Температура плавлення кальцію. Кальцій (хімічний елемент)

Головна / Лекції 1 курс / Загальна та органічна хімія / Питання 23. Кальцій / 2. Фізичні та хімічні властивості

Фізичні властивості. Кальцій – сріблясто-білий ковкий метал, що плавиться при температурі 850 град. С і кипить при 1482 град. С. Він значно твердіший за лужні метали.

Хімічні властивості. Кальцій – активний метал. Так за звичайних умов він легко взаємодіє з киснем повітря та галогенами:

2 Са + О2 = 2 СаО (оксид кальцію);

Са + Вr2 = СаВr2 (бромід кальцію).

З воднем, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та іншими неметалами кальцій реагує при нагріванні:

Са + Н2 = СаН2 (гідрид кальцію);

3 Са + N2 = Са3N2 (нітрид кальцію);

Са + S = СаS (сульфід кальцію);

3 Са + 2 Р = Са3Р2 (фосфід кальцію);

Са + 2 С = СаС2 (карбід кальцію).

З холодною водою кальцій взаємодіє повільно, а з гарячою – дуже енергійно:

Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2.

Кальцій може забирати кисень або галогени від оксидів і галогенідів менш активних металів, тобто має відновлювальні властивості:

5 Са + Nb2О5 = СаО + 2 Nb;

• 1. Знаходження у природі
• 3. Отримання
• 4. Застосування

www.medkurs.ru

Кальцій довідник Пестициди.ru

У багатьох людей знання кальцію обмежуються лише тим, що це елемент необхідний здоров'я кісток і зубів. Де ще він міститься, навіщо він потрібний і наскільки необхідний, уявлення мають не всі. Проте, кальцій перебуває у багатьох знайомих нам сполук, як природних, і отриманих людиною. Крейда і вапно, сталактити та сталагміти печер, стародавні скам'янілості та цемент, гіпс та алебастр, молочні продукти та препарати проти остеопорозу – все це та багато іншого відрізняється високим вмістом кальцію.

Вперше даний елемент був отриманий Г. Деві в 1808, і спочатку він використовувався не особливо активно. Тим не менш, зараз цей метал п'ятий у світі з видобутку, і потреба в ньому зростає з року в рік. Основна сфера використання кальцію – отримання будівельних матеріалів та сумішей. Тим не менш, він необхідний для побудови не лише будинків, а й живих клітин. В організмі людини кальцій входить до складу скелета, уможливлює м'язові скорочення, забезпечує згортання крові, регулює активність низки травних ферментів і виконує інші, досить численні функції. Не менш важливий і для інших живих об'єктів: тварин, рослин, грибів і навіть бактерій. При цьому, потреба в кальції досить висока, що дозволяє віднести його до макроелементів.

Кальцій (Calcium), Ca - Хімічний елемент головної підгрупи II групи періодичної системи Менделєєва. Атомний номер – 20. Атомна маса – 40,08.

Кальцій – лужноземельний метал. У вільному стані ковка, досить тверда, біла. За густиною відноситься до легких металів.

• Щільність – 1,54 г/см3,
• Температура плавлення – +842 °C,
• Температура кипіння – 1495 °C.

Кальцій має яскраво виражені металеві властивості. У всіх сполуках ступінь окиснення становить +2.

На повітрі покривається шаром оксиду, при нагріванні згоряє червоним, яскравим полум'ям. З холодною водою реагує повільно, та якщо з гарячої швидко витісняє водень і утворює гідроксид. При взаємодії з воднем утворює гідриди. При кімнатній температурі вступає у взаємодію Космосу з азотом, утворюючи нітриди. Також легко з'єднується з галогенами та сіркою, відновлює при нагріванні оксиди металів.

Кальцій входить до найпоширеніших елементів у природі. У земній корі його зміст дорівнює 3% від маси. Зустрічається у вигляді відкладів крейди, вапняків, мармуру (природний різновид карбонату кальцію CaCO3). У великій кількості зустрічаються поклади гіпсу (CaSO4 х 2h3O), фосфориту (Ca3(PO4)2 і різних кальцій силікатів, що містять.

Вода

. Солі кальцію майже завжди присутні у природній воді. З них тільки гіпс трохи в ній розчинний. При вмісті у воді діоксиду вуглецю карбонат кальцію перетворюється на розчин у вигляді гідрокарбонату Ca(HCO3)2.

Жорстка вода

. Природна вода з великою кількістю солей кальцію чи магнію називається твердою.

М'яка вода

. При малому вмісті цих солей або їх відсутності воду називають м'якою.

Ґрунти

. Як правило, ґрунти достатньою мірою забезпечені кальцієм. І оскільки кальцій міститься у більшій масі у вегетативної частини рослин, його винос з урожаєм незначний.

Втрати кальцію із ґрунту відбуваються внаслідок вимивання його опадами. Цей процес залежить від гранулометричного складу ґрунтів, кількості опадів, виду рослин, форм та доз вапна та мінеральних добрив. Залежно від зазначених факторів втрати кальцію з орного шару коливаються від декількох десятків до 200 – 400 кг/га і більше.

Вміст кальцію в різних типах ґрунтів

Підзолисті ґрунти містять 0,73 % (від сухої речовини ґрунту) кальцію.

Сірі лісові – 0,90% кальцію.

Чорноземи – 1,44% кальцію.

Сероземи – 6,04% кальцію.

У рослині кальцій знаходиться у вигляді фосфатів, сульфатів, карбонатів, у формі солей пектинової та щавлевої кислот. Майже до 65% кальцію в рослинах можна витягти водою. Решта – обробкою слабкої оцтової та соляної кислотами. Найбільше кальцію міститься в клітинах, що старіють.

Симптоми нестачі кальцію згідно:
Культура	Симптоми нестачі
Загальні симптоми	Побілення верхівкової нирки; Побілення молодого листя; Кінчики листя загнуті вниз; Краї листя закручуються вгору;
Картопля	Погано розпускається верхнє листя; Відмирає точка зростання стебла; На краях листя – світла смуга, згодом вона темніє; Краї листя закручені нагору;
Капуста білокачанна та цвітна	На листі молодих рослин хлоротична плямистість (мармуровість) або білі смужки по краях; У старих рослин листя скручується, і на них з'являються опіки; Точка зростання відмирає
	Відмирають кінцеві частки листя Квіти опадають; На плодах у вершинній частині з'являється темна пляма, яка у міру зростання плода збільшується (вершинна гнилизна томатів)
	Верхівкові бруньки відмирають; Краї молодого листя загорнуті вгору, вид рваний, згодом відмирають; Відмирають верхні частини пагонів; Пошкодження кінчиків коріння; У м'якоті плодів – коричневі плями (гірка ямчастість); Смак плодів погіршується; Знижується товарність плодів

Функції кальцію

Дія даного елемента на рослини багатостороння і, як правило, позитивна. Кальцій:

• Посилює обмін речовин;
• Відіграє важливу роль у русі вуглеводів;
• Чинить вплив на метаморфози азотистих речовин;
• Прискорює витрати запасних білків насіння під час проростання;
• Грає певну роль процесі фотосинтезу;
• сильний антагоніст інших катіонів, що перешкоджає їх надлишковому надходженню в тканини рослин;
• Впливає на фізико-хімічні властивості протоплазми (в'язкість, проникність та інше), а отже, і на нормальний перебіг біохімічних процесів у рослині;
• Сполуки кальцію з пектиновими речовинами склеюють стінки окремих клітин між собою;
• Впливає активність ферментів.

Слід зазначити, що вплив сполук кальцію (повістки) на активність ферментів виражається не тільки у прямій дії, але й завдяки покращенню фізико-хімічних властивостей ґрунту та його поживного режиму. Крім того, вапнування ґрунту істотно впливає на процеси біосинтезу вітамінів.

Недолік (дефіцит) кальцію у рослинах

Нестача кальцію насамперед позначається на розвитку кореневої системи. На коренях припиняється утворення кореневих волосків. Зовнішні клітини кореня руйнуються.

Даний симптом проявляється як при нестачі кальцію, так і при порушенні врівноваженості живильного розчину, тобто переважання в ньому одновалентних катіонів натрію, калію та водню.

Крім того, наявність у ґрунтовому розчині нітратного азоту посилює надходження кальцію в тканини рослин, а аміачного – знижує.

Ознаки кальцієвого голодування очікувані за вмісту кальцію менше 20 % від ємності катіонного обміну грунту.

Симптоми. Візуально дефіцит кальцію встановлюється за такими ознаками:

• У коріння рослин спостерігаються пошкоджені кінчики бурого забарвлення;
• Точка зростання деформується та відмирає;
• Квіти, зав'язі та бутони опадають;
• Плоди ушкоджуються некрозом;
• Відзначається хлоротичність листя;
• Верхівкова нирка відмирає, і припиняється зростання стебла.

Високою чутливістю до наявності кальцію відрізняються капуста, люцерна, конюшина. Встановлено, що ці рослини характеризуються і підвищеною чутливістю до кислотності грунту.

Мінеральне отруєння кальцієм призводить до міжжилкового хлорозу з білуватими некротичними плямами. Вони можуть бути пофарбовані або наповнені водою концентричні кільця. Деякі рослини відгукуються надлишок кальцію зростанням листових розеток, відмиранням пагонів і опаданням листя. Ознаки на вигляд схожі з нестачею заліза і магнію.

Джерело поповнення кальцію у ґрунті – вапняні добрива. Вони поділяються на три групи:

• Тверді вапняні породи;
• М'які вапняні породи;
• Відходи промисловості з підвищеним вмістом вапна.

Тверді вапняні породи за вмістом СаО та MgO поділяють на:

• вапняки (55-56% СаО та до 0,9% MgO);
• вапняки доломітизовані (42-55% СаО та до 9% MgO);
• доломіти (32-30% СаО та 18-20% MgO).

Вапняки

- Основні вапняні добрива. Містять 75–100 % оксидів Са та Mg у перерахунку на СаСО3.

Доломітизований вапняк

. Містить 79–100 % діючої речовини (д. ст) у перерахунку на СаСО3. Рекомендується в сівозмінах з картоплею, бобовими, льоном, коренеплодами, а також на ґрунтах сильнопідзолених типів.

Мергель

. Містить до 25-15% СаСО3 та домішок у вигляді глини з піском до 20-40%. Чинить повільно. Рекомендований до застосування на легких ґрунтах.

Крейда

. Містить 90-100% СаСО3. Дія швидше, ніж у вапняку. Є цінним вапняним добривом у тонкорозмеленому вигляді.

Палена вапно

(СаО). Зміст СаСО3 – понад 70%. Характеризується як сильно- та швидкодіючий матеріал для вапнування.

Гашене вапно

(Са(ОН)2). Зміст СаСО3 - 35% і більше. Це також сильне та швидкодіюче вапняне добриво.

Доломітове борошно

. Зміст СаСО3 та MgCO3 – близько 100 %. По дії повільніше вапняних туфів. Зазвичай застосовується там, де потрібний магній.

Вапняні туфи

. Зміст СаСO3 – 15–96 %, домішок – до 25 % глини та піску, 0,1 % P2O5. Дія швидше, ніж у вапняку.

Дефекаційний бруд (дефекат)

. Складається із СаСО3 і Са(ОН)2. Зміст вапна на СаО - до 40%. Також є азот – 0,5 % і P2O5 – 1–2 %. Це відходи цукробурякових заводів. Рекомендується до застосування як зниження кислотності грунтів, а й у районах бурякосіяння на чорноземних грунтах.

Сланцева зола циклонів

. Сухий пилоподібний матеріал. Вміст речовини, що діє, – 60–70 %. Належить до промислових відходів.

Пил печей та цементних заводів

. Зміст СаСО3 має перевищувати 60%. Насправді застосовується у господарствах, розташованих у безпосередній близькості від цементних заводів.

Металургійні шлаки

. Використовуються в областях Уралу та Сибіру. Негігроскопічні, легко розпорошуються. Повинні містити щонайменше 80 % СаСО3, мати вологість трохи більше 2 %. Важливим є гранулометричний склад: 70 % – менше 0,25 мм, 90 % – менше 0,5 мм.

Органічні добрива. Зміст Са у перерахунку СаСО3 становить 0,32–0,40 %.

Фосфоритне борошно. Вміст кальцію - 22% за СаСО3.

Вапняні добрива застосовуються не тільки для забезпечення ґрунту та рослин кальцієм. Головна мета їх використання – вапнування ґрунтів. Це прийом хімічної меліорації. Він спрямований на нейтралізацію надлишкової кислотності ґрунтів, на покращення її агрофізичних, агрохімічних та біологічних властивостей, постачання рослин магнієм та кальцієм, мобілізацію та іммобілізацію макроелементів та мікроелементів, створення оптимальних водно-фізичних, фізичних, повітряних умов життя культурних рослин.

Ефективність вапнування ґрунтів

Одночасно із задоволенням потреб рослин у кальції як елементі мінерального харчування, вапнування призводить до множинних позитивних змін у ґрунтах.

Вплив вапнування на властивості деяких ґрунтів

Кальцій сприяє коагуляції ґрунтових колоїдів та попередження їх вимивання. Це призводить до полегшення обробітку ґрунту, поліпшення його аерації.

В результаті вапнування:

• піщані гумусові ґрунти підвищують свою водопоглинаючу здатність;
• на важких глинистих ґрунтах утворюються ґрунтові агрегати та комковатости, що покращують водопроникність.

Зокрема, нейтралізуються органічні кислоти та з поглинаючого комплексу витісняються Н-іони. Це призводить до усунення обмінної та зниження гідролітичної кислотності ґрунту. Одночасно спостерігається поліпшення катіонного складу ґрунтового поглинаючого комплексу, що відбувається внаслідок зміни іонів водню та алюмінію на катіони кальцію та магнію. Це підвищує рівень насиченості грунтів основами і підвищує ємність поглинання.

Вплив вапнування на постачання рослин азотом

Після проведення вапнування позитивні агрохімічні властивості ґрунту та його структури здатні зберігатися протягом кількох років. Це сприяє створенню сприятливих умов посилення корисних мікробіологічних процесів з мобілізації поживних речовин. Посилюється діяльність амоніфікаторів, нітрифікаторів, азотфіксуючих бактерій, що вільно живуть у ґрунті.

Вапнування сприяє посиленню розмноження бульбочкових бактерій та поліпшенню постачання азотом рослини-господаря. Встановлено, що на кислих ґрунтах бактеріальні добрива втрачають свою ефективність.

Вплив вапнування на постачання рослин зольними елементами

Вапнування сприяє постачанню рослини зольними елементами, оскільки посилюється активність бактерій, що розкладають органічні фосфорні сполуки ґрунту та сприяють переходу фосфатів заліза та алюмінію у доступні рослинам фосфорнокислі солі кальцію. Вапнування кислих ґрунтів посилює мікробіологічні та біохімічні процеси, що, у свою чергу, збільшує кількість нітратів, а також засвоюваних форм фосфору та калію.

Вплив вапнування на форми та доступність макроелементів та мікроелементів

Вапнування збільшує кількість кальцію, а при використанні доломітового борошна - магнію. Одночасно токсичні форми марганцю та алюмінію стають нерозчинними та переходять в осаджену форму. Доступність таких елементів, як залізо, мідь, цинк, марганець знижується. Азот, сірка, калій, кальцій, магній, фосфор та молібден стають доступнішими.

Вплив вапнування на дію фізіологічно кислих добрив

Вапнування підвищує ефективність фізіологічно кислих мінеральних добрив, особливо аміачних та калійних.

Позитивна дія фізіологічно кислих добрив без внесення вапна загасає, а згодом здатна переходити до негативного. Тож на удобрених ділянках урожаї виявляються навіть меншими, ніж на невдобрених. Комбінація вапнування із застосуванням добрив збільшує ефективність на 25–50 %.

При вапнуванні активізуються ферментативні процеси у грунті, якими побічно судять про її родючості.

Упорядник: Григорівська П.І.

Сторінка внесена: 05.12.13 00:40

Останнє оновлення: 22.05.14 16:25

Літературні джерела:

Глінка Н.Л. Загальна хімія. Підручник для вузів. Вид: Л: Хімія, 1985 р, з 731

Мінєєв В.Г. Агрохімія: Підручник. - 2-е видання, перероблене і доповнене. - М.: Видавництво МДУ, Видавництво «КолосС», 2004. - 720 с., Л. мул.: мул. – (Класичний університетський підручник).

Петров Б.А., Селіверстов Н.Ф. Мінеральне харчування рослин. Довідковий посібник для студентів та городників. Єкатеринбург, 1998. 79 с.

Енциклопедія для дітей Том 17. Хімія. / Глав. ред. В.А. Володін. - М.: Аванта +, 2000. - 640 с., Іл.

Ягодін Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.І. Агрохімія/За редакцією Б.А. Ягодина. - М.: Колос, 2002. - 584 с.: іл (Підручники та навчальні посібники для студентів вищих навчальних закладів).

Зображення (перероблені):

20 Ca Calcium, за ліцензією CC BY

Calcium deficiency in wheat, CIMMYT, за ліцензією CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Кальцій та його роль для людства - Хімія

Кальцій та його роль для людства

Вступ

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування сполук кальцію

Біологічна роль

Висновок

Список літератури

Вступ

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента №20, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію - агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO2.

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) - "вапно", "м'який камінь". Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платиновій пластині, яка була анодом. Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідку ртуть. В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.

Сполуки кальцію - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалу вапняку) застосовувалися в будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - складні речовини.

Знаходження у природі

Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.

Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи. Кальцій зустрічається у природі як суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca і 48Ca, серед яких найпоширеніший - 40Ca - становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий із шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний бета-розпад з періодом напіврозпаду 5,3-1019 років.

У гірських породах та мінералах. Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5h3O і гіпс CaSO4·2h3O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3·CaCO3. Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Міграція у земній корі. У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

СаСО3 + h3O + CO2 - Са (НСО3)2 - Ca2+ + 2HCO3-

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Біогенна міграція. У біосфері сполуки кальцію знаходяться практично у всіх тваринних і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca5(PO4)3OH, або, в іншому записі, 3Ca3(PO4)2·Са(OH)2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); в тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl2 (75-80 %) і KCl або CaCl2 і CaF2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий ?-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий ?-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу ?-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія?H0 переходу? >? становить 0,93 кДж/моль.

Хімічні властивості

Кальцій - типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca2+/Ca0 ?2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2^ + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Са + Н2 = СаН2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Са + 2С = СаС2,

3Са + 2Р = Са3Р2 (

фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР та СаР5;

2Ca + Si = Ca2Si

(Силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca3Si4 і CaSi2.

Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2^,

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2Nh4^.

Іон Ca2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl2, бромід CaBr2, йодид CaI2 і нітрат Ca(NO3)2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 та деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО3)2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:

Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2^ + Н2О.

Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні «бурульки» - сталактити та сталагміти.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію - це використання його як відновлювача при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Металотермія

Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Легування сплавів

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

Ядерний синтез

Ізотоп 48Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються у сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів).

Застосування сполук кальцію

гідрид кальцію. Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують Cah3 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали. Фторид кальцію (флюорит) застосовується у вигляді монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) та як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію. Карбід кальцію CaC2 широко застосовується для одержання ацетилену та для відновлення металів, а також при отриманні ціанаміду кальцію (нагріванням карбіду кальцію в азоті при 1200 °C, реакція йде екзотермічно, проводиться в ціанамідних печах).

Хімічні джерела струму Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Вогнетривкі матеріали. Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби. Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

Хлорид кальцію

Глюконат кальцію

Гліцерофосфат кальцію

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, вітамінні комплекси для вагітних і літніх.

Біологічна роль

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, в тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10?7 моль, в міжклітинних рідинах ?3 моль.

Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові). Всмоктування відбувається як у товстому, так і тонкому кишечнику та полегшується кислим середовищем, вітаміном Д та вітаміном С, лактозою, ненасиченими жирними кислотами. Немаловажна роль магнію в кальцієвому обміні, при його нестачі кальцій «вимивається» з кісток і осаджується в нирках (ниркові камені) та м'язах.

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись із щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.

Вміст кальцію в крові через велику кількість пов'язаних з ним процесів точно регулюється, і при правильному харчуванні дефіциту не виникає. Тривала відсутність у раціоні може спричинити судоми, біль у суглобах, сонливість, дефекти росту, а також запори. Глибокіший дефіцит призводить до постійних м'язових судом та остеопорозу. Зловживання кавою та алкоголем можуть бути причинами дефіциту кальцію, оскільки частина його виводиться із сечею.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Тривалий надлишок порушує функціонування м'язових та нервових тканин, збільшує згортання крові та зменшує засвоюваність цинку клітинами кісткової тканини. Максимальна добова доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Продукти Кальцій, мг/100 г

Кунжут 783

Кропива 713

Просвірник лісовий 505

Подорожник великий 412

Галінсога 372

Сардини в олії 330

Будра плющевидна 289

Шипшина собача 257

Мигдаль 252

Подорожник ланцетоліст. 248

Лісовий горіх 226

Амарант насіння 214

Крес-салат 214

Соя боби сухі 201

Діти до 3 років – 600 мг.

Діти від 4 до 10 років – 800 мг.

Діти від 10 до 13 років – 1000 мг.

Підлітки від 13 до 16 років – 1200 мг.

Молодь від 16 і більше - 1000 мг.

Дорослі від 25 до 50 років – від 800 до 1200 мг.

Вагітні та годуючі грудьми жінки - від 1500 до 2000 мг.

Висновок

Кальцій - одне із найпоширеніших елементів Землі. У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів.

Кальцій постійно оточує городян: майже всі основні будматеріали – бетон, скло, цегла, цемент, вапно – містять цей елемент у значних кількостях.

Природно, що, маючи такі хімічні властивості, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Натомість сполуки кальцію – і природні та штучні – набули першочергового значення.

Список літератури

1. Редкол.: Кнунянц І. Л. (гл. ред.) Хімічна енциклопедія: в 5 т. - Москва: Радянська енциклопедія, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с

2. Доронін. Н. А. Кальцій, Держхіміздат, 1962. 191 стор з іл.

3. Доценко ВА. - лікувально-профілактичне харчування. - Зап. харчування, 2001 - N1-с.21-25

4. Bilezikian J. P. Calcium and bone metabolism // In: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Світ науки

Кальцій – металевий елемент головної підгрупи ІІ групи 4 періоду періодичної системи хімічних елементів. Він належить до сімейства лужноземельних металів. На зовнішньому енергетичному рівні атома кальцію міститься 2 спарені s-електрони.

Які він здатний енергійно віддавати за хімічних взаємодій. Таким чином, Кальцій є відновником і у своїх сполуках має ступінь окислення +2. У природі кальцій зустрічається лише у вигляді солей. Масова частка кальцію в земній корі – 3,6%. Основним природним мінералом кальцію є кальцит CaCO3 та його різновиди - вапняк, крейда, мармур. Існують і живі організми (наприклад, корали), кістяк яких складається з кальцію карбонату. Також важливими мінералами кальцію є доломіт CaCO3 MgCO3, флюорит CaF2, гіпс CaSO4 2h3O, апатит, польовий шпат і т.д. Кальцій відіграє важливу роль у життєдіяльності живих організмів. Масова частка кальцію в організмі людини становить 1,4-2%. Він входить до складу зубів, кісток, інших тканин та органів, бере участь у процесі згортання крові, збуджує серцеву діяльність. Щоб забезпечити організм достатньою кількістю кальцію, слід обов'язково споживати молоко та молочні продукти, зелені овочі, рибу. Проста речовина кальцій – це типовий метал сріблясто-білого кольору. Він досить твердий, пластичний, має щільність 1,54 г/см3 та температуру плавлення 842? Хімічно кальцій дуже активний. За звичайних умов він легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах. При нагріванні на повітрі кальцій спалахує і утворює оксид: 2Ca + O2 = 2CaO. З хлором і бромом кальцій реагує при нагріванні, а з фтором - навіть на холоді. Продуктами цих реакцій відповідні галогеніди, наприклад: Са + Сl2 = CaСl2. При нагріванні кальцію з сіркою утворюється кальцій сульфід: Ca + S = CaS. Кальцій може реагувати і з іншими неметалами. : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3.Металевий кальцій широко використовується. Його використовують як розкисник при виготовленні сталей та сплавів, як відновник для одержання деяких тугоплавких металів.

Кальцій одержують електролізом розплаву хлориду кальцію. Таким чином кальцій був вперше отриманий в 1808 Хемфрі Деві.

worldofscience.ru

Історія кальцію

Кальцій був відкритий в 1808 році Хемфрі Деві, який шляхом електролізу гашеного вапна і оксиду ртуті отримав амальгаму кальцію, в результаті процесу вигонки ртуті з якої і залишився метал, що отримав назву кальцію.Латиною вапнозвучить як calx, саме ця назва була обрана англійським хіміком для відкритої речовини.

Кальцій є елементом головної підгрупи ІІ групи IV періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва має атомний номер 20 і атомну масу 40,08. Прийняте позначення – Ca (від латинського – Calcium).

Фізичні та хімічні властивості

Кальцій є хімічно активним м'яким лужним металом сріблясто-білого кольору. Через взаємодію з киснем і вуглекислим газом поверхня металу тьмяніє, тому кальцій потребує особливого режиму зберігання - обов'язково щільно закрита ємність, в якій метал заливають шаром рідкого парафіну або гасу.

Кальцій - найбільш відомий з необхідних людині мікроелементів, добова потреба у ньому становить від 700 до 1500 мг для здорової дорослої людини, але вона збільшується під час вагітності та лактації, це потрібно враховувати та отримувати кальцій у вигляді препаратів.

Знаходження у природі

Кальцій має дуже високу хімічну активність, тому у вільному (чистому) вигляді не зустрічається у природі. Тим не менш, є п'ятим за поширеністю в земній корі, у вигляді сполук є в осадових (вапняк, крейда) та гірських породах (граніт), багато кальцію містить польовий шпат анорит.

У живих організмах поширений досить широко, його наявність виявлено в рослинах, організмах тварин і людини, де він присутній, в основному, у складі зубів та кісткової тканини.

Засвоюваність кальцію

Перешкодою для нормального засвоєння кальцію з харчових продуктів є вживання в їжу вуглеводів у вигляді солодощів та лугів, що нейтралізують соляну кислоту шлунка, необхідну для розчинення кальцію. Процес засвоєння кальцію досить складний, тому іноді недостатньо отримувати його тільки з їжею, потрібний додатковий прийом мікроелемента.

Взаємодія з іншими

Для поліпшення всмоктування кальцію в кишечнику необхідний, який має властивість полегшувати процес засвоєння кальцію. При прийомі кальцію (у вигляді добавок) в процесі їжі відбувається блокування всмоктування, але прийом препаратів кальцію окремо від їжі не впливає на цей процес.

Майже весь кальцій організму (від 1 до 1,5 кг) знаходиться у кістках та зубах. Кальцій бере участь у процесах збудливості нервової тканини, скоротливості м'язів, процесах згортання крові, входить до складу ядра і мембран клітин, клітинних і тканинних рідин, має антиалергічну та протизапальну дію, запобігає ацидозу, активує ряд ферментів і гормонів. Кальцій також бере участь у регуляції проникності клітинних мембран, має дію, протилежну.

Ознаки нестачі кальцію

Ознаками нестачі кальцію в організмі є такі, на перший погляд, не пов'язані між собою симптоми:

• знервованість, погіршення настрою;
• прискорене серцебиття;
• судоми, оніміння кінцівок;
• уповільнення зростання та дітей;
• підвищений артеріальний тиск;
• розшарування та ламкість нігтів;
• біль у суглобах, зниження «больового порога»;
• рясні менструації.

Причини нестачі кальцію

Причинами нестачі кальцію можуть бути незбалансовані дієти (особливо голодування), низький вміст кальцію в їжі, куріння та захоплення кавою та кофеїнсодержащими напоями, дисбактеріоз, хвороби нирок, щитовидної залози, вагітність, періоди лактації та менопаузи.

Надлишок кальцію, який може виникнути при надмірному вживанні молочних продуктів або неконтрольованому прийомі препаратів, характеризується сильною спрагою, нудотою, блюванням, втратою апетиту, слабкістю та посиленим сечовиділенням.

Застосування кальцію у житті

Кальцій знайшов застосування в металотермічному одержанні урану, у вигляді природних сполук використовується як сировина для виробництва гіпсу та цемент, як засіб дезінфекції (усім відома) хлорка).

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій (CAS-номер: 7440-70-2) – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Історія та походження назви

Назва елемента походить від латів. calx (у родовому відмінку calcis) - "вапно", "м'який камінь". Воно було запропоновано англійським хіміком Хемфрі Деві, який у 1808 р. виділив металевий кальцій електролітичним методом. Деві піддав електролізу суміш вологого гашеного вапна з оксидом ртуті HgO на платиновій пластині, яка була анодом. Катодом служив платиновий дріт, занурений у рідку ртуть. В результаті електролізу виходила амальгама кальцію. Відігнавши з неї ртуть, Деві отримав метал, названий кальцієм.
Сполуки кальцію – вапняк, мармур, гіпс (а також вапно – продукт випалу вапняку) застосовувалися у будівельній справі вже кілька тисячоліть тому. До кінця XVIII століття хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 році А. Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - речовини складні.

Отримання

Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80 %) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Фізичні властивості

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія ΔH 0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.
При поступовому підвищенні тиску починає проявляти властивості напівпровідника, але стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність всі інші елементи). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій (тобто паралелі в періодичній системі зберігаються).

Хімічні властивості

Кальцій – типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

Кальцій

КАЛЬЦІЙ-я; м.[від лат. calx (calcis) - вапно] Хімічний елемент (Ca), метал сріблясто-білого кольору, що входить до складу вапняків, мармуру та ін.

◁ Кальцієвий, -а, -а. К-ті солі.

кальцій

(лат. Calcium), хімічний елемент II групи періодичної системи, відноситься до лужноземельних металів. Назва від латів. calx, родовий відмінок calcis - вапно. Сріблясто-білий метал, щільність 1,54 г/см 3 , tпл 842ºC. За нормальної температури легко окислюється повітря. За поширеністю в земній корі посідає 5 місце (мінерали кальцит, гіпс, флюорит та ін.). Як активний відновник служить для отримання U, Th, V, Cr, Zn, Be та інших металів їх сполук, для розкислення сталей, бронз і т. д. Входить до складу антифрикційних матеріалів. З'єднання калькія застосовують у будівництві (вапно, цемент), препарати кальцію – у медицині.

КАЛЬЦІЙ

КАЛЬЦІЙ (лат. Calcium), Ca (читається «кальцій»), хімічний елемент з атомним номером 20, розташований у четвертому періоді групи IIА періодичної системи елементів Менделєєва; атомна маса 40,08. Належить до лужноземельних елементів (див.лужноземельні метали).
Природний кальцій складається із суміші нуклідів. (див.НУКЛІД)з масовими числами 40 (у суміші за масою 96,94%), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) та 46 (0,003%). Конфігурація зовнішнього електронного шару 4 s 2 . Практично у всіх сполуках ступінь окиснення кальцію +2 (валентність ІІ).
Радіус нейтрального атома кальцію 0,1974 нм, радіус іона Cа 2+ від 0,114 нм (для координаційного числа 6) до 0,148 нм (для координаційного числа 12). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома кальцію рівні, відповідно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 та 84,5 еВ. За шкалою Полінга електронегативність кальцію близько 1,0. У вільному вигляді кальцій – сріблясто-білий метал.
Історія відкриття
З'єднання кальцію зустрічаються в природі повсюдно, тому людство знайоме з ними з найдавніших часів. Здавна у будівельній справі знаходила застосування вапно (див.ВІДОМІСТЬ)(негашена та гашена), яку довгий час вважали простою речовиною, «землею». Однак у 1808 англійський вчений Г. Деві (див.Деві Гемфрі)зумів отримати з вапна новий метал. Для цього Деві піддав електролізу суміш злегка зволоженого гашеного вапна з окисом ртуті і виділив з утворюється на ртутному катоді амальгами новий метал, який він назвав кальцієм (від лат. calx, рід. відмінок calcis - вапно). У Росії деякий час цей метал називали «вапняком».
Знаходження у природі
Кальцій - одне із найпоширеніших Землі елементів. На його частку припадає 3,38% маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію та заліза). Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається. Більшість кальцію міститься у складі силікатів (див.СИЛІКАТИ)та алюмосилікатів (див.АЛЮМОСИЛІКАТИ)різних гірських порід (граніти (див.ГРАНІТЬ), гнейси (див.ГНЕЙС)і т.п.). У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (див.КАЛЬЦИТ)(CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.
Доволі широко поширені такі мінерали кальцію, як вапняк (див.Вапняк)СaCO 3 , ангідрит (див.АНГІДРИТ) CaSO 4 та гіпс (див.ГІПС) CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит (див.ФЛЮОРИТ) CaF 2 , апатити (див.АПАТИТИ) Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), доломіт (див.ДОЛОМІТЬ) MgCO 3 · СаCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію в природній воді визначається її жорсткість (див.ЖОРСТКІСТЬ ВОДИ). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH), або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін.
Отримання
Металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl 2 (75-80%) і KCl або CaCl 2 і CaF 2 , а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al = CaAl 2 O 4 + 3Ca.
Фізичні та хімічні властивості
Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях (див. Аллотропія (див.АЛОТРОПІЯ)). До 443 °C стійкий a-Ca з кубічними гранецентрованими гратами (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий b-Ca з кубічними об'ємно центрованими гратами типу a-Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавлення кальцію 839 °C, температура кипіння 1484 °C, густина 1,55 г/см 3 .
Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом та вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу.
У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 -2,84, так що кальцій активно реагує з водою:
Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:
2Са + Про 2 = 2СаО; Са + Br2 = CaBr2.
При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:
Са + Н 2 = СаН 2 (гідрид кальцію),
Ca + 6B = CaB 6 (борід кальцію),
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (нітрид кальцію)
Са + 2С = СаС 2 (карбід кальцію)
3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР і СаР 5;
2Ca + Si = Ca 2 Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi 2 .
Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто. ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:
СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2
Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NН 3 .
Оксид кальцію – типово основний. У лабораторії та техніці його отримують термічним розкладанням карбонатів:
CaCO3 = CaO+CO2.
Технічний оксид кальцію СаО називається негашеним вапном.
Він реагує з водою з утворенням Ca(ОН) 2 та виділенням великої кількості теплоти:
CaО + Н 2 О = Ca(ОН) 2 .
Отриманий таким способом Ca(ОН) 2 зазвичай називають гашеним вапном або вапняним молоком (див.Вапняне молоко)через те, що розчинність гідроксиду кальцію у воді невелика (0,02 моль/л при 20°C), і при внесенні його у воду утворюється біла суспензія.
При взаємодії з кислотними оксидами CaO утворює солі, наприклад:
CaО + 2 = СаСО 3 ; СаО + SO3 = CaSO4.
Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.
Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2 , бромід CaBr 2 , іодид CaI 2 і нітрат Ca(NO 3) 2 добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , середній ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 Про 4 та деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що на відміну від середнього карбонату кальцію СаСО 3 кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО 3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.
Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали (див. Карст (див.Карст (явище природи))), а в печерах утворюються красиві кам'яні «бурульки» - сталактити (див.СТАЛАКТИТИ (мінеральні утворення)і сталагміти (див.СТАЛАГМІТИ).
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову жорсткість води (див.ЖОРСТКІСТЬ ВОДИ). Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування кальцію та його сполук
Металевий кальцій застосовують для металотермічного одержання урану. (див.УРАН (хімічний елемент)торія (див.ТОРІЙ), титану (див.ТИТАН (хімічний елемент), цирконію (див.ЦИРКОНІЙ), цезія (див.ЦЕЗІЙ)та рубідія (див.РУБІДІЙ).
Природні сполуки кальцію широко використовують у виробництві в'яжучих матеріалів (цемент (див.ЦЕМЕНТ), гіпс (див.ГІПС), вапно та ін). Зв'язуюча дія гашеного вапна заснована на тому, що з часом гідроксид кальцію реагує з вуглекислим газом повітря. В результаті реакції, що протікає, утворюються голчасті кристали кальциту СаСО з, які проростають в розташовані поруч камені, цеглу, інші будівельні матеріали і як би зварюють їх в єдине ціле. Кристалічний карбонат кальцію – мармур – прекрасний оздоблювальний матеріал. Крейда використовують для побілки. Великі кількості вапняку витрачаються при виробництві чавуну, оскільки дозволяють перевести тугоплавкі домішки залізної руди (наприклад, кварц SiO 2) порівняно легкоплавкі шлаки.
Як дезінфікуючий засіб дуже ефективне хлорне вапно (див.Хлорна звістка)- «хлорка» Ca(OCl)Cl - змішаний хлорид та гіпохлорид кальцію (див.КАЛЬЦІЯ ГІПОХЛОРИТ), Що володіє високою окисною здатністю.
Широко застосовується і сульфат кальцію, що існує як у вигляді безводної сполуки, так і у вигляді кристалогідратів - так званого «напівводного» сульфату - алебастру (див.АЛЕВІЗ ФРЯЗИН (Міланець)) CaSO 4 ·0,5H 2 O та двоводного сульфату - гіпсу CaSO 4 ·2H 2 O. Гіпс широко використовують у будівництві, у скульптурі, для виготовлення ліпнини та різних художніх виробів. Застосовують гіпс та в медицині для фіксації кісток при переломах.
Хлорид кальцію CaCl 2 використовують поряд з кухонною сіллю для боротьби з заледенінням дорожніх покриттів. Фторид кальцію СаF 2 – чудовий оптичний матеріал.
Кальцій в організмі
Кальцій – біогенний елемент (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ), постійно присутній у тканинах рослин та тварин. Важливий компонент мінерального обміну тварин і людини та мінерального живлення рослин кальцій виконує в організмі різноманітні функції. У складі апатиту (див.АПАТИТ), а також сульфату та карбонату кальцій утворює мінеральний компонент кісткової тканини. В організмі людини масою 70 кг міститься близько 1 кг кальцію. Кальцій бере участь у роботі іонних каналів (див.ІОННІ КАНАЛИ), що здійснюють транспорт речовин через біологічні мембрани, у передачі нервового імпульсу (див.НЕРВНИЙ ІМПУЛЬС), у процесах згортання крові (див.ЗГОРТАННЯ КРОВІ)та запліднення. Регулюють обмін кальцію в організмі кальцифероли (див.КАЛЬЦИФЕРОЛИ)(Вітамін D). Недолік чи надлишок кальцію призводить до різних захворювань – рахіту. (див.РАХІТ), кальцинозу (див.Кальциноз)та ін Тому їжа людини повинна в потрібних кількостях містити сполуки кальцію (800-1500 мг кальцію на добу). Вміст кальцію високо у молочних продуктах (таких, як сир, сир, молоко), у деяких овочах та інших продуктах харчування. Препарати кальцію широко використовуються у медицині.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Синоніми:

Дивитись що таке "кальцій" в інших словниках:

- (Са) жовтий блискучий та тягучий метал. Питома вага 1,6. Словник іншомовних слів, що увійшли до складу російської мови. Павленков Ф., 1907. КАЛЬЦІЙ (ново латів. calcium, від латів. calx вапно). Сріблястий колір металу. Словник іноземних слів, … Словник іноземних слів російської мови

КАЛЬЦІЙ- КАЛЬЦІЙ, Calcium, хім. елемент, символ. Са, блискучий, сріблястий білий метал з кристалічними. зламом, що відноситься до групи лужноземельних металів. Уд. вага 1,53; ат. в. 40,07; точка плавлення 808 °. Са належить до дуже ... ... Велика медична енциклопедія

- (Calcium), Ca, хімічний елемент ІІ групи періодичної системи, атомний номер 20, атомна маса 40,08; відноситься до лужноземельних металів; tпл 842шC. Міститься в кістковій тканині хребетних, раковинах молюсків, яєчній шкаралупі. Кальцій. Сучасна енциклопедія

Метал сріблясто білого кольору, в'язкий, ковкий, швидко окислюється на повітрі. Темпа плавлення 800 810°. У природі зустрічається у вигляді різних солей, що утворюють поклади крейди, вапняку, мармуру, фосфоритів, апатитів, гіпсу та ін. дор.… … Технічний залізничний словник

- (Лат. Calcium) Ca, хімічний елемент II групи періодичної системи, атомний номер 20, атомна маса 40,078, відноситься до лужноземельних металів. Назва від латинського calx, родовий відмінок calcis вапно. Сріблясто білий метал. Великий Енциклопедичний словник

Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Проста речовина кальцій – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

Кальцій у навколишньому середовищі

У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів. Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи кальцію

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca та 48 Ca, серед яких найпоширеніший – 40 Ca – становить 96,97 %.

Із шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний розпад бета з періодом напіврозпаду 5,3×10 19 років.

Вміст кальцію в гірських породах та мінералах

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Міграція кальцію у земній корі

У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Велику роль грає біогенна міграція.

Вміст кальцію у біосфері

З'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тварин і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупа та ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання кальцію

Кальцій вперше отримано Деві у 1808 р. за допомогою електролізу. Але, як і інші лужні та лужноземельні метали, елемент №20 не можна отримати електролізом із водних розчинів. Кальцій отримують при електроліз його розплавлених солей.

Це складний та енергоємний процес. В електролізер розплавляють хлорид кальцію з добавками інших солей (вони потрібні для того, щоб знизити температуру плавлення СаСl 2).

Сталевий катод стосується тільки поверхні електроліту; кальцій, що виділяється, прилипає і застигає на ньому. У міру виділення кальцію катод поступово піднімають і зрештою отримують кальцієву «штангу» довжиною 50...60 см. Тоді її виймають, відбивають від сталевого катода і починають процес спочатку. «Методом торкання» одержують кальцій сильно забруднений хлористим кальцієм, залізом, алюмінієм, натрієм. Очищають його переплавленням в атмосфері аргону.

Якщо сталевий катод замінити катодом із металу, здатного сплавлятися з кальцієм, то при електролізі буде виходити відповідний сплав. Залежно від призначення його можна використовувати як сплав, або відгоном у вакуумі отримати чистий кальцій. Так отримують сплави кальцію з цинком, свинцем та міддю.

Інший метод отримання кальцію – металотермічний – був теоретично обґрунтований ще 1865 р. відомим російським хіміком Н.М. Бекетова. Кальцій відновлюють алюмінієм при тиску всього 0,01 мм ртутного стовпа. Температура процесу 1100...1200°C. Кальцій виходить при цьому у вигляді пари, яку потім конденсують.

В останні роки розроблено ще один спосіб одержання елемента. Він заснований на термічній дисоціації карбіду кальцію: розпечений у вакуумі до 1750°C карбід розкладається з утворенням парів кальцію та твердого графіту.

Фізичні властивості кальцію

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника, не стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність всі інші елементи). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує із киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію – агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO 2 .

Природно, що, маючи такі хімічні властивості, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Натомість сполуки кальцію – і природні та штучні – набули першочергового значення.

Хімічні властивості кальцію

Кальцій – типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Са + Н 2 = СаН 2, Ca + 6B = CaB 6

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 Са + 2С = СаС 2

3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР і СаР 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi 2 .

Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NH 3 .

Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2 , бромід CaBr 2 , іодид CaI 2 і нітрат Ca(NO 3) 2 добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2 карбонат CaCO 3 сульфат CaSO 4 ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 оксалат СаС 2 Про 4 і деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО 3 кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО 3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .

У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:

Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.

Так у природі відбувається перенесення великих мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні бурульки - сталактити та сталагміти.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування кальцію

До останнього часу металевий кальцій майже не знаходив застосування. США, наприклад, до Другої світової війни споживали на рік лише 10...25 т кальцію, Німеччина – 5...10 т. Але для розвитку нових галузей техніки потрібні багато рідкісних і тугоплавких металів. З'ясувалося, що кальції – дуже зручний та активний відновник багатьох з них, і елемент стали застосовувати при отриманні торію, ванадію, цирконію, берилію, ніобію, урану, танталу та інших тугоплавких металів. Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Природна крейда у вигляді порошку входить до складу для полірування металів. Але чистити зуби порошком з природної крейди не можна, оскільки він містить залишки раковин і панцирів дрібних тварин, які мають підвищену твердість і руйнують зубну емаль.

Використаннякальціюу ядерному синтезі

Ізотоп 48 Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48 Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів). Радіоактивний кальцій широко використовують у біології та медицині як ізотопний індикатор при вивченні процесів мінерального обміну в живому організмі. З його допомогою встановлено, що в організмі відбувається безперервний обмін іонами кальцію між плазмою, м'якими тканинами та навіть кістковою тканиною. Велику роль відіграв 45 Са також щодо обмінних процесів, що відбуваються в грунтах, і при дослідженні процесів засвоєння кальцію рослинами. За допомогою цього ж ізотопу вдалося виявити джерела забруднення сталі та надчистого заліза сполуками кальцію в процесі виплавки.

Здатність кальцію зв'язувати кисень і азот дозволила застосувати його для очищення інертних газів і як геттер (Геттер - речовина, що служить для поглинання газів і створення глибокого вакууму в електронних приладах) у вакуумній радіоапаратурі.

Застосування сполук кальцію

Деякі сполуки кальцію, одержувані штучним шляхом, стали навіть більш відомими та звичними, ніж вапняки чи гіпс. Так, гашене Са(OH) 2 і негашене СаО вапно застосовували ще будівельники давнини.

Цемент – це також сполука кальцію, отримана штучним шляхом. Спочатку обпалюють суміш глини або піску з вапняком і одержують клінкер, який потім розмелюють тонкий сірий порошок. Про цемент (вірніше про цементи) можна розповідати дуже багато, це тема самостійної статті.

Те саме відноситься і до скла, до складу якого теж зазвичай входить елемент.

Гідрид кальцію

Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH 2 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали

Фторид кальцію (флюорит) застосовується як монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію

Карбід кальцію – речовина, відкрита випадково під час випробування нової конструкції печі. Ще недавно карбід кальцію CaCl 2 використовували головним чином для автогенного зварювання та різання металів. При взаємодії карбіду з водою утворюється ацетилен, горіння ацетилену в струмені кисню дозволяє отримувати температуру майже 3000°C. Останнім часом ацетилен, а разом з ним і карбід все менше витрачаються для зварювання і все більше – у хімічній промисловості.

Кальцій якхімічне джерело струму

Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Вогнетривкі матеріали зкальцію

Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби

Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

• Хлорид кальцію
• Глюконат кальцію
• Гліцерофосфат кальцію

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, вітамінні комплекси для вагітних і літніх.

Кальцій в організмі людини

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти (особливо багато містять бобові).

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись із щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Максимальна добова доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Кальцій у твердій воді

Комплекс властивостей, що визначаються одним словом "жорсткість", воді надають розчинені в ній солі кальцію та магнію. Жорстка вода непридатна у багатьох випадках життя. Вона утворює шар накипу в парових котлах і котельних установках, ускладнює забарвлення та прання тканин, але годиться для варіння мила та приготування емульсій у парфумерному виробництві. Тому раніше, коли способи пом'якшення води були недосконалі, текстильні та парфумерні підприємства зазвичай розміщувалися поблизу джерел «м'якої» води.

Розрізняють жорсткість тимчасову та постійну. Тимчасову (або карбонатну) жорсткість надають воді розчинні гідрокарбонати Са(НCO3)2 і Mg(HCO3)2. Усунути її можна простим кип'ятінням, при якому гідрокарбонати перетворюються на нерозчинні у воді карбонати кальцію та магнію.

Постійна жорсткість створюється сульфатами та хлоридами тих же металів. І її можна усунути, але зробити це набагато складніше.

Сума обох жорсткостей складає загальну жорсткість води. Оцінюють її у різних країнах по-різному. Прийнято виражати жорсткість води числом міліграм-еквівалентів кальцію та магнію в одному літрі води. Якщо в літрі води менше 4 мг-екв, вода вважається м'якою; зі збільшенням їх концентрації – дедалі жорсткішою і, якщо зміст перевищує 12 одиниць, – дуже жорсткої.

Жорсткість води зазвичай визначають за допомогою розчину мила. Такий розчин (певної концентрації) додають краплями до відміреної кількості води. Поки у воді є іони Са 2+ або Mg 2+, вони заважатимуть утворенню піни. За витратами мильного розчину до появи піни обчислюють вміст іонів Са2+ та Mg2+.

Цікаво, що аналогічним шляхом визначали жорсткість води ще у Стародавньому Римі. Тільки реактивом служило червоне вино – його барвники також утворюють осад з іонами кальцію та магнію.

Зберігання кальцію

Металевий кальцій довго зберігати можна у шматках вагою від 0,5 до 60 кг. Такі шматки зберігають у паперових мішках, вкладених у залізні оцинковані барабани з пропаяними та пофарбованими швами. Щільно закриті барабани укладають у дерев'яні ящики. Шматки вагою менше 0,5 кг довго зберігати не можна – вони швидко перетворюються на окис, гідроксид та карбонат кальцію.