Kalzium in der Natur. Calcium als chemisches Element, seine Rolle

Einführung

Chemie ist die Wissenschaft von Stoffen, ihrer Struktur, Eigenschaften und Umwandlungen.

Chemie ist eng verwandt mit anderen Naturwissenschaften: Physik, Biologie, Geologie. Viele Bereiche der modernen Wissenschaft sind an der Schnittstelle dieser Wissenschaften entstanden: Physikalische Chemie, Geochemie, Biochemie.

Eine neue Spezialität im System der chemischen Disziplinen namens "Klassifizierung und Zertifizierung von Waren aufgrund der chemischen Zusammensetzung" wurde 1997 von den usbekischen Wissenschaftlern I.R. Askarov und T.T. Riskiev. Von großer Bedeutung für die Entstehung dieser neuen chemischen Disziplin waren die Ergebnisse der wissenschaftlichen Forschung, die von usbekischen Wissenschaftlern wie A.A. Ibragimov, G. Kh. Khamrakulow, M.A. Rakhimdzhanov, M.Yu. Isakov, K.M. Karimkulov, O.A. Taschpulatow, A.A. Namazov, B. Ya. Abduganiyev, Sh.M. Mirkamilov, O. Kulimov, N.Kh. Tukhtaboev und andere.

Calcium - Als Erdalkalimetall eines der wichtigsten Elemente auf der Erde.

Calcium ist sehr wichtig für Menschen, Tiere und Pflanzen.

Natürlich kann Calcium mit solchen chemischen Eigenschaften in der Natur nicht in freiem Zustand gefunden werden. Aber Calciumverbindungen - sowohl natürliche als auch künstliche - sind von größter Bedeutung geworden.

Ka? Löwe- ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 20, hat der Kern des Calciumatoms also 20 positive Ladungen, die von 20 Protonen gebildet werden; die Anzahl der Neutronen im Kern beträgt 40 - 20 = 20. Die 20 Elektronen, die die Ladung des Kerns neutralisieren, befinden sich auf vier Energieniveaus. Relative Atommasse 40.078 (4). Wird durch das Symbol angezeigt Ca(lat. Kalzium).

1. Entdeckungsgeschichte

Der Name des Elements kommt von lat. calx (im Genitiv calcis) - "Kalk", "weicher Stein". Es wurde von dem englischen Chemiker Humphrey Davy vorgeschlagen, der 1808 Calciummetall durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus nassem gelöschtem Kalk mit Quecksilberoxid Hg 2O auf einer Platinplatte, die die Anode war. Als Kathode diente ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Als Ergebnis der Elektrolyse wurde Calciumamalgam erhalten. Nachdem Davy Quecksilber daraus vertrieben hatte, erhielt er ein Metall namens Kalzium.

Calciumverbindungen - Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk - ein Produkt des Brennens von Kalkstein) werden seit mehreren Jahrtausenden im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Körper. 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselerde komplexe Substanzen sind.

Kalzium chemische Verbindung

2. In der Natur sein

Aufgrund der hohen chemischen Aktivität kommt Calcium in freier Form in der Natur nicht vor.

Calcium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (Platz 5 im Überfluss nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen). Der Gehalt des Elements im Meerwasser beträgt 400 mg/l.

Das meiste Kalzium ist in der Zusammensetzung von Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine ​​​​(Granit, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat - Anorthit Ca.

In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalkstein repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO 3). Die kristalline Form von Calcit – Marmor – kommt in der Natur viel seltener vor.

Calciummineralien sind weit verbreitet, wie zum Beispiel:

Calcit, Kalkstein, Marmor, Kreide CaCO3 ,

Anhydrit CaSO4 ,

Alabaster CaSO4 0,5 Std 2Ö

Gips CaSO4 2H 2Ö

Fluorit CaF2 ,

Phosphite und Apatite Ca 3(PO 4)2(F, Cl, OH),

Dolomit MgCO3 CaCO 3.

Das Vorhandensein von Calcium- und Magnesiumsalzen in natürlichem Wasser bestimmt seine Härte.

Calcium, das in der Erdkruste stark wandert und sich in verschiedenen geochemischen Systemen anreichert, bildet 385 Minerale (vierter nach der Anzahl der Minerale).

Reis. 1. Kalkablagerungen in Salzlagerstätten

Calciumverbindungen kommen in fast allen tierischen und pflanzlichen Geweben vor. Eine erhebliche Menge an Kalzium ist Bestandteil lebender Organismen. Somit ist Hydroxylapatit Ca 3(PO 4)2OH oder in anderer Notation 3Ca 3(PO 4)2Ca(OH) 2- die Basis Knochengewebe Wirbeltiere, einschließlich Menschen; aus Calciumcarbonat CaCO 3bestehen aus Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen usw. In lebenden Geweben von Menschen und Tieren 1,4-2% Ca (Massenanteil); in einem menschlichen Körper mit einem Gewicht von 70 kg beträgt der Calciumgehalt etwa 1,7 kg (hauptsächlich in der Zusammensetzung der interzellulären Substanz des Knochengewebes).

. Erhalt

In der Industrie wird Calcium auf zwei Wegen gewonnen:

Durch Erhitzen einer brikettierten Mischung aus CaO und Al-Pulver auf 1170–1200°C in einem Vakuum von 0,01–0,02 mm. rt. Kunst.; freigesetzt durch die Reaktion:

CaO + 2Al = 3CaOAl2 Ö 3+ 3Ca

Calciumdampf kondensiert auf einer kalten Oberfläche.

Elektrolyse von CaCl-Schmelze 2(75 - 80 %) und KCl mit einer flüssigen Kupfer-Calcium-Kathode wird eine Legierung aus Cu - Ca (65 % Ca) hergestellt, aus der Calcium bei einer Temperatur von 950 - 1000 °C in einem Vakuum von 0,1 abdestilliert wird - 0,001 mm. rt. Kunst. oder aus (6 Teilen) CaCl 2und (1 Teil) CaF2.

Es wurde auch ein Verfahren zur Gewinnung von Calcium durch thermische Dissoziation von Calciumcarbid CaC2 entwickelt .

4. Physikalische Eigenschaften

Aussehen einer einfachen Substanz

Abb2. Mäßig hartes, silberweißes Metall

Name, Symbol, Nummer

Ka Calcium/Calcium (Ca), 20

Atommasse ( Molmasse)

40.078 ein. EM (g/mol)

Elektronische Konfiguration

Atomradius

kovalenter Radius

Ionenradius

Elektronegativität

1,00 (Pauling-Skala)

Elektrodenpotential

Oxidationszustände

Ionisationsenergie (erstes Elektron)

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

Dichte (bei n.a.)

1,55 g/cm³

Schmelztemperatur

842o Mit

Schmelzende Hitze

9,20 kJ/mol

Verdampfungswärme

153,6 kJ/mol

Molare Wärmekapazität

25,9 J/(Kmol)

Molares Volumen

29,9 cm³/ Maulwurf

Gitterstruktur

kubische Fläche zentriert

Gitterparameter

Debye-Temperatur

Wärmeleitfähigkeit

(300 K) (201) W/(mK)

einfache Substanz Kalzium- weiches, reaktives Erdalkalimetall von silberweißer Farbe.

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443°C stabiles ?-Ca mit kubisch flächenzentriertem Gitter (Parameter a = 0,558 nm), darüber stabiles ?-Ca mit kubisch raumzentriertem Gitter vom Typ?-Fe (Parameter a = 0,448 nm) . Standard-Übergangsenthalpie? ? ? beträgt 0,93 kJ/mol.

Mit einer allmählichen Druckerhöhung beginnt es, die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird aber kein Halbleiter im vollen Sinne des Wortes (es ist auch kein Metall mehr). Bei einer weiteren Druckerhöhung kehrt es in den metallischen Zustand zurück und beginnt, supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Supraleitungstemperatur ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft alle anderen Elemente in der Leitfähigkeit bei weitem). Das einzigartige Verhalten von Calcium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium (d. h. Parallelen in Periodensystem werden gespeichert).

Calcium kommt in der Natur als Mischung aus sechs Isotopen vor: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca und 48Ca, von denen das häufigste – 40Ca – 96,97 % ausmacht.

Von den sechs natürlich vorkommenden Calciumisotopen sind fünf stabil. Das sechste 48Ca-Isotop, das schwerste der sechs und extrem selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,187 %), wurde kürzlich entdeckt, um einen doppelten Beta-Zerfall mit einer Halbwertszeit von 5,3 x 1019 Jahren zu durchlaufen.

. Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die der schwereren Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Feuchtigkeit in der Luft, wodurch die Oberfläche von metallischem Calcium normalerweise mattgrau ist. Daher wird Calcium im Labor wie andere Erdalkalimetalle normalerweise in einem fest verschlossenen Glas darunter aufbewahrt eine Schicht Kerosin oder flüssiges Paraffin.

Es gibt 2 Elektronen in der äußeren Energieebene. In allen Verbindungen beträgt die Oxidationsstufe von Calcium +2.

In der Reihe der Standardpotentiale steht Calcium links vom Wasserstoff.

Standardelektrodenpotential des Ca-Paares 2+/Ca 02,84 V, so dass Kalzium aktiv mit reagiert kaltes Wasser(mit heißes Wasser die Reaktion verläuft heftiger), aber ohne Zündung:

Mit aktiven Nichtmetallen (Sauerstoff, Chlor, Brom) reagiert Calcium unter normalen Bedingungen:

Ca+Cl2 CaCl2

Beim Erhitzen an Luft oder Sauerstoff entzündet sich Calcium und brennt mit einer roten Flamme mit oranger Tönung.

Mit weniger aktiven Nichtmetallen (Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Stickstoff, Phosphor und andere) interagiert Calcium beim Erhitzen, zum Beispiel:

Neben Calciumphosphid Ca3P2 sind auch Calciumphosphide von CaP- und CaP5-Zusammensetzungen bekannt;

Neben Calciumsilizid Ca2Si sind auch Calciumsilizide mit den Zusammensetzungen CaSi, Ca3Si4 und CaSi2 bekannt.

Der Verlauf der oben genannten Reaktionen wird in der Regel von der Freisetzung begleitet eine große Anzahl Wärme.

Calcium stellt weniger wieder her aktive Metalle aus ihren Oxiden und Halogeniden

2Ca + TiO2 2 CaO + Ti

Ca+TiCl2 2CaCl2 +Ti

Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden leicht durch Wasser zersetzt, zum Beispiel:

Das Ca2+-Ion ist farblos. Wenn lösliche Calciumsalze in die Flamme gegeben werden, färbt sich die Flamme ziegelrot.

. Anwendungen von metallischem Calcium

Calciummetall wird hauptsächlich als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Metallen, insbesondere Nickel, Kupfer und Edelstahl, verwendet. Calcium und sein Hydrid werden auch verwendet, um schwer rückgewinnbare Metalle wie Chrom, Thorium und Uran zu gewinnen. Legierungen von Kalzium mit Blei werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch verwendet, um Luftspuren aus Elektrovakuumgeräten zu entfernen.

1. Metallthermie

Reines metallisches Calcium wird in der Metallothermie häufig zur Gewinnung seltener Metalle verwendet.

2. Legieren

Aus reinem Calcium wird Blei legiert, das zur Herstellung von Batterieplatten, wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung, verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet.

3. Kernfusion

Isotop 48Ca ist eines der effektivsten und nützlichsten Materialien für die Herstellung superschwerer Elemente und die Entdeckung neuer Elemente des Periodensystems. Dies liegt an der Tatsache, dass Calcium-48 ein doppelt magischer Kern ist, sodass es aufgrund seiner Stabilität für einen leichten Kern ausreichend neutronenreich ist. Die Synthese superschwerer Kerne erfordert einen Überschuss an Neutronen.

. Calciumverbindungen

1. CalciumoxidCaO (nicht gelöschter Kalk, gebrannter Kalk, kochen) weiße feuerfeste Substanz.

Erhalten durch Brennen von Kalkstein oder Kreide bei hoher Temperatur (über 900 o MIT):

CaCO3 = CaO + CO2

Calciumoxid reagiert mit Wasser zu gelöschtem Kalk und setzt große Wärmemengen frei:

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

2. KalziumhydroxidCa(OH) 2- starke Base, leicht wasserlöslich.

Ca(OH) 2vielfältig genutzt:

gelöschter Kalk - ein dünnes, loses Pulver, "Flusen", erhalten durch Einwirkung von Wasser auf Branntkalk CaO:

CaO + H2 O = Ca(OH)2

Beim Bauen wird eine teigige Mischung aus gelöschtem Kalk mit Zement, Wasser und Sand verwendet. Wenn Kohlendioxid aus der Luft aufgenommen wird, verfestigt sich dieses Gemisch:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 +H2 Ö

Kalkmilch ist eine Suspension von gelöschten Kalkpartikeln Ca(OH) 2im Kalkwasser.

Es wird zum Tünchen im Bauwesen, zur Desinfektion von Baumstämmen, in der Zuckerindustrie, zum Gerben von Leder und zur Gewinnung von Bleichmitteln verwendet.

Kalkwasser - gesättigte wässrige Lösung von Ca(OH)2

Die Lösung in Luft wird durch die Aufnahme von Kohlendioxid aus der Luft trüb.

Aber mit einem langen Durchgang von Kohlendioxid wird die Lösung

transparent durch Bildung von löslichem Calciumbicarbonat:

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

In der Natur führt dies zu folgenden Prozessen. Wenn kalter Regen oder mit Kohlendioxid gesättigtes Flusswasser in den Untergrund eindringt und auf Kalkstein fällt, wird deren Auflösung beobachtet, und zwar an denselben Stellen, an denen mit Calciumbicarbonat gesättigtes Wasser an die Erdoberfläche gelangt und sich erwärmt Sonnenstrahlen.

In der Natur findet also eine Übertragung großer Stoffmassen statt. Infolgedessen können sich unter der Erde riesige Lücken bilden, und in den Höhlen bilden sich wunderschöne steinerne "Eiszapfen" - Stalaktiten und Stalagmiten.

3. Bleichpulver- ist ein starkes Oxidationsmittel Bestandteil das ist das Salz CaOCl 2, gebildet durch die Wechselwirkung von trockenem gelöschtem Kalk mit Chlor:

Ca(OH)2 +Kl2 = CaOCl2 +H2 Ö

Bleichpulver - weißes Puder mit einem stechenden Geruch, der sich in feuchter Luft unter Einwirkung von Kohlendioxid allmählich zersetzt und Hypochlorsäure freisetzt:

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

Hypochlorige Säure zersetzt sich im Licht:

2HClO = 2HCl + O2

Wenn Salzsäure auf Bleichmittel einwirkt, wird Chlor freigesetzt:

CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 +Kl2 + H2 Ö

Darauf beruhen die bleichenden und desinfizierenden Eigenschaften der Bleiche.

4. GipsCaSO 42H 2O ist ein natürliches Calciummineral.

Beim Erhitzen auf 150-180 ° C verliert Gips ¾ Kristallwasser und geht in Alabaster oder gebrannten Gips über.

2CaSO4 *2H2 O2CaSO4 *H2 O+3H2 Ö

Beim Mischen mit Wasser härtet Alabaster schnell aus und verwandelt sich wieder in

2CaSO4 *H2 O+3H2 O2CaSO4 *2H2 Ö

Diese Eigenschaft von Gips nutzt man zur Herstellung von Gießformen und Abgüssen verschiedene Artikel, sowie als Bindemittel im Bauwesen für Putz und andere. Gips wird in der Medizin häufig zur Herstellung von Gipsabdrücken verwendet.

Beim Erhitzen von Gips auf Temperaturen über 180 °C entsteht wasserfreier Gips (Calciumanhydrid oder toter Gips), der kein Wasser mehr binden kann.

CaSO4 *2H2 Über CaSO4 +H2 Ö

Calciumsalze wie CaCl2-Chlorid, CaBr2-Bromid, CaI2-Iodid und Ca(NO3)2-Nitrat sind gut wasserlöslich. Wasserunlösliches Fluorid<#"justify">1. Calciumhydrid

Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre<#"justify">2. Calciumoxid

Calciumoxid CaO, als Teil einer festen Lösung von Oxiden anderer Erdalkalimetalle<#"justify">3. Optische und Lasermaterialien

Calciumfluorid<#"justify">4. Calciumcarbid

Calciumcarbid<#"justify">Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Bestandteil keramischer Mischungen zur Herstellung von feuerfesten Materialien verwendet.

7. Baustoffe<#"justify">Calciumverbindungen (hauptsächlich Carbonat oder Bicarbonat) werden zum Umhüllen von Elektroden beim Lichtbogenschweißen verwendet. Calciumverbindungen werden häufig bei der Herstellung von Flussmitteln zum Schmelzen und Schweißen von Metallen verwendet.

9. Medikamente<#"justify">Calciumverbindungen werden weithin als Antihistaminikum verwendet.

·Calciumchlorid<#"justify">. Biologische Rolle

Kalzium ist ein häufiger Makronährstoff<#"312" src="doc_zip16.jpg" />

Tabelle 1. Calciumgehalt in einigen Lebensmitteln

Lebensmittel Produktmenge Calciumgehalt in angegebene Menge Produkt, mg Milch und gemahlene Produkte Käse – Swiss, Graersky 50 g 493 Käse – feste Form, Cheddar, Colby, Edak, Gouda 50 g 353 Milch – Vollmilch, 2 %, 1 % Fett 1 Tasse / 250 ml 315 Sahne 1 Tasse/ 250 ml 301 Mozzarella-Käse, Adyghe, Feta-Käse 50 269 Joghurt – normal 1 Tasse/175 ml 292 Milch – trocken, in Pulverform 45 ml 159 Eiscreme 1/2 Tasse 93 Käse – rustikal, cremig 2 %, 1 % Fett (Hüttenkäse) 1/2 Tasse 87 Fleisch, Fisch, Hausvogel und andere Produkte Sardinen, mit Knochen 8 klein 153 Lachs, mit Knochen, Dose 1/2 Dose (Nettogewicht 13 g) 153 Mandeln 1/2 Tasse 200 Sesam 1/2 Tasse 100 Bohnen - gekocht (Bohnen, blaue Bohnen, gefleckte Bohnen ) 1/2 Tasse 90 Sojabohnen – gekocht 1 Tasse 175 Hähnchen – geröstet 90 g 13 Rindfleisch – geröstet 90 g 7 Brot und Getreide Rundes Kleiebrötchen 1/35 g 50 Brot – Weißbrot und Weizen 1 Stück/30 g 25 Obst und Gemüse Brokkoli – roh 1/2 Tasse 38 Orangen 1 mittelgroß/180 g 52 Bananen 1 mittelgroß/175 g 10 Salat 2 große Blätter 8 Getrocknete Feigen 10 270 Kombinationsgerichte Milchsuppe, Hühnercremesuppe, Pilze, Tomaten und Brokkoli 1 Tasse/250 ml ml 169

Fazit

Calcium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente auf der Erde.

Calcium wurde 1808 vom englischen Chemiker Humphry Davy entdeckt. Er isolierte Calciummetall elektrolytisch aus einer Mischung von gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid.

1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselerde komplexe Substanzen sind.

Davon gibt es viel in der Natur. Es kommt nicht in freier Form vor. Aus Calciumsalzen werden Gebirgszüge und Tongesteine ​​gebildet, es kommt in Meer- und Flusswasser vor. Es ist Bestandteil von Mineralien wie Marmor (Kreide), Alabaster, Gips, Fluorit, Phosphiten, Apatiten und Dolomiten.

Kalzium ist auch Bestandteil lebender Organismen – in allen tierischen und pflanzlichen Geweben, und vor allem ist Kalzium Bestandteil des menschlichen Knochengewebes.

Kalzium wird auf zwei Arten gewonnen:

1.Durch Erhitzen einer Mischung aus Branntkalk und Aluminium.

2.Die zweite Methode ist wie alle Metalle die Elektrolyse, in diesem Fall eine Schmelze aus CaCl2 und KCl mit einer flüssigen Kupfer-Kalzium-Kathode.

Calcium ist ein weiches, reaktives Erdalkalimetall, das eine silbrig weiße Farbe hat.

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall<#"justify">1.I. Askarov K. Gopirov "Grundlagen der Chemie" Staatlicher wissenschaftlicher Verlag "Uzbekiston Milliy Encyclopediasi" Taschkent - 2013 S. 347

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

3.N.L. Glinka "Allgemeine Chemie" Moskau - 1988

."Schulhandbuch" Bischkek - 2000 S. 152-156

.GP Khomchenko "Chemistry - a universal collection" Moscow New Wave Publisher Umerenkov - 2008 S. 301-306

.F.G. Felbdman G.E. Rudzitis "Chemie 9" Moskau "Aufklärung" - 1990 S. 127-132

."Universelles Nachschlagewerk" Moskau - 2006 S. 648-651

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

.www.google.com //medwiki.org.ua //article // Kalzium.

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Geschichte des Kalziums

Calcium wurde 1808 von Humphry Davy entdeckt, der durch Elektrolyse von gelöschtem Kalk und Quecksilberoxid als Ergebnis der Destillation von Quecksilber ein Calciumamalgam erhielt, aus dem das Metall zurückblieb, das den Namen erhielt Kalzium. in Latein Limette hört sich an wie kalk, diesen Namen wählte der englische Chemiker für die entdeckte Substanz.

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe II der Gruppe IV der Periode des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew hat eine Ordnungszahl von 20 und eine Atommasse von 40,08. Die akzeptierte Bezeichnung ist Ca (aus dem Lateinischen - Calcium).

Physikalische und chemische Eigenschaften

Calcium ist ein reaktives, weiches, silberweißes Alkalimetall. Aufgrund der Wechselwirkung mit Sauerstoff und Kohlendioxid läuft die Oberfläche des Metalls an, sodass Kalzium benötigt wird Spezialbehandlung lagerung - unbedingt ein dicht verschlossener Behälter, in den das Metall mit einer Schicht flüssigem Paraffin oder Kerosin gegossen wird.

Am bekanntesten ist Kalzium notwendig für einen Menschen Mikroelemente, täglicher Bedarf es reicht von 700 bis 1500 mg für einen gesunden Erwachsenen, aber es steigt während der Schwangerschaft und Stillzeit, dies muss berücksichtigt werden und Kalzium in Form von Medikamenten erhalten.

In der Natur sein

Calcium hat eine sehr hohe chemische Aktivität, daher kommt es in freier (reiner) Form nicht in der Natur vor. Trotzdem ist es das fünfthäufigste in der Erdkruste, in Form von Verbindungen kommt es in Sedimenten (Kalkstein, Kreide) und Gesteinen (Granit) vor, Anorit-Feldspat enthält viel Calcium.

Es ist in lebenden Organismen weit verbreitet, seine Anwesenheit findet sich in Pflanzen, tierischen und menschlichen Organismen, wo es hauptsächlich in der Zusammensetzung von Zähnen und Knochengewebe vorhanden ist.

Kalziumaufnahme

Ein Hindernis für die normale Aufnahme von Kalzium aus Lebensmitteln ist der Verzehr von Kohlenhydraten in Form von Süßigkeiten und Laugen, die die Salzsäure des Magens neutralisieren, die zum Auflösen von Kalzium notwendig ist. Der Prozess der Kalziumaufnahme ist ziemlich kompliziert, daher reicht es manchmal nicht aus, es nur mit der Nahrung zu sich zu nehmen, sondern es ist eine zusätzliche Einnahme des Mikroelements erforderlich.

Interaktion mit anderen

Um die Kalziumaufnahme im Darm zu verbessern, ist es notwendig, was dazu neigt, den Prozess der Kalziumaufnahme zu erleichtern. Bei der Einnahme von Kalzium (in Form von Nahrungsergänzungsmitteln) während des Essens wird die Absorption blockiert, aber die Einnahme von Kalziumpräparaten getrennt von der Nahrung beeinflusst diesen Prozess in keiner Weise.

Fast das gesamte Kalzium des Körpers (1 bis 1,5 kg) befindet sich in den Knochen und Zähnen. Calcium ist an den Prozessen der Erregbarkeit des Nervengewebes, der Muskelkontraktilität, der Blutgerinnung beteiligt, ist Teil des Zellkerns und der Membranen von Zellen, Zell- und Gewebeflüssigkeiten, wirkt antiallergisch und entzündungshemmend, verhindert Azidose, aktiviert eine Reihe von Enzyme und Hormone. Calcium ist auch an der Regulation der Permeabilität beteiligt Zellmembranen, hat den gegenteiligen Effekt.

Anzeichen von Kalziummangel

Anzeichen für einen Calciummangel im Körper sind solche, auf den ersten Blick nicht zusammenhängende Symptome:

• Nervosität, Stimmungsverschlechterung;
• Herzklopfen;
• Krämpfe, Taubheit der Glieder;
• Wachstumsverzögerung und Kinder;
• hoher Blutdruck;
• Delamination und Zerbrechlichkeit der Nägel;
• Schmerzen in den Gelenken, Senkung der "Schmerzschwelle";
• starke Menstruation.

Ursachen von Kalziummangel

Ursachen für Kalziummangel können einseitige Ernährung (insbesondere Hungern), ein niedriger Kalziumgehalt in Lebensmitteln, Rauchen und Abhängigkeit von Kaffee und koffeinhaltigen Getränken, Dysbakteriose, Nierenerkrankungen, Schilddrüsenerkrankungen, Schwangerschaft, Stillzeit und Wechseljahre sein.

Überschüssiges Calcium, das bei übermäßigem Verzehr von Milchprodukten oder unkontrollierter Einnahme von Medikamenten auftreten kann, ist gekennzeichnet durch starker Durst, Übelkeit, Erbrechen, Appetitlosigkeit, Schwäche und vermehrtes Wasserlassen.

Die Verwendung von Kalzium im Leben

Calcium hat Anwendung bei der metallothermischen Uranherstellung gefunden, in Form von Naturverbindungen dient es als Rohstoff für die Herstellung von Gips und Zement, als Desinfektionsmittel (jeder kennt es bleichen).

Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente, mit der Ordnungszahl 20. Es wird mit dem Symbol Ca (lat. Calcium) bezeichnet. Die einfache Substanz Calcium (CAS-Nummer: 7440-70-2) ist ein weiches, reaktives, silberweißes Erdalkalimetall.

Geschichte und Herkunft des Namens

Der Name des Elements kommt von lat. calx (im Genitiv calcis) - "Kalk", "weicher Stein". Es wurde von dem englischen Chemiker Humphrey Davy vorgeschlagen, der 1808 Calciummetall durch die elektrolytische Methode isolierte. Davy elektrolysierte eine Mischung aus nassem gelöschtem Kalk mit Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte, die die Anode war. Als Kathode diente ein in flüssiges Quecksilber getauchter Platindraht. Als Ergebnis der Elektrolyse wurde Calciumamalgam erhalten. Nachdem Davy Quecksilber daraus vertrieben hatte, erhielt er ein Metall namens Kalzium.
Calciumverbindungen - Kalkstein, Marmor, Gips (sowie Kalk - ein Produkt des Brennens von Kalkstein) werden seit mehreren Jahrtausenden im Bauwesen verwendet. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk als einfachen Körper. 1789 schlug A. Lavoisier vor, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselerde komplexe Substanzen sind.

Erhalt

Freies metallisches Calcium wird durch Elektrolyse einer Schmelze bestehend aus CaCl 2 (75–80 %) und KCl oder aus CaCl 2 und CaF 2 sowie aluminothermische Reduktion von CaO bei 1170–1200 °C gewonnen:
4CaO + 2Al → CaAl 2 O 4 + 3Ca.

Physikalische Eigenschaften

Calciummetall existiert in zwei allotropen Modifikationen. Bis 443 °C ist α-Ca mit kubisch flächenzentriertem Gitter stabil (Parameter a = 0,558 nm), darüber ist β-Ca stabil mit kubisch raumzentriertem Gitter vom Typ α-Fe (Parameter a = 0,448 nm). Die Standardenthalpie ΔH 0 des α → β-Übergangs beträgt 0,93 kJ/mol.
Mit einer allmählichen Druckerhöhung beginnt es, die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird aber kein Halbleiter im vollen Sinne des Wortes (es ist auch kein Metall mehr). Bei einer weiteren Druckerhöhung kehrt es in den metallischen Zustand zurück und beginnt, supraleitende Eigenschaften zu zeigen (die Supraleitungstemperatur ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft alle anderen Elemente in der Leitfähigkeit bei weitem). Das einzigartige Verhalten von Calcium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium (d. h. die Parallelen im Periodensystem bleiben erhalten).

Chemische Eigenschaften

Calcium ist ein typisches Erdalkalimetall. Die chemische Aktivität von Calcium ist hoch, aber geringer als die aller anderen Erdalkalimetalle. Es reagiert leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und Feuchtigkeit in der Luft, weshalb die Oberfläche von Calciummetall normalerweise mattgrau ist, weshalb Calcium im Labor normalerweise wie andere Erdalkalimetalle in einem dicht verschlossenen Glas unter einer Schicht aufbewahrt wird aus Kerosin oder flüssigem Paraffin.

Calcium (lateinisch Calcium, bezeichnet mit dem Symbol Ca) ist ein Element mit der Ordnungszahl 20 und der Atommasse 40,078. Es ist ein Element der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe, der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew. Unter normalen Bedingungen ist eine einfache Substanz Calcium ein leichtes (1,54 g / cm3), formbares, weiches, reaktives Erdalkalimetall von silbrig weißer Farbe.

In der Natur kommt Calcium als Mischung aus sechs Isotopen vor: 40Ca (96,97%), 42Ca (0,64%), 43Ca (0,145%), 44Ca (2,06%), 46Ca (0,0033%) und 48Ca (0,185%). Das Hauptisotop des zwanzigsten Elements - das häufigste - ist 40Ca, seine Isotopenhäufigkeit beträgt etwa 97%. Von den sechs natürlichen Calciumisotopen sind fünf stabil, das sechste Isotop 48Ca, das schwerste der sechs und ziemlich selten (seine Isotopenhäufigkeit beträgt nur 0,185 %), wurde kürzlich gefunden, um einen doppelten β-Zerfall mit einer Halbwertszeit von zu durchlaufen 5,3∙1019 Jahre. Künstlich hergestellte Isotope mit den Massenzahlen 39, 41, 45, 47 und 49 sind radioaktiv. Am häufigsten werden sie als Isotopen-Tracer bei der Untersuchung von Mineralstoffwechselprozessen in einem lebenden Organismus verwendet. 45Ca, gewonnen durch Bestrahlung von metallischem Calcium oder seinen Verbindungen mit Neutronen in einem Uranreaktor, spielt eine wichtige Rolle in der Studie metabolische Prozesse in Böden und bei der Untersuchung der Prozesse der Kalziumaufnahme durch Pflanzen. Dank des gleichen Isotops konnten Kontaminationsquellen verschiedener Stahlsorten und Reinsteisen mit Calciumverbindungen während des Schmelzprozesses nachgewiesen werden.

Calciumverbindungen - Marmor, Gips, Kalkstein und Kalk (ein Produkt des Brennens von Kalkstein) sind seit der Antike bekannt und wurden in großem Umfang im Bauwesen und in der Medizin verwendet. Die alten Ägypter verwendeten Kalziumverbindungen beim Bau ihrer Pyramiden, und die Bewohner des großen Roms erfanden den Beton – mit einer Mischung aus Schotter, Kalk und Sand. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts waren Chemiker davon überzeugt, dass Kalk ein einfacher Körper sei. Erst 1789 schlug Lavoisier vor, dass Kalk, Tonerde und einige andere Verbindungen komplexe Substanzen sind. 1808 wurde metallisches Calcium von G. Davy durch Elektrolyse gewonnen.

Die Verwendung von metallischem Calcium ist mit seiner hohen chemischen Aktivität verbunden. Es wird zur Gewinnung von Verbindungen bestimmter Metalle verwendet, beispielsweise Thorium, Uran, Chrom, Zirkonium, Cäsium, Rubidium; zum Entfernen von Sauerstoff, Schwefel aus Stahl und einigen anderen Legierungen; zum Entwässern organischer Flüssigkeiten; zur Absorption von Gasresten in Vakuumgeräten. Außerdem dient metallisches Calcium als Legierungsbestandteil einiger Legierungen. Calciumverbindungen sind viel weiter verbreitet - sie werden im Bauwesen, in der Pyrotechnik, in der Glasherstellung, in der Medizin und in vielen anderen Bereichen eingesetzt.

Calcium ist eines der wichtigsten biogenen Elemente und wird von den meisten lebenden Organismen für den normalen Ablauf von Lebensvorgängen benötigt. Der Körper eines Erwachsenen enthält bis zu anderthalb Kilogramm Kalzium. Es ist in allen Geweben und Flüssigkeiten lebender Organismen vorhanden. Das zwanzigste Element ist notwendig für die Bildung von Knochengewebe, die Aufrechterhaltung eines Herzrhythmus, die Blutgerinnung, die Aufrechterhaltung einer normalen Permeabilität der äußeren Zellmembranen und die Bildung einer Reihe von Enzymen. Die Liste der Funktionen, die Calcium in pflanzlichen und tierischen Organismen erfüllt, ist sehr lang. Es genügt zu sagen, dass sich nur seltene Organismen in einer kalziumfreien Umgebung entwickeln können, während andere Organismen zu 38 % aus diesem Element bestehen ( menschlicher Körper enthält nur etwa 2 % Calcium).

Biologische Eigenschaften

Kalzium ist eines der biogenen Elemente, seine Verbindungen kommen in fast allen lebenden Organismen vor (nur wenige Organismen können sich in einer kalziumfreien Umgebung entwickeln) und gewährleisten den normalen Ablauf von Lebensvorgängen. Das zwanzigste Element ist in allen Geweben und Flüssigkeiten von Tieren und Pflanzen vorhanden, das meiste davon (in Wirbeltierorganismen - einschließlich Menschen) findet sich im Skelett und in den Zähnen in Form von Phosphaten (z. B. Hydroxyapatit Ca5 (PO4) 3OH oder 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH)2). Die Verwendung des zwanzigsten Elements als Baustoff für Knochen und Zähne ist darauf zurückzuführen, dass Calciumionen in der Zelle nicht verwendet werden. Die Calciumkonzentration wird durch spezielle Hormone gesteuert, deren kombinierte Wirkung die Knochenstruktur bewahrt und erhält. Die Skelette der meisten Gruppen wirbelloser Tiere (Weichtiere, Korallen, Schwämme etc.) sind aus ihnen aufgebaut verschiedene Formen Calciumcarbonat CaCO3 (Kalk). Viele Wirbellose speichern vor der Häutung Kalzium, um ein neues Skelett aufzubauen oder lebenswichtige Funktionen zu erfüllen ungünstige Bedingungen. Tiere erhalten Kalzium aus Nahrung und Wasser und Pflanzen aus dem Boden und werden in Bezug auf dieses Element in Calcephile und Calcephobe eingeteilt.

Die Ionen dieses wichtigen Spurenelements sind an den Prozessen der Blutgerinnung sowie an der Gewährleistung eines konstanten osmotischen Drucks des Blutes beteiligt. Darüber hinaus ist Calcium für die Bildung einer Reihe von notwendig Zellstrukturen, Aufrechterhaltung der normalen Durchlässigkeit der äußeren Zellmembranen, zur Befruchtung von Eiern von Fischen und anderen Tieren, Aktivierung einer Reihe von Enzymen (möglicherweise liegt dieser Umstand daran, dass Calcium Magnesiumionen ersetzt). Calciumionen übertragen die Erregung auf die Muskelfaser, wodurch sie sich zusammenzieht, die Stärke der Herzkontraktionen erhöht, die phagozytische Funktion von Leukozyten erhöht, das System schützender Blutproteine ​​​​aktiviert, die Exozytose reguliert, einschließlich der Sekretion von Hormonen und Neurotransmittern. Calcium beeinflusst die Durchgängigkeit der Blutgefäße – ohne dieses Element würden sich Fette, Lipide und Cholesterin an den Wänden der Blutgefäße ablagern. Calcium fördert die Ausscheidung von Salzen von Schwermetallen und Radionukliden aus dem Körper und hat antioxidative Funktionen. Calcium beeinflusst das Fortpflanzungssystem, hat eine Anti-Stress-Wirkung und wirkt antiallergisch.

Der Kalziumgehalt im Körper eines Erwachsenen (mit einem Gewicht von 70 kg) beträgt 1,7 kg (hauptsächlich in der Zusammensetzung der interzellulären Substanz des Knochengewebes). Der Bedarf an diesem Element ist altersabhängig: Für Erwachsene beträgt die erforderliche Tagesdosis 800 bis 1.000 Milligramm, für Kinder 600 bis 900 Milligramm. Für Kinder ist es besonders wichtig, die erforderliche Dosis für ein intensives Wachstum und die Entwicklung der Knochen zu konsumieren. Die Hauptquelle für Kalzium im Körper sind Milch und Milchprodukte, der Rest des Kalziums stammt aus Fleisch, Fisch und einigen pflanzlichen Produkten (insbesondere Hülsenfrüchten). Die Absorption von Calciumkationen erfolgt im Dickdarm und Dünndarm, tragen zur Assimilation bei saure Umgebung, Vitamin C und D, Laktose (Milchsäure), sowie ungesättigte Fettsäuren. Aspirin, Oxalsäure und Östrogenderivate wiederum reduzieren die Absorption des zwanzigsten Elements erheblich. In Kombination mit Oxalsäure ergibt Calcium wasserunlösliche Verbindungen, die Bestandteile von Nierensteinen sind. Die Rolle von Magnesium im Kalziumstoffwechsel ist groß – bei seinem Mangel wird Kalzium aus den Knochen „ausgewaschen“ und in den Nieren (Nierensteine) und Muskeln abgelagert. Im Allgemeinen gibt es im Körper ein komplexes System der Speicherung und Freisetzung des zwanzigsten Elements, aus diesem Grund wird der Calciumgehalt im Blut genau reguliert und bei richtiger Ernährung gibt es keinen Mangel oder Überschuss. Langfristige Kalziumdiät kann Krämpfe, Gelenkschmerzen, Verstopfung, Müdigkeit, Schläfrigkeit und Wachstumsverzögerung verursachen. Längerer Kalziummangel in der Nahrung führt zur Entwicklung von Osteoporose. Nikotin, Koffein und Alkohol sind einige der Gründe für den Calciummangel im Körper, da sie zu dessen intensiver Ausscheidung im Urin beitragen. Ein Überschuss des zwanzigsten Elements (oder Vitamin D) führt jedoch zu negativen Folgen - es entwickelt sich eine Hyperkalzämie, deren Folge eine starke Verkalkung von Knochen und Geweben ist (betrifft hauptsächlich das Harnsystem). Langfristiger Kalziumüberschuss stört die Funktion von Muskel- und Nervengewebe, erhöht die Blutgerinnung und verringert die Aufnahme von Zink durch Knochenzellen. Vielleicht das Auftreten von Arthrose, Katarakten, Blutdruckproblemen. Aus dem Vorhergehenden können wir schließen, dass die Zellen pflanzlicher und tierischer Organismen streng definierte Verhältnisse von Calciumionen benötigen.

In der Pharmakologie und Medizin werden Calciumverbindungen zur Herstellung von Vitaminen, Tabletten, Pillen, Injektionen, Antibiotika sowie zur Herstellung von Ampullen und medizinischen Utensilien verwendet.

Es stellt sich heraus, dass eine ziemlich häufige Ursache für männliche Unfruchtbarkeit ein Mangel an Kalzium im Körper ist! Tatsache ist, dass der Kopf des Spermatozoons eine pfeilförmige Formation hat, die vollständig aus Kalzium besteht. Bei einer ausreichenden Menge dieses Elements kann das Spermatozoon die Membran überwinden und das Ei befruchten, wobei eine unzureichende Unfruchtbarkeit auftritt.

Amerikanische Wissenschaftler haben herausgefunden, dass der Mangel an Calciumionen im Blut zu einer Schwächung des Gedächtnisses und einer Abnahme der Intelligenz führt. So wurden beispielsweise aus dem bekannten US-Journal Science News Experimente bekannt, die bestätigten, dass Katzen nur dann einen bedingten Reflex entwickeln, wenn ihre Gehirnzellen mehr Kalzium als Blut enthalten.

Die in der Landwirtschaft hochgeschätzte Kalkstickstoffverbindung wird nicht nur als Stickstoffdünger und Quelle zur Gewinnung von Harnstoff - dem wertvollsten Düngemittel und Rohstoff für die Herstellung von Kunstharzen - verwendet, sondern auch als Stoff, mit dem es möglich war Mechanisierung der Ernte von Baumwollfeldern. Tatsache ist, dass die Baumwolle nach der Verarbeitung mit dieser Verbindung sofort Laub abwirft, wodurch die Menschen das Baumwollpflücken Maschinen überlassen können.

Wenn es um kalziumreiche Lebensmittel geht, werden immer Milchprodukte erwähnt, aber Milch selbst enthält 120 mg (Kuh) bis 170 mg (Schaf) Kalzium pro 100 g; Hüttenkäse ist noch schlechter - nur 80 mg pro 100 Gramm. Von den Milchprodukten enthält nur Käse 730 mg (Gouda) bis 970 mg (Emmentaler) Calcium pro 100 g Produkt. Rekordhalter für den Gehalt des zwanzigsten Elements ist jedoch Mohn – 100 Gramm Mohnsamen enthalten fast 1.500 mg Calcium!

Calciumchlorid CaCl2, das beispielsweise in Kälteanlagen verwendet wird, ist ein Abfallprodukt vieler chemisch-technologischer Prozesse, insbesondere der großtechnischen Herstellung von Soda. Trotz der weit verbreiteten Verwendung von Calciumchlorid in verschiedenen Bereichen ist sein Verbrauch jedoch deutlich geringer als seine Produktion. Aus diesem Grund bilden sich beispielsweise in der Nähe der Fabriken, die Soda herstellen, ganze Seen aus Calciumchlorid-Sole. Solche Speicherteiche sind keine Seltenheit.

Um zu verstehen, wie viel Calciumverbindungen aufgenommen werden, lohnt es sich, nur ein paar Beispiele zu nennen. Bei der Stahlherstellung wird Kalk zur Entfernung von Phosphor, Silizium, Mangan und Schwefel verwendet, beim Sauerstoffkonverterverfahren werden 75 Kilogramm Kalk pro Tonne Stahl verbraucht! Ein weiteres Beispiel stammt aus einem ganz anderen Bereich – der Lebensmittelindustrie. Bei der Zuckerherstellung wird zur Ausfällung von Calciumsaccharat Rohzuckersirup mit Kalk umgesetzt. Rohrzucker benötigt also normalerweise etwa 3-5 kg ​​Kalk pro Tonne und Rübenzucker - hundertmal mehr, dh etwa eine halbe Tonne Kalk pro Tonne Zucker!

"Härte" von Wasser ist eine Reihe von Eigenschaften, die Wasser durch darin gelöste Calcium- und Magnesiumsalze verliehen werden. Starrheit wird in temporär und permanent unterteilt. Temporäre oder Karbonathärte wird durch das Vorhandensein von löslichen Bicarbonaten Ca (HCO3) 2 und Mg (HCO3) 2 in Wasser verursacht. Es ist sehr einfach, die Karbonathärte loszuwerden - beim Kochen von Wasser verwandeln sich Bikarbonate in wasserunlösliche Calcium- und Magnesiumkarbonate und fallen aus. Permanente Härte wird durch Sulfate und Chloride derselben Metalle erzeugt, aber es ist viel schwieriger, sie loszuwerden. Schrecklich ist hartes Wasser nicht so sehr, weil es die Bildung von Seifenschaum verhindert und dadurch die Wäsche schlechter wäscht, viel schlimmer ist, dass es in Dampfkesseln und Kesselanlagen eine Kalkschicht bildet, dadurch deren Effizienz mindert und zu Notfällen führt. Interessanterweise wussten sie im alten Rom, wie man die Wasserhärte bestimmt. Als Reagenz wurde Rotwein verwendet, dessen Farbstoffe mit Calcium- und Magnesiumionen einen Niederschlag bilden.

Der Prozess der Vorbereitung von Calcium für die Lagerung ist sehr interessant. Metallisches Calcium wird lange in Form von Stücken mit einem Gewicht von 0,5 bis 60 kg gelagert. Diese "Schweine" werden in Papiertüten verpackt und dann in verzinkte Eisenbehälter mit gelöteten und gefärbten Nähten gelegt. Dicht verschlossene Behälter werden in Holzkisten gestellt. Stücke mit einem Gewicht von weniger als einem halben Kilogramm können nicht lange gelagert werden - wenn sie oxidiert werden, verwandeln sie sich schnell in Oxid, Hydroxid und Calciumcarbonat.

Geschichte

Metallisches Calcium wurde erst vor relativ kurzer Zeit gewonnen – im Jahr 1808 sind der Menschheit die Verbindungen dieses Metalls jedoch schon sehr lange bekannt. Seit der Antike verwenden Menschen Kalkstein, Kreide, Marmor, Alabaster, Gips und andere kalziumhaltige Verbindungen im Bauwesen und in der Medizin. Kalkstein CaCO3 war höchstwahrscheinlich das erste vom Menschen verwendete Baumaterial. Es wurde beim Bau verwendet ägyptische Pyramiden und die Chinesische Mauer. Viele Tempel und Kirchen in Russland sowie die meisten Gebäude des alten Moskau wurden aus Kalkstein - weißem Stein - gebaut. Auch in alte Zeiten Eine Person, die Kalkstein verbrannte, erhielt Branntkalk (CaO), wie die Werke von Plinius dem Älteren (1. Jahrhundert n. Chr.) Und Dioskurides, einem Arzt der römischen Armee, belegen, der in dem Aufsatz „On Medikamente“ führte den Namen „Branntkalk“ für Calciumoxid ein, der sich bis heute erhalten hat. Und das alles, obwohl reines Calciumoxid erstmals vom deutschen Chemiker I. beschrieben wurde. Erst 1746 und 1755 stellte der Chemiker J. Black bei der Untersuchung des Brennvorgangs fest, dass der Massenverlust von Kalkstein beim Brennen auftritt aufgrund der Freisetzung von Kohlendioxidgas:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Die ägyptischen Mörtel, die in den Pyramiden von Gizeh verwendet wurden, basierten auf teilweise entwässertem Gips CaSO4 · 2H2O oder mit anderen Worten auf Alabaster 2CaSO4 · H2O. Es ist auch die Grundlage für den gesamten Gips im Grab von Tutanchamun. Gebrannter Gips (Alabaster) wurde von den Ägyptern als Bindemittel beim Bau von Bewässerungsanlagen verwendet. Brennen von Naturgips an hohe Temperaturen erreichten ägyptische Baumeister seine teilweise Dehydratisierung, und nicht nur Wasser, sondern auch Schwefelsäureanhydrid wurde aus dem Molekül abgespalten. Später wurde beim Verdünnen mit Wasser eine sehr starke Masse erhalten, die keine Angst vor Wasser- und Temperaturschwankungen hatte.

Die Römer können zu Recht als Erfinder des Betons bezeichnet werden, weil sie in ihren Gebäuden eine der Sorten dieses Baumaterials verwendeten - eine Mischung aus Schotter, Sand und Kalk. Es gibt eine Beschreibung von Plinius dem Älteren über den Bau von Zisternen aus solchem ​​Beton: „Für den Bau von Zisternen werden fünf Teile reiner Kiessand, zwei Teile bester gelöschter Kalk und Silexfragmente (harte Lava) mit einem Gewicht von nicht mehr als Jeweils ein Pfund werden genommen, nach dem Mischen verdichten sie den Boden und Seitenflächen Schläge eines eisernen Stampfers. In feuchtes Klima Italiens Beton war das nachhaltigste Material.

Es stellt sich heraus, dass Kalziumverbindungen, die sie häufig verwenden, der Menschheit seit langem bekannt sind. Bis zum Ende des 18. Jahrhunderts betrachteten Chemiker Kalk jedoch als einfachen Körper, erst am Vorabend des neuen Jahrhunderts begann das Studium der Natur von Kalk und anderen Calciumverbindungen. So schlug Stahl vor, dass Kalk ein komplexer Körper ist, der aus erdigen und wässrigen Prinzipien besteht, und Black stellte einen Unterschied zwischen ätzendem Kalk und kohlensäurehaltigem Kalk fest, der "feste Luft" enthielt. Antoine Laurent Lavoisier führte Kalkerde (CaO) auf die Anzahl der Elemente, also auf einfache Substanzen, zurück, obwohl er 1789 vorschlug, dass Kalk, Magnesia, Schwerspat, Tonerde und Kieselerde komplexe Substanzen seien, aber nur dies bewiesen werden kann durch die Zersetzung von "hartnäckiger Erde" (Kalziumoxid). Und der erste, der Erfolg hatte, war Humphrey Davy. Nach der erfolgreichen Zersetzung von Kalium- und Natriumoxiden durch Elektrolyse entschied sich der Chemiker, Erdalkalimetalle auf die gleiche Weise zu gewinnen. Die ersten Versuche blieben jedoch erfolglos – der Engländer versuchte, Kalk durch Elektrolyse an Luft und unter einer Ölschicht zu zersetzen, dann kalzinierte er den Kalk mit Kaliummetall in einem Rohr und machte viele andere Experimente, aber ohne Erfolg. Schließlich gewann er in einem Gerät mit einer Quecksilberkathode durch Elektrolyse von Kalk ein Amalgam und daraus metallisches Calcium. Schon bald wurde diese Methode der Metallgewinnung von I. Berzelius und M. Pontin verbessert.

Das neue Element erhielt seinen Namen vom lateinischen Wort "calx" (im Genitiv calcis) - Kalk, weicher Stein. Calx (calx) wurde Kreide genannt, Kalkstein, im Allgemeinen ein Kieselstein, aber meistens ein Mörtel auf Kalkbasis. Dieses Konzept wurde auch von antiken Autoren (Vitruv, Plinius der Ältere, Dioskurides) verwendet, die das Brennen von Kalkstein, das Löschen von Kalk und das Herstellen von Mörsern beschrieben. Später, im Kreis der Alchemisten, bezeichnete „calx“ das Produkt des Röstens im Allgemeinen – Metalle im Besonderen. So wurden beispielsweise Metalloxide als metallische Kalke bezeichnet, und der Brennvorgang selbst wurde als Kalzinierung (Calcinatio) bezeichnet. In der alten russischen Rezeptliteratur findet sich das Wort Fäkalien (Schlamm, Ton), daher heißt es in der Sammlung der Trinity-Sergius Lavra (XV Jahrhundert): „Nehmen Sie Fäkalien, daraus machen sie Gold für den Ofen.“ Erst später wurde das Wort cal, das zweifellos mit dem Wort „calx“ verwandt ist, zum Synonym für das Wort Dung. In der russischen Literatur des frühen 19. Jahrhunderts wurde Kalzium manchmal als Basis von Kalkerde, kalkhaltig (Shcheglov, 1830), kalkhaltig (Iovsky), Kalzium, Kalzium (Hess) bezeichnet.

In der Natur sein

Calcium ist eines der häufigsten Elemente auf unserem Planeten - das fünfte in Bezug auf den quantitativen Gehalt in der Natur (von Nichtmetallen ist nur Sauerstoff häufiger - 49,5% und Silizium - 25,3%) und das dritte unter den Metallen (nur Aluminium ist häufiger - 7,5 % und Eisen - 5,08 %). Clarke (durchschnittlicher Gehalt in der Erdkruste) von Kalzium reicht nach verschiedenen Schätzungen von 2,96 Gew.-% bis 3,38 %, wir können definitiv sagen, dass diese Zahl etwa 3 % beträgt. In der äußeren Hülle des Calciumatoms befinden sich zwei Valenzelektronen, deren Bindung zum Kern eher brüchig ist. Aus diesem Grund hat Calcium eine hohe chemische Aktivität und kommt in der Natur nicht in freier Form vor. Es wandert jedoch aktiv und sammelt sich in verschiedenen geochemischen Systemen an und bildet etwa 400 Mineralien: Silikate, Alumosilikate, Karbonate, Phosphate, Sulfate, Borosilikate, Molybdate, Chloride und andere, die in diesem Indikator den vierten Platz einnehmen. Während des Schmelzens von Basaltmagmen sammelt sich Calcium in der Schmelze an und geht in die Zusammensetzung der wichtigsten gesteinsbildenden Mineralien ein, während deren Fraktionierung sein Gehalt während der Differenzierung von Magma von basischen zu sauren Gesteinen abnimmt. Calcium liegt zum größten Teil im unteren Teil der Erdkruste und reichert sich in den Hauptgesteinen an (6,72 %); Es gibt wenig Kalzium im Erdmantel (0,7%) und wahrscheinlich noch weniger im Erdkern (in Eisenmeteoriten des zwanzigsten Elements ähnlich dem Kern nur 0,02%).

Es stimmt, der Calcium Clarke in Steinmeteoriten beträgt 1,4% (seltenes Calciumsulfid wird gefunden), in mittleren Gesteinen - 4,65%, saure Gesteine ​​​​enthalten 1,58% Calcium nach Gewicht. Der Hauptteil von Calcium ist in der Zusammensetzung von Silikaten und Alumosilikaten verschiedener Gesteine ​​​​(Granit, Gneise usw.) enthalten, insbesondere in Feldspat - Anorthit Ca sowie Diopsid CaMg, Wollastonit Ca3. In Form von Sedimentgesteinen werden Calciumverbindungen durch Kreide und Kalkstein repräsentiert, die hauptsächlich aus dem Mineral Calcit (CaCO3) bestehen.

Kalziumkarbonat CaCO3 ist eine der häufigsten Verbindungen auf der Erde – Mineralien auf Basis von Kalziumkarbonat bedecken etwa 40 Millionen Quadratkilometer der Erdoberfläche. In vielen Teilen der Erdoberfläche gibt es bedeutende Sedimentablagerungen von Kalziumkarbonat, die sich aus den Überresten der Antike gebildet haben marine Organismen- Kreide, Marmor, Kalkstein, Muschelgestein - all dies ist CaCO3 mit geringfügigen Verunreinigungen, und Calcit ist reines CaCO3. Das wichtigste dieser Mineralien ist Kalkstein, genauer gesagt Kalksteine ​​– schließlich unterscheidet sich jede Lagerstätte in Dichte, Zusammensetzung und Menge an Verunreinigungen. Muschelgestein ist zum Beispiel Kalkstein organischen Ursprungs, und Kalziumkarbonat, das weniger Verunreinigungen enthält, bildet transparente Kristalle aus Kalk oder Isländischem Spat. Kreide ist eine weitere häufige Art von Calciumcarbonat, aber Marmor, die kristalline Form von Calcit, ist in der Natur viel seltener. Es ist allgemein anerkannt, dass Marmor in alten erdgeschichtlichen Epochen aus Kalkstein entstanden ist. Während der Bewegung der Erdkruste wurden einzelne Kalkablagerungen unter Schichten anderer Gesteine ​​begraben. Unter Einwirkung von hohem Druck und hoher Temperatur fand der Rekristallisationsprozess statt und der Kalkstein verwandelte sich in einen dichteren kristallinen Stein - Marmor. Bizarre Stalaktiten und Stalagmiten - das Mineral Aragonit, das eine andere Sorte von Calciumcarbonat ist. Es bildet sich orthorhombischer Aragonit warme Meere- Riesige Schichten von Kalziumkarbonat in Form von Aragonit bildeten die Bahamas, die Florida Keys und das Becken des Roten Meeres. Weit verbreitet sind auch solche Calciummineralien wie Fluorit CaF2, Dolomit MgCO3 CaCO3, Anhydrit CaSO4, Phosphorit Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (mit verschiedenen Verunreinigungen) und Apatite Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - Formen von Calciumphosphat, Alabaster CaSO4 0,5H2O und Gips CaSO4 2H2O (Formen von Calciumsulfat) und andere. In kalziumhaltigen Mineralien gibt es isomorph ersetzende Elementverunreinigungen (z. B. Natrium, Strontium, seltene Erden, radioaktive und andere Elemente).

Eine große Menge des zwanzigsten Elements ist drin natürliche Gewässer aufgrund der Existenz eines globalen „Carbonat-Gleichgewichts“ zwischen schwer löslichem CaCO3, gut löslichem Ca (HCO3) 2 und CO2 in Wasser und Luft:

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

Diese Reaktion ist reversibel und ist die Grundlage für die Umverteilung des zwanzigsten Elements - wann hoher Inhalt Kohlendioxid im Wasser, Calcium ist in Lösung, und bei einem geringen CO2-Gehalt fällt das Mineral Calcit CaCO3 aus und bildet starke Ablagerungen von Kalkstein, Kreide, Marmor.

Eine beträchtliche Menge Kalzium ist in der Zusammensetzung lebender Organismen enthalten, beispielsweise Hydroxylapatit Ca5 (PO4) 3OH oder in einem anderen Eintrag 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - die Grundlage des Knochengewebes von Wirbeltieren. einschließlich Menschen. Calciumcarbonat CaCO3 ist der Hauptbestandteil der Schalen und Schalen vieler Wirbelloser, Eierschalen, Korallen und sogar Perlen.

Anwendung

Metallisches Calcium wird sehr selten verwendet. Grundsätzlich wird dieses Metall (sowie sein Hydrid) bei der metallothermischen Herstellung von schwer rückgewinnbaren Metallen verwendet - Uran, Titan, Thorium, Zirkonium, Cäsium, Rubidium und einer Reihe von Seltenerdmetalle aus ihren Verbindungen (Oxide oder Halogenide). Calcium wird als Reduktionsmittel bei der Herstellung von Nickel, Kupfer und Edelstahl verwendet. Das zwanzigste Element wird auch zur Desoxidation von Stählen, Bronzen und anderen Legierungen, zur Entfernung von Schwefel aus Erdölprodukten und zur Dehydratisierung verwendet organische Lösungsmittel, zum Reinigen von Argon von Stickstoffverunreinigungen und als Gasabsorber in Elektrovakuumgeräten. Metallisches Calcium wird bei der Herstellung von Gleitlegierungen des Pb-Na-Ca-Systems (verwendet in Lagern) sowie der Pb-Ca-Legierung verwendet, die zur Herstellung von Ummantelungen von Elektrokabeln verwendet wird. Die Silicocalcium-Legierung (Ca-Si-Ca) wird als Desoxidationsmittel und Entgaser bei der Herstellung hochwertiger Stähle verwendet. Calcium wird sowohl als Legierungselement für Aluminiumlegierungen als auch als modifizierender Zusatz für Magnesiumlegierungen verwendet. Beispielsweise erhöht die Einführung von Calcium die Festigkeit von Aluminiumlagern. Reines Calcium wird auch zum Dotieren von Blei verwendet, das zur Herstellung von Batterieplatten, wartungsfreien Starter-Blei-Säure-Batterien mit geringer Selbstentladung, verwendet wird. Auch metallisches Calcium wird zur Herstellung hochwertiger Calcium-Babbits BKA verwendet. Mit Hilfe von Calcium wird der Kohlenstoffgehalt im Gusseisen reguliert und Wismut aus Blei entfernt, Sauerstoff, Schwefel und Phosphor aus Stahl gereinigt. Calcium sowie seine Legierungen mit Aluminium und Magnesium werden in thermischen elektrischen Reservebatterien als Anode verwendet (z. B. Calcium-Chromat-Element).

Verbindungen des zwanzigsten Elements werden jedoch viel häufiger verwendet. Und vor allem wir redenÜber natürliche Verbindungen Kalzium. Eine der häufigsten Calciumverbindungen auf der Erde ist CaCO3-Carbonat. Reines Calciumcarbonat ist das Mineral Calcit und Kalkstein, Kreide, Marmor, Muschelgestein - CaCO3 mit geringen Verunreinigungen. Als Dolomit bezeichnet man eine Mischung aus Calcium- und Magnesiumcarbonat. Kalkstein und Dolomit werden hauptsächlich als Baustoffe, Straßenbeläge oder Bodenentsäuerungsmittel verwendet. Calciumcarbonat CaCO3 wird benötigt, um Calciumoxid (Branntkalk) CaO und Calciumhydroxid (Löschkalk) Ca(OH)2 zu erhalten. CaO und Ca (OH) 2 wiederum sind die Hauptsubstanzen in vielen Bereichen der chemischen, metallurgischen und technischen Industrie - Calciumoxid wird sowohl in freier Form als auch als Teil keramischer Mischungen zur Herstellung von feuerfesten Materialien verwendet; Kolossale Mengen an Calciumhydroxid werden von der Zellstoff- und Papierindustrie benötigt. Darüber hinaus wird Ca (OH) 2 bei der Herstellung von Bleichmittel (ein gutes Bleich- und Desinfektionsmittel), Berthollet-Salz, Soda und einigen Pestiziden zur Bekämpfung von Pflanzenschädlingen verwendet. Bei der Stahlherstellung wird eine riesige Menge Kalk verbraucht - um Schwefel, Phosphor, Silizium und Mangan zu entfernen. Eine weitere Rolle von Kalk in der Metallurgie ist die Herstellung von Magnesium. Kalk wird auch als Schmiermittel beim Stahldrahtziehen und bei der Neutralisation von schwefelsäurehaltigen Beizflüssigkeitsabfällen verwendet. Darüber hinaus ist Kalk das häufigste chemische Reagenz bei der Behandlung von Trink- und Brauchwasser (zusammen mit Alaun- oder Eisensalzen koaguliert er Suspensionen und entfernt Sedimente und enthärtet Wasser durch Entfernen von temporärer - Kohlenwasserstoff - Härte). Im Alltag und in der Medizin wird gefälltes Calciumcarbonat als Säureneutralisationsmittel, als mildes Schleifmittel in Zahnpasten, als Quelle für zusätzliches Calcium in Diäten, Komponente Kaugummi und Füllstoffe in der Kosmetik. CaCO3 wird auch als Füllstoff in Kautschuken, Latizes, Farben und Lacken sowie Kunststoffen (etwa 10 Gew.-%) verwendet, um deren Hitzebeständigkeit, Steifheit, Härte und Bearbeitbarkeit zu verbessern.

Von besonderer Bedeutung ist das Calciumfluorid CaF2, denn es ist in Form eines Minerals (Fluorit) die einzige industriell bedeutsame Fluorquelle! Calciumfluorid (Fluorit) wird in Form von Einkristallen in der Optik (astronomische Objektive, Linsen, Prismen) und als Lasermaterial verwendet. Tatsache ist, dass nur Calciumfluoridgläser für den gesamten Spektralbereich durchlässig sind. Calciumwolframat (Scheelit) in Form von Einkristallen wird in der Lasertechnik und auch als Szintillator verwendet. Nicht weniger wichtig ist Calciumchlorid CaCl2 - ein Bestandteil von Solen für Kühlaggregate und zum Befüllen von Reifen von Traktoren und anderen Fahrzeugen. Mit Hilfe von Calciumchlorid werden Straßen und Gehwege von Schnee und Eis gereinigt, diese Verbindung wird verwendet, um Kohle und Erz während des Transports und der Lagerung vor dem Einfrieren zu schützen, Holz wird mit seiner Lösung imprägniert, um es feuerfest zu machen. CaCl2 wird in Betonmischungen verwendet, um den Beginn des Abbindens zu beschleunigen und die Anfangs- und Endfestigkeit des Betons zu erhöhen.

Künstlich gewonnenes Calciumcarbid CaC2 (bei der Kalzinierung in Elektroöfen von Calciumoxid mit Koks) wird zur Gewinnung von Acetylen und zur Reduktion von Metallen sowie zur Herstellung von Kalkstickstoff verwendet, der wiederum unter Einwirkung von Wasserdampf Ammoniak freisetzt . Außerdem dient Kalkstickstoff zur Herstellung von Harnstoff, einem wertvollen Düngemittel und Rohstoff für die Herstellung von Kunstharzen. Durch Erhitzen von Calcium in einer Wasserstoffatmosphäre wird CaH2 (Calciumhydrid) gewonnen, das in der Metallurgie (Metallothermie) und bei der Herstellung von Wasserstoff im Feld verwendet wird (aus 1 Kilogramm Calciumhydrid kann mehr als ein Kubikmeter Wasserstoff gewonnen werden). ), die zum Beispiel zum Befüllen von Luftballons verwendet wird. In der Laborpraxis wird Calciumhydrid als energetisches Reduktionsmittel eingesetzt. Das Insektizid Calciumarsenat, das durch Neutralisation von Arsensäure mit Kalk gewonnen wird, wird häufig zur Bekämpfung von Baumwollrüssler, Apfelwickler, Tabakwurm und Kartoffelkäfer eingesetzt. Wichtige Fungizide sind Kalk-Sulfat-Sprays und Bordeaux-Mischungen, die aus Kupfersulfat und Calciumhydroxid gewonnen werden.

Produktion

Der erste, der metallisches Calcium erhielt, war der englische Chemiker Humphry Davy. 1808 führte er eine Elektrolyse einer Mischung aus feuchtem gelöschtem Kalk Ca (OH) 2 mit Quecksilberoxid HgO auf einer Platinplatte durch, die als Anode diente (ein in Quecksilber getauchter Platindraht fungierte als Kathode), was zur Folge hatte Davy erhielt ein Kalziumamalgam, indem er Quecksilber aus ihm austrieb. Der Chemiker entdeckte ein neues Metall, das er Kalzium nannte.

In der modernen Industrie wird freies metallisches Calcium durch Elektrolyse einer Calciumchlorid-CaCl2-Schmelze, deren Anteil 75-85% beträgt, und Kaliumchlorid KCl (es ist möglich, eine Mischung aus CaCl2 und CaF2 zu verwenden) oder durch aluminothermische Reduktion von gewonnen Calciumoxid CaO bei einer Temperatur von 1 170-1 200 ° C. Das für die Elektrolyse benötigte reine wasserfreie Calciumchlorid wird durch Chlorierung von Calciumoxid durch Erhitzen in Gegenwart von Kohle oder durch Dehydratisierung von CaCl2 ∙ 6H2O gewonnen, das durch Einwirkung von Salzsäure auf Kalkstein gewonnen wird. Der elektrolytische Prozess findet in einem Elektrolysebad statt, in das ein trockenes, gereinigtes Calciumchloridsalz und Kaliumchlorid gegeben werden, das zur Senkung des Schmelzpunkts der Mischung erforderlich ist. Über dem Bad werden Graphitblöcke platziert – als Kathode fungiert eine Anode, ein mit einer Kupfer-Kalzium-Legierung gefülltes Gusseisen- oder Stahlbad. Bei der Elektrolyse gelangt Calcium in die Kupfer-Calcium-Legierung und reichert diese erheblich an; geht zur Chlorierung von Kalkmilch. Die angereicherte Kupfer-Calcium-Legierung kann direkt als Legierung verwendet oder einer Reinigung (Destillation) zugeführt werden, wo sie im Vakuum (bei einer Temperatur von 1000–1080°C und einem Restdruck von 13–20 kPa) von dem Metallischen abdestilliert wird Calcium von nuklearer Reinheit wird erhalten. Um hochreines Calcium zu erhalten, wird es zweimal destilliert. Der Elektrolyseprozess wird bei einer Temperatur von 680-720 °C durchgeführt. Der Punkt ist, dass dies das meiste ist optimale Temperatur für den elektrolytischen Prozess - bei einer niedrigeren Temperatur schwimmt die mit Calcium angereicherte Legierung an der Oberfläche des Elektrolyten, und bei einer höheren Temperatur löst sich Calcium im Elektrolyten unter Bildung von CaCl. Bei der Elektrolyse mit flüssigen Kathoden werden Legierungen aus Calcium und Blei oder Calcium und Zink direkt in der Technik verwendet, um Legierungen aus Calcium mit Blei (für Lager) und mit Zink (zur Herstellung von Schaumbeton - bei Wechselwirkung der Legierung mit Feuchtigkeit wird Wasserstoff freizusetzen) zu erhalten und es entsteht eine poröse Struktur). Manchmal wird der Prozess mit einer eisengekühlten Kathode durchgeführt, die nur mit der Oberfläche des geschmolzenen Elektrolyten in Kontakt ist. Während sich Calcium freisetzt, wird die Kathode allmählich angehoben, ein Calciumstab (50-60 cm) wird aus der Schmelze gezogen, geschützt vor Luftsauerstoff durch eine Schicht aus erstarrtem Elektrolyt. Das „Touch-Verfahren“ wird verwendet, um Calcium zu gewinnen, das stark mit Calciumchlorid, Eisen, Aluminium, Natrium verunreinigt ist, die Reinigung erfolgt durch Umschmelzen in einer Argonatmosphäre.

Eine andere Methode zur Gewinnung von Calcium - metallothermisch - wurde bereits 1865 von dem berühmten russischen Chemiker N. N. Beketov theoretisch begründet. Das aluminothermische Verfahren basiert auf der Reaktion:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Aus einer Mischung von Calciumoxid mit Aluminiumpulver werden Briketts gepresst, in eine Chrom-Nickel-Stahl-Retorte gegeben und das entstehende Calcium bei 1170–1200 °C und einem Restdruck von 0,7–2,6 Pa abdestilliert. Calcium wird in Form von Dampf gewonnen, der dann auf einer kalten Oberfläche kondensiert wird. Das aluminothermische Verfahren zur Gewinnung von Calcium wird in China, Frankreich und einer Reihe anderer Länder angewendet. BEIM industrieller Maßstab Die metallothermische Methode zur Gewinnung von Kalzium war die erste, die von den Vereinigten Staaten während des Zweiten Weltkriegs angewendet wurde. Auf die gleiche Weise kann Calcium durch Reduktion von CaO mit Ferrosilicium oder Siliciumaluminium erhalten werden. Calcium wird in Form von Barren oder Platten mit einer Reinheit von 98-99 % hergestellt.

Bei beiden Methoden gibt es Vor- und Nachteile. Das elektrolytische Verfahren ist multifunktional, energieintensiv (40-50 kWh Energie werden pro 1 kg Calcium verbraucht), außerdem ist es nicht umweltfreundlich, es erfordert eine große Menge an Reagenzien und Materialien. Allerdings ist die Freisetzung von Kalzium diese Methode beträgt 70-80 %, während beim aluminothermischen Verfahren die Ausbeute nur 50-60 % beträgt. Darüber hinaus ist bei der metallothermischen Methode zur Gewinnung von Calcium das Minus, dass eine wiederholte Destillation durchgeführt werden muss, und das Plus ist der geringe Stromverbrauch und das Fehlen von schädlichen Gas- und Flüssigkeitsemissionen.

Vor nicht allzu langer Zeit wurde ein neues Verfahren zur Gewinnung von metallischem Calcium entwickelt – es basiert auf der thermischen Dissoziation von Calciumcarbid: Das im Vakuum auf 1.750 °C erhitzte Carbid zersetzt sich unter Bildung von Calciumdampf und festem Graphit.

Bis Mitte des 20. Jahrhunderts wurde metallisches Calcium in sehr geringen Mengen hergestellt, da es fast nie verwendet wurde. Beispielsweise wurden in den Vereinigten Staaten von Amerika während des Zweiten Weltkriegs nicht mehr als 25 Tonnen Kalzium verbraucht, in Deutschland nur 5-10 Tonnen. Erst in der zweiten Hälfte des 20. Jahrhunderts, als klar wurde, dass Calcium ein wirksames Reduktionsmittel für viele seltene und hochschmelzende Metalle ist, stieg der Verbrauch (ca. 100 Tonnen pro Jahr) und damit auch die Produktion rapide an Metall begann. Mit der Entwicklung der Nuklearindustrie, wo Calcium als Bestandteil der metallothermischen Reduktion von Uran aus Urantetrafluorid verwendet wird (mit Ausnahme der Vereinigten Staaten, wo Magnesium anstelle von Calcium verwendet wird), stieg die Nachfrage (etwa 2.000 Tonnen pro Jahr ) für Element Nummer zwanzig sowie seine Produktion um ein Vielfaches gestiegen. Auf der dieser Moment China, Russland, Kanada und Frankreich können als Hauptproduzenten von metallischem Calcium angesehen werden. Aus diesen Ländern wird Calcium in die USA, Mexiko, Australien, Schweiz, Japan, Deutschland, Großbritannien geschickt. Der Preis für Calciummetall stieg stetig, bis China begann, das Metall in solchen Mengen zu produzieren, dass ein Überschuss des zwanzigsten Elements auf dem Weltmarkt auftauchte, was zu einem starken Rückgang des Preises führte.

Physikalische Eigenschaften

Was ist metallisches Kalzium? Welche Eigenschaften hat dieses Element, das 1808 vom englischen Chemiker Humphrey Davy gewonnen wurde, ein Metall, dessen Masse im Körper eines Erwachsenen bis zu 2 Kilogramm betragen kann?

Der einfache Stoff Calcium ist ein silbrig-weißes Leichtmetall. Die Dichte von Kalzium beträgt nur 1,54 g/cm3 (bei einer Temperatur von 20 °C), was deutlich weniger ist als die Dichte von Eisen (7,87 g/cm3), Blei (11,34 g/cm3), Gold (19,3 g/cm3). ) oder Platin (21,5 g/cm3). Calcium ist sogar leichter als solche „schwerelosen“ Metalle wie Aluminium (2,70 g/cm3) oder Magnesium (1,74 g/cm3). Nur wenige Metalle können sich einer Dichte "rühmen", die geringer ist als die des zwanzigsten Elements - Natrium (0,97 g / cm3), Kalium (0,86 g / cm3), Lithium (0,53 g / cm3). In Bezug auf die Dichte ist Calcium Rubidium (1,53 g/cm3) sehr ähnlich. Der Schmelzpunkt von Calcium liegt bei 851 °C, der Siedepunkt bei 1480 °C. Ähnliche Schmelz- (wenn auch etwas niedrigere) und Siedepunkte für andere Erdalkalimetalle sind Strontium (770 °C und 1380 °C) und Barium (710 °C und 1640 °C).

Metallisches Calcium existiert in zwei allotropen Modifikationen: at normale Temperatur bis 443 °C ist α-Calcium stabil mit einem kubisch flächenzentrierten Gitter vom Kupfertyp, mit Parametern: a = 0,558 nm, z = 4, Raumgruppe Fm3m, Atomradius 1,97 A, Ionenradius Ca2+ 1,04 A; im Temperaturbereich von 443-842 °C ist β-Calcium stabil mit einem kubisch raumzentrierten Gitter vom α-Eisen-Typ, mit Parametern a = 0,448 nm, z = 2, Raumgruppe Im3m. Die Standardübergangsenthalpie von der α-Modifikation zur β-Modifikation beträgt 0,93 kJ/mol. Der Temperaturkoeffizient der linearen Ausdehnung für Calcium im Temperaturbereich 0-300 °C beträgt 22 · 10-6. Die Wärmeleitfähigkeit des zwanzigsten Elements bei 20 °C beträgt 125,6 W/(m K) oder 0,3 cal/(cm s °C). Die spezifische Wärmekapazität von Calcium im Bereich von 0 bis 100°C beträgt 623,9 J/(kg·K) oder 0,149 cal/(g°C). Der spezifische elektrische Widerstand von Calcium bei 20°C beträgt 4,6 · 10-8 Ohm m oder 4,6 · 10-6 Ohm cm; Temperaturkoeffizient der elektrische Widerstand von Element Nummer zwanzig beträgt 4,57 · 10-3 (bei 20 °C). Elastizitätsmodul von Calcium 26 Gn/m2 oder 2600 kgf/mm2; Reißfestigkeit 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); die Elastizitätsgrenze für Calcium beträgt 4 MN / m2 oder 0,4 kgf / mm2, die Streckgrenze beträgt 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); relative Dehnung des zwanzigsten Elements 50 %; Brinell-Kalziumhärte 200-300 MN/m2 oder 20-30 kgf/mm2. Mit einer allmählichen Druckerhöhung beginnt Kalzium, die Eigenschaften eines Halbleiters zu zeigen, wird es aber nicht im vollen Sinne des Wortes (gleichzeitig ist es auch kein Metall mehr). Bei einer weiteren Druckerhöhung kehrt Calcium in den metallischen Zustand zurück und beginnt, supraleitende Eigenschaften zu zeigen (Supraleitungstemperatur ist sechsmal höher als die von Quecksilber und übertrifft bei weitem die Leitfähigkeit aller anderen Elemente). Das einzigartige Verhalten von Calcium ähnelt in vielerlei Hinsicht dem von Strontium (das heißt, die Parallelen im Periodensystem bleiben erhalten).

Die mechanischen Eigenschaften von elementarem Calcium unterscheiden sich nicht von den Eigenschaften anderer Mitglieder der Metallfamilie, die ausgezeichnete Strukturmaterialien sind: Hochreines metallisches Calcium ist duktil, gut gepresst und gewalzt, zu einem Draht gezogen, geschmiedet und schneidbar - es kann eingeschaltet werden Drehbank. Trotz all dieser hervorragenden Eigenschaften eines Strukturmaterials ist Calcium kein solches - der Grund für alles ist seine hohe chemische Aktivität. Vergessen Sie jedoch nicht, dass Kalzium unverzichtbar ist Strukturmaterial Knochengewebe und seine Mineralien - Baumaterial schon seit vielen Jahrtausenden.

Chemische Eigenschaften

Die Konfiguration der äußeren Elektronenhülle des Calciumatoms ist 4s2, was die Wertigkeit von 2 des zwanzigsten Elements in Verbindungen bestimmt. Die beiden Elektronen der äußeren Schicht werden vergleichsweise leicht von den Atomen abgespalten, die dann in positiv doppelt geladene Ionen umgewandelt werden. Aus diesem Grund ist Calcium den Alkalimetallen (Kalium, Natrium, Lithium) in der chemischen Aktivität nur geringfügig unterlegen. Wie letzteres interagiert Calcium selbst bei normaler Raumtemperatur leicht mit Sauerstoff, Kohlendioxid und feuchter Luft, während es mit einem matten grauen Film aus einer Mischung aus CaO-Oxid und Ca (OH) 2 -Hydroxid bedeckt ist. Daher wird Calcium in einem hermetisch verschlossenen Gefäß unter einer Schicht aus Mineralöl, flüssigem Paraffin oder Kerosin gelagert. Beim Erhitzen in Sauerstoff und Luft entzündet sich Calcium, brennt mit hellroter Flamme und es entsteht das basische Oxid CaO, eine weiße, leicht entzündliche Substanz, deren Schmelzpunkt bei etwa 2.600 ° C liegt. Calciumoxid ist in der Technik auch als Branntkalk oder Branntkalk bekannt. Calciumperoxide – CaO2 und CaO4 – wurden ebenfalls erhalten. Calcium reagiert mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff (Calcium befindet sich in der Reihe der Standardpotentiale links von Wasserstoff und kann es aus Wasser verdrängen) und Bildung von Calciumhydroxid Ca (OH) 2 und in kaltem Wasser die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt allmählich ab (aufgrund der Bildung einer leicht löslichen Schicht auf der Metalloberfläche Calciumhydroxid):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Calcium interagiert stärker mit heißem Wasser, verdrängt schnell Wasserstoff und bildet Ca(OH)2. Calciumhydroxid Ca (OH) 2 ist eine starke Base, die in Wasser leicht löslich ist. Eine gesättigte Lösung von Calciumhydroxid wird als Kalkwasser bezeichnet und ist alkalisch. An der Luft wird Kalkwasser durch die Aufnahme von Kohlendioxid und die Bildung von unlöslichem Calciumcarbonat schnell trüb. Trotz solcher heftigen Prozesse, die während der Wechselwirkung des zwanzigsten Elements mit Wasser auftreten, ist es dennoch anders Alkali Metalle, verläuft die Reaktion der Wechselwirkung von Kalzium mit Wasser weniger heftig - ohne Explosionen und Zündungen. Im Allgemeinen ist die Reaktivität von Calcium geringer als die anderer Erdalkalimetalle.

Kalzium verbindet sich aktiv mit Halogenen und bildet so Verbindungen vom Typ CaX2 - es reagiert mit Fluor in der Kälte und mit Chlor und Brom bei Temperaturen über 400 ° C zu CaF2, CaCl2 bzw. CaBr2. Diese Halogenide bilden im geschmolzenen Zustand mit Calciummonohalogeniden des CaX-Typs - CaF, CaCl, in denen Calcium formal einwertig ist. Diese Verbindungen sind nur oberhalb der Schmelzpunkte der Dihalogenide stabil (sie disproportionieren beim Abkühlen zu Ca und CaX2). Darüber hinaus interagiert Calcium aktiv, insbesondere beim Erhitzen, mit verschiedenen Nichtmetallen: Beim Erhitzen wird Calciumsulfid CaS mit Schwefel erhalten, letzteres bindet Schwefel und bildet Polysulfide (CaS2, CaS4 und andere); In Wechselwirkung mit trockenem Wasserstoff bei einer Temperatur von 300-400 ° C bildet Calcium ein Hydrid CaH2 - eine ionische Verbindung, in der Wasserstoff ein Anion ist. Calciumhydrid CaH2 ist eine weiße, salzartige Substanz, die heftig mit Wasser reagiert, um Wasserstoff freizusetzen:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Beim Erhitzen (ca. 500 ° C) in einer Stickstoffatmosphäre entzündet sich Calcium und bildet Ca3N2-Nitrid, das in zwei kristallinen Formen bekannt ist - Hochtemperatur-α und Niedertemperatur-β. Nitrid Ca3N4 wurde auch durch Erhitzen von Calciumamid Ca(NH2)2 im Vakuum erhalten. Beim Erhitzen ohne Luftzugang mit Graphit (Kohlenstoff), Silizium oder Phosphor ergibt Calcium Calciumcarbid CaC2, die Silizide Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 und die Phosphide Ca3P2, CaP und CaP3. Die meisten Calciumverbindungen mit Nichtmetallen werden leicht durch Wasser zersetzt:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Calcium bildet mit Bor Calciumborid CaB6, mit Chalkogenen - Chalkogenide CaS, CaSe, CaTe. Bekannt sind auch die Polychalkogenide CaS4, CaS5, Ca2Te3. Calcium bildet intermetallische Verbindungen mit verschiedenen Metallen - Aluminium, Gold, Silber, Kupfer, Blei und anderen. Als energetisches Reduktionsmittel verdrängt Calcium beim Erhitzen fast alle Metalle aus ihren Oxiden, Sulfiden und Halogeniden. Calcium löst sich gut in flüssigem Ammoniak NH3 unter Bildung einer blauen Lösung, deren Verdampfung Ammoniak [Ca (NH3) 6] freisetzt - eine goldfarbene feste Verbindung mit metallischer Leitfähigkeit. Calciumsalze werden üblicherweise durch die Wechselwirkung von Säureoxiden mit Calciumoxid, die Einwirkung von Säuren auf Ca(OH) 2 oder CaCO 3 , Austauschreaktionen in wässrige Lösungen Elektrolyte. Viele Calciumsalze sind gut wasserlöslich (CaCl2-Chlorid, CaBr2-Bromid, CaI2-Jodid und Ca(NO3)2-Nitrat), sie bilden fast immer kristalline Hydrate. CaF2-Fluorid, CaCO3-Carbonat, CaSO4-Sulfat, Ca3(PO4)2-Orthophosphat, CaC2O4-Oxalat und einige andere sind in Wasser unlöslich.

DEFINITION

Kalzium- das zwanzigste Element des Periodensystems. Bezeichnung - Ca aus dem lateinischen "Kalzium". Befindet sich in der vierten Periode, IIA-Gruppe. Bezieht sich auf Metalle. Die Grundgebühr beträgt 20.

Calcium ist eines der am häufigsten vorkommenden Elemente in der Natur. Es enthält ungefähr 3% (Masse) in der Erdkruste. Es kommt in Form zahlreicher Ablagerungen von Kalkstein und Kreide sowie Marmor vor, bei denen es sich um natürliche Arten von Calciumcarbonat CaCO 3 handelt. Auch Gips CaSO 4 × 2H 2 O, Phosphorit Ca 3 (PO 4 ) 2 und schließlich verschiedene kalziumhaltige Silikate werden in großen Mengen gefunden.

In Form einer einfachen Substanz ist Calcium formbar, durchaus solides Metall weiß (Abb. 1). An der Luft wird es schnell mit einer Oxidschicht überzogen, und wenn es erhitzt wird, brennt es mit einer hellen rötlichen Flamme. Calcium reagiert relativ langsam mit kaltem Wasser, verdrängt aber schnell Wasserstoff aus heißem Wasser und bildet Hydroxid.

Reis. 1. Kalzium. Aussehen.

Atom- und Molekulargewicht von Calcium

Die relative Molekülmasse einer Substanz (M r) ist eine Zahl, die angibt, wie oft die Masse eines bestimmten Moleküls größer als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms ist, und die relative Atommasse eines Elements (A r) ist wie oft Durchschnittsgewicht Atome eines chemischen Elements beträgt mehr als 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms.

Da Calcium im freien Zustand in Form von einatomigen Ca-Molekülen vorliegt, sind die Werte seiner Atom- und Molekülmasse gleich. Sie sind gleich 40.078.

Isotope von Kalzium

Es ist bekannt, dass Calcium in der Natur in Form der vier stabilen Isotope 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca und 48Ca vorkommt, wobei das 40Ca-Isotop deutlich überwiegt (99,97 %). Ihre Massenzahlen sind 40, 42, 43, 44, 46 bzw. 48. Der Kern des Atoms des Calciumisotops 40 Ca enthält zwanzig Protonen und zwanzig Neutronen, und die restlichen Isotope unterscheiden sich davon nur in der Anzahl der Neutronen.

Es gibt künstliche Kalziumisotope mit Massenzahlen von 34 bis 57, von denen das stabilste 41 Ca mit einer Halbwertszeit von 102.000 Jahren ist.

Calcium-Ionen

Auf der äußeren Energieebene des Calciumatoms gibt es zwei Valenzelektronen:

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

Durch chemische Wechselwirkung gibt Calcium seine Valenzelektronen ab, d.h. ist ihr Spender und verwandelt sich in ein positiv geladenes Ion:

Ca 0 –2e → Ca 2+ .

Molekül und Atom von Calcium

Im freien Zustand liegt Calcium in Form von einatomigen Ca-Molekülen vor. Hier sind einige Eigenschaften, die das Calciumatom und -molekül charakterisieren:

Calciumlegierungen

Calcium dient als Legierungsbestandteil einiger Bleilegierungen.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Die Übung

Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, mit denen die folgenden Umformungen durchgeführt werden können: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2.

Antworten

Durch Auflösen von Kalzium in Wasser können Sie eine trübe Lösung einer Verbindung erhalten, die als "Kalkmilch" bekannt ist - Kalziumhydroxid: Ca + 2 H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2. Indem wir Kohlendioxid durch eine Lösung von Calciumhydroxid leiten, erhalten wir Calciumcarbonat: 2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Indem wir Calciumcarbonat mit Wasser zusetzen und weiterhin Kohlendioxid durch diese Mischung leiten, erhalten wir Calciumbicarbonat: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2.