonları

. Tozlu malzemeyi kurutun. Aktif maddenin içeriği %60-70'dir. Endüstriyel atıkları ifade eder.

Fırınlardan ve çimento fabrikalarından kaynaklanan toz

. CaCO3 içeriği %60'ı geçmelidir. Uygulamada çimento fabrikalarına yakın konumdaki çiftliklerde kullanılmaktadır.

Metalurjik cüruflar

. Urallar ve Sibirya bölgelerinde kullanılır. Higroskopik değildir, püskürtülmesi kolaydır. En az %80 CaCO3 içermeli ve nem içeriği %2'den fazla olmamalıdır. Granülometrik bileşim önemlidir: %70 - 0,25 mm'den az, %90 - 0,5 mm'den az.

Organik gübreler. CaCO3 cinsinden Ca içeriği %0,32-0,40'tır.

Fosforit unu. Kalsiyum içeriği – %22 CaCO3.

Kireç gübreleri sadece toprağa ve bitkilere kalsiyum sağlamak için kullanılmaz. Kullanımlarının asıl amacı toprağı kireçlemektir. Bu bir kimyasal ıslah yöntemidir. Aşırı toprak asitliğini nötralize etmeyi, agrofiziksel, zirai kimyasal ve biyolojik özelliklerini iyileştirmeyi, bitkilere magnezyum ve kalsiyum sağlamayı, makro elementleri ve mikro elementleri harekete geçirmeyi ve hareketsiz hale getirmeyi, ekili bitkilerin yaşamı için en uygun su-fiziksel, fiziksel, hava koşullarını yaratmayı amaçlamaktadır.

Toprak kireçlemenin etkinliği

Kireçleme, bitkilerin mineral beslenme unsuru olan kalsiyum ihtiyacını karşılamanın yanı sıra toprakta birçok olumlu değişikliğe neden olur.

Kireçlemenin bazı zeminlerin özelliklerine etkisi

Kalsiyum toprak kolloidlerinin pıhtılaşmasını teşvik eder ve bunların sızmasını önler. Bu daha kolay toprak işlemeye ve daha iyi havalandırmaya yol açar.

Kireçlemenin bir sonucu olarak:

• kumlu humuslu topraklar su emme kapasitelerini arttırır;
• Ağır killi topraklarda, su geçirgenliğini artıran toprak agregatları ve topaklanmalar oluşur.

Özellikle organik asitler nötralize edilir ve H-iyonları emici kompleksten uzaklaştırılır. Bu, metabolik asitliğin ortadan kalkmasına ve toprağın hidrolitik asitliğinin azalmasına yol açar. Aynı zamanda, hidrojen ve alüminyum iyonlarının kalsiyum ve magnezyum katyonları ile değiştirilmesi nedeniyle toprak emme kompleksinin katyonik bileşiminde bir iyileşme gözlenir. Bu, toprağın bazlara doygunluk derecesini arttırır ve emme kapasitesini arttırır.

Kireçlemenin bitkilere azot temini üzerindeki etkisi

Kireçlemeden sonra toprağın pozitif zirai kimyasal özellikleri ve yapısı birkaç yıl korunabilir. Bu, besinlerin mobilizasyonu için yararlı mikrobiyolojik süreçlerin geliştirilmesine yönelik uygun koşulların yaratılmasına yardımcı olur. Toprakta serbestçe yaşayan ammonifikatörlerin, nitrifikasyon maddelerinin ve nitrojeni sabitleyen bakterilerin aktivitesi artar.

Kireçleme, nodül bakterilerinin çoğalmasını artırmaya ve konukçu bitkiye nitrojen tedarikini iyileştirmeye yardımcı olur. Bakteriyel gübrelerin asidik topraklarda etkinliğini kaybettiği tespit edilmiştir.

Kireçlemenin bitkilere kül elementlerinin temini üzerindeki etkisi

Kireçleme, topraktaki organik fosfor bileşiklerini parçalayan ve demir ve alüminyum fosfatların bitkiler için mevcut olan kalsiyum fosfat tuzlarına geçişini teşvik eden bakterilerin aktivitesini arttırdığı için bitkiye kül elementleri sağlamaya yardımcı olur. Asidik toprakların kireçlenmesi mikrobiyolojik ve biyokimyasal süreçleri iyileştirir, bu da nitrat miktarının yanı sıra sindirilebilir fosfor ve potasyum formlarını da arttırır.

Kireçlemenin makro elementlerin ve mikro elementlerin formları ve bulunabilirliği üzerindeki etkisi

Kireçleme kalsiyum miktarını artırır ve dolomit unu kullanıldığında magnezyum artar. Aynı zamanda manganez ve alüminyumun toksik formları çözünmez hale gelerek çökelmiş forma geçer. Demir, bakır, çinko, manganez gibi elementlerin bulunabilirliği azalıyor. Azot, kükürt, potasyum, kalsiyum, magnezyum, fosfor ve molibden daha kolay bulunur hale gelir.

Kireçlemenin fizyolojik asitli gübrelerin etkisi üzerindeki etkisi

Kireçleme, fizyolojik olarak asidik mineral gübrelerin, özellikle amonyak ve potas'ın etkinliğini arttırır.

Kireç ilavesi olmadan fizyolojik olarak asitli gübrelerin olumlu etkisi kaybolur ve zamanla olumsuz hale gelebilir. Yani gübrelenen alanlarda verim, gübrelenmeyen alanlara göre daha azdır. Kireçlemenin gübre kullanımıyla kombinasyonu etkinliğini% 25-50 artırır.

Kireçleme sırasında topraktaki enzimatik süreçler aktive edilir ve bu sayede verimliliği dolaylı olarak değerlendirilir.

Derleyen: Grigorovskaya P.I.

Sayfa eklendi: 05.12.13 00:40

Son güncelleme: 22.05.14 16:25

Edebi kaynaklar:

Glinka N.L. Genel Kimya. Üniversiteler için ders kitabı. Yayıncı: Leningrad: Kimya, 1985, s.731

Mineyev V.G. Tarımsal Kimya: Ders Kitabı – 2. baskı, gözden geçirilmiş ve genişletilmiş – M.: Moskova Devlet Üniversitesi Yayınevi, KolosS Yayınevi, 2004. – 720 s., l. hasta: hasta. – (Klasik üniversite ders kitabı).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Bitkilerin mineral beslenmesi. Öğrenciler ve bahçıvanlar için bir referans kılavuzu. Ekaterinburg, 1998. 79 s.

Çocuklar için ansiklopedi. Cilt 17. Kimya. / KAFA. ed. V.A. Volodin. – M.: Avanta +, 2000. – 640 s., hasta.

Yagodin B.A., Zhukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Tarım Kimyası / Düzenleyen: B.A. Yagodina. – M.: Kolos, 2002. – 584 s.: hasta (Yüksek eğitim kurumlarının öğrencileri için ders kitapları ve öğretim yardımcıları).

Resimler (yeniden düzenlendi):

20 Ca Kalsiyum, CC BY kapsamında lisanslıdır

Buğdayda kalsiyum eksikliği, CIMMYT tarafından, CC BY-NC-SA kapsamında lisanslanmıştır

www.pesticidy.ru

Kalsiyum ve insanlık için rolü - Kimya

Kalsiyum ve insanlık için rolü

giriiş

Doğada olmak

Fiş

Fiziki ozellikleri

Kimyasal özellikler

Kalsiyum bileşiklerinin uygulanması

Biyolojik rol

Çözüm

Kaynakça

giriiş

Kalsiyum, atom numarası 20 olan, D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin dördüncü periyodu olan ikinci grubun ana alt grubunun bir elementidir. Ca (lat. Kalsiyum) sembolü ile gösterilir. Basit madde kalsiyum (CAS numarası: 7440-70-2), gümüşi beyaz renkte, yumuşak, reaktif bir alkalin toprak metalidir.

20 numaralı elementin her yerde bulunmasına rağmen kimyagerler bile elementel kalsiyumu görememişlerdir. Ancak bu metal, hem görünüm hem de davranış açısından, teması yangın ve yanma tehlikesiyle dolu olan alkali metallerden tamamen farklıdır. Havada güvenle saklanabilir, sudan alev almaz. Elementel kalsiyumun mekanik özellikleri, onu metal ailesinde bir "kara koyun" yapmaz: kalsiyum, dayanıklılık ve sertlik açısından birçoğunu geride bırakır; torna tezgahında döndürülebilir, tel haline getirilebilir, dövülebilir, preslenebilir.

Yine de elementel kalsiyum neredeyse hiçbir zaman yapısal bir malzeme olarak kullanılmaz. Bunun için fazla aktif. Kalsiyum oksijen, kükürt ve halojenlerle kolayca reaksiyona girer. Azot ve hidrojenle bile belirli koşullar altında reaksiyona girer. Çoğu metal için atıl olan karbon oksitlerin ortamı kalsiyum için agresiftir. CO ve CO2 atmosferinde yanar.

İsmin tarihi ve kökeni

Elementin adı Lat'tan gelmektedir. calx (genitif durumda calcis) -- "kireç", "yumuşak taş". 1808'de elektrolitik yöntemle kalsiyum metalini izole eden İngiliz kimyager Humphry Davy tarafından önerildi. Davy, anot görevi gören bir platin plaka üzerinde ıslak sönmüş kireç ve cıva oksit HgO karışımını elektrolize etti. Katot, sıvı cıvaya batırılmış bir platin teldi. Elektroliz sonucunda kalsiyum amalgamı elde edildi. Davy, cıvayı damıtarak kalsiyum adı verilen bir metal elde etti.

Kalsiyum bileşikleri - kireçtaşı, mermer, alçı (ayrıca kireç - kireçtaşının kalsinasyonunun bir ürünü) birkaç bin yıl önce inşaatlarda kullanılmıştır. 18. yüzyılın sonuna kadar kimyagerler kireci basit bir katı madde olarak görüyorlardı. 1789'da A. Lavoisier kireç, magnezya, barit, alümina ve silikanın karmaşık maddeler olduğunu öne sürdü.

Doğada olmak

Yüksek kimyasal aktivitesi nedeniyle kalsiyum doğada serbest formda oluşmaz.

Kalsiyum yer kabuğunun kütlesinin %3,38'ini oluşturur (oksijen, silikon, alüminyum ve demirden sonra en çok bulunan 5. madde).

İzotoplar. Kalsiyum doğada altı izotopun bir karışımı olarak oluşur: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ve 48Ca; bunların arasında en yaygın olanı - 40Ca - %96,97'dir.

Kalsiyumun altı doğal izotopundan beşi stabildir. Altıncı izotop olan 48Ca, altı izotopun en ağırı ve çok nadirdir (izotopik bolluğu yalnızca %0,187'dir), yakın zamanda 5,3 x 1019 yıllık yarılanma ömrüyle çift beta bozunumuna uğradığı keşfedildi.

Kayalarda ve minerallerde. Kalsiyumun çoğu, çeşitli kayaların (granitler, gnayslar vb.) silikatlarında ve alüminosilikatlarında, özellikle feldispat - Ca anortitinde bulunur.

Sedimanter kayaçlar formundaki kalsiyum bileşikleri, esas olarak kalsit mineralinden (CaCO3) oluşan tebeşir ve kireçtaşlarıyla temsil edilir. Kalsitin kristal formu - mermer - doğada çok daha az yaygındır.

Kalsit CaCO3, anhidrit CaSO4, kaymaktaşı CaSO4 0.5h3O ve alçıtaşı CaSO4 2h3O, florit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3 gibi kalsiyum mineralleri oldukça yaygındır. Doğal sudaki kalsiyum ve magnezyum tuzlarının varlığı onun sertliğini belirler.

Yer kabuğunda hızla göç eden ve çeşitli jeokimyasal sistemlerde biriken kalsiyum, 385 minerali (en büyük dördüncü mineral sayısı) oluşturur.

Yer kabuğunda göç. Kalsiyumun doğal göçünde, kalsiyum karbonatın su ve karbondioksit ile etkileşiminin çözünür bikarbonat oluşumu ile tersinir reaksiyonuyla ilişkili "karbonat dengesi" önemli bir rol oynar:

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

(denge, karbondioksit konsantrasyonuna bağlı olarak sola veya sağa kayar).

Biyojenik göç. Biyosferde, hemen hemen tüm hayvan ve bitki dokularında kalsiyum bileşikleri bulunur (aşağıya bakınız). Canlı organizmalarda önemli miktarda kalsiyum bulunur. Dolayısıyla, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH veya başka bir girdide 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, insanlar dahil omurgalıların kemik dokusunun temelidir; Pek çok omurgasız hayvanın, yumurta kabuğunun vb. kabukları ve kabukları kalsiyum karbonat CaCO3'ten yapılır.İnsanların ve hayvanların canlı dokularında %1.4-2 Ca (kütle fraksiyonuna göre) bulunur; 70 kg ağırlığındaki bir insan vücudunda kalsiyum içeriği yaklaşık 1,7 kg'dır (esas olarak kemik dokusunun hücreler arası maddesinde).

Fiş

Serbest metalik kalsiyum, CaCl2 (%75-80) ve KCl'den veya CaCl2 ve CaF2'den oluşan bir eriyiğin elektrolizi ve ayrıca CaO'nun 1170-1200 °C'de alüminotermik indirgenmesiyle elde edilir:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fiziki ozellikleri

Kalsiyum metali iki allotropik modifikasyonda mevcuttur. 443 °C'ye kadar, kübik yüz merkezli kafesli ?-Ca (parametre a = 0,558 nm) stabildir; daha yüksek stabil, ?-Fe tipi kübik vücut merkezli kafesli ?-Ca'dır (parametre a = 0,448) nm). Standart entalpi?H0 geçişi? > ? 0,93 kJ/mol'dür.

Kimyasal özellikler

Kalsiyum tipik bir alkali toprak metalidir. Kalsiyumun kimyasal aktivitesi yüksektir, ancak diğer tüm alkalin toprak metallerinden daha düşüktür. Havadaki oksijen, karbondioksit ve nem ile kolayca reaksiyona girer, bu nedenle kalsiyum metalinin yüzeyi genellikle donuk gridir, bu nedenle laboratuvarda kalsiyum genellikle diğer alkali toprak metalleri gibi bir katmanın altında sıkıca kapatılmış bir kavanozda depolanır. gazyağı veya sıvı parafin.

Standart potansiyeller serisinde kalsiyum, hidrojenin solunda bulunur. Ca2+/Ca0 çiftinin standart elektrot potansiyeli - 2,84 V'tur, böylece kalsiyum suyla aktif olarak reaksiyona girer, ancak ateşleme olmadan:

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

Kalsiyum normal koşullar altında aktif metal olmayanlarla (oksijen, klor, brom) reaksiyona girer:

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

Havada veya oksijende ısıtıldığında kalsiyum tutuşur. Kalsiyum ısıtıldığında daha az aktif metal olmayan maddelerle (hidrojen, bor, karbon, silikon, nitrojen, fosfor ve diğerleri) reaksiyona girer, örneğin:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

CaP ve CaP5 bileşimlerinin kalsiyum fosfit), kalsiyum fosfitleri de bilinmektedir;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalsiyum silisit), CaSi, Ca3Si4 ve CaSi2 bileşimlerinin kalsiyum silisitleri de bilinmektedir.

Yukarıdaki reaksiyonların oluşumuna, kural olarak, büyük miktarda ısının salınması eşlik eder (yani, bu reaksiyonlar ekzotermiktir). Metal olmayan tüm bileşiklerde kalsiyumun oksidasyon durumu +2'dir. Metal olmayan kalsiyum bileşiklerinin çoğu su ile kolayca ayrışır, örneğin:

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

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

Ca2+ iyonu renksizdir. Aleve çözünür kalsiyum tuzları eklendiğinde alev tuğla kırmızısına döner.

CaCl2 klorür, CaBr2 bromür, CaI2 iyodür ve Ca(NO3)2 nitrat gibi kalsiyum tuzları suda oldukça çözünür. Suda çözünmeyenler florür CaF2, karbonat CaCO3, sülfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 ve diğerleridir.

Kalsiyum karbonat CaCO3'ün aksine asidik kalsiyum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO3)2'nin suda çözünür olması önemlidir. Doğada bu, aşağıdaki süreçlere yol açar. Karbondioksitle doyurulmuş soğuk yağmur veya nehir suyu yeraltına girip kireçtaşının üzerine düştüğünde çözünmeleri gözlenir:

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

Kalsiyum bikarbonatla doyurulmuş suyun yeryüzüne çıktığı ve güneş ışınlarıyla ısıtıldığı yerlerde ters bir reaksiyon meydana gelir:

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

Doğada büyük miktarda madde bu şekilde aktarılır. Sonuç olarak, yeraltında büyük boşluklar oluşabilir ve mağaralarda güzel taş “buz sarkıtları” (sarkıt ve dikitler) oluşabilir.

Suda çözünmüş kalsiyum bikarbonatın varlığı büyük ölçüde suyun geçici sertliğini belirler. Geçici olarak adlandırılır çünkü su kaynadığında bikarbonat ayrışır ve CaCO3 çöker. Bu fenomen, örneğin zamanla su ısıtıcısında kireç oluşmasına yol açar.

Kalsiyum metali uygulamaları

Kalsiyum metalinin ana kullanımı metallerin, özellikle nikel, bakır ve paslanmaz çeliğin üretiminde indirgeyici madde olarak kullanılır. Kalsiyum ve hidrürü ayrıca krom, toryum ve uranyum gibi indirgenmesi zor metallerin üretiminde de kullanılır. Kalsiyum-kurşun alaşımları pillerde ve yatak alaşımlarında kullanılır. Kalsiyum granülleri ayrıca vakum cihazlarından hava izlerini gidermek için de kullanılır.

Metalotermi

Saf metalik kalsiyum, nadir metallerin üretimi için metalotermide yaygın olarak kullanılmaktadır.

Alaşımların alaşımlanması

Saf kalsiyum, akü plakalarının ve bakım gerektirmeyen, kendi kendine deşarjı düşük marş kurşun-asit akülerinin üretiminde kullanılan kurşunun alaşımlanması için kullanılır. Ayrıca, yüksek kaliteli kalsiyum bebekleri BKA'nın üretiminde metalik kalsiyum kullanılır.

Nükleer füzyon

48Ca izotopu, süper ağır elementlerin üretimi ve periyodik tablodaki yeni elementlerin keşfi için en etkili ve yaygın olarak kullanılan malzemedir. Örneğin, hızlandırıcılarda süper ağır elementler üretmek için 48Ca iyonlarının kullanılması durumunda, bu elementlerin çekirdekleri, diğer "mermiler" (iyonlar) kullanımına kıyasla yüzlerce ve binlerce kat daha verimli bir şekilde oluşturulur.

Kalsiyum bileşiklerinin uygulanması

Kalsiyum hidrit. Kalsiyumun hidrojen atmosferinde ısıtılmasıyla metalurjide (metalothermi) ve sahada hidrojen üretiminde kullanılan Cah3 (kalsiyum hidrit) elde edilir.

Optik ve lazer malzemeleri Kalsiyum florür (florit), optikte (astronomik objektifler, mercekler, prizmalar) tek kristal formunda ve lazer malzemesi olarak kullanılır. Tek kristal formundaki kalsiyum tungstat (şeelit), lazer teknolojisinde ve ayrıca sintilatör olarak kullanılır.

Kalsiyum karbür. Kalsiyum karbür CaC2, asetilen üretiminde ve metallerin indirgenmesinde ve ayrıca kalsiyum siyanamid üretiminde yaygın olarak kullanılır (kalsiyum karbürün nitrojende 1200 °C'de ısıtılmasıyla reaksiyon ekzotermiktir, siyanamid fırınlarında gerçekleştirilir) .

Kimyasal akım kaynakları. Kalsiyumun yanı sıra alüminyum ve magnezyum alaşımları yedek termal elektrik pillerinde anot olarak kullanılır (örneğin kalsiyum kromat elementi). Katot gibi pillerde kalsiyum kromat kullanılır. Bu tür pillerin özelliği, uygun durumda son derece uzun bir raf ömrü (on yıllar), her koşulda (uzay, yüksek basınç) çalışabilme yeteneği, ağırlık ve hacim açısından yüksek özgül enerjidir. Dezavantajı: Kısa ömür. Bu tür piller, kısa bir süre için devasa elektrik gücü yaratmanın gerekli olduğu yerlerde (balistik füzeler, bazı uzay araçları vb.) kullanılır.

Yanmaz malzemeler. Refrakter malzemelerin üretiminde hem serbest formda hem de seramik karışımların bir parçası olarak kalsiyum oksit kullanılır.

İlaçlar. Kalsiyum bileşikleri antihistaminik olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır.

Kalsiyum klorür

Kalsiyum glukonat

Kalsiyum gliserofosfat

Ayrıca osteoporozun önlenmesine yönelik ilaçlarda, hamile kadınlar ve yaşlılar için vitamin komplekslerinde kalsiyum bileşikleri bulunur.

Biyolojik rol

Kalsiyum bitki, hayvan ve insan vücudunda yaygın olarak bulunan bir makro besindir. İnsanlarda ve diğer omurgalılarda büyük bir kısmı iskelet ve dişlerde fosfat formunda bulunur. Çoğu omurgasız grubunun (süngerler, mercan polipleri, yumuşakçalar vb.) iskeleti, çeşitli kalsiyum karbonat (kireç) formlarından oluşur. Kalsiyum iyonları kanın pıhtılaşma süreçlerinde ve ayrıca kanın sabit ozmotik basıncının sağlanmasında rol oynar. Kalsiyum iyonları aynı zamanda evrensel ikinci habercilerden biri olarak görev yapar ve çeşitli hücre içi süreçleri düzenler - kas kasılması, ekzositoz, hormonların ve nörotransmiterlerin salgılanması vb. dahil. İnsan hücrelerinin sitoplazmasındaki kalsiyum konsantrasyonu yaklaşık 10-7 mol'dür, hücreler arası sıvılarda yaklaşık 10 -3 mol.

Kalsiyum gereksinimleri yaşa bağlıdır. Yetişkinler için gerekli günlük alım miktarı 800 ila 1000 miligram (mg) ve çocuklar için 600 ila 900 mg arasındadır ve bu, iskeletin yoğun büyümesi nedeniyle çocuklar için çok önemlidir. İnsan vücuduna gıdayla giren kalsiyumun büyük kısmı süt ürünlerinde bulunur; geri kalan kalsiyum ise et, balık ve bazı bitkisel ürünlerden (özellikle baklagillerden) gelir. Emilim hem kalın hem de ince bağırsakta meydana gelir ve asidik bir ortam, D vitamini ve C vitamini, laktoz ve doymamış yağ asitleri tarafından kolaylaştırılır. Magnezyumun kalsiyum metabolizmasındaki rolü önemlidir; eksikliği nedeniyle kalsiyum kemiklerden "yıkanır" ve böbreklerde (böbrek taşları) ve kaslarda birikir.

Aspirin, oksalik asit ve östrojen türevleri kalsiyumun emilimini engeller. Oksalik asit ile birleştirildiğinde kalsiyum, böbrek taşlarının bileşenleri olan suda çözünmeyen bileşikler üretir.

Bununla ilişkili çok sayıda süreç nedeniyle kandaki kalsiyum içeriği hassas bir şekilde düzenlenir ve doğru beslenmeyle eksiklik oluşmaz. Diyetten uzun süre uzak kalmak kramplara, eklem ağrısına, uyuşukluğa, büyüme kusurlarına ve kabızlığa neden olabilir. Daha derin eksiklik, sürekli kas kramplarına ve osteoporoza yol açar. Kahve ve alkolün kötüye kullanılması, bir kısmı idrarla atıldığı için kalsiyum eksikliğine neden olabilir.

Aşırı dozda kalsiyum ve D vitamini hiperkalsemiye, ardından da kemik ve dokularda (esas olarak idrar sistemini etkileyen) yoğun kireçlenmeye neden olabilir. Uzun süreli fazlalığı kas ve sinir dokularının işleyişini bozar, kanın pıhtılaşmasını artırır ve çinkonun kemik hücreleri tarafından emilimini azaltır. Bir yetişkin için maksimum günlük güvenli doz 1500 ila 1800 miligramdır.

Ürünler Kalsiyum, mg/100 g

Susam 783

Isırgan otu 713

Orman ebegümeci 505

Büyük muz 412

Galinsoga 372

Yağda sardalya 330

Sarmaşık budra 289

Köpek gülü 257

Badem 252

Muz mızrakçısı. 248

Fındık 226

Amarant tohumu 214

Su teresi 214

Soya fasulyesi kuru 201

3 yaşın altındaki çocuklar - 600 mg.

4 ila 10 yaş arası çocuklar - 800 mg.

10 ila 13 yaş arası çocuklar - 1000 mg.

13 ila 16 yaş arası ergenler - 1200 mg.

16 yaş ve üstü gençler - 1000 mg.

25 ila 50 yaş arası yetişkinler - 800 ila 1200 mg arası.

Hamile ve emziren kadınlar - 1500 ila 2000 mg arası.

Çözüm

Kalsiyum yeryüzünde en bol bulunan elementlerden biridir. Doğada çok var: dağ sıraları ve kil kayaları kalsiyum tuzlarından oluşur, deniz ve nehir suyunda bulunur, bitki ve hayvan organizmalarının bir parçasıdır.

Kalsiyum şehir sakinlerini sürekli olarak çevreliyor: hemen hemen tüm ana yapı malzemeleri - beton, cam, tuğla, çimento, kireç - bu elementi önemli miktarlarda içerir.

Doğal olarak bu tür kimyasal özelliklere sahip olan kalsiyumun doğada serbest halde bulunması mümkün değildir. Ancak hem doğal hem de yapay kalsiyum bileşikleri büyük önem kazanmıştır.

Kaynakça

1. Yayın Kurulu: Knunyants I. L. (baş editör) Chemical Encyclopedia: 5 ciltte - Moskova: Sovyet Ansiklopedisi, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 s.

2. Doronin. N.A. Calcium, Goskhimizdat, 1962. 191 s. resimlerle birlikte.

3. Dotsenko VA. - Tedavi edici ve önleyici beslenme. - Soru. beslenme, 2001 - N1-s.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalsiyum ve kemik metabolizması // İçinde: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Bilim Dünyası

Kalsiyum, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun 4. grubunun ana alt grubu II'nin metal bir elementidir. Alkali toprak metal ailesine aittir. Kalsiyum atomunun dış enerji seviyesi 2 eşleştirilmiş s-elektronu içerir

Kimyasal etkileşimler sırasında enerjisel olarak verebildiği şey. Dolayısıyla Kalsiyum bir indirgeyici maddedir ve bileşiklerinde +2 oksidasyon durumuna sahiptir.Doğada kalsiyum yalnızca tuz formunda bulunur. Yer kabuğundaki kalsiyumun kütle oranı %3,6'dır. Ana doğal kalsiyum minerali kalsit CaCO3 ve çeşitleri - kireçtaşı, tebeşir, mermerdir. Ayrıca omurgası esas olarak kalsiyum karbonattan oluşan canlı organizmalar (örneğin mercanlar) da vardır. Ayrıca önemli kalsiyum mineralleri dolomit CaCO3 MgCO3, florit CaF2, alçı CaSO4 2h3O, apatit, feldispat vb.'dir. Kalsiyum canlı organizmaların yaşamında önemli bir rol oynar. İnsan vücudundaki kalsiyumun kütle oranı %1,4-2'dir. Dişlerin, kemiklerin, diğer doku ve organların bir parçasıdır, kanın pıhtılaşması sürecine katılır, kalp aktivitesini uyarır. Vücuda yeterli miktarda kalsiyum sağlamak için mutlaka süt ve süt ürünleri, yeşil sebzeler ve balık tüketmelisiniz.Basit bir madde olan kalsiyum, tipik gümüş-beyaz bir metaldir. Oldukça sert, plastik, yoğunluğu 1,54 g/cm3 ve erime noktası 842? C. Kimyasal olarak kalsiyum çok aktiftir. Normal koşullar altında havadaki oksijen ve nem ile kolayca etkileşime girer, bu nedenle hava geçirmez şekilde kapatılmış kaplarda saklanır. Kalsiyum havada ısıtıldığında tutuşur ve bir oksit oluşturur: 2Ca + O2 = 2CaO Kalsiyum ısıtıldığında klor ve brom ile ve soğukta bile flor ile reaksiyona girer. Bu reaksiyonların ürünleri karşılık gelen halojenürlerdir, örneğin: Ca + Cl2 = CaCl2. Kalsiyum kükürt ile ısıtıldığında kalsiyum sülfit oluşur: Ca + S = CaS. Kalsiyum ayrıca diğer metal olmayanlarla da reaksiyona girebilir. Su ile etkileşim az çözünür kalsiyum hidroksit oluşumuna ve hidrojen gazının açığa çıkmasına neden olur:Ca + 2h3O = Ca (OH)2 + h3.Kalsiyum metali yaygın olarak kullanılır. Çelik ve alaşımların üretiminde rozet olarak, bazı refrakter metallerin üretiminde ise indirgeyici madde olarak kullanılır.

Kalsiyum, erimiş kalsiyum klorürün elektrolizi ile elde edilir. Böylece kalsiyum ilk kez 1808 yılında Humphry Davy tarafından elde edildi.

worldofscience.ru

Kalsiyumun tarihi

Kalsiyum, 1808 yılında sönmüş kireç ve cıva oksidin elektrolizi yoluyla, metalin kaldığı cıvanın damıtılması işlemi sonucunda kalsiyum amalgamı elde eden Humphry Davy tarafından keşfedildi. kalsiyum. Latince kireçöyle geliyor kireçİngiliz kimyagerin keşfedilen madde için seçtiği isim bu oldu.

Kalsiyum, D.I. kimyasal elementlerin periyodik tablosunun IV. grubunun ana alt grubu II'nin bir elementidir. Mendeleev'in atom numarası 20 ve atom kütlesi 40,08'dir. Kabul edilen isim Ca'dır (Latince - Kalsiyumdan).

Fiziksel ve kimyasal özellikler

Kalsiyum, gümüşi beyaz renkte, reaktif, yumuşak bir alkali metaldir. Oksijen ve karbondioksit ile etkileşime bağlı olarak metalin yüzeyi donuklaşır, bu nedenle kalsiyum özel bir depolama rejimi gerektirir - metalin bir sıvı parafin veya kerosen tabakası ile doldurulduğu sıkıca kapatılmış bir kap.

Kalsiyum, insanlar için gerekli olan mikro elementlerin en bilinenidir; sağlıklı bir yetişkin için günlük gereksinim 700 ila 1500 mg arasında değişir, ancak hamilelik ve emzirme döneminde artar; bu dikkate alınmalı ve kalsiyumun günlük olarak alınması gerekir. hazırlık şekli.

Doğada olmak

Kalsiyum çok yüksek kimyasal aktiviteye sahiptir, bu nedenle doğada serbest (saf) formda bulunmaz. Bununla birlikte, yer kabuğunda beşinci en yaygın olanıdır; tortul (kireçtaşı, tebeşir) ve kayalarda (granit) bileşikler halinde bulunur; feldspat anorit çok fazla kalsiyum içerir.

Canlı organizmalarda oldukça yaygındır; bitkilerde, hayvanlarda ve insanlarda, esas olarak dişlerde ve kemik dokusunda bulunur.

Kalsiyum emilimi

Kalsiyumun gıdalardan normal emiliminin önündeki bir engel, kalsiyumun çözünmesi için gerekli olan midenin hidroklorik asidini nötralize eden tatlılar ve alkaliler formundaki karbonhidratların tüketilmesidir. Kalsiyum emilim süreci oldukça karmaşıktır, bu nedenle bazen onu yalnızca yiyeceklerden almak yeterli değildir, ek mikro element alımı gereklidir.

Başkalarıyla etkileşim

Kalsiyumun bağırsakta emilimini arttırmak için, kalsiyum emilim sürecini kolaylaştırma eğiliminde olan gereklidir. Yemek yerken kalsiyum (takviye şeklinde) alındığında emilim engellenir ancak kalsiyum takviyesinin gıdalardan ayrı alınması bu süreci hiçbir şekilde etkilemez.

Vücuttaki kalsiyumun neredeyse tamamı (1 ila 1,5 kg) kemiklerde ve dişlerde bulunur. Kalsiyum, sinir dokusunun uyarılabilirliği, kas kasılması, kanın pıhtılaşma süreçlerinde rol oynar, hücrelerin çekirdeğinin ve zarlarının, hücresel ve doku sıvılarının bir parçasıdır, anti-alerjik ve anti-inflamatuar etkilere sahiptir, asidozu önler ve aktive eder. enzim ve hormonların sayısı. Kalsiyum ayrıca hücre zarı geçirgenliğinin düzenlenmesinde de rol oynar ve ters etkiye sahiptir.

Kalsiyum eksikliği belirtileri

Vücuttaki kalsiyum eksikliğinin belirtileri ilk bakışta alakasız belirtilerdir:

• sinirlilik, kötüleşen ruh hali;
• kardiyopalmus;
• kasılmalar, ekstremitelerin uyuşması;
• büyümenin ve çocukların yavaşlaması;
• yüksek tansiyon;
• tırnakların bölünmesi ve kırılganlığı;
• “ağrı eşiğini” düşüren eklem ağrısı;
• ağır menstruasyon.

Kalsiyum eksikliğinin nedenleri

Kalsiyum eksikliğinin nedenleri arasında dengesiz beslenme (özellikle oruç tutma), yiyeceklerdeki düşük kalsiyum içeriği, sigara içme ve kahve ve kafein içeren içeceklere bağımlılık, disbiyoz, böbrek hastalığı, tiroid hastalığı, hamilelik, emzirme ve menopoz yer alır.

Aşırı süt ürünleri tüketimi veya kontrolsüz ilaç kullanımı ile ortaya çıkabilen fazla kalsiyum, aşırı susama, bulantı, kusma, iştahsızlık, halsizlik ve idrara çıkma artışı ile karakterizedir.

Kalsiyumun hayatta kullanımı

Kalsiyum, uranyumun metalotermik üretiminde uygulama bulmuştur; doğal bileşikler formunda, bir dezenfeksiyon aracı olarak alçı ve çimento üretiminde hammadde olarak kullanılır (iyi bilinenler). çamaşır suyu).

Kalsiyum, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun dördüncü periyodu olan ikinci grubun ana alt grubunun atom numarası 20 olan bir elementidir. Ca (lat. Kalsiyum) sembolü ile gösterilir. Basit madde kalsiyum (CAS numarası: 7440-70-2), gümüşi beyaz renkte, yumuşak, reaktif bir alkalin toprak metalidir.

İsmin tarihi ve kökeni

Elementin adı Lat'tan gelmektedir. calx (genetik durumda calcis) - “kireç”, “yumuşak taş”. 1808'de elektrolitik yöntemle kalsiyum metalini izole eden İngiliz kimyager Humphry Davy tarafından önerildi. Davy, anot görevi gören bir platin plaka üzerinde ıslak sönmüş kireç ve cıva oksit HgO karışımını elektrolize etti. Katot, sıvı cıvaya batırılmış bir platin teldi. Elektroliz sonucunda kalsiyum amalgamı elde edildi. Davy, cıvayı damıtarak kalsiyum adı verilen bir metal elde etti.
Kalsiyum bileşikleri - kireçtaşı, mermer, alçı (ayrıca kireç - kireçtaşının kalsinasyonunun bir ürünü) birkaç bin yıl önce inşaatlarda kullanılmıştır. 18. yüzyılın sonuna kadar kimyagerler kireci basit bir katı madde olarak görüyorlardı. 1789'da A. Lavoisier kireç, magnezya, barit, alümina ve silikanın karmaşık maddeler olduğunu öne sürdü.

Fiş

Serbest metalik kalsiyum, CaCl2 (%75-80) ve KCl veya CaCl2 ve CaF2'den oluşan bir eriyiğin elektrolizi ve ayrıca CaO'nun 1170-1200 °C'de alüminotermik indirgenmesiyle elde edilir:
4CaO + 2Al → CaAl204 + 3Ca.

Fiziki ozellikleri

Kalsiyum metali iki allotropik modifikasyonda mevcuttur. 443 °C'ye kadar, kübik yüz merkezli kafesli α-Ca (parametre a = 0,558 nm) stabildir; α-Fe tipi kübik vücut merkezli kafesli β-Ca (parametre a = 0,448 nm) daha kararlı. α → β geçişinin standart entalpisi ΔH 0 0,93 kJ/mol'dür.
Basıncın kademeli olarak artmasıyla birlikte yarı iletken özelliklerini sergilemeye başlar, ancak kelimenin tam anlamıyla yarı iletken haline gelmez (artık metal de değildir). Basıncın daha da artmasıyla metalik duruma geri döner ve süperiletken özellikler sergilemeye başlar (süperiletkenliğin sıcaklığı cıvanınkinden altı kat daha yüksektir ve iletkenlikteki diğer tüm elementleri çok aşar). Kalsiyumun benzersiz davranışı birçok yönden stronsiyuma benzer (yani periyodik tablodaki paralellikler kalır).

Kimyasal özellikler

Kalsiyum tipik bir alkali toprak metalidir. Kalsiyumun kimyasal aktivitesi yüksektir, ancak diğer tüm alkalin toprak metallerinden daha düşüktür. Havadaki oksijen, karbondioksit ve nem ile kolayca reaksiyona girer, bu nedenle kalsiyum metalinin yüzeyi genellikle donuk gridir, bu nedenle laboratuvarda kalsiyum genellikle diğer alkali toprak metalleri gibi bir katmanın altında sıkıca kapatılmış bir kavanozda depolanır. gazyağı veya sıvı parafin.

Kalsiyum

KALSİYUM-BEN; M.[lat. calx (calcis) - kireç] Kireçtaşı, mermer vb.nin bir parçası olan gümüş-beyaz bir metal olan kimyasal element (Ca).

◁ Kalsiyum, ah, ah. K tuzları.

kalsiyum

Periyodik tablonun II. Grubunun kimyasal bir elementi olan (lat. Kalsiyum), alkali toprak metallerine aittir. Lat'tan isim. calx, genetik kalsis - kireç. Gümüş-beyaz metal, yoğunluk 1,54 g/cm3, T pl 842°C. Normal sıcaklıklarda havada kolayca oksitlenir. Yer kabuğundaki yaygınlık açısından 5. sırada yer almaktadır (mineraller kalsit, alçı, florit vb.). Aktif bir indirgeyici madde olarak U, Th, V, Cr, Zn, Be ve diğer metalleri bileşiklerinden elde etmek, çelikleri, bronzları vb. oksitleri gidermek için kullanılır. Sürtünme önleyici malzemelerin bir parçasıdır. Kalsiyum bileşikleri inşaatta (kireç, çimento), kalsiyum preparatları ise tıpta kullanılır.

KALSİYUM

Atom numarası 20 olan bir kimyasal element olan KALSİYUM (enlem. Kalsiyum), Ca ("kalsiyum" olarak okunur), Mendeleev'in periyodik element sisteminin IIA grubundaki dördüncü periyotta bulunur; atom kütlesi 40.08. Alkali toprak elementlerine aittir (santimetre. ALKALİ TOPRAK METALLERİ).
Doğal kalsiyum bir nüklid karışımından oluşur (santimetre. NÜKLİD) kütle sayıları 40 (kütlece %96,94 olan bir karışımda), 44 (%2,09), 42 (%0,667), 48 (%0,187), 43 (%0,135) ve 46 (%0,003). Dış elektron katmanı 4 konfigürasyonu S 2 . Hemen hemen tüm bileşiklerde kalsiyumun oksidasyon durumu +2'dir (değerlik II).
Nötr kalsiyum atomunun yarıçapı 0,1974 nm'dir, Ca2+ iyonunun yarıçapı 0,114 nm (koordinasyon numarası 6 için) ila 0,148 nm (koordinasyon numarası 12 için) arasındadır. Nötr bir kalsiyum atomunun sıralı iyonizasyon enerjileri sırasıyla 6.133, 11.872, 50.91, 67.27 ve 84.5 eV'dir. Pauling ölçeğine göre kalsiyumun elektronegatifliği yaklaşık 1,0'dır. Serbest formunda kalsiyum gümüşi beyaz bir metaldir.
Keşif tarihi
Kalsiyum bileşikleri doğada her yerde bulunur, dolayısıyla insanlık onlara eski çağlardan beri aşinadır. Kireç uzun zamandır inşaatlarda kullanılıyor (santimetre. KİREÇ)(sönmemiş kireç ve sönmüş), uzun zamandır basit bir madde olarak kabul edilen "toprak". Ancak 1808'de İngiliz bilim adamı G. Davy (santimetre. DAVY Humphrey) kireçten yeni bir metal elde etmeyi başardı. Bunu yapmak için Davy, hafif nemlendirilmiş sönmüş kireç ile cıva oksit karışımını elektrolize tabi tuttu ve cıva katotunda oluşan amalgamdan kalsiyum adını verdiği (Latince calx, calcis - kireç cinsinden) yeni bir metal izole etti. Rusya'da bir süre bu metale "kireçleme" adı verildi.
Doğada olmak
Kalsiyum dünyadaki en yaygın elementlerden biridir. Yer kabuğunun kütlesinin %3,38'ini oluşturur (oksijen, silikon, alüminyum ve demirden sonra en çok bulunan 5. madde). Yüksek kimyasal aktivitesi nedeniyle kalsiyum doğada serbest formda oluşmaz. Kalsiyumun çoğu silikatlarda bulunur (santimetre. SİLİSATLAR) ve alüminosilikatlar (santimetre. ALÜMİNYUM SİLİKATLAR)çeşitli kayalar (granitler (santimetre. GRANİT), gnayslar (santimetre. GNAYS) ve benzeri.). Tortul kayaçlar formundaki kalsiyum bileşikleri, esas olarak kalsit mineralinden oluşan tebeşir ve kireçtaşlarıyla temsil edilir. (santimetre. KALSİT)(CaCO3). Kalsitin kristal formu - mermer - doğada çok daha az yaygındır.
Kireçtaşı gibi kalsiyum mineralleri oldukça yaygındır (santimetre. KİREÇ TAŞI) CaCO3, anhidrit (santimetre. ANHİDRİT) CaSO 4 ve alçı (santimetre. ALÇI) CaS04 2H20, florit (santimetre. FLORİT) CaF 2, apatit (santimetre. Apatit) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), dolomit (santimetre. DOLOMİT) MgCO3 ·CaCO3 . Doğal sudaki kalsiyum ve magnezyum tuzlarının varlığı suyun sertliğini belirler. (santimetre. SU SERTLİKLERİ). Canlı organizmalarda önemli miktarda kalsiyum bulunur. Dolayısıyla, hidroksiapatit Ca5(PO4)3(OH) veya başka bir girişte 3Ca3(PO4)2 ·Ca(OH)2, insanlar dahil omurgalıların kemik dokusunun temelini oluşturur; Pek çok omurgasız hayvanın, yumurta kabuğunun vb. kabukları ve kabukları kalsiyum karbonat CaCO3'ten yapılır.
Fiş
Metalik kalsiyum, CaCl2 (%75-80) ve KCl'den veya CaCl2 ve CaF2'den oluşan bir eriyiğin elektrolizi ve ayrıca 1170-1200 °C'de CaO'nun alüminotermik indirgenmesiyle elde edilir:
4CaO + 2Al = CaAl204 + 3Ca.
Fiziksel ve kimyasal özellikler
Kalsiyum metali iki allotropik modifikasyonda bulunur (bkz. Allotropi (santimetre. ALLOTROPİ)). 443 °C'ye kadar kübik yüz merkezli kafesli a-Ca (parametre a = 0,558 nm) stabildir; a-Fe tipi kübik vücut merkezli kafesli b-Ca (parametre a = 0,448 nm) daha kararlı. Kalsiyumun erime noktası 839 °C, kaynama noktası 1484 °C, yoğunluğu 1,55 g/cm3'tür.
Kalsiyumun kimyasal aktivitesi yüksektir, ancak diğer tüm alkalin toprak metallerinden daha düşüktür. Havadaki oksijen, karbondioksit ve nem ile kolayca reaksiyona girer, bu nedenle kalsiyum metalinin yüzeyi genellikle donuk gridir, bu nedenle laboratuvarda kalsiyum genellikle diğer alkali toprak metalleri gibi bir katmanın altında sıkıca kapatılmış bir kavanozda depolanır. gazyağı.
Standart potansiyeller serisinde kalsiyum, hidrojenin solunda bulunur. Ca 2+ /Ca 0 çiftinin standart elektrot potansiyeli –2,84 V'tur, böylece kalsiyum suyla aktif olarak reaksiyona girer:
Ca + 2H20 = Ca(OH)2 + H2.
Kalsiyum normal koşullar altında aktif metal olmayanlarla (oksijen, klor, brom) reaksiyona girer:
2Ca + O2 = 2CaO; Ca + Br2 = CaBr2.
Havada veya oksijende ısıtıldığında kalsiyum tutuşur. Kalsiyum ısıtıldığında daha az aktif metal olmayan maddelerle (hidrojen, bor, karbon, silikon, nitrojen, fosfor ve diğerleri) reaksiyona girer, örneğin:
Ca + H2 = CaH2 (kalsiyum hidrit),
Ca + 6B = CaB 6 (kalsiyum borür),
3Ca + N2 = Ca3N2 (kalsiyum nitrür)
Ca + 2C = CaC2 (kalsiyum karbür)
3Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiyum fosfit), CaP ve CaP5 bileşimlerinin kalsiyum fosfitleri de bilinmektedir;
2Ca + Si = Ca2Si (kalsiyum silisit); CaSi, Ca3Si4 ve CaSi2 bileşimlerinin kalsiyum silisitleri de bilinmektedir.
Yukarıdaki reaksiyonların oluşumuna, kural olarak, büyük miktarda ısının salınması eşlik eder (yani, bu reaksiyonlar ekzotermiktir). Metal olmayan tüm bileşiklerde kalsiyumun oksidasyon durumu +2'dir. Metal olmayan kalsiyum bileşiklerinin çoğu su ile kolayca ayrışır, örneğin:
CaH2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H20 = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Kalsiyum oksit tipik olarak baziktir. Laboratuvarda ve teknolojide karbonatların termal ayrışmasıyla elde edilir:
CaCO3 = CaO + CO2.
Teknik kalsiyum oksit CaO'ya sönmemiş kireç denir.
Su ile reaksiyona girerek Ca(OH)2 oluşturur ve büyük miktarda ısı açığa çıkarır:
CaO + H20 = Ca(OH)2.
Bu şekilde elde edilen Ca(OH)2'ye genellikle sönmüş kireç veya kireç sütü adı verilir. (santimetre. KİREÇ SÜTÜ) kalsiyum hidroksitin sudaki çözünürlüğünün düşük olması (20°C'de 0,02 mol/l) ve suya eklendiğinde beyaz bir süspansiyon oluşması nedeniyle.
Asidik oksitlerle etkileşime girdiğinde CaO tuzlar oluşturur, örneğin:
CaO + C02 = CaC03; CaO + S03 = CaS04.
Ca2+ iyonu renksizdir. Aleve kalsiyum tuzları eklendiğinde alev tuğla kırmızısına döner.
CaCl2 klorür, CaBr2 bromür, CaI2 iyodür ve Ca(NO3)2 nitrat gibi kalsiyum tuzları suda oldukça çözünür. Suda çözünmeyenler florür CaF2, karbonat CaC03, sülfat CaS04, ortalama ortofosfat Ca3 (PO4)2, oksalat CaC204 ve diğerleridir.
Ortalama kalsiyum karbonat CaCO3'ün aksine, asidik kalsiyum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO3)2'nin suda çözünür olması önemlidir. Doğada bu, aşağıdaki süreçlere yol açar. Karbondioksitle doyurulmuş soğuk yağmur veya nehir suyu yeraltına girip kireçtaşının üzerine düştüğünde çözünmeleri gözlenir:
CaC03 + C02 + H20 = Ca(HCO3)2.
Kalsiyum bikarbonatla doyurulmuş suyun yeryüzüne çıktığı ve güneş ışınlarıyla ısıtıldığı yerlerde ters bir reaksiyon meydana gelir:
Ca(HCO3)2 = CaC03 + C02 + H20.
Doğada büyük miktarda madde bu şekilde aktarılır. Sonuç olarak yeraltında devasa delikler oluşabilir (bkz. Karst (santimetre. KARST (doğal fenomen))) ve mağaralarda güzel taş “buz sarkıtları” - sarkıtlar - oluşur (santimetre. SARKITLAR (mineral oluşumları)) ve dikitler (santimetre. dikitler).
Suda çözünmüş kalsiyum bikarbonatın varlığı büyük ölçüde suyun geçici sertliğini belirler. (santimetre. SU SERTLİKLERİ). Geçici olarak adlandırılır çünkü su kaynadığında bikarbonat ayrışır ve CaCO3 çöker. Bu fenomen, örneğin zamanla su ısıtıcısında kireç oluşmasına yol açar.
Kalsiyum ve bileşiklerinin uygulanması
Kalsiyum metali, uranyumun metalotermik üretiminde kullanılır (santimetre. URANYUM (kimyasal element)) toryum (santimetre. TORYUM), titanyum (santimetre. TİTANYUM (kimyasal element)), zirkonyum (santimetre. ZİRKONYUM) sezyum (santimetre. SEZYUM) ve rubidyum (santimetre. RUBİDYUM).
Doğal kalsiyum bileşikleri bağlayıcıların (çimento) üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır. (santimetre.ÇİMENTO), alçı (santimetre. ALÇI), kireç vb.). Sönmüş kirecin bağlayıcı etkisi, kalsiyum hidroksitin zamanla havadaki karbondioksit ile reaksiyona girmesi gerçeğine dayanmaktadır. Devam eden reaksiyonun bir sonucu olarak, yakındaki taşlara, tuğlalara ve diğer yapı malzemelerine dönüşen ve onları tek bir bütün halinde kaynaklayan iğne şeklindeki kalsit CaCO3 kristalleri oluşur. Kristal kalsiyum karbonat - mermer - mükemmel bir kaplama malzemesidir. Badana yıkamak için tebeşir kullanılır. Dökme demir üretiminde büyük miktarlarda kireçtaşı tüketilir, çünkü bunlar demir cevherinin refrakter safsızlıklarını (örneğin kuvars Si02) nispeten düşük erime noktalı cüruflara dönüştürmeyi mümkün kılar.
Çamaşır suyu dezenfektan olarak çok etkilidir. (santimetre. BEYAZLATICI PUDRA)- “ağartıcı” Ca(OCl)Cl - karışık klorür ve kalsiyum hipoklorür (santimetre. KALSİYUM HİPOKLORİT), yüksek oksitlenme kabiliyetine sahiptir.
Hem susuz bir bileşik formunda hem de "yarı sulu" sülfat olarak adlandırılan kristal hidratlar formunda bulunan kalsiyum sülfat da yaygın olarak kullanılır - kaymaktaşı (santimetre. ALEVİZ FRYAZİN (Milanolu)) CaSO 4 ·0,5H 2 O ve dihidrat sülfat - alçı CaSO 4 ·2H 2 O. Alçı, inşaatta, heykelde, sıva kalıplama ve çeşitli sanatsal ürünlerin üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır. Alçı ayrıca tıpta kırıklar sırasında kemikleri sabitlemek için de kullanılır.
Kalsiyum klorür CaCl2, yol yüzeylerinin buzlanmasıyla mücadele etmek için sofra tuzu ile birlikte kullanılır. Kalsiyum florür CaF 2 mükemmel bir optik malzemedir.
Vücuttaki kalsiyum
Kalsiyum biyojenik bir elementtir (santimetre. BİYOJENİK ELEMANLAR) Bitki ve hayvanların dokularında sürekli olarak bulunur. Hayvanların ve insanların mineral metabolizmasının ve bitkilerin mineral beslenmesinin önemli bir bileşeni olan kalsiyum, vücutta çeşitli işlevler yerine getirir. Apatitten oluşur (santimetre. Apatit) Sülfat ve karbonatın yanı sıra kalsiyum da kemik dokusunun mineral bileşenini oluşturur. 70 kg ağırlığındaki insan vücudunda yaklaşık 1 kg kalsiyum bulunur. Kalsiyum iyon kanallarının işleyişine katılır (santimetre.İYON KANALLARI) Sinir uyarılarının iletilmesinde maddelerin biyolojik zarlardan taşınması (santimetre. SİNİR DÜRTÜSÜ), kanın pıhtılaşma süreçlerinde (santimetre. KANIN PIHTILAŞMASI) ve gübreleme. Kalsiferoller vücuttaki kalsiyum metabolizmasını düzenler (santimetre. KALSİFEROLLER)(D vitamini). Kalsiyum eksikliği veya fazlalığı çeşitli hastalıklara yol açar - raşitizm (santimetre. RAŞİTİZM), kalsinozis (santimetre. KALSİNOZ) vb. Bu nedenle insan gıdasının gerekli miktarlarda (günde 800-1500 mg kalsiyum) kalsiyum bileşikleri içermesi gerekir. Süt ürünlerinde (süzme peynir, peynir, süt gibi), bazı sebzelerde ve diğer gıdalarda kalsiyum içeriği yüksektir. Kalsiyum preparatları tıpta yaygın olarak kullanılmaktadır.

ansiklopedik sözlük. 2009 .

Eş anlamlı:

Diğer sözlüklerde “kalsiyum” un ne olduğunu görün:

- (Ca) sarı parlak ve viskoz metal. Özgül ağırlık 1.6. Rus dilinde yer alan yabancı kelimeler sözlüğü. Pavlenkov F., 1907. KALSİYUM (Latin kireç kirecinden yeni Latin kalsiyum). Gümüş renkli metal. Yabancı kelimeler sözlüğü,... ... Rus dilinin yabancı kelimeler sözlüğü

KALSİYUM- KALSİYUM, Kalsiyum, kimyasal. eleman, sembol Ca, parlak, gümüşi beyaz kristal metal. alkali toprak metalleri grubuna ait kırılma. Ud. ağırlık 1,53; en. V. 40.07; erime noktası 808°. Sa bunlardan biri... Büyük Tıp Ansiklopedisi

- (Kalsiyum), Ca, periyodik sistemin II. grubunun kimyasal elementi, atom numarası 20, atom kütlesi 40.08; alkalin toprak metallerini ifade eder; erime noktası 842shC. Omurgalıların, yumuşakçaların ve yumurta kabuklarının kemik dokusunda bulunur. Kalsiyum... ... Modern ansiklopedi

Metal gümüşi beyazdır, viskozdur, dövülebilir ve havada hızla oksitlenir. Erime hızı pa 800-810°. Doğada tebeşir, kireçtaşı, mermer, fosforit, apatit, alçıtaşı vb. birikintilerini oluşturan çeşitli tuzlar şeklinde bulunur. Dor... ... Teknik demiryolu sözlüğü

- (Latin Kalsiyum) Periyodik tablonun II. Grubunda yer alan, atom numarası 20, atom kütlesi 40.078 olan kimyasal bir element olan Ca, toprak alkali metallere aittir. Adı Latince calx, genetik kalsis kireçinden gelir. Gümüş beyazı metal,... ... Büyük Ansiklopedik Sözlük

Kalsiyum, atom numarası 20 olan, D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin dördüncü periyodu olan ikinci grubun ana alt grubunun bir elementidir. Ca sembolü (lat. Kalsiyum). Basit madde kalsiyum, gümüşi beyaz renkli, yumuşak, kimyasal olarak aktif bir alkali toprak metalidir.

Ortamdaki kalsiyum

Doğada çok var: dağ sıraları ve kil kayaları kalsiyum tuzlarından oluşur, deniz ve nehir suyunda bulunur, bitki ve hayvan organizmalarının bir parçasıdır. Kalsiyum yer kabuğunun kütlesinin %3,38'ini oluşturur (oksijen, silikon, alüminyum ve demirden sonra en çok bulunan 5. madde).

Kalsiyum izotopları

Kalsiyum doğada altı izotopun bir karışımı olarak oluşur: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca ve 48 Ca; bunların arasında en yaygın olanı - 40 Ca - %96,97'dir.

Kalsiyumun altı doğal izotopundan beşi stabildir. Altı izotopun en ağırı olan ve çok nadir olan (izotopik bolluğu yalnızca %0,187'dir) altıncı izotop 48 Ca'nın, 5,3 x 1019 yıllık yarılanma ömrüyle çift beta bozunumuna uğradığı yakın zamanda keşfedildi.

Kaya ve minerallerdeki kalsiyum içeriği

Kalsiyumun çoğu, çeşitli kayaların (granitler, gnayslar vb.) silikatlarında ve alüminosilikatlarında, özellikle feldispat - Ca anortitinde bulunur.

Sedimanter kayaçlar formundaki kalsiyum bileşikleri, esas olarak kalsit mineralinden (CaCO3) oluşan tebeşir ve kireçtaşlarıyla temsil edilir. Kalsitin kristal formu - mermer - doğada çok daha az yaygındır.

Kalsit CaCO 3 , anhidrit CaSO 4 , kaymaktaşı CaSO 4 ·0,5H 2 O ve alçı taşı CaSO 4 ·2H 2 O, florit CaF 2, apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), dolomit gibi kalsiyum mineralleri MgCO3 ·CaCO3 . Doğal sudaki kalsiyum ve magnezyum tuzlarının varlığı onun sertliğini belirler.

Yer kabuğunda hızla göç eden ve çeşitli jeokimyasal sistemlerde biriken kalsiyum, 385 minerali (en büyük dördüncü mineral sayısı) oluşturur.

Yerkabuğunda kalsiyum göçü

Kalsiyumun doğal göçünde, kalsiyum karbonatın su ve karbondioksit ile etkileşiminin çözünür bikarbonat oluşumu ile tersinir reaksiyonuyla ilişkili "karbonat dengesi" önemli bir rol oynar:

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3) 2 ↔ Ca2+ + 2HCO3 -

(denge, karbondioksit konsantrasyonuna bağlı olarak sola veya sağa kayar).

Biyojenik göç çok büyük bir rol oynuyor.

Biyosferdeki kalsiyum içeriği

Kalsiyum bileşikleri hemen hemen tüm hayvan ve bitki dokularında bulunur (ayrıca aşağıya bakınız). Canlı organizmalarda önemli miktarda kalsiyum bulunur. Dolayısıyla, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH veya başka bir girişte 3Ca3(PO4)2 ·Ca(OH)2, insanlar dahil omurgalıların kemik dokusunun temelidir; Pek çok omurgasız hayvanın, yumurta kabuğunun vb. kabukları ve kabukları kalsiyum karbonat CaCO3'ten yapılır. İnsanların ve hayvanların canlı dokularında %1,4-2 Ca (kütle fraksiyonuna göre) bulunur; 70 kg ağırlığındaki bir insan vücudunda kalsiyum içeriği yaklaşık 1,7 kg'dır (esas olarak kemik dokusunun hücreler arası maddesinde).

Kalsiyum almak

Kalsiyum ilk kez 1808'de Davy tarafından elektroliz kullanılarak elde edildi. Ancak diğer alkali ve alkalin toprak metalleri gibi 20 numaralı element de sulu çözeltilerden elektroliz yoluyla elde edilemez. Kalsiyum, erimiş tuzlarının elektrolizi ile elde edilir.

Bu karmaşık ve enerji yoğun bir süreçtir. Kalsiyum klorür, diğer tuzların eklenmesiyle bir elektrolizörde eritilir (CaCl2'nin erime noktasını düşürmek için bunlara ihtiyaç vardır).

Çelik katot yalnızca elektrolitin yüzeyine temas eder; açığa çıkan kalsiyum üzerine yapışır ve sertleşir. Kalsiyum salındıkça katot yavaş yavaş yükseltilir ve sonuçta 50...60 cm uzunluğunda bir kalsiyum “çubuğu” elde edilir, daha sonra çıkarılır, çelik katottan dövülür ve işlem yeniden başlar. “Dokunma yöntemi”, kalsiyum klorür, demir, alüminyum ve sodyum ile yoğun şekilde kirlenmiş kalsiyum üretir. Argon atmosferinde eritilerek saflaştırılır.

Çelik katodun yerine kalsiyum ile alaşım yapılabilen bir metalden yapılmış bir katot konulursa, elektroliz sırasında karşılık gelen alaşım elde edilecektir. Amaca göre alaşım olarak kullanılabileceği gibi vakumda damıtılarak saf kalsiyum da elde edilebilir. Çinko, kurşun ve bakır içeren kalsiyum alaşımları bu şekilde elde edilir.

Kalsiyum üretmenin başka bir yöntemi - metalotermik - 1865 yılında ünlü Rus kimyager N.N. tarafından teorik olarak doğrulandı. Beketov. Kalsiyum alüminyumla yalnızca 0,01 mmHg basınçta indirgenir. Proses sıcaklığı 1100...1200°C. Kalsiyum buhar formunda elde edilir ve daha sonra yoğunlaştırılır.

Son yıllarda elementi elde etmenin başka bir yöntemi geliştirildi. Kalsiyum karbürün termal ayrışmasına dayanır: vakumda 1750°C'ye ısıtılan karbür, kalsiyum buharı ve katı grafit oluşturmak üzere ayrışır.

Kalsiyumun fiziksel özellikleri

Kalsiyum metali iki allotropik modifikasyonda mevcuttur. 443 °C'ye kadar, kübik yüz merkezli kafesli α-Ca (parametre a = 0,558 nm) stabildir; α-Fe tipi kübik vücut merkezli kafesli β-Ca (parametre a = 0,448 nm) daha kararlı. Standart entalpi Δ H 0 geçişi α → β 0,93 kJ/mol'dür.

Basıncın kademeli olarak artmasıyla birlikte yarı iletken özelliklerini sergilemeye başlar, ancak kelimenin tam anlamıyla yarı iletken haline gelmez (artık metal de değildir). Basıncın daha da artmasıyla metalik duruma geri döner ve süperiletken özellikler sergilemeye başlar (süperiletkenliğin sıcaklığı cıvanınkinden altı kat daha yüksektir ve iletkenlikteki diğer tüm elementleri çok aşar). Kalsiyumun benzersiz davranışı birçok yönden stronsiyuma benzer.

Elementin her yerde bulunmasına rağmen kimyagerler bile elementel kalsiyumu görememişlerdir. Ancak bu metal, hem görünüm hem de davranış açısından, teması yangın ve yanma tehlikesiyle dolu olan alkali metallerden tamamen farklıdır. Havada güvenle saklanabilir, sudan alev almaz. Elementel kalsiyumun mekanik özellikleri, onu metal ailesinde bir "kara koyun" yapmaz: kalsiyum, dayanıklılık ve sertlik açısından birçoğunu geride bırakır; torna tezgahında döndürülebilir, tel haline getirilebilir, dövülebilir, preslenebilir.

Yine de elementel kalsiyum neredeyse hiçbir zaman yapısal bir malzeme olarak kullanılmaz. Bunun için fazla aktif. Kalsiyum oksijen, kükürt ve halojenlerle kolayca reaksiyona girer. Azot ve hidrojenle bile belirli koşullar altında reaksiyona girer. Çoğu metal için atıl olan karbon oksitlerin ortamı kalsiyum için agresiftir. CO ve CO2 atmosferinde yanar.

Doğal olarak bu tür kimyasal özelliklere sahip olan kalsiyumun doğada serbest halde bulunması mümkün değildir. Ancak hem doğal hem de yapay kalsiyum bileşikleri büyük önem kazanmıştır.

Kalsiyumun kimyasal özellikleri

Kalsiyum tipik bir alkali toprak metalidir. Kalsiyumun kimyasal aktivitesi yüksektir, ancak diğer tüm alkalin toprak metallerinden daha düşüktür. Havadaki oksijen, karbondioksit ve nem ile kolayca reaksiyona girer, bu nedenle kalsiyum metalinin yüzeyi genellikle donuk gridir, bu nedenle laboratuvarda kalsiyum genellikle diğer alkali toprak metalleri gibi bir katmanın altında sıkıca kapatılmış bir kavanozda depolanır. gazyağı veya sıvı parafin.

Standart potansiyeller serisinde kalsiyum, hidrojenin solunda bulunur. Ca 2+ /Ca 0 çiftinin standart elektrot potansiyeli -2,84 V'tur, böylece kalsiyum suyla aktif olarak reaksiyona girer, ancak tutuşma olmadan:

Ca + 2H20 = Ca(OH)2 + H2 + Q.

Kalsiyum normal koşullar altında aktif metal olmayanlarla (oksijen, klor, brom) reaksiyona girer:

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

Havada veya oksijende ısıtıldığında kalsiyum tutuşur. Kalsiyum ısıtıldığında daha az aktif metal olmayan maddelerle (hidrojen, bor, karbon, silikon, nitrojen, fosfor ve diğerleri) reaksiyona girer, örneğin:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (kalsiyum fosfit), CaP ve CaP5 bileşimlerinin kalsiyum fosfitleri de bilinmektedir;

2Ca + Si = Ca2Si (kalsiyum silisit); CaSi, Ca3Si4 ve CaSi2 bileşimlerinin kalsiyum silisitleri de bilinmektedir.

Yukarıdaki reaksiyonların oluşumuna, kural olarak, büyük miktarda ısının salınması eşlik eder (yani, bu reaksiyonlar ekzotermiktir). Metal olmayan tüm bileşiklerde kalsiyumun oksidasyon durumu +2'dir. Metal olmayan kalsiyum bileşiklerinin çoğu su ile kolayca ayrışır, örneğin:

CaH2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2,

Ca3N2 + 3H20 = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ca2+ iyonu renksizdir. Aleve çözünür kalsiyum tuzları eklendiğinde alev tuğla kırmızısına döner.

CaCl2 klorür, CaBr2 bromür, CaI2 iyodür ve Ca(NO3)2 nitrat gibi kalsiyum tuzları suda oldukça çözünür. Suda çözünmeyenler CaF2 florür, CaC03 karbonat, CaS04 sülfat, Ca3(PO4)2 ortofosfat, CaC204 oksalat ve diğerleridir.

Kalsiyum karbonat CaC03'ün aksine, asit kalsiyum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO3)2'nin suda çözünür olması önemlidir. Doğada bu, aşağıdaki süreçlere yol açar. Karbondioksitle doyurulmuş soğuk yağmur veya nehir suyu yeraltına girip kireçtaşının üzerine düştüğünde çözünmeleri gözlenir:

CaC03 + C02 + H20 = Ca(HCO3)2.

Kalsiyum bikarbonatla doyurulmuş suyun yeryüzüne çıktığı ve güneş ışınlarıyla ısıtıldığı yerlerde ters bir reaksiyon meydana gelir:

Ca(HCO3)2 = CaC03 + C02 + H20.

Doğada büyük miktarda madde bu şekilde aktarılır. Sonuç olarak, yeraltında büyük boşluklar oluşabilir ve mağaralarda güzel taş “buz sarkıtları” (sarkıt ve dikitler) oluşabilir.

Suda çözünmüş kalsiyum bikarbonatın varlığı büyük ölçüde suyun geçici sertliğini belirler. Geçici olarak adlandırılır çünkü su kaynadığında bikarbonat ayrışır ve CaCO3 çöker. Bu fenomen, örneğin zamanla su ısıtıcısında kireç oluşmasına yol açar.

Başvuru kalsiyum

Yakın zamana kadar kalsiyum metali neredeyse hiç kullanılmadı. Örneğin ABD, İkinci Dünya Savaşı'ndan önce yılda yalnızca 10...25 ton kalsiyum tüketirken, Almanya - 5...10 ton Ancak yeni teknoloji alanlarının geliştirilmesi için birçok nadir ve dayanıklı metale ihtiyaç vardır. . Kalsiyumun birçoğu için çok uygun ve aktif bir indirgeyici madde olduğu ortaya çıktı ve element toryum, vanadyum, zirkonyum, berilyum, niyobyum, uranyum, tantal ve diğer refrakter metallerin üretiminde kullanılmaya başlandı. Saf metalik kalsiyum, nadir metallerin üretimi için metalotermide yaygın olarak kullanılmaktadır.

Saf kalsiyum, akü plakalarının ve bakım gerektirmeyen, kendi kendine deşarjı düşük marş kurşun-asit akülerinin üretiminde kullanılan kurşunun alaşımlanması için kullanılır. Ayrıca, yüksek kaliteli kalsiyum bebekleri BKA'nın üretiminde metalik kalsiyum kullanılır.

Kalsiyum metali uygulamaları

Kalsiyum metalinin ana kullanımı metallerin, özellikle nikel, bakır ve paslanmaz çeliğin üretiminde indirgeyici madde olarak kullanılır. Kalsiyum ve hidrürü ayrıca krom, toryum ve uranyum gibi indirgenmesi zor metallerin üretiminde de kullanılır. Kalsiyum-kurşun alaşımları pillerde ve yatak alaşımlarında kullanılır. Kalsiyum granülleri ayrıca vakum cihazlarından hava izlerini gidermek için de kullanılır.

Toz halindeki doğal tebeşir, metallerin parlatılmasına yönelik bileşimlere dahil edilir. Ancak dişlerinizi doğal tebeşir tozuyla fırçalayamazsınız çünkü içinde son derece sert olan ve diş minesini tahrip eden en küçük hayvanların kabuk ve kabuk kalıntılarını içerir.

Kullanımkalsiyumnükleer füzyonda

İzotop 48 Ca, süper ağır elementlerin üretimi ve periyodik tablonun yeni elementlerinin keşfi için en etkili ve yaygın olarak kullanılan malzemedir. Örneğin, hızlandırıcılarda süper ağır elementler üretmek için 48 Ca iyonunun kullanılması durumunda, bu elementlerin çekirdekleri, diğer "mermiler" (iyonlar) kullanımına kıyasla yüzlerce ve binlerce kat daha verimli bir şekilde oluşturulur. Radyoaktif kalsiyum, biyoloji ve tıpta, canlı bir organizmadaki mineral metabolizma süreçlerinin incelenmesinde bir izotop göstergesi olarak yaygın olarak kullanılmaktadır. Onun yardımıyla vücutta plazma, yumuşak dokular ve hatta kemik dokusu arasında sürekli bir kalsiyum iyonu değişiminin olduğu tespit edildi. 45Ca ayrıca topraklarda meydana gelen metabolik süreçlerin araştırılmasında ve bitkiler tarafından kalsiyum emilimi süreçlerinin araştırılmasında da önemli bir rol oynamıştır. Aynı izotopu kullanarak, eritme işlemi sırasında çeliğin ve ultra saf demirin kalsiyum bileşikleriyle kirlenme kaynaklarını tespit etmek mümkün oldu.

Kalsiyumun oksijen ve nitrojeni bağlama yeteneği, onun inert gazların saflaştırılmasında ve vakumlu radyo ekipmanlarında alıcı olarak (Getter, elektronik cihazlarda gazları absorbe etmek ve derin bir vakum oluşturmak için kullanılan bir maddedir) kullanılmasını mümkün kılmıştır.

Kalsiyum bileşiklerinin uygulanması

Yapay olarak üretilen bazı kalsiyum bileşikleri, kireçtaşı veya alçı taşından daha iyi bilinir ve yaygın hale gelir. Bu nedenle, eski inşaatçılar tarafından söndürülmüş Ca(OH)2 ve sönmemiş kireç CaO kullanıldı.

Çimento aynı zamanda yapay olarak elde edilen bir kalsiyum bileşiğidir. İlk olarak, kil veya kum ve kireçtaşından oluşan bir karışım klinker üretmek için yakılır ve daha sonra ince gri bir toz halinde öğütülür. Çimento hakkında (veya daha doğrusu çimentolar hakkında) çok konuşabilirsiniz, bu bağımsız bir makalenin konusudur.

Aynı durum genellikle elementi de içeren cam için de geçerlidir.

Kalsiyum hidrit

Kalsiyumun hidrojen atmosferinde ısıtılmasıyla, metalurjide (metalotermi) ve sahada hidrojen üretiminde kullanılan CaH2 (kalsiyum hidrit) elde edilir.

Optik ve lazer malzemeleri

Kalsiyum florür (florit), optikte (astronomik objektifler, mercekler, prizmalar) ve lazer malzemesi olarak tek kristal formunda kullanılır. Tek kristal formundaki kalsiyum tungstat (şeelit), lazer teknolojisinde ve ayrıca sintilatör olarak kullanılır.

Kalsiyum karbür

Kalsiyum karbür, yeni bir fırın tasarımı test edilirken tesadüfen keşfedilen bir maddedir. Yakın zamana kadar kalsiyum karbür CaCl2 esas olarak metallerin otojen kaynaklanması ve kesilmesi için kullanılıyordu. Karbür su ile etkileşime girdiğinde asetilen oluşur ve asetilenin oksijen akışında yanması neredeyse 3000°C'lik bir sıcaklık elde edilmesini sağlar. Son zamanlarda asetilen ve onunla birlikte karbür, kaynak için giderek daha az ve kimya endüstrisinde giderek daha fazla kullanılıyor.

Kalsiyum benzerikimyasal akım kaynağı

Kalsiyumun yanı sıra alüminyum ve magnezyum alaşımları yedek termal elektrik pillerinde anot olarak kullanılır (örneğin kalsiyum kromat elementi). Katot gibi pillerde kalsiyum kromat kullanılır. Bu tür pillerin özelliği, uygun durumda son derece uzun bir raf ömrü (on yıllar), her koşulda (uzay, yüksek basınç) çalışabilme yeteneği, ağırlık ve hacim açısından yüksek spesifik enerjidir. Dezavantajı: Kısa ömür. Bu tür piller, kısa bir süre için devasa elektrik gücü yaratmanın gerekli olduğu yerlerde (balistik füzeler, bazı uzay araçları vb.) kullanılır.

Yanmaz malzemelerkalsiyum

Refrakter malzemelerin üretiminde hem serbest formda hem de seramik karışımların bir parçası olarak kalsiyum oksit kullanılır.

İlaçlar

Kalsiyum bileşikleri antihistaminik olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır.

• Kalsiyum klorür
• Kalsiyum glukonat
• Kalsiyum gliserofosfat

Ayrıca osteoporozun önlenmesine yönelik ilaçlarda, hamile kadınlar ve yaşlılar için vitamin komplekslerinde kalsiyum bileşikleri bulunur.

İnsan vücudundaki kalsiyum

Kalsiyum bitki, hayvan ve insan vücudunda yaygın olarak bulunan bir makro besindir. İnsanlarda ve diğer omurgalılarda büyük bir kısmı iskelet ve dişlerde fosfat formunda bulunur. Çoğu omurgasız grubunun (süngerler, mercan polipleri, yumuşakçalar vb.) iskeleti, çeşitli kalsiyum karbonat (kireç) formlarından oluşur. Kalsiyum gereksinimleri yaşa bağlıdır. Yetişkinler için gerekli günlük alım miktarı 800 ila 1000 miligram (mg) ve çocuklar için 600 ila 900 mg arasındadır ve bu, iskeletin yoğun büyümesi nedeniyle çocuklar için çok önemlidir. İnsan vücuduna gıdayla giren kalsiyumun büyük kısmı süt ürünlerinde bulunur; geri kalan kalsiyum ise et, balık ve bazı bitkisel ürünlerden (özellikle baklagillerden) gelir.

Aspirin, oksalik asit ve östrojen türevleri kalsiyumun emilimini engeller. Oksalik asit ile birleştirildiğinde kalsiyum, böbrek taşlarının bileşenleri olan suda çözünmeyen bileşikler üretir.

Aşırı dozda kalsiyum ve D vitamini hiperkalsemiye, ardından da kemik ve dokularda (esas olarak idrar sistemini etkileyen) yoğun kireçlenmeye neden olabilir. Bir yetişkin için maksimum günlük güvenli doz 1500 ila 1800 miligramdır.

Sert sudaki kalsiyum

Tek kelimeyle "sertlik" olarak tanımlanan bir dizi özellik, suya, içinde çözünmüş kalsiyum ve magnezyum tuzları tarafından kazandırılır. Sert su birçok yaşam durumu için uygun değildir. Buhar kazanları ve kazan tesisatlarında tufal tabakası oluşturur, kumaşların boyanmasını ve yıkanmasını zorlaştırır ancak parfüm üretiminde sabun yapımı ve emülsiyon hazırlamak için uygundur. Bu nedenle, daha önce, suyu yumuşatma yöntemlerinin kusurlu olduğu zamanlarda, tekstil ve parfüm fabrikaları genellikle "yumuşak" su kaynaklarının yakınında bulunuyordu.

Geçici ve kalıcı sertlik arasında bir ayrım yapılır. Suya geçici (veya karbonat) sertlik, çözünür hidrokarbonatlar Ca(HCO3)2 ve Mg(HCO3)2 tarafından verilir. Bikarbonatların suda çözünmeyen kalsiyum ve magnezyum karbonatlara dönüştürüldüğü basit kaynatma ile elimine edilebilir.

Sabit sertlik aynı metallerin sülfatları ve klorürleri tarafından oluşturulur. Ve ortadan kaldırılabilir, ancak yapılması çok daha zordur.

Her iki sertliğin toplamı toplam su sertliğini oluşturur. Farklı ülkelerde farklı şekilde değerlendirilmektedir. Su sertliğini, bir litre sudaki kalsiyum ve magnezyumun miligram eşdeğerlerinin sayısına göre ifade etmek gelenekseldir. Bir litre suda 4 mEq'den az varsa su yumuşak kabul edilir; konsantrasyonları arttıkça giderek sertleşir ve içerik 12 birimi aşarsa çok sertleşir.

Su sertliği genellikle bir sabun çözeltisi kullanılarak belirlenir. Bu çözelti (belirli bir konsantrasyona sahip) ölçülen miktarda suya damla damla eklenir. Suda Ca 2+ veya Mg 2+ iyonları bulunduğu sürece köpük oluşumuna engel olurlar. Köpük oluşmadan önce sabun çözeltisinin tüketimine bağlı olarak Ca 2+ ve Mg 2+ iyonlarının içeriği hesaplanır.

İlginçtir ki, antik Roma'da suyun sertliği de benzer şekilde belirleniyordu. Reaktif olarak yalnızca kırmızı şarap kullanıldı - renklendirici maddeleri ayrıca kalsiyum ve magnezyum iyonlarıyla bir çökelti oluşturur.

Kalsiyum depolama

Kalsiyum metali 0,5 ila 60 kg ağırlığındaki parçalar halinde uzun süre saklanabilir. Bu tür parçalar, lehimli ve boyalı dikişli galvanizli demir varillere yerleştirilmiş kağıt torbalarda depolanır. Sıkıca kapatılmış variller ahşap kutulara yerleştirilir. Ağırlığı 0,5 kg'dan hafif olan parçalar uzun süre saklanamaz - hızla oksit, hidroksit ve kalsiyum karbonata dönüşürler.