kalcijum u prirodi. Kalcijum kao hemijski element, njegova uloga

Uvod

Hemija je nauka o supstancama, njihovoj strukturi, svojstvima i međukonverzijama.

Hemija je usko povezana sa drugim prirodnim naukama: fizikom, biologijom, geologijom. Mnogi dijelovi moderne nauke nastali su na sjecištu ovih nauka: fizička hemija, geohemija, biohemija.

Novu specijalnost u sistemu hemijskih disciplina pod nazivom "Klasifikacija i sertifikacija robe na osnovu hemijskog sastava" osnovali su 1997. godine uzbekistanski naučnici I.R. Askarov i T.T. Riskiev. Od velikog značaja u formiranju ove nove hemijske discipline bili su rezultati naučnih istraživanja koje su sproveli takvi uzbekistanski naučnici kao što su A.A. Ibragimov, G.Kh. Khamrakulov, M.A. Rakhimdzhanov, M.Yu. Isakov, K.M. Karimkulov, O.A. Tashpulatov, A.A. Namazov, B.Ya. Abduganijev, Sh.M. Mirkamilov, O. Kulimov, N.Kh. Tukhtaboev i drugi.

Kalcijum - Kao zemnoalkalni metal, jedan od najvažnijih elemenata na Zemlji.

Kalcijum je veoma važan za ljude, životinje i biljke.

Naravno, imajući takva hemijska svojstva, kalcijum se ne može naći u prirodi u slobodnom stanju. Ali spojevi kalcija - i prirodni i umjetni - postali su od najveće važnosti.

Ka? lav- element glavne podgrupe druge grupe, četvrti period periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, sa atomskim brojem 20, dakle, jezgro atoma kalcijuma ima 20 pozitivnih naboja formiranih od 20 protona; broj neutrona u jezgru je 40 - 20 = 20. 20 elektrona koji neutraliziraju naboj jezgra nalaze se na četiri energetska nivoa. Relativna atomska masa 40,078 (4). Označeno simbolom Ca(lat. kalcijum).

1. Istorija otkrića

Naziv elementa dolazi od lat. calx (u genitivu calcis) - "kreč", "meki kamen". Predložio ga je engleski hemičar Humphrey Davy, koji je 1808. godine izolovao metalni kalcij elektrolitičkom metodom. Davy je elektrolizirao mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom Hg 2O na platinskoj ploči, koja je bila anoda. Kao katoda služila je platinska žica uronjena u tečnu živu. Kao rezultat elektrolize, dobijen je kalcijum amalgam. Otjeravši iz njega živu, Davy je primio metal nazvan kalcijum.

Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod sagorevanja krečnjaka) koriste se u građevinarstvu pre nekoliko milenijuma. Sve do kraja 18. veka, hemičari su smatrali da je kreč jednostavno telo. A. Lavoisier je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance.

kalcijum hemijsko jedinjenje

2. Biti u prirodi

Zbog visoke hemijske aktivnosti kalcijum u slobodnom obliku u prirodi nije pronađen.

Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. mesto po obilju posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Sadržaj elementa u morskoj vodi je 400 mg/l.

Najviše kalcija sadržano je u sastavu silikata i aluminosilikata raznih stijena (granita, gnajsa itd.), posebno u feldspatu - anortitu Ca.

U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO 3). Kristalni oblik kalcita - mermer - se u prirodi nalazi mnogo rjeđe.

Minerali kalcijuma su prilično rasprostranjeni, kao što su:

kalcit, krečnjak, mermer, kreda CaCO3 ,

anhidrit CaSO4 ,

alabaster CaSO4 0.5H 2O

gips CaSO4 2H 2O

fluorit CaF2 ,

fosfiti i apatiti Ca 3(PO 4)2(F, Cl, OH),

dolomit MgCO3 CaCO 3.

Prisustvo soli kalcijuma i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.

Kalcijum, koji snažno migrira u zemljinoj kori i akumulira se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrti po broju minerala).

Rice. 1. Naslage kalcijuma u naslagama soli

Jedinjenja kalcija nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima. Značajna količina kalcija je dio živih organizama. Dakle, hidroksiapatit Ca 3(PO 4)2OH, ili, u drugoj notaciji, 3Ca 3(PO 4)2Ca(OH) 2- osnova koštanog tkiva kralježnjaci, uključujući ljude; iz kalcijum karbonata CaCO 3Sastoje se ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja itd. U živim tkivima ljudi i životinja 1,4-2% Ca (po masenom udjelu); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u sastavu međućelijske tvari koštanog tkiva).

. Potvrda

U industriji se kalcijum dobija na dva načina:

Zagrevanjem briketirane mešavine CaO i Al praha na 1170-1200°C u vakuumu od 0,01-0,02 mm. rt. Art.; oslobađa se reakcijom:

CaO + 2Al = 3CaO Al2 O 3+ 3Ca

Kalcijumova para se kondenzuje na hladnoj površini.

Elektroliza taline CaCl 2(75-80%) i KCl sa tečnom bakar-kalcijum katodom, priprema se legura Cu - Ca (65% Ca) iz koje se kalcijum destiluje na temperaturi od 950 - 1000 °C u vakuumu od 0,1 - 0,001 mm. rt. Art. ili od (6 delova) CaCl 2i (1 dio) CaF2.

Takođe je razvijena metoda za dobijanje kalcijuma termičkom disocijacijom kalcijum karbida CaC2 .

4. Fizička svojstva

Izgled jednostavne supstance

Fig2. Umjereno tvrd, srebrno bijeli metal

Ime, simbol, broj

Ka ?lcij/kalcijum (Ca), 20

atomska masa ( molarna masa)

40.078 a. e.m. (g/mol)

Elektronska konfiguracija

Radijus atoma

kovalentni radijus

Jonski radijus

Elektronegativnost

1.00 (Paulingova skala)

Potencijal elektrode

Stanja oksidacije

Energija jonizacije (prvi elektron)

589,4 (6,11) kJ/mol (eV)

Gustina (na n.a.)

1,55 g/cm³

Temperatura topljenja

842o With

Toplota topljenja

9,20 kJ/mol

Toplota isparavanja

153,6 kJ/mol

Molarni toplotni kapacitet

25,9 J/(K mol)

Molarni volumen

29,9 cm³/ krtica

Rešetkasta struktura

kubično lice centrirano

Parametri rešetke

Debye temperatura

Toplotna provodljivost

(300 K) (201) W/(m K)

jednostavna supstanca kalcijum- meki, reaktivni zemnoalkalni metal srebrno-bijele boje.

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443°C, stabilan?-Ca sa kubičnom rešetkom usredsređenom na lice (parametar a = 0,558 nm), iznad stabilnog?-Ca sa kubičnom telesno centriranom rešetkom tipa?-Fe (parametar a = 0,448 nm) . Standardna entalpija prijelaza? ? ? iznosi 0,93 kJ/mol.

Postepenim povećanjem pritiska počinje da pokazuje svojstva poluprovodnika, ali ne postaje poluprovodnik u punom smislu te reči (više nije ni metal). Daljnjim povećanjem pritiska, vraća se u metalno stanje i počinje da ispoljava supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od one kod žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcija je na mnogo načina slično stroncijumu (odnosno, paralelno je u periodični sistem su sačuvani).

Kalcijum se u prirodi javlja kao mešavina šest izotopa: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, među kojima je najčešći – 40Ca – 96,97%.

Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Nedavno je otkriveno da šesti izotop 48Ca, najteži od šest i izuzetno rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), podliježe dvostrukom beta raspadu s poluživotom od 5,3 x 1019 godina.

. Hemijska svojstva

Kalcijum je tipičan zemnoalkalni metal. Hemijska aktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od teških zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljen-dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično mutno siva, pa se u laboratoriji kalcijum obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloj kerozina ili tečnog parafina.

Na vanjskom energetskom nivou nalaze se 2 elektrona. U svim jedinjenjima, oksidacijsko stanje kalcijuma je +2.

U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika.

Standardni elektrodni potencijal Ca para 2+/Ca 0?2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa hladnom vodom(sa vruća voda reakcija teče snažnije), ali bez paljenja:

Sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom), kalcij reaguje pod normalnim uslovima:

Ca+Cl2 CaCl2

Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se pali i gori crvenim plamenom s narandžastom nijansom.

Sa manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljikom, silicijumom, dušikom, fosforom i drugima), kalcij stupa u interakciju kada se zagrijava, na primjer:

Pored kalcijum fosfida Ca3P2, poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP5;

Pored kalcijum silicida Ca2Si, poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.

Tijek gore navedenih reakcija, u pravilu, prati oslobađanje veliki broj toplina.

Kalcijum manje obnavlja aktivni metali od njihovih oksida i halogenida

2Ca + TiO2 2CaO + Ti

Ca+TiCl2 2CaCl2 + Ti

Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:

Ca2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju rastvorljive soli kalcijuma, plamen postaje cigleno crven.

. Primjena metalnog kalcija

Glavna upotreba metalnog kalcija je kao redukciono sredstvo u proizvodnji metala, posebno nikla, bakra i nerđajućeg čelika. Kalcijum i njegov hidrid se takođe koriste za dobijanje teško obnovivih metala kao što su hrom, torijum i uranijum. Legure kalcijuma sa olovom koriste se u baterijama i legurama ležajeva. Granule kalcijuma se također koriste za uklanjanje tragova zraka iz elektrovakuum uređaja.

1. Metalthermy

Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za dobivanje rijetkih metala.

2. Legiranje

Čisti kalcij se koristi za legiranje olova, koje se koristi za proizvodnju ploča akumulatora, starter olovnih baterija s malim samopražnjenjem koje ne zahtijevaju održavanje. Takođe, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijumskih babbita BKA.

3. Nuklearna fuzija

Izotop 48Ca je jedan od efikasnih i korisnih materijala za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata periodnog sistema. To je zbog činjenice da je kalcijum-48 dvostruko magično jezgro, tako da njegova stabilnost omogućava da bude dovoljno bogat neutronima za lako jezgro; za sintezu superteških jezgara potreban je višak neutrona.

. Jedinjenja kalcijuma

1. kalcijum oksidCaO (ne gašeno vapno, spaljeno vapno, prokuhati) bijela vatrostalna tvar.

Dobija se pečenjem krečnjaka ili krede na visokoj temperaturi (iznad 900 o SA):

CaCO3 = CaO + CO2

Kalcijum oksid reaguje sa vodom da formira gašeno vapno i oslobađa veliku količinu toplote:

CaO + H2 O = Ca(OH)2 +Q

2. kalcijum hidroksidCa(OH) 2- jaka baza, slabo rastvorljiva u vodi.

Ca(OH) 2koristi se na razne načine:

gašeno vapno - tanak rastresiti prah, "puh", dobiven djelovanjem vode na živo vapno CaO:

CaO + H2 O = Ca(OH)2

U građevinarstvu se koristi testasta mešavina gašenog vapna sa cementom, vodom i peskom. Kada se ugljični dioksid apsorbira iz zraka, ova smjesa se stvrdne:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2 O

krečno mlijeko je suspenzija čestica gašenog vapna Ca(OH) 2u krečnoj vodi.

Koristi se za krečenje u građevinarstvu, dezinfekciju stabala, u industriji šećera, za štavljenje kože, za dobijanje izbeljivača.

krečna voda - zasićeni vodeni rastvor Ca(OH)2

Rastvor u zraku postaje mutan zbog apsorpcije ugljičnog dioksida iz zraka.

Ali s dugim prolazom ugljičnog dioksida, rješenje postaje

transparentan zbog stvaranja rastvorljivog kalcijum bikarbonata:

CaCO3 + CO2 + H2 O = Ca(HCO3 ) 2

U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda zasićena ugljičnim dioksidom prodre u podzemlje i padne na krečnjak, uočava se njihovo otapanje, a na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se. sunčeve zrake.

Dakle, u prirodi postoji prijenos velikih masa tvari. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromne praznine, a u pećinama se stvaraju prekrasne kamene "leđice" - stalaktiti i stalagmiti.

3. Prašak za izbjeljivanje- je jak oksidant sastavni diošto je sol CaOCl 2, nastao interakcijom suhog gašenog vapna s hlorom:

Ca(OH)2 +Cl2 = CaOCl2 + H2 O

prašak za izbjeljivanje - Bijeli prah oštrog mirisa, koji se u vlažnom zraku pod djelovanjem ugljičnog dioksida postupno razgrađuje, oslobađajući hipoklornu kiselinu:

2CaOCl2 + CO2 + H2 O=CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

Hipohlorna kiselina se razlaže na svetlosti:

2HClO = 2HCl + O2

Kada hlorovodonična kiselina deluje na izbeljivač, oslobađa se hlor:

CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 +Cl2 + H2 O

Na tome se zasnivaju svojstva izbjeljivanja i dezinfekcije izbjeljivača.

4. GipsCaSO 42H 2O je prirodni mineral kalcijuma.

Kada se zagrije na 150-180 ° C, gips gubi ¾ kristalizacijske vode i prelazi u alabaster ili spaljeni gips.

2CaSO4 *2H2 O2CaSO4 *H2 O+3H2 O

Kada se pomiješa s vodom, alabaster se brzo stvrdne, ponovo se pretvara u

2CaSO4 *H2 O+3H2 O2CaSO4 *2H2 O

Ovo svojstvo gipsa se koristi za izradu kalupa za livenje i odlivaka razne predmete, kao i kao vezivo u građevinarstvu za gips i dr. Gips se široko koristi u medicini za izradu gipsanih odljevaka.

Kada se gips zagrije na temperaturama iznad 180°C, nastaje bezvodni gips (kalcij anhidrid, ili mrtvi gips) koji više nije u stanju vezati vodu.

CaSO4 *2H2 O CaSO4 + H2 O

Kalcijumove soli kao što su CaCl2 hlorid, CaBr2 bromid, CaI2 jodid i Ca(NO3)2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. Fluor nerastvorljiv u vodi<#"justify">1. kalcijum hidrid

Zagrijavanje kalcijuma u atmosferi vodika<#"justify">2. kalcijum oksid

Kalcijum oksid CaO, kao deo čvrstog rastvora oksida drugih zemnoalkalnih metala<#"justify">3. Optički i laserski materijali

kalcijum fluorida<#"justify">4. kalcijum karbida

kalcijum karbida<#"justify">Kalcijum oksid, kako u slobodnom obliku, tako i kao deo keramičkih mešavina, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala.

7. Građevinski materijali<#"justify">Jedinjenja kalcija (uglavnom karbonatna ili bikarbonatna) koriste se za oblaganje elektroda u elektrolučnom zavarivanju. Jedinjenja kalcija se široko koriste u pripremi fluksa za topljenje i zavarivanje metala.

9. Lijekovi<#"justify">Jedinjenja kalcijuma se široko koriste kao antihistaminici.

·Kalcijum hlorid<#"justify">. Biološka uloga

Kalcijum je uobičajen makronutrijent<#"312" src="doc_zip16.jpg" />

Tabela 1. Sadržaj kalcijuma u nekim namirnicama

Hrana Količina proizvoda Sadržaj kalcijuma u datu količinu proizvoda, mg Mlijeko i mljeveni proizvodi Sir - švicarski, Graersky 50 g 493 Sir - čvrsti oblik, Cheddar, Colby, Edak, Gouda 50 g 353 Mlijeko - punomasno, 2%, 1% masti 1 šolja / 250 ml 315 Krema 1 šolja/ 250 ml 301 Mocarela sir, Adyghe, feta sir 50 269 Jogurt - običan 1 šolja/175 ml 292 Mleko - suvo, u obliku praha 45 ml 159 Sladoled 1/2 šolje 93 Sir - rustikalan, kremast 2%, 1% masti (svježi sir) 1/2 šolje 87 Meso, riba, Domaća ptica i ostali proizvodi Sardine, sa kostima 8 sitnih 153 Losos, sa kostima, iz konzerve 1/2 konzerve (neto težina 13 g) 153 Bademi 1/2 šolje 200 Susam 1/2 šolje 100 Pasulj - kuvan (pasulj, pasulj, pegavi pasulj ) 1/2 šolje 90 Soja - kuvana 1 šolja 175 Piletina - pečena 90g 13 Govedina - pečena 90g 7Hleb i žitarice Okrugla lepinja od mekinje 1/35g 50 Hleb - beli i pšenični 1kom/30g 25Voće - ra i povrće 1 šolja brokule 38 Narandže 1 srednja/180g 52 Banane 1 srednja/175g 10 Salata 2 velika lista 8 Suve smokve 10 270Kombinacija Mlečna supa, pileća krem ​​supa, pečurke, paradajz i brokoli 1 šolja/250 ml limenke 1 šolja/250 ml konzerve 10 270 ml 169

Zaključak

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji.

Kalcijum je otkrio engleski hemičar Humphry Davy 1808. On je izolovao metalni kalcij elektrolitički iz mješavine gašenog vapna i živinog oksida.

A. Lavoisier je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance.

Ima toga dosta u prirodi. Ne javlja se u slobodnom obliku. Planinski lanci i glinene stijene formirane su od kalcijevih soli, a nalazi se u morskoj i riječnoj vodi. Dio je minerala kao što su mermer (kreda), alabaster, gips, fluorit, fosfiti, apatiti i dolomiti.

Kalcijum je takođe deo živih organizama – u svim životinjskim i biljnim tkivima, a što je najvažnije, kalcijum je deo ljudskog koštanog tkiva.

Kalcijum se dobija na dva načina:

1.Zagrevanjem mešavine živog kreča i aluminijuma.

2.Druga metoda, kao i svi metali, je elektroliza, u ovom slučaju talina CaCl2 i KCl sa tečnom bakarno-kalcijum katodom.

Kalcijum je mekani, reaktivni zemnoalkalni metal srebrnobele boje.

Kalcijum je tipičan zemnoalkalni metal<#"justify">1.I. Askarov K. Gopirov Državna naučna izdavačka kuća "Osnovi hemije" "Uzbekiston Milliy Encyclopediasi" Taškent - 2013. str. 347

2.I.R. Asqarov Sh.H. Abdullaev O. Sh. Abdullaev "Kimyo - uljani o`quv yurtlariga kiruvchilar uchun" "TAFAKKUR" nashriyoti Toshkent - 2013.

3.N.L. Glinka "Opšta hemija" Moskva - 1988

."Školski priručnik" Biškek - 2000. str. 152-156

.G.P. Khomchenko "Hemija - univerzalna kolekcija" Moskovski novi val Izdavač Umerenkov - 2008. str. 301-306

.F.G. Felbdman G.E. Rudzitis "Hemija 9" Moskva "Prosvjeta" - 1990. str. 127-132

."Univerzalni priručnik" Moskva - 2006. str. 648-651

8.www.google.com //ru.wikipedia.org //wiki // Kalcij.

.www.google.co.ru //otherreferats.allbest.ru //chemistry.

.www.google.com //medwiki.org.ua //članak // Kalcij.

Tutoring

Trebate pomoć u učenju teme?

Naši stručnjaci će savjetovati ili pružiti usluge podučavanja o temama koje vas zanimaju.
Pošaljite prijavu naznačivši temu odmah da saznate o mogućnosti dobijanja konsultacija.

Istorija kalcijuma

Kalcijum je 1808. godine otkrio Humphry Davy, koji je elektrolizom gašenog vapna i živinog oksida dobio kalcijum amalgam, kao rezultat destilacije žive od koje je ostao metal, koji je dobio ime kalcijum. na latinskom kreč zvuči kao calx, upravo je ovo ime odabrao engleski hemičar za otvorenu supstancu.

Kalcijum je element glavne podgrupe II grupe IV perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, ima atomski broj 20 i atomsku masu 40,08. Prihvaćena oznaka je Ca (od latinskog - kalcijum).

Fizička i hemijska svojstva

Kalcijum je reaktivan, mekan, srebrno-bijeli alkalni metal. Zbog interakcije s kisikom i ugljičnim dioksidom, površina metala tamni, pa je potrebno kalcijum poseban tretman skladištenje - bez greške dobro zatvorena posuda u koju se metal sipa slojem tekućeg parafina ili kerozina.

Kalcijum je najpoznatiji neophodno za osobu mikroelementi, dnevne potrebe kreće se od 700 do 1500 mg za zdravu odraslu osobu, ali se povećava u trudnoći i dojenju, o tome se mora voditi računa i primati kalcijum u obliku lijekova.

Biti u prirodi

Kalcijum ima veoma visoku hemijsku aktivnost, pa se u slobodnom (čistom) obliku ne javlja u prirodi. Ipak, peti je najčešći u zemljinoj kori, u obliku jedinjenja nalazi se u sedimentima (krečnjak, kreda) i stenama (granit), anorit feldspat sadrži dosta kalcijuma.

Široko je rasprostranjen u živim organizmima, nalazi se u biljnim, životinjskim i ljudskim organizmima, gdje je prisutan uglavnom u sastavu zuba i koštanog tkiva.

Apsorpcija kalcijuma

Prepreka normalnoj apsorpciji kalcija iz hrane je konzumacija ugljikohidrata u obliku slatkiša i lužina, koji neutraliziraju hlorovodoničnu kiselinu želuca koja je neophodna za rastvaranje kalcija. Proces apsorpcije kalcijuma je prilično komplikovan, pa ga ponekad nije dovoljno unositi samo hranom, potreban je dodatni unos mikroelementa.

Interakcija sa drugima

Da bi se poboljšala apsorpcija kalcija u crijevima, neophodno je, što teži da olakša proces apsorpcije kalcija. Prilikom uzimanja kalcijuma (u obliku suplemenata) u procesu jela, apsorpcija je blokirana, ali uzimanje suplemenata kalcija odvojeno od hrane ni na koji način ne utiče na ovaj proces.

Gotovo sav tjelesni kalcij (1 do 1,5 kg) nalazi se u kostima i zubima. Kalcijum učestvuje u procesima ekscitabilnosti nervnog tkiva, kontraktilnosti mišića, procesima zgrušavanja krvi, deo je jezgra i membrana ćelija, ćelijskih i tkivnih tečnosti, ima antialergijsko i antiinflamatorno dejstvo, sprečava acidozu, aktivira niz enzima i hormona. Kalcijum je takođe uključen u regulaciju permeabilnosti ćelijske membrane, ima suprotan efekat.

Znakovi nedostatka kalcijuma

Znakovi nedostatka kalcija u organizmu su takvi, na prvi pogled, nepovezani simptomi:

• nervoza, pogoršanje raspoloženja;
• lupanje srca;
• konvulzije, utrnulost udova;
• usporavanje rasta i djeca;
• visok krvni pritisak;
• raslojavanje i krhkost noktiju;
• bol u zglobovima, snižavanje "praga boli";
• obilna menstruacija.

Uzroci nedostatka kalcijuma

Uzroci nedostatka kalcijuma mogu biti neuravnotežena ishrana (posebno gladovanje), nizak sadržaj kalcijuma u hrani, pušenje i zavisnost od kafe i kofeinskih pića, disbakterioza, bolesti bubrega, štitne žlezde, trudnoća, period laktacije i menopauza.

Višak kalcija, koji može nastati prekomjernom konzumacijom mliječnih proizvoda ili nekontroliranim unosom lijekova, karakterizira intenzivna žeđ, mučnina, povraćanje, gubitak apetita, slabost i pojačano mokrenje.

Upotreba kalcijuma u životu

Kalcijum je našao primenu u metalotermnoj proizvodnji uranijuma, u obliku prirodnih jedinjenja koristi se kao sirovina za proizvodnju gipsa i cementa, kao sredstvo za dezinfekciju (svi znaju izbjeljivač).

Kalcijum je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata, sa atomskim brojem 20. Označava se simbolom Ca (lat. Kalcijum). Jednostavna supstanca kalcijum (CAS broj: 7440-70-2) je meki, reaktivni, srebrno-bijeli zemnoalkalni metal.

Istorijat i porijeklo imena

Naziv elementa dolazi od lat. calx (u genitivu calcis) - "kreč", "meki kamen". Predložio ga je engleski hemičar Humphrey Davy, koji je 1808. godine izolovao metalni kalcij elektrolitičkom metodom. Davy je elektrolizirao mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom HgO na platinskoj ploči, koja je bila anoda. Kao katoda služila je platinska žica uronjena u tečnu živu. Kao rezultat elektrolize, dobijen je kalcijum amalgam. Otjeravši iz njega živu, Davy je primio metal nazvan kalcijum.
Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod sagorevanja krečnjaka) koriste se u građevinarstvu pre nekoliko milenijuma. Sve do kraja 18. veka hemičari su smatrali da je kreč jednostavno telo. A. Lavoisier je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance.

Potvrda

Slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl 2 (75-80%) i KCl ili od CaCl 2 i CaF 2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Fizička svojstva

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, α-Ca sa kubičnom lice-centriranom rešetkom je stabilan (parametar a = 0,558 nm), iznad β-Ca je stabilan sa kubičnom tjelesno centriranom rešetkom tipa α-Fe (parametar a = 0,448 nm). Standardna entalpija ΔH 0 prelaza α → β je 0,93 kJ/mol.
Postepenim povećanjem pritiska počinje da pokazuje svojstva poluprovodnika, ali ne postaje poluprovodnik u punom smislu te reči (više nije ni metal). Daljnjim povećanjem pritiska, vraća se u metalno stanje i počinje da ispoljava supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od one kod žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcijuma je na mnogo načina slično stroncijumu (tj., paralele u periodnom sistemu su očuvane).

Hemijska svojstva

Kalcijum je tipičan zemnoalkalni metal. Hemijska aktivnost kalcijuma je visoka, ali niža od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljen-dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično mutno siva, pa se kalcijum obično skladišti u laboratoriji, kao i ostali zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja. kerozina ili tečnog parafina.

Kalcijum (latinski kalcijum, označen simbolom Ca) je element sa atomskim brojem 20 i atomskom masom 40,078. To je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata Dmitrija Ivanoviča Mendeljejeva. U normalnim uslovima, jednostavna supstanca kalcijum je lagan (1,54 g/cm3), savitljiv, mekan, reaktivan zemnoalkalni metal srebrnobele boje.

U prirodi je kalcijum predstavljen kao mešavina šest izotopa: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) i 48Ca (0,185%). Glavni izotop dvadesetog elementa - najčešći - je 40Ca, njegova izotopska zastupljenost je oko 97%. Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilnih, šesti izotop 48Ca, najteži od šest i prilično rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,185%), nedavno je otkriveno da prolazi kroz dvostruki β-raspad s poluživotom od 5,3∙1019 godina. Vještački proizvedeni izotopi masenih brojeva 39, 41, 45, 47 i 49 su radioaktivni. Najčešće se koriste kao tragač izotopa u proučavanju procesa mineralnog metabolizma u živom organizmu. 45Ca, dobijen zračenjem metalnog kalcija ili njegovih spojeva neutronima u uranijumskom reaktoru, igra važnu ulogu u istraživanju metabolički procesi koji se javljaju u tlima, te u proučavanju procesa apsorpcije kalcija od strane biljaka. Zahvaljujući istom izotopu, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije različitih vrsta čelika i ultra čistog gvožđa spojevima kalcijuma tokom procesa topljenja.

Jedinjenja kalcijuma - mermer, gips, krečnjak i kreč (proizvod sagorevanja krečnjaka) poznati su od davnina i naširoko se koriste u građevinarstvu i medicini. Stari Egipćani su koristili kalcijumove spojeve u izgradnji svojih piramida, a stanovnici velikog Rima izmislili su beton - koristeći mješavinu lomljenog kamena, vapna i pijeska. Sve do samog kraja 18. veka, hemičari su bili uvereni da je kreč jednostavno telo. Tek 1789. Lavoisier je sugerirao da su vapno, glinica i neka druga jedinjenja složene supstance. G. Davy je 1808. godine dobio metalni kalcij elektrolizom.

Upotreba metalnog kalcijuma povezana je sa njegovom visokom hemijskom aktivnošću. Koristi se za oporavak od spojeva određenih metala, na primjer, torija, uranijuma, hroma, cirkonijuma, cezijuma, rubidijuma; za uklanjanje sa čelika i nekih drugih legura kiseonika, sumpora; za dehidraciju organskih tečnosti; za apsorpciju ostataka gasova u vakuum uređajima. Osim toga, metalni kalcij služi kao legirajuća komponenta nekih legura. Jedinjenja kalcijuma imaju mnogo širu upotrebu – koriste se u građevinarstvu, pirotehnici, proizvodnji stakla, medicini i mnogim drugim oblastima.

Kalcijum je jedan od najvažnijih biogenih elemenata, neophodan je većini živih organizama za normalan tok životnih procesa. Tijelo odrasle osobe sadrži do jedan i pol kilograma kalcija. Prisutan je u svim tkivima i tečnostima živih organizama. Dvadeseti element je neophodan za formiranje koštanog tkiva, održavanje srčanog ritma, zgrušavanje krvi, održavanje normalne propusnosti vanjskih ćelijskih membrana i stvaranje niza enzima. Spisak funkcija koje kalcijum obavlja u biljnim i životinjskim organizmima je veoma velik. Dovoljno je reći da se samo rijetki organizmi mogu razviti u okruženju bez kalcija, dok su ostali organizmi 38% sastavljeni od ovog elementa ( ljudsko tijelo sadrži samo oko 2% kalcijuma).

Biološka svojstva

Kalcij je jedan od biogenih elemenata, njegovi spojevi se nalaze u gotovo svim živim organizmima (malo organizama je u stanju da se razvija u okruženju bez kalcija), osiguravajući normalan tok životnih procesa. Dvadeseti element je prisutan u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka, većina (u organizmima kralježnjaka - uključujući ljude) nalazi se u skeletu i zubima u obliku fosfata (na primjer, hidroksiapatit Ca5 (PO4) 3OH ili 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH)2). Korištenje dvadesetog elementa kao građevnog materijala za kosti i zube je zbog činjenice da se ioni kalcija ne koriste u ćeliji. Koncentraciju kalcija kontroliraju posebni hormoni, njihovo kombinirano djelovanje čuva i održava strukturu kostiju. Od razne forme kalcijum karbonat CaCO3 (kreč). Mnogi beskičmenjaci pohranjuju kalcij prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljni uslovi. Životinje kalcij dobivaju iz hrane i vode, a biljke iz tla i u odnosu na ovaj element dijele se na kalcefile i kalcefobe.

Joni ovog važnog elementa u tragovima uključeni su u procese zgrušavanja krvi, kao i u osiguravanju konstantnog osmotskog tlaka krvi. Osim toga, kalcij je neophodan za stvaranje niza ćelijske strukture, održavanje normalne propusnosti vanjskih staničnih membrana, za oplodnju jajašaca riba i drugih životinja, aktivacija niza enzima (možda je ova okolnost posljedica činjenice da kalcij zamjenjuje ione magnezija). Kalcijumovi joni prenose ekscitaciju na mišićno vlakno, izazivajući njegovo kontrakciju, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, povećavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sistem zaštitnih proteina krvi, regulišu egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera. Kalcijum utiče na prohodnost krvnih sudova – bez ovog elementa, masti, lipidi i holesterol bi se taložili na zidovima krvnih sudova. Kalcij potiče izlučivanje soli teških metala i radionuklida iz tijela, obavlja antioksidativne funkcije. Kalcijum utiče na reproduktivni sistem, deluje antistresno i ima antialergijski efekat.

Sadržaj kalcija u tijelu odrasle osobe (težine 70 kg) je 1,7 kg (uglavnom u sastavu međućelijske tvari koštanog tkiva). Potreba za ovim elementom ovisi o dobi: za odrasle potrebna dnevna količina je od 800 do 1.000 miligrama, za djecu od 600 do 900 miligrama. Za djecu je posebno važno konzumiranje potrebne doze za intenzivan rast i razvoj kostiju. Glavni izvor kalcijuma u organizmu su mlijeko i mliječni proizvodi, ostatak kalcija dolazi iz mesa, ribe i nekih biljnih proizvoda (posebno mahunarki). Apsorpcija kationa kalcija se dešava u debelom crijevu i tanko crijevo, doprinose asimilaciji kisela sredina, vitamini C i D, laktoza (mliječna kiselina), kao i nezasićene masne kiseline. Zauzvrat, aspirin, oksalna kiselina, derivati ​​estrogena značajno smanjuju apsorpciju dvadesetog elementa. Dakle, u kombinaciji s oksalnom kiselinom, kalcij daje u vodi netopiva jedinjenja koja su sastavni dio bubrežnih kamenaca. Uloga magnezijuma u metabolizmu kalcijuma je velika – njegovim nedostatkom kalcij se „ispire“ iz kostiju i taloži u bubrezima (kamen u bubrezima) i mišićima. Generalno, u organizmu postoji složen sistem skladištenja i oslobađanja dvadesetog elementa, zbog čega je sadržaj kalcijuma u krvi precizno regulisan, a pravilnom ishranom nema ni manjka ni viška. Dugotrajna dijeta sa kalcijumom može uzrokovati grčeve, bolove u zglobovima, zatvor, umor, pospanost, usporavanje rasta. Dugotrajan nedostatak kalcija u ishrani dovodi do razvoja osteoporoze. Nikotin, kofein i alkohol su neki od razloga za nedostatak kalcijuma u organizmu, jer doprinose njegovom intenzivnom izlučivanju mokraćom. Međutim, višak dvadesetog elementa (ili vitamina D) dovodi do negativnih posljedica - razvija se hiperkalcemija, čija je posljedica intenzivna kalcifikacija kostiju i tkiva (uglavnom pogađa mokraćni sistem). Dugotrajni višak kalcija remeti funkcionisanje mišićnog i nervnog tkiva, povećava zgrušavanje krvi i smanjuje apsorpciju cinka od strane koštanih ćelija. Možda pojava osteoartritisa, katarakte, problemi sa krvnim pritiskom. Iz navedenog možemo zaključiti da su ćelije biljnih i životinjskih organizama potrebne strogo određene omjere jona kalcija.

U farmakologiji i medicini spojevi kalcija se koriste za proizvodnju vitamina, tableta, pilula, injekcija, antibiotika, kao i za proizvodnju ampula i medicinskog pribora.

Ispostavilo se da je prilično čest uzrok muške neplodnosti nedostatak kalcija u tijelu! Činjenica je da glava spermatozoida ima formaciju u obliku strelice, koja se u potpunosti sastoji od kalcija, s dovoljnom količinom ovog elementa, spermatozoid je u stanju savladati membranu i oploditi jaje, pri čemu se javlja nedovoljna neplodnost.

Američki znanstvenici su otkrili da nedostatak jona kalcija u krvi dovodi do slabljenja pamćenja i smanjenja inteligencije. Na primjer, iz poznatog američkog časopisa Science News saznalo se za eksperimente koji su potvrdili da mačke razvijaju uvjetni refleks samo ako njihove moždane stanice sadrže više kalcija nego krvi.

Jedinjenje kalcijum cijanamida, veoma cijenjeno u poljoprivredi, koristi se ne samo kao dušično đubrivo i izvor za dobijanje uree – najvrednijeg đubriva i sirovine za proizvodnju sintetičkih smola, već i kao supstanca sa kojom je bilo moguće mehanizirati žetvu pamučnih polja. Činjenica je da nakon obrade ovim jedinjenjem, pamuk odmah odbacuje lišće, što omogućava ljudima da branje pamuka prepuste mašinama.

Kada se govori o hrani bogatoj kalcijumom, uvijek se spominju mliječni proizvodi, ali samo mlijeko sadrži od 120 mg (kravlje) do 170 mg (ovčje) kalcija na 100 g; svježi sir je još siromašniji - samo 80 mg na 100 grama. Od mliječnih proizvoda samo sir sadrži od 730 mg (gauda) do 970 mg (emental) kalcija na 100 g proizvoda. Ipak, rekorder po sadržaju dvadesetog elementa je mak - 100 grama maka sadrži skoro 1.500 mg kalcijuma!

Kalcijum hlorid CaCl2, koji se koristi, na primer, u rashladnim postrojenjima, otpadni je proizvod mnogih hemijsko-tehnoloških procesa, a posebno velike proizvodnje sode. Međutim, uprkos širokoj upotrebi kalcijum hlorida u različitim oblastima, njegova potrošnja je znatno inferiornija u odnosu na njegovu proizvodnju. Iz tog razloga, na primjer, u blizini fabrika za proizvodnju sode, čitava jezera se formiraju od salamure kalcijum hlorida. Ovakva skladišta nisu neuobičajena.

Da bismo razumjeli koliko se kalcijevih spojeva konzumira, vrijedi navesti samo nekoliko primjera. U proizvodnji čelika vapno se koristi za uklanjanje fosfora, silicija, mangana i sumpora, a u procesu pretvorbe kisika troši se 75 kilograma vapna po toni čelika! Drugi primjer je iz sasvim druge oblasti – prehrambene industrije. U proizvodnji šećera, da bi se taložio kalcijum saharat, sirovi šećerni sirup reaguje sa vapnom. Dakle, za šećer od trske obično je potrebno oko 3-5 kg ​​limete po toni, a za šećer od cvekle - stotinu puta više, odnosno oko pola tone limete po toni šećera!

"Tvrdoća" vode je niz svojstava koja vodi daju soli kalcijuma i magnezijuma rastvorene u njoj. Rigidnost se dijeli na privremenu i trajnu. Privremena ili karbonatna tvrdoća uzrokovana je prisustvom rastvorljivih bikarbonata Ca (HCO3) 2 i Mg (HCO3) 2 u vodi. Vrlo je lako riješiti se karbonatne tvrdoće - pri ključanju vode bikarbonati se pretvaraju u vodonetopive kalcijeve i magnezijeve karbonate, taloženje. Trajnu tvrdoću stvaraju sulfati i hloridi istih metala, ali je se riješiti mnogo teže. Tvrda voda je strašna ne samo zato što sprečava stvaranje pjene od sapuna i samim tim lošije pere odjeću, mnogo je gore što stvara sloj kamenca u parnim kotlovima i kotlovnicama, čime se smanjuje njihova efikasnost i dovodi do hitnih situacija. Zanimljivo je da su u starom Rimu znali odrediti tvrdoću vode. Kao reagens korišteno je crno vino - njegove boje stvaraju talog s jonima kalcija i magnezija.

Proces pripreme kalcijuma za skladištenje je veoma zanimljiv. Metalni kalcij se dugo skladišti u obliku komada težine od 0,5 do 60 kg. Ove "svinje" se pakuju u papirne kese, zatim stavljaju u posude od pocinkovanog gvožđa sa zalemljenim i obojenim šavovima. Čvrsto zatvorene posude stavljaju se u drvene kutije. Komadi težine manje od pola kilograma ne mogu se dugo čuvati - kada se oksidiraju, brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.

Priča

Metalni kalcij je dobijen relativno nedavno - 1808. godine, međutim, čovječanstvu su spojevi ovog metala poznati već jako dugo. Od davnina su ljudi koristili krečnjak, kredu, mermer, alabaster, gips i druge spojeve koji sadrže kalcijum u građevinarstvu i medicini. Krečnjak CaCO3 je najvjerovatnije bio prvi građevinski materijal koji je čovjek koristio. Korišćen je u izgradnji Egipatske piramide i Kineski zid. Mnogi hramovi i crkve u Rusiji, kao i većina građevina drevne Moskve, izgrađeni su od krečnjaka - bijelog kamena. Takođe u stara vremena osoba, sagorevajući krečnjak, primala je živi kreč (CaO), o čemu svedoče radovi Plinija Starijeg (I vek nove ere) i Dioskorida, lekara u rimskoj vojsci, koji je u eseju „O lijekovi”uveo naziv “živo kreč” za kalcijum oksid, koji je preživio do danas. I sve to uprkos činjenici da je čisti kalcijum oksid prvi opisao nemački hemičar I. Tada je tek 1746. i 1755. hemičar J. Black, proučavajući proces pečenja, otkrio da dolazi do gubitka mase krečnjaka tokom pečenja. zbog oslobađanja plina ugljičnog dioksida:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Egipatski malteri korišćeni u piramidama u Gizi bili su zasnovani na delimično dehidriranom gipsu CaSO4 2H2O, ili drugim rečima, alabasteru 2CaSO4∙H2O. Takođe je osnova za sav malter u Tutankamonovoj grobnici. Spaljeni gips (alabaster) Egipćani su koristili kao vezivo u izgradnji objekata za navodnjavanje. Pečenje prirodnog gipsa na visoke temperature, egipatski graditelji postigli su njegovu djelimičnu dehidraciju, a ne samo voda, već i sumporni anhidrid je odvojen od molekula. Kasnije, kada se razrijedi vodom, dobija se vrlo jaka masa, koja se nije bojala vode i temperaturnih kolebanja.

Rimljani se s pravom mogu nazvati izumiteljima betona, jer su u svojim građevinama koristili jednu od varijanti ovog građevinskog materijala - mješavinu lomljenog kamena, pijeska i vapna. Postoji opis izgradnje cisterni od takvog betona od strane Plinija Starijeg: „Za izgradnju cisterni potrebno je pet dijelova čistog šljunkovitog pijeska, dva dijela najboljeg gašenog vapna i fragmenata silexa (tvrde lave) težine ne više od uzimaju se po kilogram, nakon miješanja zbijaju dno i bočne površine udarci gvozdenog nabijača. U vlažna klima Italijanski beton bio je najodrživiji materijal.

Ispostavilo se da su jedinjenja kalcija, koja su naširoko koristili, odavno poznata čovječanstvu. Međutim, sve do kraja 18. vijeka, hemičari su vapno smatrali jednostavnim tijelom, tek uoči novog stoljeća počelo je proučavanje prirode vapna i drugih spojeva kalcijuma. Tako je Stahl sugerirao da je vapno složeno tijelo koje se sastoji od zemljanih i vodenih principa, a Black je ustanovio razliku između kaustičnog vapna i ugljičnog vapna, koji je sadržavao "fiksni zrak". Antoine Laurent Lavoisier je vapnenačku zemlju (CaO) pripisao broju elemenata, odnosno jednostavnim tvarima, iako je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum dioksid složene tvari, ali će se to moći dokazati samo razgradnjom "tvrdoglave zemlje" (kalcijum oksid). A prvi koji je uspio bio je Humphrey Davy. Nakon uspješnog razlaganja oksida kalija i natrijuma elektrolizom, hemičar je odlučio da na isti način dobije i zemnoalkalne metale. Međutim, prvi pokušaji su bili neuspješni - Englez je pokušao razgraditi vapno elektrolizom na zraku i ispod sloja ulja, zatim je kalcinirao vapno s metalnim kalijem u cijevi i napravio mnoge druge eksperimente, ali bezuspješno. Konačno, u uređaju sa živinom katodom, elektrolizom vapna dobio je amalgam, a iz njega metalni kalcij. Ubrzo su ovaj način dobijanja metala poboljšali I. Berzelius i M. Pontin.

Novi element je dobio ime po latinskoj riječi "calx" (u genitivu calcis) - kreč, meki kamen. Calx (calx) se zvao kreda, krečnjak, općenito šljunak, ali najčešće malter na bazi vapna. Ovaj koncept su koristili i antički autori (Vitruvije, Plinije Stariji, Dioskorid), opisujući spaljivanje krečnjaka, gašenje kreča i pripremanje maltera. Kasnije, u krugu alhemičara, "calx" je označavao proizvod pečenja općenito - posebno metale. Tako su, na primjer, metalni oksidi nazvani metalnim vapnom, a sam proces pečenja nazvan je kalcinacija (calcinatio). U staroruskoj recepturnoj literaturi nalazi se reč feces (blato, glina), pa u zbirci Trojice-Sergijeve lavre (XV vek) stoji: „uzmite feces, od njega prave zlato za peć”. Tek kasnije je riječ cal, koja je nesumnjivo povezana sa riječju "calx", postala sinonim za riječ balege. U ruskoj literaturi ranog 19. veka, kalcijum se ponekad nazivao osnovom krečnjačke zemlje, krečnjačkom (Ščeglov, 1830), krečnjačkom (Iovskij), kalcijumom, kalcijumom (Hes).

Biti u prirodi

Kalcijum je jedan od najčešćih elemenata na našoj planeti - peti po kvantitativnom sadržaju u prirodi (od nemetala je češći samo kiseonik - 49,5% i silicijum - 25,3%) i treći među metalima (samo aluminijum je češće - 7,5% i gvožđe - 5,08%). Clarke (prosječan sadržaj u zemljinoj kori) kalcija, prema različitim procjenama, kreće se od 2,96% po težini do 3,38%, možemo sa sigurnošću reći da je ova brojka oko 3%. U vanjskoj ljusci atoma kalcija nalaze se dva valentna elektrona, čija je veza s jezgrom prilično krhka. Iz tog razloga, kalcijum ima visoku hemijsku aktivnost i ne pojavljuje se u prirodi u slobodnom obliku. Međutim, on aktivno migrira i akumulira u različitim geohemijskim sistemima, formirajući oko 400 minerala: silikata, aluminosilikata, karbonata, fosfata, sulfata, borosilikata, molibdata, klorida i drugih, zauzimajući četvrto mjesto u ovom pokazatelju. Prilikom topljenja bazaltnih magmi kalcijum se akumulira u talini i ulazi u sastav glavnih kamenotvornih minerala, pri čijem frakcioniranju se njegov sadržaj smanjuje tokom diferencijacije magme od bazičnih do kiselih stijena. Najvećim dijelom, kalcijum leži u donjem dijelu zemljine kore, akumulirajući se u glavnim stijenama (6,72%); malo je kalcija u zemljinom omotaču (0,7%), a vjerovatno još manje u zemljinom jezgru (u željeznim meteoritima dvadesetog elementa sličnog jezgru samo 0,02%).

Istina, kalcijum klark u kamenim meteoritima iznosi 1,4% (nalazi se rijedak kalcijum sulfid), u srednjim stijenama - 4,65%, kisele stijene sadrže 1,58% kalcija po težini. Glavni dio kalcija sadržan je u sastavu silikata i aluminosilikata raznih stijena (granita, gnajsa i dr.), posebno u feldspatu - anortitu Ca, kao i diopsidu CaMg, volastonitu Ca3. U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3).

Kalcijum karbonat CaCO3 je jedno od najčešćih jedinjenja na Zemlji - minerali na bazi kalcijum karbonata pokrivaju približno 40 miliona kvadratnih kilometara zemljine površine. Na mnogim dijelovima Zemljine površine nalaze se značajne sedimentne naslage kalcijum karbonata, koje su nastale od ostataka drevnih morski organizmi- kreda, mermer, krečnjak, školjka - sve je to CaCO3 sa manjim primesama, a kalcit je čisti CaCO3. Najvažniji od ovih minerala je krečnjak, tačnije, krečnjaci - uostalom, svako ležište se razlikuje po gustoći, sastavu i količini nečistoća. Na primjer, školjka je krečnjak organskog porijekla, a kalcijum karbonat, koji ima manje nečistoća, formira prozirne kristale vapna ili islandskog šparta. Kreda je još jedna uobičajena vrsta kalcijevog karbonata, ali mermer, kristalni oblik kalcita, mnogo je rjeđi u prirodi. Općenito je prihvaćeno da je mermer nastao od krečnjaka u drevnim geološkim epohama. Tokom kretanja zemljine kore, pojedinačne naslage krečnjaka su zatrpane ispod slojeva drugih stena. Pod dejstvom visokog pritiska i temperature došlo je do procesa rekristalizacije, a krečnjak se pretvorio u gušću kristalnu stenu – mermer. Bizarni stalaktiti i stalagmiti - mineral aragonit, koji je još jedna vrsta kalcijum karbonata. Ortorombni aragonit nastaje u topla mora- Ogromni slojevi kalcijum karbonata u obliku aragonita formirali su Bahame, Florida Keys i basen Crvenog mora. Prilično su rasprostranjeni i minerali kalcijuma kao što su fluorit CaF2, dolomit MgCO3 CaCO3, anhidrit CaSO4, fosforit Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (sa raznim nečistoćama) i apatiti Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - oblici kalcijum fosfata, alabastera CaSO4 0,5H2O i gipsa CaSO4 2H2O (oblici kalcijum sulfata) i dr. U mineralima koji sadrže kalcij postoje izomorfno zamjenski elementi-nečistoće (na primjer, natrij, stroncij, rijetke zemlje, radioaktivni i drugi elementi).

Velika količina dvadesetog elementa je unutra prirodne vode zbog postojanja globalne "karbonatne ravnoteže" između slabo rastvorljivog CaCO3, visoko rastvorljivog Ca (HCO3) 2 i CO2 u vodi i vazduhu:

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

Ova reakcija je reverzibilna i osnova je za preraspodjelu dvadesetog elementa – kada visokog sadržaja ugljični dioksid u vodama, kalcijum je u rastvoru, a pri malom sadržaju CO2 taloži se mineral kalcit CaCO3 formirajući snažne naslage krečnjaka, krede, mermera.

Značajna količina kalcija je uključena u sastav živih organizama, na primjer, hidroksiapatit Ca5 (PO4) 3OH, ili, u drugom unosu, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kralježnjaka, uključujući ljude. Kalcijum karbonat CaCO3 je glavna komponenta ljuski i školjki mnogih beskičmenjaka, ljuski jajeta, koralja, pa čak i bisera.

Aplikacija

Metalni kalcij se koristi prilično rijetko. U osnovi, ovaj metal (kao i njegov hidrid) se koristi u metalotermnoj proizvodnji teško povrativih metala - uranijuma, titana, torija, cirkonijuma, cezijuma, rubidijuma i brojnih retkih zemnih metala iz njihovih spojeva (oksida ili halogenida). Kalcijum se koristi kao redukciono sredstvo u proizvodnji nikla, bakra i nerđajućeg čelika. Takođe, dvadeseti element se koristi za deoksidaciju čelika, bronze i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih derivata, za dehidraciju organski rastvarači, za prečišćavanje argona od azotnih nečistoća i kao apsorber gasa u električnim vakuum uređajima. Metalni kalcijum se koristi u proizvodnji antifrikcionih legura sistema Pb-Na-Ca (koje se koriste u ležajevima), kao i legure Pb-Ca koja se koristi za izradu omotača električnih kablova. Silikokalcijum legura (Ca-Si-Ca) koristi se kao deoksidator i degazator u proizvodnji visokokvalitetnih čelika. Kalcijum se koristi i kao legirajući element za legure aluminijuma i kao modifikujući aditiv za legure magnezijuma. Na primjer, uvođenje kalcija povećava snagu aluminijskih ležajeva. Čisti kalcij se također koristi za dopiranje olova, koje se koristi za proizvodnju ploča akumulatora, starter olovnih akumulatora s niskim samopražnjenjem bez održavanja. Takođe, metalni kalcij se koristi za proizvodnju visokokvalitetnih kalcijumskih babbita BKA. Uz pomoć kalcija regulira se sadržaj ugljika u lijevanom željezu i uklanja se bizmut iz olova, a kisik, sumpor i fosfor se prečišćavaju iz čelika. Kalcijum, kao i njegove legure sa aluminijumom i magnezijumom, koriste se u rezervnim termalnim električnim baterijama kao anoda (na primer, kalcijum-hromatni element).

Međutim, spojevi dvadesetog elementa se mnogo više koriste. I prije svega mi pričamo o prirodna jedinjenja kalcijum. Jedno od najčešćih jedinjenja kalcijuma na Zemlji je CaCO3 karbonat. Čisti kalcijum karbonat je mineral kalcit, a krečnjak, kreda, mermer, školjka - CaCO3 sa manjim primesama. Mešavina kalcijuma i magnezijum karbonata naziva se dolomit. Krečnjak i dolomit se uglavnom koriste kao građevinski materijali, putne površine ili odkiseljači tla. Kalcijum karbonat CaCO3 je neophodan za dobijanje kalcijum oksida (živog kreča) CaO i kalcijum hidroksida (gašenog vapna) Ca(OH)2. Sa druge strane, CaO i Ca(OH)2 su glavne supstance u mnogim oblastima hemijske, metalurške i inženjerske industrije - kalcijum oksid, kako u slobodnom obliku tako i kao deo keramičkih mešavina, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala; Industriji celuloze i papira potrebne su kolosalne količine kalcijum hidroksida. Osim toga, Ca (OH) 2 se koristi u proizvodnji izbjeljivača (dobro sredstvo za izbjeljivanje i dezinfekciju), Berthollet soli, sode i nekih pesticida za suzbijanje biljnih štetočina. Ogromna količina vapna se troši u proizvodnji čelika - za uklanjanje sumpora, fosfora, silicija i mangana. Druga uloga vapna u metalurgiji je proizvodnja magnezijuma. Kreč se također koristi kao mazivo za izvlačenje čelične žice i za neutralizaciju otpadnih tekućina za kiseljenje koje sadrže sumpornu kiselinu. Osim toga, vapno je najčešći hemijski reagens u tretmanu pijaće i industrijske vode (zajedno sa stipsom ili solima gvožđa koagulira suspenzije i uklanja sediment, a takođe omekšava vodu uklanjanjem privremene - hidrokarbonatne - tvrdoće). U svakodnevnom životu i medicini precipitirani kalcijum karbonat se koristi kao sredstvo za neutralizaciju kiseline, blagi abraziv u pastama za zube, izvor dodatnog kalcija u ishrani, komponenta žvakaća guma i punila u kozmetici. CaCO3 se također koristi kao punilo u gumama, lateksima, bojama i emajlima i plastici (oko 10% masenog udjela) za poboljšanje njihove otpornosti na toplinu, krutosti, tvrdoće i obradivosti.

Od posebnog značaja je kalcijum fluorid CaF2, jer je u obliku minerala (fluorita) jedini industrijski važan izvor fluora! Kalcijum fluorid (fluorit) se koristi u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, sočiva, prizme) i kao laserski materijal. Činjenica je da su samo stakla sa kalcijum fluoridom propusna za čitav spektar. Kalcijum volframat (šeelit) u obliku monokristala se koristi u laserskoj tehnologiji, a takođe i kao scintilator. Ništa manje važan je i kalcijum hlorid CaCl2 - komponenta salamura za rashladne uređaje i za punjenje guma traktora i drugih vozila. Uz pomoć kalcijum hlorida čiste se putevi i trotoari od snijega i leda, ovaj spoj se koristi za zaštitu uglja i rude od smrzavanja tokom transporta i skladištenja, drvo se impregnira njegovim rastvorom kako bi bilo otporno na vatru. CaCl2 se koristi u betonskim mješavinama za ubrzavanje početka vezivanja, povećanje početne i konačne čvrstoće betona.

Vještački dobijeni kalcijum karbid CaC2 (prilikom kalcinacije u električnim pećima kalcijum oksida sa koksom) koristi se za dobijanje acetilena i redukciju metala, kao i za proizvodnju kalcijum cijanamida, koji zauzvrat oslobađa amonijak pod dejstvom vodene pare. . Osim toga, kalcij cijanamid se koristi za proizvodnju uree, vrijednog gnojiva i sirovine za proizvodnju sintetičkih smola. Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se CaH2 (kalcijum hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) i u proizvodnji vodonika na terenu (iz 1 kilograma kalcijum hidrida može se dobiti više od kubnog metra vodonika ), koji se koristi za punjenje balona, ​​na primjer. U laboratorijskoj praksi kalcijum hidrid se koristi kao energetski redukcioni agens. Insekticid kalcijum arsenat, koji se dobija neutralizacijom arsenske kiseline sa vapnom, široko se koristi za suzbijanje pamučnog žižaka, bakalara, duvanskog crva, koloradske zlatice. Važni fungicidi su krečno-sulfatni sprejevi i bordo mješavine, koje se dobivaju od bakar sulfata i kalcijum hidroksida.

Proizvodnja

Prvi koji je dobio metalni kalcij bio je engleski hemičar Humphry Davy. Godine 1808. proizveo je elektrolizu mješavine vlažnog gašenog vapna Ca (OH) 2 sa živinim oksidom HgO na platinskoj ploči koja je služila kao anoda (platinasta žica uronjena u živu djelovala je kao katoda), zbog čega je Davy je dobio kalcijum amalgam tako što je izbacio živu iz njega. , hemičar je otkrio novi metal, koji je nazvao kalcijum.

U savremenoj industriji slobodni metalni kalcij dobija se elektrolizom taline kalcijum hlorida CaCl2, čiji je udeo 75-85%, i kalijum hlorida KCl (moguća je upotreba mešavine CaCl2 i CaF2) ili aluminotermnom redukcijom kalcijum oksid CaO na temperaturi od 1 170-1 200 °C. Čisti bezvodni kalcijum hlorid potreban za elektrolizu dobija se hlorisanjem kalcijum oksida zagrevanjem u prisustvu uglja ili dehidratacijom CaCl2 ∙ 6H2O dobijenog delovanjem hlorovodonične kiseline na krečnjak. Elektrolitički proces se odvija u kupelji za elektrolizu, u koju se stavlja suva, prečišćena so kalcijum hlorida i kalijum hlorida, što je neophodno za snižavanje tačke topljenja smeše. Iznad kupke postavljaju se grafitni blokovi - anoda, kupka od lijevanog željeza ili čelika ispunjena legurom bakra i kalcija, djeluje kao katoda. U procesu elektrolize, kalcijum prelazi u leguru bakra i kalcijuma, značajno je obogaćujući; ide u hlorisanje krečnog mleka. Obogaćena legura bakra i kalcijuma može se koristiti direktno kao legura ili poslati na prečišćavanje (destilacija), gde se destiluje u vakuumu (na temperaturi od 1000-1080°C i rezidualnom pritisku od 13-20 kPa) iz čega se dobija metal dobija se kalcijum nuklearne čistoće. Da bi se dobio kalcijum visoke čistoće, dvaput se destiluje. Proces elektrolize se izvodi na temperaturi od 680-720 °C. Poenta je da je ovo najviše optimalna temperatura za elektrolitički proces - na nižoj temperaturi legura obogaćena kalcijumom ispliva na površinu elektrolita, a na višoj temperaturi se kalcijum otapa u elektrolitu uz stvaranje CaCl. Tokom elektrolize sa tečnim katodama, legure kalcijuma i olova ili kalcijuma i cinka se direktno koriste u inženjerstvu za dobijanje legura kalcijuma sa olovom (za ležajeve) i sa cinkom (za proizvodnju pjenastog betona - kada legura stupi u interakciju sa vlagom, oslobađa se vodonik i stvara se porozna struktura). Ponekad se proces izvodi sa gvožđem hlađenom katodom, koja je samo u kontaktu sa površinom rastopljenog elektrolita. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postepeno podiže, iz taline se izvlači šipka (50-60 cm) kalcija, zaštićena od atmosferskog kisika slojem očvrslog elektrolita. „Metoda dodira“ se koristi za dobijanje kalcijuma koji je jako kontaminiran kalcijum hloridom, gvožđem, aluminijumom, natrijumom, prečišćavanje se vrši pretapanjem u atmosferi argona.

Drugi metod za dobijanje kalcijuma - metalotermni - teorijski je potkrijepio još 1865. poznati ruski hemičar N. N. Beketov. Aluminotermna metoda temelji se na reakciji:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketi se presuju iz mješavine kalcijevog oksida sa aluminijem u prahu, stavljaju u retortu od hrom-nikl čelika i nastali kalcij se oddestiluje na 1170-1200°C i rezidualnom pritisku od 0,7-2,6 Pa. Kalcijum se dobija u obliku pare, koja se zatim kondenzuje na hladnoj površini. Aluminotermna metoda dobijanja kalcijuma koristi se u Kini, Francuskoj i nizu drugih zemalja. AT industrijske razmjere Metalotermički metod dobijanja kalcijuma bio je prvi koji su koristile Sjedinjene Države tokom Drugog svetskog rata. Na isti način, kalcijum se može dobiti redukcijom CaO sa ferosilicijumom ili silikoaluminijumom. Kalcijum se proizvodi u obliku ingota ili listova čistoće 98-99%.

Za i protiv postoje u obje metode. Elektrolitička metoda je višeoperativna, energetski intenzivna (utroši se 40-50 kWh energije na 1 kg kalcija), osim toga nije ekološki sigurna, zahtijeva veliku količinu reagensa i materijala. Međutim, oslobađanje kalcija ovu metodu iznosi 70-80%, dok je aluminotermnom metodom prinos samo 50-60%. Osim toga, kod metalotermne metode dobivanja kalcija, minus je što je potrebno provoditi ponovljena destilacija, a plus je u maloj potrošnji energije, te u nedostatku plinova i tekućih štetnih emisija.

Ne tako davno razvijena je nova metoda za dobivanje metalnog kalcija - temelji se na termalnoj disocijaciji kalcijum karbida: karbid zagrijan u vakuumu na 1.750 ° C razgrađuje se stvaranjem kalcijeve pare i čvrstog grafita.

Do sredine 20. vijeka metalni kalcijum se proizvodio u vrlo malim količinama, jer se gotovo nikada nije koristio. Na primjer, u Sjedinjenim Američkim Državama tokom Drugog svjetskog rata nije potrošeno više od 25 tona kalcijuma, a u Njemačkoj samo 5-10 tona. Tek u drugoj polovini 20. veka, kada je postalo jasno da je kalcij aktivni redukcioni agens mnogih retkih i vatrostalnih metala, došlo je do brzog rasta potrošnje (oko 100 tona godišnje) i, kao posledica toga, proizvodnje ovog metal je počeo. Razvojem nuklearne industrije, gdje se kalcij koristi kao komponenta metalotermne redukcije uranijuma iz uran-tetrafluorida (sa izuzetkom SAD-a, gdje se umjesto kalcija koristi magnezijum), potražnja (oko 2.000 tona godišnje) za element broj dvadeset, kao i njegova proizvodnja se višestruko povećala. Na ovog trenutka Kina, Rusija, Kanada i Francuska mogu se smatrati glavnim proizvođačima metalnog kalcijuma. Iz ovih zemalja kalcijum se šalje u SAD, Meksiko, Australiju, Švicarsku, Japan, Njemačku, Veliku Britaniju. Cijena metalnog kalcija je stalno rasla sve dok Kina nije počela proizvoditi metal u takvim količinama da se pojavio višak dvadesetog elementa na svjetskom tržištu, što je dovelo do naglog pada cijene.

Fizička svojstva

Šta je metalni kalcijum? Koja su svojstva ovog elementa, koji je 1808. godine dobio engleski hemičar Humphrey Davy, metal čija masa u tijelu odrasle osobe može biti i do 2 kilograma?

Jednostavna supstanca kalcijum je srebrno-bijeli laki metal. Gustina kalcijuma je samo 1,54 g/cm3 (na temperaturi od 20 °C), što je znatno manje od gustine gvožđa (7,87 g/cm3), olova (11,34 g/cm3), zlata (19,3 g/cm3). ) ili platine (21,5 g/cm3). Kalcijum je čak lakši od takvih "betežinski" metala kao što su aluminijum (2,70 g/cm3) ili magnezijum (1,74 g/cm3). Malo se metala može "pohvaliti" gustoćom manjom od gustoće dvadesetog elementa - natrijuma (0,97 g / cm3), kalija (0,86 g / cm3), litija (0,53 g / cm3). Po gustini, kalcijum je veoma sličan rubidijumu (1,53 g/cm3). Tačka topljenja kalcijuma je 851 °C, tačka ključanja je 1480 °C. Slične tačke topljenja (iako nešto niže) i ključanja za druge zemnoalkalne metale su stroncijum (770 °C i 1380 °C) i barijum (710 °C i 1640 °C).

Metalni kalcij postoji u dvije alotropne modifikacije: at normalna temperatura do 443 °C, α-kalcijum je stabilan sa kubičnom face-centriranom rešetkom tipa bakra, sa parametrima: a = 0,558 nm, z = 4, prostorna grupa Fm3m, atomski radijus 1,97 A, jonski radijus Ca2+ 1,04 A; u temperaturnom opsegu od 443-842 °C, β-kalcijum je stabilan sa kubičnom telocentričnom rešetkom tipa α-gvožđa, sa parametrima a = 0,448 nm, z = 2, prostorna grupa Im3m. Standardna entalpija prijelaza iz α-modifikacije u β-modifikaciju je 0,93 kJ/mol. Temperaturni koeficijent linearne ekspanzije za kalcijum u temperaturnom opsegu 0-300 °C je 22 10-6. Toplotna provodljivost dvadesetog elementa na 20 °C je 125,6 W/(m K) ili 0,3 cal/(cm sec °C). Specifični toplotni kapacitet kalcijuma u opsegu od 0 do 100°C je 623,9 J/(kg K) ili 0,149 cal/(g°C). Električna otpornost kalcijuma na 20°C je 4,6 10-8 ohm m ili 4,6 10-6 ohm cm; temperaturni koeficijent električni otpor elementa broj dvadeset je 4,57 10-3 (na 20 °C). Modul elastičnosti kalcijuma 26 Gn/m2 ili 2600 kgf/mm2; granična vlačna čvrstoća 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); granica elastičnosti za kalcij je 4 MN / m2 ili 0,4 kgf / mm2, granica popuštanja je 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); relativno izduženje dvadesetog elementa 50%; Tvrdoća Brinell kalcijuma 200-300 MN/m2 ili 20-30 kgf/mm2. Postepenim povećanjem pritiska kalcijum počinje da ispoljava svojstva poluprovodnika, ali ne postaje to u punom smislu te reči (istovremeno, više nije ni metal). Daljnjim povećanjem tlaka, kalcij se vraća u metalno stanje i počinje pokazivati ​​supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od one kod žive i daleko premašuje provodljivost svih ostalih elemenata). Jedinstveno ponašanje kalcijuma je na mnogo načina slično stroncijumu (odnosno, paralele u periodnom sistemu su očuvane).

Mehanička svojstva elementarnog kalcija ne razlikuju se od svojstava ostalih članova porodice metala, koji su odlični strukturni materijali: metalni kalcij visoke čistoće je duktilan, dobro prešan i valjan, uvučen u žicu, kovan i podložan rezanju. - može se uključiti strug. Međutim, i pored svih ovih odličnih kvaliteta konstrukcijskog materijala, kalcij nije takav - razlog svemu je njegova visoka hemijska aktivnost. Međutim, ne zaboravite da je kalcij neophodan konstrukcijski materijal koštano tkivo i njegovi minerali - građevinski materijal već mnogo milenijuma.

Hemijska svojstva

Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma kalcija je 4s2, što određuje valenciju 2 dvadesetog elementa u spojevima. Dva elektrona vanjskog sloja se relativno lako odvajaju od atoma, koji se zatim pretvaraju u pozitivne, dvostruko nabijene ione. Iz tog razloga, u pogledu hemijske aktivnosti, kalcijum je tek neznatno inferioran u odnosu na alkalne metale (kalijum, natrijum, litijum). Kao i potonji, čak i na običnoj sobnoj temperaturi, kalcij lako stupa u interakciju s kisikom, ugljičnim dioksidom i vlažnim zrakom, dok je prekriven mutnim sivim filmom od mješavine CaO oksida i Ca (OH) 2 hidroksida. Zbog toga se kalcijum skladišti u hermetički zatvorenoj posudi ispod sloja mineralnog ulja, tečnog parafina ili kerozina. Kada se zagrije u kisiku i zraku, kalcij se zapali, gori jarkocrvenim plamenom, a nastaje osnovni oksid CaO, koji je bijela, lako zapaljiva tvar, čija je tačka topljenja približno 2.600°C. Kalcijum oksid je takođe poznat u struci kao živo vapno ili spaljeno vapno. Dobijeni su i kalcijum peroksidi - CaO2 i CaO4. Kalcijum reaguje sa vodom oslobađanjem vodonika (u nizu standardnih potencijala kalcijum se nalazi levo od vodonika i u stanju je da ga istisne iz vode) i stvaranjem kalcijum hidroksida Ca (OH) 2, a u hladnoj vodi brzina reakcije se postupno smanjuje (zbog stvaranja slabo topljivog sloja na površini metala kalcijum hidroksida):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kalcijum snažnije reaguje sa toplom vodom, brzo istiskujući vodonik i formirajući Ca(OH)2. Kalcijum hidroksid Ca (OH) 2 je jaka baza, slabo rastvorljiva u vodi. Zasićena otopina kalcijum hidroksida naziva se krečna voda i alkalna je. Na zraku vapnena voda brzo postaje mutna zbog apsorpcije ugljičnog dioksida i stvaranja nerastvorljivog kalcijum karbonata. Uprkos takvim nasilnim procesima koji se dešavaju tokom interakcije dvadesetog elementa sa vodom, ipak, za razliku od alkalni metali, reakcija interakcije kalcija s vodom teče manje energično - bez eksplozija i paljenja. Generalno, reaktivnost kalcijuma je niža od reaktivnosti drugih zemnoalkalnih metala.

Kalcijum se aktivno kombinuje sa halogenima, formirajući tako spojeve tipa CaX2 - reaguje sa fluorom na hladnom, a sa hlorom i bromom na temperaturama iznad 400°C, dajući CaF2, CaCl2 i CaBr2, respektivno. Ovi halogenidi u rastopljenom stanju formiraju se sa kalcijum monohalidima tipa CaX - CaF, CaCl, u kojima je kalcijum formalno monovalentan. Ova jedinjenja su stabilna samo iznad tačaka topljenja dihalida (oni postaju nesrazmerni pri hlađenju da formiraju Ca i CaX2). Osim toga, kalcij aktivno stupa u interakciju, posebno kada se zagrijava, s raznim nemetalima: kada se zagrije, kalcijev sulfid CaS se dobiva sa sumporom, potonji vezuje sumpor, formirajući polisulfide (CaS2, CaS4 i drugi); u interakciji sa suhim vodonikom na temperaturi od 300-400 ° C, kalcij formira hidrid CaH2 - ionsko jedinjenje u kojem je vodik anion. Kalcijum hidrid CaH2 je bela supstanca nalik soli koja burno reaguje sa vodom oslobađajući vodik:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Kada se zagrije (oko 500°C) u atmosferi dušika, kalcij se pali i formira Ca3N2 nitrid, poznat u dva kristalna oblika - visokotemperaturnom α i niskotemperaturnom β. Nitrid Ca3N4 je takođe dobijen zagrevanjem kalcijum amida Ca(NH2)2 u vakuumu. Kada se zagreva bez pristupa vazduhu sa grafitom (ugljikom), silicijumom ili fosforom, kalcijum daje, respektivno, kalcijum karbid CaC2, silicide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 i fosfide Ca3P2, CaP i CaP3. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Sa borom, kalcijum formira kalcijum-borid CaB6, sa halkogenima - halkogenide CaS, CaSe, CaTe. Poznati su i polihalkogenidi CaS4, CaS5, Ca2Te3. Kalcijum formira intermetalna jedinjenja sa raznim metalima - aluminijumom, zlatom, srebrom, bakrom, olovom i drugim. Budući da je energetski redukcioni agens, kalcijum pri zagrijavanju istiskuje gotovo sve metale iz njihovih oksida, sulfida i halogenida. Kalcijum se dobro otapa u tekućem amonijaku NH3 uz formiranje plavog rastvora, čije isparavanje oslobađa amonijak [Ca (NH3) 6] - zlatno obojeno čvrsto jedinjenje sa metalnom provodljivošću. Kalcijumove soli se obično dobijaju interakcijom kiselih oksida sa kalcijum oksidom, delovanjem kiselina na Ca (OH) 2 ili CaCO 3, reakcijama razmene u vodeni rastvori elektroliti. Mnoge kalcijumove soli su visoko rastvorljive u vodi (CaCl2 hlorid, CaBr2 bromid, CaI2 jodid i Ca(NO3)2 nitrat), gotovo uvijek formiraju kristalne hidrate. CaF2 fluorid, CaCO3 karbonat, CaSO4 sulfat, Ca3(PO4)2 ortofosfat, CaC2O4 oksalat i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.

DEFINICIJA

Kalcijum- dvadeseti element periodnog sistema. Oznaka - Ca od latinskog "kalcijum". Smješten u četvrtom periodu, IIA grupa. Odnosi se na metale. Punjenje jezgra je 20.

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. Sadrži približno 3% (masenih) u zemljinoj kori. Javlja se kao brojne naslage krečnjaka i krede, kao i mermera, koji su prirodne varijante kalcijum karbonata CaCO 3 . U velikim količinama nalaze se i gips CaSO 4 × 2H 2 O, fosforit Ca 3 (PO 4) 2 i, konačno, razni silikati koji sadrže kalcij.

U obliku jednostavne supstance, kalcij je savitljiv, prilično čvrst metal bela (sl. 1). Na zraku se brzo prekriva slojem oksida, a kada se zagrije, gori svijetlim crvenkastim plamenom. Kalcijum reaguje relativno sporo sa hladnom vodom, ali brzo istiskuje vodonik iz tople vode, formirajući hidroksid.

Rice. 1. Kalcijum. Izgled.

Atomska i molekularna težina kalcijuma

Relativna molekulska masa supstance (M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, a relativna atomska masa elementa (A r) je koliko puta Prosječna masa atoma hemijskog elementa je više od 1/12 mase atoma ugljika.

Budući da u slobodnom stanju kalcij postoji u obliku monoatomskih molekula Ca, vrijednosti njegove atomske i molekularne mase su iste. One su jednake 40,078.

Izotopi kalcijuma

Poznato je da se u prirodi kalcij može naći u obliku četiri stabilna izotopa 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, sa jasnom prevlašću izotopa 40Ca (99,97%). Njihovi maseni brojevi su 40, 42, 43, 44, 46 i 48, respektivno. Jezgro atoma izotopa kalcija 40 Ca sadrži dvadeset protona i dvadeset neutrona, a preostali izotopi se od njega razlikuju samo po broju neutrona.

Postoje umjetni izotopi kalcija s masenim brojevima od 34 do 57, među kojima je najstabilniji 41 Ca sa vremenom poluraspada od 102 hiljade godina.

Kalcijumovi joni

Na vanjskom energetskom nivou atoma kalcija, postoje dva elektrona koji su valentni:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Kao rezultat hemijske interakcije, kalcijum odustaje od svojih valentnih elektrona, tj. je njihov donor, i pretvara se u pozitivno nabijeni ion:

Ca 0 -2e → Ca 2+.

Molekul i atom kalcijuma

U slobodnom stanju, kalcijum postoji u obliku monoatomskih molekula Ca. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu kalcija:

legura kalcijuma

Kalcijum služi kao legirajuća komponenta nekih legura olova.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježba

Napišite jednadžbe reakcije koje se mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2.

Odgovori

Otapanjem kalcijuma u vodi možete dobiti zamućeni rastvor jedinjenja poznatog kao "vapneno mleko" - kalcijum hidroksida: Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2. Propuštanjem ugljen-dioksida kroz rastvor kalcijum hidroksida dobijamo kalcijum karbonat: 2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Dodavanjem vode u kalcijum karbonat i nastavljanjem propuštanja ugljičnog dioksida kroz ovu smjesu, dobijamo kalcijum bikarbonat: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2.