kalsiumia luonnossa. Kalsium kemiallisena alkuaineena, sen rooli

Johdanto

Kemia on tiedettä aineista, niiden rakenteesta, ominaisuuksista ja interkonversioista.

Kemia liittyy läheisesti muihin luonnontieteisiin: fysiikkaan, biologiaan, geologiaan. Monet modernin tieteen osat syntyivät näiden tieteiden risteyksessä: fysikaalinen kemia, geokemia, biokemia.

Uzbekistanin tutkijat I.R. perustivat vuonna 1997 uuden erikoisalan kemian tieteenalojen järjestelmässä, nimeltään "Tavaroiden luokittelu ja sertifiointi kemiallisen koostumuksen perusteella". Askarov ja T.T. Riskiev. Suuri merkitys tämän uuden kemian tieteenalan muodostumisessa oli sellaisten uzbekistanin tutkijoiden kuten A.A. Ibragimov, G.Kh. Khamrakulov, M.A. Rakhimdzhanov, M. Yu. Isakov, K.M. Karimkulov, O.A. Tashpulatov, A.A. Namazov, B.Ya. Abduganiyev, Sh.M. Mirkamilov, O. Kulimov, N.Kh. Tukhtaboev ja muut.

Kalsium on maa-alkalimetalli, yksi tärkeimmistä alkuaineista maapallolla.

Kalsium on erittäin tärkeä ihmisille, eläimille ja kasveille.

Luonnollisesti kalsiumia, jolla on tällaisia ​​kemiallisia ominaisuuksia, ei löydy luonnosta vapaana. Mutta kalsiumyhdisteistä - sekä luonnollisista että keinotekoisista - on tullut ensiarvoisen tärkeitä.

Ka? leijona- toisen ryhmän pääalaryhmän elementti, kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän neljäs jakso D.I. Mendelejev, jonka atominumero on 20, on siksi kalsiumatomin ytimessä 20 positiivista varausta, jotka muodostuvat 20 protonista; ytimessä olevien neutronien lukumäärä on 40 - 20 = 20. Ytimen varauksen neutraloivat 20 elektronia sijaitsevat neljällä energiatasolla. Suhteellinen atomimassa 40,078 (4). Ilmoitettu symbolilla Ca(lat. Kalsium).

1. Löytöhistoria

Elementin nimi tulee lat. calx (genitiivissä calcis) - "kalkki", "pehmeä kivi". Sitä ehdotti englantilainen kemisti Humphrey Davy, joka vuonna 1808 eristi kalsiummetallin elektrolyyttisellä menetelmällä. Davy elektrolysoi märän sammutetun kalkin seoksen elohopeaoksidin kanssa Hg 2O platinalevyllä, joka oli anodi. Nestemäiseen elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina. Elektrolyysin tuloksena saatiin kalsiumamalgaamia. Ajettuaan pois elohopean siitä Davy sai metallin nimeltä kalsium.

Kalsiumyhdisteitä - kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven palamisen tuotetta) on käytetty rakentamisessa useita vuosituhansia sitten. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita.

kalsiumia kemiallinen yhdiste

2. Luonnossa oleminen

Korkean kemiallisen aktiivisuuden vuoksi kalsiumia ei löydy vapaassa muodossa luonnosta.

Kalsiumin osuus maankuoren massasta on 3,38 % (5. sija runsaudessa hapen, piin, alumiinin ja raudan jälkeen). Alkuaineen pitoisuus merivedessä on 400 mg/l.

Suurin osa kalsiumista sisältyy eri kivien (graniitit, gneisset jne.) silikaattien ja alumiinisilikaattien koostumukseen, erityisesti maasälpää - anortiitti Ca.

Sedimenttikivinä kalsiumyhdisteitä edustavat liitu ja kalkkikivi, jotka koostuvat pääasiassa mineraalikalsiitista (CaCO) 3). Kalsiitin kiteistä muotoa - marmoria - tavataan luonnossa paljon harvemmin.

Kalsiummineraalit ovat melko yleisiä, kuten:

kalsiitti, kalkkikivi, marmori, liitu CaCO3 ,

anhydriitti CaSO4 ,

alabasteri CaSO4 0,5H 2O

kipsi CaSO4 2H 2O

fluoriitti CaF2 ,

fosfiitit ja apatiitit Ca 3(PO 4)2(F, Cl, OH),

dolomiitti MgCO3 CaCO 3.

Kalsium- ja magnesiumsuolojen läsnäolo luonnollisessa vedessä määrää sen kovuuden.

Kalsium, joka kulkeutuu voimakkaasti maankuoressa ja kerääntyy erilaisiin geokemiallisiin järjestelmiin, muodostaa 385 mineraalia (neljäs mineraalien lukumäärällä mitattuna).

Riisi. 1. Kalsiumkertymät suolakertymissä

Kalsiumyhdisteitä löytyy lähes kaikista eläinten ja kasvien kudoksista. Merkittävä määrä kalsiumia on osa eläviä organismeja. Siten hydroksiapatiitti Ca 3(PO 4)2OH tai toisessa merkinnässä 3Ca 3(PO 4)2Ca(OH) 2- perusta luukudosta selkärankaiset, mukaan lukien ihmiset; kalsiumkarbonaatista CaCO 3koostuvat monien selkärangattomien kuoret ja kuoret, munankuoret jne. Ihmisten ja eläinten elävissä kudoksissa 1,4-2 % Ca (massaosuuden perusteella); 70 kg painavassa ihmiskehossa kalsiumpitoisuus on noin 1,7 kg (pääasiassa luukudoksen solujen välisen aineen koostumuksessa).

. Kuitti

Teollisuudessa kalsiumia saadaan kahdella tavalla:

Kuumentamalla CaO- ja Al-jauheen brikettiseosta 1170-1200°C:ssa 0,01-0,02 mm:n tyhjiössä. rt. Taide.; vapautuu reaktiosta:

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

Kalsiumhöyry tiivistyy kylmälle pinnalle.

CaCl-sulan elektrolyysi 2(75-80 %) ja KCl nestemäisellä kupari-kalsiumkatodilla valmistetaan Cu - Ca (65 % Ca) seos, josta kalsium tislataan pois lämpötilassa 950 - 1000 °C tyhjössä 0,1 °C. - 0,001 mm. rt. Taide. tai (6 osasta) CaCl 2ja (1 osa) CaF2.

On myös kehitetty menetelmä kalsiumin saamiseksi kalsiumkarbidin CaC2 lämpödissosiaatiolla .

4. Fyysiset ominaisuudet

Yksinkertaisen aineen ulkonäkö

Kuva 2. Kohtalaisen kovaa, hopeanvalkoista metallia

Nimi, symboli, numero

Ka lsium/kalsium (Ca), 20

atomimassa ( moolimassa)

40,078 a. e.m. (g/mol)

Elektroninen konfigurointi

Atomin säde

kovalenttinen säde

Ionin säde

Elektronegatiivisuus

1,00 (Paulingin asteikko)

Elektrodin potentiaali

Hapetustilat

Ionisaatioenergia (ensimmäinen elektroni)

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

Tiheys (n.a.)

1,55 g/cm³

Sulamislämpötila

842o Kanssa

Sulamislämpö

9,20 kJ/mol

Haihtumislämpö

153,6 kJ/mol

Molaarinen lämpökapasiteetti

25,9 J/(K mol)

Molaarinen tilavuus

29,9 cm³/ mooli

Hilarakenne

kuutio kasvot keskellä

Hilan parametrit

Debye lämpötila

Lämmönjohtokyky

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

yksinkertainen aine kalsiumia- pehmeä, reaktiivinen maa-alkalimetalli, väriltään hopeanvalkoinen.

Kalsiummetallia on kahdessa allotrooppisessa muunnelmassa. Jopa 443 °C, stabiili α-Ca kuutiokeskiisellä hilalla (parametri a = 0,558 nm), stabiilin α-Ca:n yläpuolella kuutiokeskeisellä hilalla, joka on tyyppiä?-Fe (parametri a = 0,448 nm) . Normaali siirtymän entalpia? ? ? on 0,93 kJ/mol.

Paineen asteittaisen nousun myötä se alkaa näyttää puolijohteen ominaisuuksia, mutta siitä ei tule puolijohtetta sanan täydessä merkityksessä (sekään ei ole enää metalli). Paineen lisääntyessä se palaa metalliseen tilaan ja alkaa osoittaa suprajohtavia ominaisuuksia (suprajohtavuuden lämpötila on kuusi kertaa korkeampi kuin elohopealla ja ylittää huomattavasti kaikki muut elementit johtavuudessa). Kalsiumin ainutlaatuinen käyttäytyminen on monella tapaa samanlainen kuin strontiumin (eli samankaltainen jaksollinen järjestelmä tallennetaan).

Kalsiumia esiintyy luonnossa kuuden isotoopin seoksena: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, joista yleisin - 40Ca - on 96,97%.

Kuudesta luonnossa esiintyvästä kalsiumin isotoopista viisi on stabiileja. Kuudes 48Ca-isotooppi, raskain kuudesta ja erittäin harvinainen (sen isotooppimäärä on vain 0,187 %), havaittiin äskettäin läpikäyvän kaksinkertaisen beetahajoamisen puoliintumisajan ollessa 5,3 x 1019 vuotta.

. Kemialliset ominaisuudet

Kalsium on tyypillinen maa-alkalimetalli. Kalsiumin kemiallinen aktiivisuus on korkea, mutta pienempi kuin raskaampien maa-alkalimetallien. Se reagoi helposti ilman hapen, hiilidioksidin ja kosteuden kanssa, minkä vuoksi kalsiummetallin pinta on yleensä himmeän harmaa, joten kalsiumia varastoidaan yleensä laboratoriossa muiden maa-alkalimetallien tapaan tiiviisti suljetussa purkissa kerroksen alla. kerosiinia tai nestemäistä parafiinia.

Ulkoisella energiatasolla on 2 elektronia. Kaikissa yhdisteissä kalsiumin hapetusaste on +2.

Standardipotentiaalien sarjassa kalsium sijaitsee vedyn vasemmalla puolella.

Ca-parin standardielektrodipotentiaali 2+/Ca 0-2,84 V, joten kalsium reagoi aktiivisesti kylmä vesi(kanssa kuuma vesi reaktio etenee voimakkaammin), mutta ilman syttymistä:

Aktiivisten epämetallien (happi, kloori, bromi) kanssa kalsium reagoi normaaleissa olosuhteissa:

Ca+Cl2 CaCl2

Ilmassa tai hapessa kuumennettaessa kalsium syttyy ja palaa punaisella liekillä, jonka sävy on oranssi.

Vähemmän aktiivisten epämetallien (vety, boori, hiili, pii, typpi, fosfori ja muut) kanssa kalsium on vuorovaikutuksessa kuumennettaessa, esimerkiksi:

Kalsiumfosfidin Ca3P2:n lisäksi tunnetaan myös CaP- ja CaP5-koostumusten kalsiumfosfidit;

Kalsiumsilisidin Ca2Si lisäksi tunnetaan myös kalsiumsilisidit koostumuksilla CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.

Yllä olevien reaktioiden kulkuun liittyy pääsääntöisesti vapautuminen suuri numero lämpöä.

Kalsium palauttaa vähemmän aktiiviset metallit niiden oksideista ja halogenideista

2Ca + TiO2 2CaO + Ti

Ca+TiCl2 2CaCl2 + Ti

Suurin osa kalsiumyhdisteistä epämetallien kanssa hajoaa helposti veden vaikutuksesta, esimerkiksi:

Ca2+-ioni on väritön. Kun liekkiin lisätään liukoisia kalsiumsuoloja, liekki muuttuu tiilenpunaiseksi.

. Metallisen kalsiumin sovellukset

Metallisen kalsiumin pääasiallinen käyttötarkoitus on pelkistimenä metallien, erityisesti nikkelin, kuparin ja ruostumattoman teräksen tuotannossa. Kalsiumia ja sen hydridiä käytetään myös vaikeasti talteenotettavien metallien, kuten kromin, toriumin ja uraanin, valmistukseen. Kalsiumin ja lyijyn seoksia käytetään akuissa ja laakeriseoksissa. Kalsiumrakeita käytetään myös poistamaan ilmajäämiä sähkötyhjölaitteista.

1. Metallilämpö

Puhdasta metallista kalsiumia käytetään laajalti metallotermiassa harvinaisten metallien saamiseksi.

2. seostus

Puhdasta kalsiumia käytetään seostamaan lyijyä, jota käytetään akkulevyjen valmistukseen, huoltovapaiden käynnistyslyijyhappoakkujen valmistukseen, joiden itsepurkautuminen on vähäistä. Myös metallista kalsiumia käytetään korkealaatuisten kalsiumbabitsien BKA valmistukseen.

3. Ydinfuusio

Isotooppi 48Ca on yksi tehokkaista ja laajalti käytetyistä materiaaleista superraskaiden alkuaineiden valmistukseen ja uusien alkuaineiden löytämiseen jaksollisesta taulukosta. Tämä johtuu siitä, että kalsium-48 on kaksinkertaisesti maaginen ydin, joten sen stabiilisuus mahdollistaa sen olevan riittävän neutronirikas kevyelle ytimelle; superraskaiden ytimien synteesi vaatii ylimäärän neutroneja.

. Kalsiumyhdisteet

1. kalsiumoksidiaCaO (ei sammutettua kalkkia, poltettu kalkki, kiehuva) valkoinen tulenkestävä aine.

Saatu polttamalla kalkkikiveä tai liitua korkeassa lämpötilassa (yli 900 o KANSSA):

CaCO3 = CaO + CO2

Kalsiumoksidi reagoi veden kanssa muodostaen sammutettua kalkkia ja vapauttaa suuren määrän lämpöä:

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

2. kalsiumhydroksidiCa(OH) 2- vahva emäs, liukenee heikosti veteen.

Ca(OH) 2käytetään eri tavoin:

sammutettu kalkki - ohut irtonainen jauhe, "fluff", saatu veden vaikutuksesta poltettuun kalkkiin CaO:

CaO + H2 O = Ca(OH)2

Rakentamisessa käytetään taikinamaista sammutettua kalkkiseosta sementin, veden ja hiekan kanssa. Kun hiilidioksidi imeytyy ilmasta, tämä seos jähmettyy:

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

kalkkimaito on sammutetun kalkin Ca(OH) hiukkasten suspensio 2kalkkivedessä.

Sitä käytetään rakennusalan valkaisuun, puunrunkojen desinfiointiin, sokeriteollisuudessa, nahan parkitsemiseen, valkaisuaineen saamiseen.

kalkkivesi - Ca(OH)2:n kyllästetty vesiliuos

Ilmassa oleva liuos muuttuu sameaksi, koska hiilidioksidi imeytyy ilmasta.

Mutta kun hiilidioksidia kuluu pitkään, ratkaisu tulee

läpinäkyvä liukoisen kalsiumbikarbonaatin muodostumisen vuoksi:

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

Luonnossa tämä johtaa seuraaviin prosesseihin. Kun kylmä sade tai hiilidioksidilla kyllästetty jokivesi tunkeutuu maan alle ja putoaa kalkkikiven päälle, havaitaan niiden liukeneminen ja samoissa paikoissa, joissa kalsiumbikarbonaatilla kyllästetty vesi tulee maan pinnalle ja lämpenee. auringonsäteet.

Joten luonnossa tapahtuu suurten ainemassojen siirtymistä. Tämän seurauksena maan alle voi muodostua valtavia rakoja, ja luoliin muodostuu kauniita kivi "jääpuikkoja" - tippukivikiviä ja stalagmiitteja.

3. Valkaisujauhe- on voimakas hapetin olennainen osa joka on suola CaOCl 2, joka muodostuu kuivan sammutetun kalkin vuorovaikutuksesta kloorin kanssa:

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

Valkaisujauhe - valkoinen jauhe pistävä haju, joka kosteassa ilmassa hiilidioksidin vaikutuksesta hajoaa vähitellen vapauttaen hypokloorihappoa:

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

Hypokloorihappo hajoaa valossa:

2HClO = 2HCl + O2

Kun suolahappo vaikuttaa valkaisuaineeseen, klooria vapautuu:

CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 +Cl2 + H2 O

Valkaisuaineen valkaisu- ja desinfiointiominaisuudet perustuvat tähän.

4. KipsiCaSO 42H 2O on luonnollinen kalsiummineraali.

Kuumennettaessa 150-180 °C:seen kipsi häviää ¾ kiteytysveteen ja muuttuu alabasteriksi tai poltetuksi kipsiksi.

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

Veteen sekoitettuna alabasteri kovettuu nopeasti ja muuttuu takaisin

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

Tätä kipsin ominaisuutta käytetään valumuottien ja -valujen valmistukseen erilaisia ​​esineitä, sekä sideaineena rakentamisessa kipsille ja muille. Kipsiä käytetään laajalti lääketieteessä kipsivalujen valmistukseen.

Kun kipsiä kuumennetaan yli 180 °C:n lämpötiloissa, muodostuu vedetöntä kipsiä (kalsiumanhydridiä tai kuollutta kipsiä), joka ei enää pysty kiinnittämään vettä.

CaSO4 *2H2 Tietoja CaSO:sta4 + H2 O

Kalsiumsuolat, kuten CaCl2-kloridi, CaBr2-bromidi, CaI2-jodidi ja Ca(NO3)2-nitraatti, liukenevat hyvin veteen. Veteen liukenematon fluori<#"justify">1. kalsiumhydridi

Kalsiumin lämmitys vetyilmakehässä<#"justify">2. kalsiumoksidia

Kalsiumoksidi CaO, osana muiden maa-alkalimetallien oksidien kiinteää liuosta<#"justify">3. Optiset ja lasermateriaalit

kalsiumfluoridia<#"justify">4. kalsiumkarbidi

kalsiumkarbidi<#"justify">Kalsiumoksidia, sekä vapaassa muodossa että osana keraamisia seoksia, käytetään tulenkestävien materiaalien valmistuksessa.

7. Rakennusmateriaalit<#"justify">Kalsiumyhdisteitä (pääasiassa karbonaattia tai bikarbonaattia) käytetään elektrodien pinnoittamiseen sähkökaarihitsauksessa. Kalsiumyhdisteitä käytetään laajalti sulatteiden valmistuksessa metallien sulatukseen ja hitsaukseen.

9. Lääkkeet<#"justify">Kalsiumyhdisteitä käytetään laajalti antihistamiinina.

·Kalsiumkloridi<#"justify">. Biologinen rooli

Kalsium on yleinen makroravintoaine<#"312" src="doc_zip16.jpg" />

Taulukko 1. Kalsiumpitoisuus joissakin elintarvikkeissa

Ruoka Tuotteen määrä Kalsiumpitoisuus in annettu määrä tuotetta, mg Maito ja jauhetut tuotteet Juusto - Sveitsi, Graersky 50 g 493 Juusto - kiinteä muoto, Cheddar, Colby, Edak, Gouda 50 g 353 Maito - kokonainen, 2%, 1% rasvaa 1 kuppi / 250 ml 315 Kerma 1 kuppi/ 250 ml 301 Mozzarella-juusto, Adyghe, fetajuusto 50 269 Jogurtti - tavallinen 1 kuppi/175 ml 292 Maito - kuiva, jauheena 45 ml 159 Jäätelö 1/2 kuppi 93 Juusto - maalaismainen, kermainen 2%, 1% rasvaa (raejuusto) 1/2 kuppia 87 Lihaa, kalaa, Kotimainen lintu ja muut tuotteet Sardiinit, luut 8 pientä 153 Lohi, luullinen, purkitettu 1/2 tölkkiä (nettopaino 13 g) 153 Mantelit 1/2 kuppi 200 Seesami 1/2 kuppi 100 Pavut - keitetyt (pavut, sinipavut, pilkulliset pavut ) 1/2 kuppi 90 Keitetyt soijapavut 1 kuppi 175 Paahdettua kanaa 90 g 13 Naudan paahdettua 90 g 7Leipää ja jyviä Pyöreä lesesämpylä 1/35 g 50 Leipä - valkoinen ja vehnä 1 kpl/30 g 25 Hedelmät , broccoli - raa'at kasvikset 38 Appelsiinit 1 keskikoko/180g 52 banaanit 1 keskikoko/175g 10 salaattia 2 isoa lehteä 8 kuivattuja viikunoita 10 270 sekoitusruokia Maitokeitto, kanan kermakeitto, sienet , tomaatti ja parsakaali 1 kuppi/250 ml 189 Säilykekuppi/2501 keitettyjä papuja ml 169

Johtopäätös

Kalsium on yksi runsaimmista alkuaineista maan päällä.

Englantilainen kemisti Humphry Davy löysi kalsiumin vuonna 1808. Hän eristi kalsiummetallia elektrolyyttisesti sammutetun kalkin ja elohopeaoksidin seoksesta.

Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita.

Luonnossa sitä on paljon. Se ei esiinny vapaassa muodossa. Kalsiumsuoloista muodostuvat vuoristot ja savikivet; sitä löytyy meri- ja jokivedestä. Se on osa sellaisia ​​mineraaleja kuin marmori (liitu), alabasteri, kipsi, fluoriitti, fosfiitit, apatiitit ja dolomiitit.

Kalsium on myös osa eläviä organismeja - kaikissa eläin- ja kasvikudoksissa, ja mikä tärkeintä, kalsium on osa ihmisen luukudosta.

Kalsiumia saadaan kahdella tavalla:

1.Kuumentamalla poltetun kalkin ja alumiinin seosta.

2.Toinen menetelmä, kuten kaikki metallit, on elektrolyysi, tässä tapauksessa CaCl2:n ja KCl:n sulatus nestemäisellä kupari-kalsiumkatodilla.

Kalsium on pehmeä, reaktiivinen maa-alkalimetalli, jonka väri on hopeanvalkoinen.

Kalsium on tyypillinen maa-alkalimetalli<#"justify">1.I. Askarov K. Gopirov "Kemian perusteet" Valtion tieteellinen kustantamo "Uzbekiston Milliy Encyclopedia" Tashkent - 2013 s. 347

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

3.N.L. Glinka "Yleinen kemia" Moskova - 1988

."Koulun käsikirja" Biškek - 2000 s. 152-156

.G.P. Khomchenko "Kemia - universaali kokoelma" Moscow New Wave Kustantaja Umerenkov - 2008 s. 301-306

.F.G. Felbdman G.E. Rudzitis "Chemistry 9" Moskova "Enlightenment" - 1990 s. 127-132

."Yleinen hakuteos" Moskova - 2006 s. 648-651

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

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

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

Tutorointi

Tarvitsetko apua aiheen oppimisessa?

Asiantuntijamme neuvovat tai tarjoavat tutorointipalveluita sinua kiinnostavista aiheista.
Lähetä hakemus mainitsemalla aiheen juuri nyt saadaksesi selville mahdollisuudesta saada konsultaatio.

Kalsiumin historia

Kalsiumin löysi vuonna 1808 Humphry Davy, joka sai sammutetun kalkin ja elohopeaoksidin elektrolyysillä kalsium-amalgaamia tislaamalla elohopean, josta metalli jäi jäljelle ja joka sai nimen. kalsiumia. latinaksi lime kuulostaa calx, juuri tämän nimen englantilainen kemisti valitsi löydetylle aineelle.

Kalsium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän D.I jakson IV ryhmän IV pääalaryhmän II alkuaine. Mendelejevin atomiluku on 20 ja atomimassa 40,08. Hyväksytty nimitys on Ca (latinasta - Calcium).

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Kalsium on reaktiivinen, pehmeä, hopeanvalkoinen alkalimetalli. Vuorovaikutuksesta hapen ja hiilidioksidin kanssa metallin pinta tummuu, joten kalsiumin täytyy olla erityiskohtelu varastointi - ehdottomasti tiiviisti suljettu astia, johon metalli kaadetaan kerroksella nestemäistä parafiinia tai kerosiinia.

Kalsium on tunnetuin ihmiselle välttämätön mikroelementtejä, päivittäinen tarve se vaihtelee 700-1500 mg terveellä aikuisella, mutta se kasvaa raskauden ja imetyksen aikana, tämä on otettava huomioon ja saatava kalsiumia lääkkeiden muodossa.

Luonnossa oleminen

Kalsiumilla on erittäin korkea kemiallinen aktiivisuus, joten vapaassa (puhtaassa) muodossa sitä ei esiinny luonnossa. Siitä huolimatta se on viidenneksi yleisin maankuoressa, yhdisteiden muodossa sitä löytyy sedimentistä (kalkkikivi, liitu) ja kivistä (graniitti), anoriittimaasälpä sisältää paljon kalsiumia.

Se on levinnyt laajalti eläviin organismeihin, sitä esiintyy kasveissa, eläin- ja ihmisorganismeissa, missä sitä esiintyy pääasiassa hampaiden ja luukudoksen koostumuksessa.

Kalsiumin imeytyminen

Este kalsiumin normaalille imeytymiselle elintarvikkeista on hiilihydraattien kulutus makeisten ja emästen muodossa, jotka neutraloivat mahalaukun suolahappoa, joka on välttämätön kalsiumin liuottamiseksi. Kalsiumin imeytymisprosessi on melko monimutkainen, joten joskus ei riitä, että sitä saa vain ruuan kanssa, vaan mikroelementin lisäsaanti on tarpeen.

Vuorovaikutus muiden kanssa

Kalsiumin imeytymisen parantamiseksi suolistossa se on välttämätöntä, mikä pyrkii helpottamaan kalsiumin imeytymistä. Kun kalsiumia (lisäravinteena) otetaan syömisen yhteydessä, imeytyminen estyy, mutta kalsiumlisän ottaminen erillään ruoasta ei vaikuta tähän prosessiin millään tavalla.

Melkein kaikki kehon kalsium (1-1,5 kg) löytyy luista ja hampaista. Kalsium osallistuu hermokudoksen kiihtyvyysprosesseihin, lihasten supistumiskykyyn, veren hyytymisprosesseihin, on osa solujen, solujen ja kudosnesteiden ytimiä ja kalvoja, sillä on allergiaa ja tulehdusta ehkäiseviä vaikutuksia, ehkäisee asidoosia, aktivoi useita entsyymejä ja hormoneja. Kalsium osallistuu myös läpäisevyyden säätelyyn solukalvot, sillä on päinvastainen vaikutus.

Kalsiumin puutteen merkkejä

Merkit kalsiumin puutteesta kehossa ovat sellaiset ensi silmäyksellä toisiinsa liittymättömät oireet:

• hermostuneisuus, mielialan heikkeneminen;
• sydämentykytyksiä;
• kouristukset, raajojen puutuminen;
• kasvun hidastuminen ja lapset;
• korkea verenpaine;
• kynsien delaminaatio ja hauraus;
• nivelkipu, "kipukynnyksen" alentaminen;
• runsaat kuukautiset.

Kalsiumin puutteen syyt

Kalsiumin puutteen syitä voivat olla epätasapainoinen ruokavalio (erityisesti nälkä), alhainen kalsiumpitoisuus ruoassa, tupakointi ja riippuvuus kahvista ja kofeiinipitoisista juomista, dysbakterioosi, munuaissairaus, kilpirauhanen, raskaus, imetysjaksot ja vaihdevuodet.

Liiallinen kalsium, jota voi esiintyä maitotuotteiden liiallisella kulutuksella tai hallitsemattomalla lääkkeiden nauttimisella, on ominaista voimakas jano, pahoinvointi, oksentelu, ruokahaluttomuus, heikkous ja lisääntynyt virtsaaminen.

Kalsiumin käyttö elämässä

Kalsium on löytänyt käyttöä uraanin metallotermisessä tuotannossa, luonnonyhdisteiden muodossa sitä käytetään raaka-aineena kipsin ja sementin valmistukseen, desinfiointikeinona (kaikki tietävät valkaisuaine).

Kalsium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän toisen ryhmän pääalaryhmän alkuaine, jonka atominumero on 20. Se on merkitty symbolilla Ca (lat. Calcium). Yksinkertainen aine kalsium (CAS-numero: 7440-70-2) on pehmeä, reaktiivinen, hopeanvalkoinen maa-alkalimetalli.

Nimen historia ja alkuperä

Elementin nimi tulee lat. calx (genitiivissä calcis) - "kalkki", "pehmeä kivi". Sitä ehdotti englantilainen kemisti Humphrey Davy, joka vuonna 1808 eristi kalsiummetallin elektrolyyttisellä menetelmällä. Davy elektrolysoi märän sammutetun kalkin seoksen elohopeaoksidilla HgO platinalevyllä, joka oli anodi. Nestemäiseen elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina. Elektrolyysin tuloksena saatiin kalsiumamalgaamia. Ajettuaan pois elohopean siitä Davy sai metallin nimeltä kalsium.
Kalsiumyhdisteitä - kalkkikiveä, marmoria, kipsiä (sekä kalkkia - kalkkikiven palamisen tuotetta) on käytetty rakentamisessa useita vuosituhansia sitten. 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena. Vuonna 1789 A. Lavoisier ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita.

Kuitti

Vapaata metallista kalsiumia saadaan elektrolyysillä sulasta, joka koostuu CaCl 2:sta (75-80 %) ja KCl:sta tai CaCl 2:sta ja CaF 2:sta, sekä CaO:n aluminotermisestä pelkistämisestä 1170-1200 °C:ssa:
4CaO + 2Al → CaAl 2O 4 + 3Ca.

Fyysiset ominaisuudet

Kalsiummetallia on kahdessa allotrooppisessa muunnelmassa. 443 °C:seen asti α-Ca, jossa on kuutiomainen pintakeskeinen hila, on stabiili (parametri a = 0,558 nm), yli β-Ca on stabiili α-Fe-tyyppisellä kuutiokappalekeskeisellä hilassa (parametri a = 0,448). nm). α → β -siirtymän standardientalpia ΔH 0 on 0,93 kJ/mol.
Paineen asteittaisen nousun myötä se alkaa näyttää puolijohteen ominaisuuksia, mutta siitä ei tule puolijohtetta sanan täydessä merkityksessä (sekään ei ole enää metalli). Paineen lisääntyessä se palaa metalliseen tilaan ja alkaa osoittaa suprajohtavia ominaisuuksia (suprajohtavuuden lämpötila on kuusi kertaa korkeampi kuin elohopealla ja ylittää huomattavasti kaikki muut elementit johtavuudessa). Kalsiumin ainutlaatuinen käyttäytyminen on monella tapaa samanlainen kuin strontiumilla (eli jaksollisen taulukon rinnakkaiset säilyvät).

Kemialliset ominaisuudet

Kalsium on tyypillinen maa-alkalimetalli. Kalsiumin kemiallinen aktiivisuus on korkea, mutta pienempi kuin kaikkien muiden maa-alkalimetallien. Se reagoi helposti ilman hapen, hiilidioksidin ja kosteuden kanssa, minkä vuoksi kalsiummetallin pinta on yleensä himmeän harmaa, joten kalsiumia varastoidaan yleensä laboratoriossa muiden maa-alkalimetallien tapaan tiiviisti suljetussa purkissa kerroksen alla. kerosiinia tai nestemäistä parafiinia.

Kalsium (latinaksi Calcium, merkitty symbolilla Ca) on alkuaine, jonka atominumero on 20 ja atomimassa 40,078. Se on osa toisen ryhmän pääalaryhmää, Dmitri Ivanovitš Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän neljättä jaksoa. Normaaliolosuhteissa yksinkertainen aine kalsium on kevyt (1,54 g / cm3) muokattava, pehmeä, reaktiivinen hopeanvalkoinen maa-alkalimetalli.

Luonnossa kalsium esitetään kuuden isotoopin seoksena: 40Ca (96,97 %), 42Ca (0,64 %), 43Ca (0,145 %), 44Ca (2,06 %), 46Ca (0,0033 %) ja 48Ca (0,185 %). Kahdennenkymmenennen alkuaineen pääisotooppi - yleisin - on 40Ca, sen isotooppimäärä on noin 97%. Kuudesta luonnollisesta kalsiumin isotoopista viisi on stabiileja, kuudennen isotoopin 48Ca, raskain kuudesta ja melko harvinainen (sen isotooppimäärä on vain 0,185 %), on äskettäin todettu läpikäyvän kaksinkertaisen β-hajoamisen puoliintumisajan ollessa noin 5,3∙1019 vuotta. Keinotekoisesti valmistetut isotoopit massaluvuilla 39, 41, 45, 47 ja 49 ovat radioaktiivisia. Useimmiten niitä käytetään isotooppimerkkiaineena tutkittaessa mielävässä organismissa. 45Ca:lla, joka saadaan säteilyttämällä metallista kalsiumia tai sen yhdisteitä neutroneilla uraanireaktorissa, on tärkeä rooli tutkimuksessa aineenvaihduntaprosesseja esiintyy maaperässä ja tutkitaan kasvien kalsiumin imeytymisprosesseja. Saman isotoopin ansiosta oli mahdollista havaita sulatusprosessin aikana eri teräslaatujen ja ultrapuhtaan raudan kontaminaatiolähteet kalsiumyhdisteillä.

Kalsiumyhdisteet - marmori, kipsi, kalkkikivi ja kalkki (kalkkikiven paahtotuote) on tunnettu muinaisista ajoista lähtien ja niitä on käytetty laajalti rakentamisessa ja lääketieteessä. Muinaiset egyptiläiset käyttivät kalsiumyhdisteitä pyramidien rakentamisessa, ja suuren Rooman asukkaat keksivät betonin - käyttämällä seoksen murskattua kiveä, kalkkia ja hiekkaa. 1700-luvun loppuun asti kemistit olivat vakuuttuneita siitä, että kalkki oli yksinkertainen kappale. Vasta vuonna 1789 Lavoisier ehdotti, että kalkki, alumiinioksidi ja jotkut muut yhdisteet ovat monimutkaisia ​​aineita. Vuonna 1808 G. Davy sai metallisen kalsiumin elektrolyysillä.

Metallisen kalsiumin käyttö liittyy sen korkeaan kemialliseen aktiivisuuteen. Sitä käytetään tiettyjen metallien, esimerkiksi toriumin, uraanin, kromin, zirkoniumin, cesiumin, rubidiumin, talteenottoon; hapen, rikin poistamiseen teräksestä ja joistakin muista seoksista; orgaanisten nesteiden kuivaamiseen; kaasujäännösten imemiseen tyhjiolaitteissa. Lisäksi metallinen kalsium toimii joidenkin seosten seosaineena. Kalsiumyhdisteitä käytetään paljon laajemmin - niitä käytetään rakentamisessa, pyrotekniikassa, lasin valmistuksessa, lääketieteessä ja monilla muilla aloilla.

Kalsium on yksi tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista; se on välttämätön useimmille eläville organismeille normaalia elinprosessia varten. Aikuisen kehossa on jopa puolitoista kiloa kalsiumia. Sitä on kaikissa elävien organismien kudoksissa ja nesteissä. Kahdeskymmenes elementti on välttämätön luukudoksen muodostumiselle, sydämen rytmin ylläpitämiselle, veren hyytymiselle, ulompien solukalvojen normaalin läpäisevyyden ylläpitämiselle ja useiden entsyymien muodostumiselle. Luettelo toiminnoista, joita kalsium suorittaa kasvi- ja eläinorganismeissa, on erittäin laaja. Riittää, kun sanotaan, että vain harvinaiset organismit voivat kehittyä ympäristössä, jossa ei ole kalsiumia, kun taas muut organismit koostuvat 38 % tästä alkuaineesta ( ihmiskehon sisältää vain noin 2 % kalsiumia).

Biologiset ominaisuudet

Kalsium on yksi biogeenisista alkuaineista, sen yhdisteitä löytyy melkein kaikista elävistä organismeista (harvat organismit pystyvät kehittymään ympäristössä, jossa ei ole kalsiumia), mikä varmistaa normaalin elämänprosessin. Kahdeskymmenes alkuaine on kaikissa eläinten ja kasvien kudoksissa ja nesteissä, suurin osa siitä (selkärankaisissa eliöissä - myös ihmisissä) löytyy luurangosta ja hampaista fosfaattien muodossa (esim. hydroksiapatiitti Ca5 (PO4) 3OH tai 3Ca3 (PO4)2Ca(OH)2). Kahdennenkymmenennen elementin käyttö luiden ja hampaiden rakennusmateriaalina johtuu siitä, että kalsiumioneja ei käytetä solussa. Kalsiumin pitoisuutta säätelevät erityiset hormonit, joiden yhteisvaikutus säilyttää ja ylläpitää luiden rakennetta. Useimpien selkärangattomien ryhmien (nilviäiset, korallit, sienet jne.) luurangot on rakennettu useita muotoja kalsiumkarbonaatti CaCO3 (kalkki). Monet selkärangattomat varastoivat kalsiumia ennen sulamista uuden luuston rakentamiseksi tai elintärkeiden toimintojen tarjoamiseksi epäsuotuisat olosuhteet. Eläimet saavat kalsiumia ruoasta ja vedestä, ja kasvit maaperästä ja suhteessa tähän alkuaineeseen jaetaan kalkefiileihin ja kalkefobeihin.

Tämän tärkeän hivenaineen ionit osallistuvat veren hyytymisprosesseihin sekä veren jatkuvan osmoottisen paineen varmistamiseen. Lisäksi kalsiumia tarvitaan useiden solujen rakenteet, ylläpitää normaalia ulompien solukalvojen läpäisevyyttä, kalojen ja muiden eläinten munien hedelmöittämistä, useiden entsyymien aktivointia (ehkä tämä seikka johtuu siitä, että kalsium korvaa magnesiumioneja). Kalsiumionit välittävät viritystä lihaskuituun, jolloin se supistuu, lisää sydämen supistusten voimakkuutta, lisää leukosyyttien fagosyyttistä toimintaa, aktivoi veren suojaavien proteiinien järjestelmää, säätelee eksosytoosia, mukaan lukien hormonien ja välittäjäaineiden eritystä. Kalsium vaikuttaa verisuonten avoimuuteen – ilman tätä alkuainetta rasvat, lipidit ja kolesteroli laskeutuisivat verisuonten seinämille. Kalsium edistää raskasmetallien suolojen ja radionuklidien erittymistä elimistöstä, suorittaa antioksidanttisia toimintoja. Kalsium vaikuttaa lisääntymisjärjestelmään, sillä on stressiä estävä ja allergiaa ehkäisevä vaikutus.

Kalsiumin pitoisuus aikuisen (paino 70 kg) kehossa on 1,7 kg (pääasiassa luukudoksen solujen välisen aineen koostumuksessa). Tämän elementin tarve riippuu iästä: aikuisille vaadittu päiväannos on 800 - 1 000 milligrammaa, lapsille 600 - 900 milligrammaa. Lapsille on erityisen tärkeää kuluttaa tarvittava annos luiden intensiivistä kasvua ja kehitystä varten. Pääasiallinen kalsiumin lähde kehossa on maito ja maitotuotteet, loput kalsiumista tulee lihasta, kalasta ja joistakin kasvituotteista (erityisesti palkokasveista). Kalsiumkationien imeytyminen tapahtuu paksusuolessa ja ohutsuoli, edistää assimilaatiota hapan ympäristö, C- ja D-vitamiinit, laktoosi (maitohappo) sekä tyydyttymättömät rasvahapot. Aspiriini, oksaalihappo, estrogeenijohdannaiset puolestaan ​​vähentävät merkittävästi kahdennenkymmenennen elementin imeytymistä. Joten yhdistettynä oksaalihappoon kalsium antaa veteen liukenemattomia yhdisteitä, jotka ovat munuaiskivien komponentteja. Magnesiumin rooli kalsiumin aineenvaihdunnassa on suuri - sen puutteen myötä kalsium "pestään pois" luista ja laskeutuu munuaisiin (munuaiskiviin) ja lihaksiin. Yleensä kehossa on monimutkainen järjestelmä kahdennenkymmenennen elementin varastoimiseksi ja vapauttamiseksi, tästä syystä veren kalsiumpitoisuus on tarkasti säädelty, ja oikealla ravinnolla ei ole puutetta tai ylimäärää. Pitkäaikainen kalsiumruokavalio voi aiheuttaa kouristuksia, nivelkipuja, ummetusta, uupumusta, uneliaisuutta ja kasvun hidastumista. Pitkäaikainen kalsiumin puute ruokavaliosta johtaa osteoporoosin kehittymiseen. Nikotiini, kofeiini ja alkoholi ovat joitakin syitä kalsiumin puutteeseen kehossa, koska ne edistävät sen intensiivistä erittymistä virtsaan. Kahdennenkymmenennen alkuaineen (tai D-vitamiinin) ylimäärä johtaa kuitenkin negatiivisiin seurauksiin - kehittyy hyperkalsemia, jonka seurauksena luiden ja kudosten voimakas kalkkeutuminen (vaikuttaa pääasiassa virtsatiejärjestelmään). Pitkäaikainen kalsiumylijäämä häiritsee lihas- ja hermokudosten toimintaa, lisää veren hyytymistä ja vähentää sinkin imeytymistä luusoluihin. Ehkä nivelrikon, kaihien, verenpaineongelmien esiintyminen. Edellä olevan perusteella voimme päätellä, että kasvi- ja eläinorganismien solut tarvitsevat tiukasti määritellyt kalsiumionisuhteet.

Farmakologiassa ja lääketieteessä kalsiumyhdisteitä käytetään vitamiinien, tablettien, pillereiden, injektioiden, antibioottien valmistukseen sekä ampullien ja lääketieteellisten välineiden valmistukseen.

Osoittautuu, että melko yleinen syy miesten hedelmättömyyteen on kalsiumin puute kehossa! Tosiasia on, että siittiön päässä on nuolen muotoinen muodostus, joka koostuu kokonaan kalsiumista, riittävällä määrällä tätä elementtiä siittiö pystyy voittamaan kalvon ja hedelmöittää munan, riittämättömällä hedelmättömyydellä.

Amerikkalaiset tutkijat ovat havainneet, että kalsiumionien puute veressä johtaa muistin heikkenemiseen ja älykkyyden heikkenemiseen. Esimerkiksi tunnetusta yhdysvaltalaisesta Science News -lehdestä tuli tunnetuksi kokeista, jotka vahvistivat, että kissat kehittävät ehdollisen refleksin vain, jos niiden aivosolut sisältävät enemmän kalsiumia kuin verta.

Maataloudessa arvostettua kalsiumsyanamidiyhdistettä ei käytetä vain typpilannoitteena ja urean - arvokkain lannoite ja raaka-aine synteettisten hartsien valmistuksessa - saantilähteenä, vaan myös aineena, jolla oli mahdollista mekanisoida puuvillapeltojen sadonkorjuu. Tosiasia on, että tällä yhdisteellä käsittelyn jälkeen puuvilla irtoaa välittömästi lehdistä, minkä ansiosta ihmiset voivat jättää puuvillan poimimisen koneille.

Kalsiumpitoisista elintarvikkeista puhuttaessa mainitaan aina maitotuotteet, mutta itse maito sisältää 120 mg (lehmä) - 170 mg (lammas) kalsiumia 100 g:ssa; raejuusto on vielä köyhempi - vain 80 mg 100 grammaa kohden. Maitotuotteista vain juusto sisältää 730 mg (gouda) - 970 mg (emmental) kalsiumia 100 g:ssa tuotetta. Kahdennenkymmenennen alkuaineen sisällön ennätys on kuitenkin unikko - 100 grammaa unikonsiemeniä sisältää lähes 1500 mg kalsiumia!

Kalsiumkloridi CaCl2, jota käytetään esimerkiksi jäähdytyslaitoksissa, on monien kemiallisteknologisten prosessien, erityisesti soodan laajamittaisen tuotannon, jätetuote. Huolimatta kalsiumkloridin laajasta käytöstä eri aloilla, sen kulutus on kuitenkin huomattavasti alhaisempi kuin sen tuotanto. Tästä syystä esimerkiksi soodaa valmistavien tehtaiden lähellä muodostuu kokonaisia ​​järviä kalsiumkloridisuolavedestä. Tällaiset varastolammet eivät ole harvinaisia.

Jotta ymmärtäisimme, kuinka paljon kalsiumyhdisteitä kulutetaan, on syytä antaa vain muutama esimerkki. Terästuotannossa kalkkia käytetään poistamaan fosforia, piitä, mangaania ja rikkiä, happikonvertteriprosessissa kalkkia kuluu 75 kiloa terästonnia kohden! Toinen esimerkki on aivan toiselta alueelta – elintarviketeollisuudesta. Sokerin valmistuksessa raakasokerisiirappi saatetaan reagoimaan kalkin kanssa kalsiumsakkaraatin saostamiseksi. Joten ruokosokeri vaatii yleensä noin 3-5 kg ​​kalkkia tonnia kohden ja juurikassokeri - sata kertaa enemmän, eli noin puoli tonnia kalkkia tonnia kohti!

Veden "kovuus" on joukko ominaisuuksia, jotka siihen liuenneet kalsium- ja magnesiumsuolat antavat vedelle. Jäykkyys jaetaan väliaikaiseen ja pysyvään. Väliaikainen eli karbonaattikovuus johtuu liukoisten bikarbonaattien Ca (HCO3) 2 ja Mg (HCO3) 2 läsnäolosta vedessä. Karbonaattikovuudesta on erittäin helppo päästä eroon - vettä keitettäessä bikarbonaatit muuttuvat veteen liukenemattomiksi kalsium- ja magnesiumkarbonaateiksi, jotka saostuvat. Pysyvän kovuuden luovat samojen metallien sulfaatit ja kloridit, mutta siitä eroon pääseminen on paljon vaikeampaa. Kova vesi ei ole niin kauheaa, koska se estää saippuavaahdon muodostumisen ja pesee siten vaatteet huonommin, paljon pahempaa on, että se muodostaa kalkkikerroksen höyrykattiloihin ja kattilalaitoksiin, mikä heikentää niiden tehokkuutta ja johtaa hätätilanteisiin. Mielenkiintoista on, että he tiesivät kuinka määrittää veden kovuus muinaisessa Roomassa. Reagenssina käytettiin punaviiniä - sen väriaineet muodostavat sakan kalsium- ja magnesiumionien kanssa.

Kalsiumin valmistusprosessi varastointia varten on erittäin mielenkiintoinen. Metallinen kalsium varastoidaan pitkään 0,5 - 60 kg painavina kappaleina. Nämä "siat" pakataan paperipusseihin ja asetetaan sitten galvanoituihin rautasäiliöihin, joissa on juotetut ja värjätyt saumat. Tiiviisti suljetut astiat laitetaan puulaatikoihin. Alle puoli kiloa painavia paloja ei voida säilyttää pitkään - hapettuessaan ne muuttuvat nopeasti oksidiksi, hydroksidiksi ja kalsiumkarbonaatiksi.

Tarina

Metallinen kalsium saatiin suhteellisen äskettäin - vuonna 1808 ihmiskunta on kuitenkin tuntenut tämän metallin yhdisteet hyvin pitkään. Muinaisista ajoista lähtien ihmiset ovat käyttäneet rakentamisessa ja lääketieteessä kalkkikiveä, liitua, marmoria, alabasteria, kipsiä ja muita kalsiumia sisältäviä yhdisteitä. Kalkkikivi CaCO3 oli todennäköisesti ensimmäinen ihmisen käyttämä rakennusmateriaali. Sitä käytettiin rakentamisessa Egyptin pyramidit ja Kiinan muuri. Monet temppelit ja kirkot Venäjällä sekä suurin osa muinaisen Moskovan rakennuksista rakennettiin kalkkikivestä - valkoisesta kivestä. Myös sisällä vanhat ajat kalkkikiveä polttava henkilö sai poltettua kalkkia (CaO), mistä ovat osoituksena Plinius vanhemman (I vuosisadalla jKr.) ja Rooman armeijan lääkärin Dioscoridesin teokset, jotka esseessä "On lääkkeet” otti käyttöön kalsiumoksidille nimen ”poltettu kalkki”, joka on säilynyt tähän päivään asti. Ja kaikki tämä huolimatta siitä, että puhtaan kalsiumoksidin kuvaili ensimmäisen kerran saksalainen kemisti I. Sitten vasta vuonna 1746 ja vuonna 1755 kemisti J. Black, tutkiessaan polttoprosessia, paljasti, että polton aikana tapahtuu kalkkikiven massahäviö. hiilidioksidikaasun vapautumisen vuoksi:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

Gizan pyramideissa käytetyt egyptiläiset laastit perustuivat osittain dehydratoituun kipsiin CaSO4 2H2O tai toisin sanoen alabasteriin 2CaSO4∙H2O. Se on myös kaiken kipsin perusta Tutankhamonin haudassa. Egyptiläiset käyttivät poltettua kipsiä (alabasteria) sideaineena kastelulaitosten rakentamisessa. Luonnonkipsin poltto klo korkeita lämpötiloja Egyptiläiset rakentajat saavuttivat sen osittaisen kuivumisen, eikä vain vesi, vaan myös rikkihappoanhydridi irronnut molekyylistä. Myöhemmin vedellä laimennettuna saatiin erittäin vahva massa, joka ei pelännyt vettä ja lämpötilan vaihteluita.

Roomalaisia ​​voidaan oikeutetusti kutsua betonin keksijöiksi, koska he käyttivät rakennuksissaan yhtä tämän rakennusmateriaalin lajikkeista - murskatun kiven, hiekan ja kalkin seosta. Plinius Vanhin on kuvannut vesisäiliöiden rakentamista tällaisesta betonista: "Säiliöiden rakentamiseen viisi osaa puhdasta sorahiekkaa, kaksi osaa parasta sammutettua kalkkia ja silexin (kova laava) palasia, jotka painavat enintään punta kutakin otetaan, sekoittamisen jälkeen ne tiivistävät pohjan ja sivupinnat rautajunan iskuja. Sisään kostea ilmasto Italian betoni oli kestävin materiaali.

Osoittautuu, että kalsiumyhdisteet, joita he käyttivät laajasti, ovat olleet ihmiskunnan tiedossa pitkään. Kuitenkin 1700-luvun loppuun asti kemistit pitivät kalkkia yksinkertaisena kappaleena, vasta uuden vuosisadan aattona alettiin tutkia kalkin ja muiden kalsiumyhdisteiden luonnetta. Joten Stahl ehdotti, että kalkki on monimutkainen kappale, joka koostuu maanläheisistä ja vetisistä periaatteista, ja Black teki eron emäksisen kalkin ja hiilipitoisen kalkin välillä, joka sisälsi "kiinteää ilmaa". Antoine Laurent Lavoisier katsoi, että kalkkipitoinen maa (CaO) johtuu alkuaineiden määrästä eli yksinkertaisista aineista, vaikka vuonna 1789 hän ehdotti, että kalkki, magnesiumoksidi, bariitti, alumiinioksidi ja piidioksidi ovat monimutkaisia ​​aineita, mutta tämä voidaan todistaa vain hajottamalla "itsepäistä maata" (kalsiumoksidia). Ja ensimmäinen menestyjä oli Humphrey Davy. Kun kalium- ja natriumoksidit oli hajotettu onnistuneesti elektrolyysillä, kemisti päätti saada maa-alkalimetalleja samalla tavalla. Ensimmäiset yritykset eivät kuitenkaan onnistuneet - englantilainen yritti hajottaa kalkkia elektrolyysillä ilmassa ja öljykerroksen alla, sitten hän kalsinoi kalkin kaliummetallilla putkessa ja teki monia muita kokeita, mutta turhaan. Lopulta hän sai elohopeakatodilla varustetussa laitteessa amalgaamin elektrolyysillä kalkkia ja siitä metallista kalsiumia. Melko pian I. Berzelius ja M. Pontin paransivat tätä menetelmää metallin saamiseksi.

Uusi elementti on saanut nimensä latinan sanasta "calx" (genitiivissä calcis) - kalkki, pehmeä kivi. Calxia (calx) kutsuttiin liiduksi, kalkkikiveksi, yleensä pikkukiviksi, mutta useimmiten kalkkipohjaiseksi laastiksi. Tätä käsitettä käyttivät myös muinaiset kirjailijat (Vitruvius, Plinius Vanhin, Dioscorides) kuvaillessaan kalkkikiven polttamista, kalkin sammuttamista ja laastien valmistusta. Myöhemmin alkemistien piirissä "calx" merkitsi paahtotuotetta yleensä - erityisesti metalleja. Joten esimerkiksi metallioksideja kutsuttiin metallikalkeiksi ja itse polttoprosessia kalsinaatioksi (calcinatio). Muinaisessa venäläisessä reseptikirjallisuudessa esiintyy sana ulosteet (muta, savi), joten Trinity-Sergius Lavran (XV vuosisadan) kokoelmassa sanotaan: "Ota ulosteet, niistä tehdään kultaa uuniin". Vasta myöhemmin sana cal, joka epäilemättä liittyy sanaan "calx", tuli synonyymi sanalle lanta. 1800-luvun alun venäläisessä kirjallisuudessa kalsiumia kutsuttiin joskus kalkkipitoisen maan pohjaksi, kalkkipitoiseksi (Shcheglov, 1830), kalkkipitoiseksi (Iovsky), kalsiumaksi, kalsiumiksi (Hess).

Luonnossa oleminen

Kalsium on yksi planeettamme yleisimmistä alkuaineista - viidenneksi kvantitatiivisesti luonnossa mitattuna (ei-metalleista vain happi on yleisempi - 49,5 % ja pii - 25,3 %) ja kolmas metallien joukossa (vain alumiini on yleisempi - 7,5% ja rauta - 5,08%). Kalsiumin Clarke (keskimääräinen pitoisuus maankuoressa) vaihtelee eri arvioiden mukaan 2,96 paino-%:sta 3,38%:iin, voimme ehdottomasti sanoa, että tämä luku on noin 3%. Kalsiumatomin ulkokuoressa on kaksi valenssielektronia, joiden sidos ytimeen on melko hauras. Tästä syystä kalsiumilla on korkea kemiallinen aktiivisuus, eikä sitä esiinny luonnossa vapaassa muodossa. Se kuitenkin liikkuu ja kerääntyy aktiivisesti erilaisiin geokemiallisiin järjestelmiin muodostaen noin 400 mineraalia: silikaatteja, alumiinisilikaatteja, karbonaatteja, fosfaatteja, sulfaatteja, borosilikaatteja, molybdaatteja, klorideja ja muita, jotka ovat tässä indikaattorissa neljännellä sijalla. Basalttimagmien sulamisen aikana kalsium kerääntyy sulatteeseen ja siirtyy tärkeimpien kiviä muodostavien mineraalien koostumukseen, jonka fraktioinnin aikana sen pitoisuus pienenee magman erilaistuessa emäksisistä kiveistä happamiksi. Suurin osa kalsiumista sijaitsee maankuoren alaosassa, ja se kerääntyy pääkiviin (6,72 %); maan vaipassa on vähän kalsiumia (0,7 %) ja todennäköisesti vielä vähemmän maan ytimessä (ytimen kaltaisissa 20. alkuaineen rautameteoriiteissa vain 0,02 %).

Totta, kalsiumclarkea kivisissä meteoriiteissa on 1,4% (harvinaista kalsiumsulfidia löytyy), keskikokoisissa kivissä - 4,65%, happamissa kiveissä on 1,58 painoprosenttia kalsiumia. Suurin osa kalsiumista sisältyy eri kivien (graniitit, gneissit jne.) silikaattien ja alumiinisilikaattien koostumukseen, erityisesti maasälpää - anortiitti Ca, sekä diopsidi CaMg, wollastoniitti Ca3. Sedimenttikivien muodossa kalsiumyhdisteitä edustavat kalkki ja kalkkikivi, jotka koostuvat pääasiassa mineraalikalsiitista (CaCO3).

Kalsiumkarbonaatti CaCO3 on yksi yleisimmistä yhdisteistä maapallolla – kalsiumkarbonaattiin perustuvat mineraalit peittävät noin 40 miljoonaa neliökilometriä maan pinnasta. Monissa osissa maan pintaa on merkittäviä kalsiumkarbonaatin sedimenttiesiintymiä, jotka muodostuivat muinaisen ajan jäänteistä. meren eliöt- liitu, marmori, kalkkikivi, kuorikivi - kaikki tämä on CaCO3:a vähäisillä epäpuhtauksilla ja kalsiitti on puhdasta CaCO3:a. Tärkein näistä mineraaleista on kalkkikivi, tarkemmin sanottuna kalkkikivet - loppujen lopuksi jokainen esiintymä eroaa tiheydestä, koostumuksesta ja epäpuhtauksien määrästä. Esimerkiksi kuorikivi on orgaanista alkuperää olevaa kalkkikiveä, ja vähemmän epäpuhtauksia sisältävä kalsiumkarbonaatti muodostaa läpinäkyviä kalkkipitoisia tai islantilaisia ​​kiteitä. Liitu on toinen yleisesti tavattu kalsiumkarbonaatin lajike, kun taas marmori, kalsiitin kiteinen muoto, on paljon harvinaisempi luonnossa. On yleisesti hyväksyttyä, että marmori muodostettiin kalkkikivestä muinaisilla geologisilla aikakausilla. Maankuoren liikkeen aikana yksittäisiä kalkkikiviesiintymiä haudattiin muiden kivikerrosten alle. Korkean paineen ja lämpötilan vaikutuksesta uudelleenkiteytysprosessi tapahtui, ja kalkkikivi muuttui tiheämmäksi kiteiseksi kallioksi - marmoriksi. Outoja tippukivipylväitä ja stalagmiitteja - mineraali aragoniitti, joka on toinen kalsiumkarbonaatin lajike. Ortorombinen aragoniitti muodostuu lämpimät meret- Valtavat kalsiumkarbonaattikerrokset aragoniitin muodossa muodostivat Bahaman, Florida Keysin ja Punaisenmeren altaan. Varsin yleisiä ovat myös sellaiset kalsiummineraalit kuten fluoriitti CaF2, dolomiitti MgCO3 CaCO3, anhydriitti CaSO4, fosforiitti Ca5 (PO4) 3 (OH, CO3) (erilaisilla epäpuhtauksilla) ja apatiitti Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH) - muodot kalsiumfosfaatti, alabasteri CaSO4 0,5H2O ja kipsi CaSO4 2H2O (kalsiumsulfaatin muodot) ja muut. Kalsiumia sisältävissä mineraaleissa on isomorfisesti korvaavia alkuaineita-epäpuhtauksia (esim. natrium, strontium, harvinaiset maametallit, radioaktiiviset ja muut alkuaineet).

Suuri määrä kahdeskymmenes elementtiä on mukana luonnonvesiä johtuen maailmanlaajuisesta "karbonaattitasapainosta" huonosti liukenevan CaCO3:n, hyvin liukenevan Ca (HCO3) 2:n ja hiilidioksidin välillä vedessä ja ilmassa:

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

Tämä reaktio on palautuva ja se on perusta kahdennenkymmenennen elementin uudelleenjaolle - milloin korkea sisältö hiilidioksidia vesissä, kalsium on liuoksessa, ja alhaisella CO2-pitoisuudella mineraalikalsiitti CaCO3 saostuu muodostaen voimakkaita kalkkikiven, liidun, marmorin kerrostumia.

Huomattava määrä kalsiumia sisältyy elävien organismien koostumukseen, esimerkiksi hydroksiapatiitti Ca5 (PO4) 3OH, tai toisella tavalla 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 - selkärankaisten luukudoksen perusta, mukaan lukien ihmiset. Kalsiumkarbonaatti CaCO3 on pääkomponentti monien selkärangattomien, munankuorten, korallien ja jopa helmien kuorissa ja kuorissa.

Sovellus

Metallista kalsiumia käytetään melko harvoin. Pohjimmiltaan tätä metallia (samoin kuin sen hydridiä) käytetään vaikeasti talteenotettavien metallien - uraanin, titaanin, toriumin, zirkoniumin, cesiumin, rubidiumin ja useiden metallien - tuotannossa. harvinaiset maametallit niiden yhdisteistä (oksidit tai halogenidit). Kalsiumia käytetään pelkistimenä nikkelin, kuparin ja ruostumattoman teräksen tuotannossa. Lisäksi kahdeskymmenettä elementtiä käytetään terästen, pronssien ja muiden metalliseosten hapettumisenestoon, rikin poistamiseen öljytuotteista, vedenpoistoon orgaaniset liuottimet, argonin puhdistamiseen typen epäpuhtauksista ja kaasun absorboijana sähköisissä alipainelaitteissa. Metallista kalsiumia käytetään Pb-Na-Ca-järjestelmän kitkanestoseosten valmistuksessa (käytetään laakereissa), samoin kuin Pb-Ca-seoksen, jota käytetään sähkökaapeleiden vaipan valmistukseen. Piikalsiumseosta (Ca-Si-Ca) käytetään korkealaatuisten terästen valmistuksessa hapettumisen- ja kaasunpoistoaineena. Kalsiumia käytetään sekä alumiiniseosten seosaineena että magnesiumseosten modifioivana lisäaineena. Esimerkiksi kalsiumin lisääminen lisää alumiinilaakerien lujuutta. Puhdasta kalsiumia käytetään myös dopinglyijyssä, jota käytetään akkulevyjen valmistukseen, huoltovapaiden käynnistyslyijyhappoakkujen ja alhaisen itsepurkauksen valmistukseen. Myös metallista kalsiumia käytetään korkealaatuisten kalsiumbabitsien BKA valmistukseen. Kalsiumin avulla valuraudan hiilipitoisuutta säädellään ja lyijystä poistetaan vismuttia, teräksestä puhdistetaan happea, rikkiä ja fosforia. Kalsiumia sekä sen alumiinia ja magnesiumia sisältäviä seoksia käytetään varatermisähköakuissa anodina (esimerkiksi kalsiumkromaattielementti).

Kahdennenkymmenennen alkuaineen yhdisteitä käytetään kuitenkin paljon laajemmin. Ja ennen kaikkea me puhumme noin luonnollisia yhdisteitä kalsiumia. Yksi yleisimmistä kalsiumyhdisteistä maapallolla on CaCO3-karbonaatti. Puhdas kalsiumkarbonaatti on mineraali kalsiitti ja kalkkikivi, liitu, marmori, kuorikivi - CaCO3 vähäisin epäpuhtauksin. Kalsium- ja magnesiumkarbonaatin seosta kutsutaan dolomiittiksi. Kalkkikiveä ja dolomiittia käytetään pääasiassa rakennusmateriaaleina, tienpinnoina tai maaperän happamuudenpoistoaineina. Kalsiumkarbonaattia CaCO3 tarvitaan kalsiumoksidin (poltettu kalkki) CaO ja kalsiumhydroksidi (sammutettu kalkki) Ca(OH)2 saamiseksi. CaO ja Ca (OH) 2 puolestaan ​​ovat pääaineita monilla kemian-, metallurgian ja konepajateollisuuden aloilla - kalsiumoksidia, sekä vapaassa muodossa että osana keraamisia seoksia, käytetään tulenkestävien materiaalien valmistukseen; Sellu- ja paperiteollisuus tarvitsee valtavia määriä kalsiumhydroksidia. Lisäksi Ca (OH) 2:ta käytetään valkaisuaineen (hyvä valkaisu- ja desinfiointiaine), Berthollet-suolan, soodan ja joidenkin torjunta-aineiden valmistuksessa kasvintuhoojien torjuntaan. Valtava määrä kalkkia kulutetaan teräksen valmistuksessa - rikin, fosforin, piin ja mangaanin poistamiseen. Toinen kalkin tehtävä metallurgiassa on magnesiumin tuotanto. Kalkkia käytetään myös voiteluaineena teräslangan vedossa ja rikkihappoa sisältävien peittausnesteiden jätteen neutraloinnissa. Lisäksi kalkki on yleisin kemiallinen reagenssi juoma- ja teollisuusveden käsittelyssä (yhdessä aluna- tai rautasuolojen kanssa se koaguloi suspensioita ja poistaa sedimenttejä sekä pehmentää vettä poistamalla väliaikaisen - hiilikarbonaatti - kovuuden). Saostunutta kalsiumkarbonaattia käytetään jokapäiväisessä elämässä ja lääketieteessä happoa neutraloivana aineena, hammastahnojen lievänä hankaavana aineena, lisäkalsiumin lähteenä ruokavaliossa, komponentti purukumi ja täyteaine kosmetiikassa. CaCO3:a käytetään myös täyteaineena kumeissa, latekseissa, maaleissa ja emaleissa sekä muoveissa (noin 10 painoprosenttia) parantamaan niiden lämmönkestävyyttä, jäykkyyttä, kovuutta ja työstettävyyttä.

Erityisen tärkeä on kalsiumfluoridi CaF2, koska se on mineraalin (fluoriitin) muodossa ainoa teollisesti tärkeä fluorin lähde! Kalsiumfluoridia (fluoriittia) käytetään yksikiteiden muodossa optiikassa (tähtitieteelliset objektiivit, linssit, prismat) ja lasermateriaalina. Tosiasia on, että vain kalsiumfluoridilasit läpäisevät koko spektrialueen. Yksittäisten kiteiden muodossa olevaa kalsiumvolframaattia (scheeliittiä) käytetään lasertekniikassa ja myös tuikeaineena. Yhtä tärkeää on kalsiumkloridi CaCl2, joka on jäähdytysyksiköiden sekä traktoreiden ja muiden ajoneuvojen renkaiden täyttöön tarkoitettujen suolaliuosten komponentti. Kalsiumkloridin avulla tiet ja jalkakäytävät puhdistetaan lumesta ja jäästä, tätä yhdistettä käytetään suojaamaan hiiltä ja malmia jäätymiseltä kuljetuksen ja varastoinnin aikana, puu kyllästetään sen liuoksella tulenkestäväksi. CaCl2:ta käytetään betoniseoksissa nopeuttamaan kovettumisen alkamista, lisäämään betonin alku- ja loppulujuutta.

Keinotekoisesti saatua kalsiumkarbidia CaC2 (kalsiumoksidin sähköuuneissa kalsinoinnissa koksin kanssa) käytetään asetyleenin saamiseksi ja metallien pelkistämiseen sekä kalsiumsyanamidin valmistukseen, joka puolestaan ​​vapauttaa ammoniakkia vesihöyryn vaikutuksesta. . Lisäksi kalsiumsyanamidia käytetään urean valmistukseen, joka on arvokas lannoite ja raaka-aine synteettisten hartsien valmistuksessa. Kuumentamalla kalsiumia vetyilmakehässä saadaan CaH2 (kalsiumhydridi), jota käytetään metallurgiassa (metallilämpö) ja vedyn tuotannossa kentällä (yhdestä kilosta kalsiumhydridiä saadaan yli kuutiometri vetyä ), jota käytetään esimerkiksi ilmapallojen täyttämiseen. Laboratoriokäytännössä kalsiumhydridiä käytetään energisenä pelkistimenä. Hyönteismyrkkyä kalsiumarsenaattia, jota saadaan neutraloimalla arseenihappoa kalkilla, käytetään laajalti puuvillakärsän, turskakoin, tupakkamadon ja Colorado-perunakuoriaisen torjuntaan. Tärkeitä fungisidejä ovat kalkkisulfaattisumutteet ja Bordeaux-seokset, joita saadaan kuparisulfaatista ja kalsiumhydroksidista.

Tuotanto

Ensimmäinen, joka hankki metallista kalsiumia, oli englantilainen kemisti Humphry Davy. Vuonna 1808 hän teki elektrolyysin märän sammutetun kalkin Ca (OH) 2:n ja elohopeaoksidin HgO:n seoksesta anodina toimineelle platinalevylle (elohopeaan upotettu platinalanka toimi katodina), minkä seurauksena Davy sai kalsiumamalgaamin ajamalla siitä elohopeaa. , kemisti löysi uuden metallin, jota hän kutsui kalsiumiksi.

Nykyaikaisessa teollisuudessa vapaata metallista kalsiumia saadaan elektrolyysillä kalsiumkloridin CaCl2-sulasta, jonka osuus on 75-85 %, ja kaliumkloridista KCl:sta (on mahdollista käyttää CaCl2:n ja CaF2:n seosta) tai pelkistämällä aluminoterminen kalsiumoksidi CaO lämpötilassa 1 170-1 200 ° C. Elektrolyysiin tarvittava puhdas vedetön kalsiumkloridi saadaan klooraamalla kalsiumoksidia kuumentamalla hiilen läsnä ollessa tai dehydraamalla CaCl2 ∙ 6H2O, joka on saatu kloorivetyhapon vaikutuksesta kalkkikiveen. Elektrolyysiprosessi tapahtuu elektrolyysihauteessa, johon laitetaan kuiva, puhdistettu kalsiumkloridisuola ja kaliumkloridi, mikä on tarpeen seoksen sulamispisteen alentamiseksi. Grafiittilohkot asetetaan kylvyn yläpuolelle - katodina toimii anodi, kupari-kalsiumseoksella täytetty valurauta- tai teräskylpy. Elektrolyysiprosessissa kalsium siirtyy kupari-kalsium-seokseen rikastaen sitä merkittävästi; menee kalkkimaidon klooraukseen. Rikastettua kupari-kalsiumseosta voidaan käyttää suoraan metalliseoksena tai lähettää puhdistukseen (tislaukseen), jossa se tislataan tyhjiössä (lämpötilassa 1000-1080 °C ja jäännöspaineessa 13-20 kPa), josta metallia saadaan ydinpuhtaista kalsiumia. Erittäin puhtaan kalsiumin saamiseksi se tislataan kahdesti. Elektrolyysiprosessi suoritetaan lämpötilassa 680-720 °C. Pointti on, että tämä on eniten optimaalinen lämpötila elektrolyyttiprosessia varten - alemmassa lämpötilassa kalsiumilla rikastettu seos kelluu elektrolyytin pinnalle, ja korkeammassa lämpötilassa kalsium liukenee elektrolyyttiin muodostaen CaCl:a. Elektrolyysissä nestemäisillä katodeilla kalsiumin ja lyijyn tai kalsiumin ja sinkin seoksia käytetään suoraan suunnittelussa kalsiumineosten saamiseksi lyijyn kanssa (laakereita varten) ja sinkin kanssa (vaahtobetonin valmistukseen - kun seos on vuorovaikutuksessa kosteuden kanssa, vetyä vapautuu ja syntyy huokoinen rakenne). Joskus prosessi suoritetaan rautajäähdytteisellä katodilla, joka on kosketuksessa vain sulan elektrolyytin pinnan kanssa. Kun kalsiumia vapautuu, katodi nousee vähitellen ylös, kalsiumtanko (50-60 cm) vedetään ulos sulatuksesta, suojattu ilmakehän hapelta kerroksella jähmettynyttä elektrolyyttiä. "Kosketusmenetelmää" käytetään kalsiumkloridilla, raudalla, alumiinilla, natriumilla saastuneen kalsiumin saamiseksi, puhdistus suoritetaan sulattamalla uudelleen argonilmakehässä.

Kuuluisa venäläinen kemisti N. N. Beketov perusti jo vuonna 1865 teoreettisesti toisen menetelmän kalsiumin saamiseksi - metallotermisen. Aluminoterminen menetelmä perustuu reaktioon:

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketit puristetaan kalsiumoksidin seoksesta jauhetun alumiinin kanssa, ne asetetaan kromi-nikkeliteräsretorttiin ja tuloksena oleva kalsium tislataan pois lämpötilassa 1170-1200 °C ja jäännöspaineessa 0,7-2,6 Pa. Kalsiumia saadaan höyryn muodossa, joka sitten kondensoituu kylmälle pinnalle. Aluminoterminen menetelmä kalsiumin saamiseksi on käytössä Kiinassa, Ranskassa ja useissa muissa maissa. AT teollisessa mittakaavassa Metalloterminen menetelmä kalsiumin saamiseksi oli ensimmäinen, jota Yhdysvallat käytti toisen maailmansodan aikana. Samalla tavalla kalsiumia voidaan saada pelkistämällä CaO ferrosipillä tai piialumiinilla. Kalsiumia tuotetaan harkkoina tai levyinä, joiden puhtaus on 98-99%.

Molemmissa menetelmissä on hyvät ja huonot puolet. Elektrolyysimenetelmä on monikäyttöinen, energiaintensiivinen (40-50 kWh energiaa kuluu 1 kg kalsiumia kohti), lisäksi se ei ole ympäristöystävällinen, vaatii paljon reagensseja ja materiaaleja. Kuitenkin kalsiumin vapautuminen tätä menetelmää on 70-80 %, kun taas aluminotermisellä menetelmällä saanto on vain 50-60 %. Lisäksi metallotermisellä kalsiumin saantimenetelmällä miinus on, että on tarpeen suorittaa toistuva tislaus, ja plus on alhaisessa virrankulutuksessa ja kaasun ja nesteen haitallisten päästöjen puuttuessa.

Ei niin kauan sitten kehitettiin uusi menetelmä metallisen kalsiumin saamiseksi - se perustuu kalsiumkarbidin lämpödissosiaatioon: tyhjiössä 1750 °C:seen kuumennettu karbidi hajoaa muodostamalla kalsiumhöyryä ja kiinteää grafiittia.

1900-luvun puoliväliin asti metallista kalsiumia tuotettiin hyvin pieniä määriä, koska sitä ei juuri koskaan käytetty. Esimerkiksi Yhdysvalloissa toisen maailmansodan aikana kulutettiin enintään 25 tonnia kalsiumia ja Saksassa vain 5-10 tonnia. Vasta 1900-luvun jälkipuoliskolla, kun kävi selväksi, että kalsium on monien harvinaisten ja tulenkestävien metallien aktiivinen pelkistävä aine, kulutuksen nopea kasvu (noin 100 tonnia vuodessa) ja sen seurauksena tämän aineen tuotanto. metalli alkoi. Ydinteollisuuden kehittyessä, jossa kalsiumia käytetään uraanin metallotermisen pelkistyksen komponenttina uraanitetrafluoridista (poikkeuksena USA, jossa käytetään magnesiumia kalsiumin sijasta), kysyntä (noin 2 000 tonnia vuodessa) elementin numero kaksikymmentä, samoin kuin sen tuotanto, on lisääntynyt moninkertaisesti. Käytössä Tämä hetki Kiinaa, Venäjää, Kanadaa ja Ranskaa voidaan pitää tärkeimpinä metallisen kalsiumin tuottajina. Näistä maista kalsiumia lähetetään Yhdysvaltoihin, Meksikoon, Australiaan, Sveitsiin, Japaniin, Saksaan, Isoon-Britanniaan. Kalsiummetallin hinta nousi tasaisesti, kunnes Kiina alkoi tuottaa metallia sellaisina määrinä, että maailmanmarkkinoille ilmestyi kahdennenkymmenennen alkuaineen ylijäämä, mikä johti hinnan voimakkaaseen laskuun.

Fyysiset ominaisuudet

Mikä on metallinen kalsium? Mitkä ovat tämän alkuaineen, jonka englantilainen kemisti Humphrey Davy sai vuonna 1808, ominaisuudet, metallin, jonka massa aikuisen kehossa voi olla jopa 2 kiloa?

Yksinkertainen aine kalsium on hopeanvalkoinen kevytmetalli. Kalsiumin tiheys on vain 1,54 g/cm3 (20 °C:n lämpötilassa), mikä on huomattavasti pienempi kuin raudan (7,87 g/cm3), lyijyn (11,34 g/cm3) ja kullan (19,3 g/cm3) tiheys ) tai platinaa (21,5 g/cm3). Kalsium on kevyempää kuin sellaiset "painottomat" metallit kuin alumiini (2,70 g/cm3) tai magnesium (1,74 g/cm3). Harvat metallit voivat "kehutella" tiheydellä, joka on pienempi kuin kahdeskymmenes alkuaine - natrium (0,97 g / cm3), kalium (0,86 g / cm3), litium (0,53 g / cm3). Tiheydeltään kalsium on hyvin samanlainen kuin rubidium (1,53 g/cm3). Kalsiumin sulamispiste on 851 °C ja kiehumispiste 1480 °C. Muiden maa-alkalimetallien samankaltaiset sulamispisteet (tosin hieman alhaisemmat) ja kiehumispisteet ovat strontium (770 °C ja 1380 °C) ja barium (710 °C ja 1640 °C).

Metallista kalsiumia on kahdessa allotrooppisessa muunnelmassa: at normaali lämpötila 443 °C:seen asti α-kalsium on stabiili kuparityyppisellä kuutiosädekeskeisellä hilalla, jonka parametrit: a = 0,558 nm, z = 4, avaruusryhmä Fm3m, atomisäde 1,97 A, ionisäde Ca2+ 1,04 A; lämpötila-alueella 443-842 °C β-kalsium on stabiili α-rautatyyppisellä kuutiokeskeisellä hilassa parametreilla a = 0,448 nm, z = 2, avaruusryhmä Im3m. Standardi entalpia siirtymisessä a-modifikaatiosta β-modifikaatioon on 0,93 kJ/mol. Kalsiumin lineaarisen laajenemisen lämpötilakerroin lämpötila-alueella 0-300 °C on 22 10-6. Kahdennenkymmenennen elementin lämmönjohtavuus 20 °C:ssa on 125,6 W/(m K) tai 0,3 cal/(cm sek °C). Kalsiumin ominaislämpökapasiteetti alueella 0 - 100°C on 623,9 J/(kg K) tai 0,149 cal/(g°C). Kalsiumin sähköinen resistiivisyys 20 °C:ssa on 4,6 10-8 ohm m tai 4,6 10-6 ohm cm; lämpötilakerroin elementin numero kaksikymmentä sähkövastus on 4,57 10-3 (20 °C:ssa). Kalsiumin kimmomoduuli 26 Gn/m2 tai 2600 kgf/mm2; murtolujuus 60 Mn/m2 (6 kgf/mm2); kalsiumin elastisuusraja on 4 MN / m2 tai 0,4 kgf / mm2, myötöraja on 38 MN / m2 (3,8 kgf / mm2); kahdennenkymmenennen elementin suhteellinen venymä 50 %; Brinell-kalsiumkovuus 200-300 MN/m2 tai 20-30 kgf/mm2. Paineen asteittaisen nousun myötä kalsium alkaa osoittaa puolijohteen ominaisuuksia, mutta siitä ei tule sitä sanan täydessä merkityksessä (samaan aikaan se ei ole myöskään metalli). Paineen lisääntyessä kalsium palaa metalliseen tilaan ja alkaa osoittaa suprajohtavia ominaisuuksia (suprajohtavuuslämpötila on kuusi kertaa korkeampi kuin elohopealla ja ylittää selvästi kaikkien muiden alkuaineiden johtavuuden). Kalsiumin ainutlaatuinen käyttäytyminen on monella tapaa samanlainen kuin strontiumilla (eli jaksollisen taulukon rinnakkaisuudet säilyvät).

Alkuainekalsiumin mekaaniset ominaisuudet eivät eroa muiden metalliperheen jäsenten ominaisuuksista, jotka ovat erinomaisia ​​rakennemateriaaleja: erittäin puhdasta metallista kalsiumia on sitkeä, hyvin puristettu ja rullattu, vedetty langaksi, taottu ja soveltuu leikattavaksi - se voidaan kytkeä päälle sorvi. Kaikista näistä erinomaisista rakennemateriaalin ominaisuuksista huolimatta kalsium ei kuitenkaan ole sellaista - syynä kaikkeen on sen korkea kemiallinen aktiivisuus. Älä kuitenkaan unohda, että kalsium on välttämätön rakennemateriaali luukudos ja sen mineraalit - rakennusmateriaali jo vuosituhansien ajan.

Kemialliset ominaisuudet

Kalsiumatomin ulomman elektronikuoren konfiguraatio on 4s2, mikä määrittää yhdisteiden kahdennenkymmenennen alkuaineen 2 valenssin. Ulkokerroksen kaksi elektronia irtoavat verrattain helposti atomeista, jotka sitten muuttuvat positiivisiksi kaksinkertaisesti varautuneiksi ioneiksi. Tästä syystä kalsium on kemiallisen aktiivisuuden suhteen vain hieman huonompi kuin alkalimetallit (kalium, natrium, litium). Kuten jälkimmäinen, myös tavallisessa huoneenlämmössä kalsium on helposti vuorovaikutuksessa hapen, hiilidioksidin ja kostean ilman kanssa, samalla kun se on peitetty himmeällä harmaalla kalvolla, joka muodostuu CaO-oksidin ja Ca (OH) 2 -hydroksidin seoksesta. Siksi kalsiumia varastoidaan hermeettisesti suljetussa astiassa mineraaliöljykerroksen, nestemäisen parafiinin tai kerosiinin alla. Hapessa ja ilmassa kuumennettaessa kalsium syttyy palaen kirkkaan punaisella liekillä ja muodostuu emäksistä CaO-oksidia, joka on valkoinen, helposti syttyvä aine, jonka sulamispiste on noin 2600 °C. Kalsiumoksidi tunnetaan alalla myös poltettuna tai poltettuna kalkina. Myös kalsiumperoksideja - CaO2 ja CaO4 - on saatu. Kalsium reagoi veden kanssa vapauttamalla vetyä (standardipotentiaalien sarjassa kalsium sijaitsee vedyn vasemmalla puolella ja pystyy syrjäyttämään sen vedestä) ja muodostaen kalsiumhydroksidia Ca (OH) 2 ja kylmässä vedessä reaktionopeus laskee vähitellen (johtuen kalsiumhydroksidin metallipinnalle muodostuvan lievästi liukenevan kerroksen):

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

Kalsium vuorovaikuttaa voimakkaammin kuuman veden kanssa, syrjäyttäen nopeasti vetyä ja muodostaen Ca(OH)2:ta. Kalsiumhydroksidi Ca (OH) 2 on vahva emäs, liukenee heikosti veteen. Kalsiumhydroksidin kylläistä liuosta kutsutaan kalkkivedeksi ja se on emäksistä. Ilmassa kalkkivesi samenee nopeasti johtuen hiilidioksidin imeytymisestä ja liukenemattoman kalsiumkarbonaatin muodostumisesta. Huolimatta sellaisista väkivaltaisista prosesseista, jotka tapahtuvat kahdennenkymmenennen elementin vuorovaikutuksessa veden kanssa, kuitenkin, toisin kuin alkalimetallit, kalsiumin ja veden vuorovaikutusreaktio etenee vähemmän voimakkaasti - ilman räjähdyksiä ja syttymiä. Yleensä kalsiumin reaktiivisuus on alhaisempi kuin muiden maa-alkalimetallien.

Kalsium yhdistyy aktiivisesti halogeenien kanssa muodostaen siten CaX2-tyyppisiä yhdisteitä - se reagoi fluorin kanssa kylmässä ja kloorin ja bromin kanssa yli 400 °C:n lämpötiloissa, jolloin saadaan vastaavasti CaF2, CaCl2 ja CaBr2. Nämä sulassa tilassa olevat halogenidit muodostavat CaX-tyypin kalsiummonohalogenideja - CaF, CaCl, joissa kalsium on muodollisesti yksiarvoinen. Nämä yhdisteet ovat stabiileja vain dihalogenidien sulamispisteiden yläpuolella (ne ovat suhteettomia jäähtyessään muodostaen Ca:ta ja CaX2:ta). Lisäksi kalsium on aktiivisesti vuorovaikutuksessa, erityisesti kuumennettaessa, erilaisten epämetallien kanssa: kuumennettaessa saadaan kalsiumsulfidia CaS rikin kanssa, jälkimmäinen kiinnittyy rikkiä muodostaen polysulfideja (CaS2, CaS4 ja muita); vuorovaikutuksessa kuivan vedyn kanssa lämpötilassa 300-400 ° C kalsium muodostaa hydridin CaH2 - ionisen yhdisteen, jossa vety on anioni. Kalsiumhydridi CaH2 on valkoinen suolamainen aine, joka reagoi kiivaasti veden kanssa vapauttaen vetyä:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Kuumennettaessa (noin 500 °C) typpiatmosfäärissä kalsium syttyy ja muodostaa Ca3N2-nitridiä, joka tunnetaan kahdessa kiteisessä muodossa - korkean lämpötilan α ja matalan lämpötilan β. Nitridi Ca3N4 saatiin myös kuumentamalla kalsiumamidi Ca(NH2)2 tyhjössä. Kun kalsiumia lämmitetään ilman pääsyä ilmaan grafiitilla (hiilellä), piillä tai fosforilla, kalsium tuottaa vastaavasti kalsiumkarbidia CaC2, silisidejä Ca2Si, Ca3Si4, CaSi, CaSi2 ja fosfideja Ca3P2, CaP ja CaP3. Suurin osa kalsiumyhdisteistä epämetallien kanssa hajoaa helposti veden vaikutuksesta:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Boorin kanssa kalsium muodostaa kalsiumboridia CaB6:ta, kalkogeenien kanssa - kalkogenidejä CaS, CaSe, CaTe. Polykalkogenidit CaS4, CaS5, Ca2Te3 tunnetaan myös. Kalsium muodostaa metallien välisiä yhdisteitä eri metallien - alumiinin, kullan, hopean, kuparin, lyijyn ja muiden - kanssa. Kalsium on energinen pelkistysaine, ja se syrjäyttää lähes kaikki metallit oksideista, sulfideista ja halogenideista kuumennettaessa. Kalsium liukenee hyvin nestemäiseen ammoniakkiin NH3, jolloin muodostuu sinistä liuosta, jonka haihtuminen vapauttaa ammoniakkia [Ca (NH3) 6] - kullanväristä kiinteää yhdistettä, jolla on metallinjohtavuus. Kalsiumsuoloja saadaan yleensä happooksidien vuorovaikutuksella kalsiumoksidin kanssa, happojen vaikutuksesta Ca (OH) 2:een tai CaCO 3:een, vaihtoreaktioissa vesiliuokset elektrolyytit. Monet kalsiumsuolat ovat erittäin vesiliukoisia (CaCl2-kloridi, CaBr2-bromidi, CaI2-jodidi ja Ca(NO3)2-nitraatti), ne muodostavat lähes aina kiteisiä hydraatteja. CaF2-fluoridi, CaCO3-karbonaatti, CaSO4-sulfaatti, Ca3(PO4)2-ortofosfaatti, CaC2O4-oksalaatti ja jotkut muut ovat veteen liukenemattomia.

MÄÄRITELMÄ

Kalsium- jaksollisen järjestelmän kahdeskymmenes elementti. Nimitys - Ca latinan sanasta "calcium". Sijaitsee neljännellä jaksolla, IIA-ryhmä. Viittaa metalleihin. Perusmaksu on 20.

Kalsium on yksi luonnon runsaimmista alkuaineista. Se sisältää noin 3 % (massa) maankuoressa. Sitä esiintyy lukuisina kalkkikivenä ja liiduna sekä marmorina, jotka ovat kalsiumkarbonaatin CaCO 3 luonnollisia lajikkeita. Suuria määriä löytyy myös kipsiä CaSO 4 × 2H 2 O, fosforiitti Ca 3 (PO 4) 2 ja lopuksi erilaisia ​​kalsiumia sisältäviä silikaatteja.

Yksinkertaisen aineen muodossa kalsium on muokattavaa, melkoista kiinteä metalli valkoinen (kuva 1). Ilmassa se peittyy nopeasti oksidikerroksella, ja kuumennettaessa se palaa kirkkaalla punertavalla liekillä. Kalsium reagoi suhteellisen hitaasti kylmän veden kanssa, mutta syrjäyttää nopeasti vedyn kuumasta vedestä muodostaen hydroksidia.

Riisi. 1. Kalsium. Ulkomuoto.

Kalsiumin atomi- ja molekyylipaino

Aineen suhteellinen molekyylimassa (M r) on luku, joka osoittaa, kuinka monta kertaa tietyn molekyylin massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta, ja alkuaineen suhteellinen atomimassa (A r) on kuinka monta kertaa keskipaino kemiallisen alkuaineen atomien määrä on enemmän kuin 1/12 hiiliatomin massasta.

Koska vapaassa tilassa kalsiumia esiintyy monoatomisten Ca-molekyylien muodossa, sen atomi- ja molekyylimassat ovat samat. Ne ovat yhtä kuin 40,078.

Kalsiumin isotoopit

Tiedetään, että luonnossa kalsiumia löytyy neljän stabiilin isotoopin muodossa 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca ja 48Ca, joissa 40Ca-isotooppi on selvä hallitseva (99,97 %). Niiden massaluvut ovat 40, 42, 43, 44, 46 ja 48. Kalsiumin isotoopin 40 Ca atomin ydin sisältää kaksikymmentä protonia ja kaksikymmentä neutronia, ja loput isotoopit eroavat siitä vain neutronien lukumäärällä.

On olemassa keinotekoisia kalsiumin isotooppeja, joiden massaluvut ovat 34-57, joista stabiilin on 41 Ca, jonka puoliintumisaika on 102 tuhatta vuotta.

Kalsiumionit

Kalsiumatomin ulkoenergiatasolla on kaksi elektronia, jotka ovat valenssia:

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

Kemiallisen vuorovaikutuksen seurauksena kalsium luovuttaa valenssielektroninsa, ts. on niiden luovuttaja ja muuttuu positiivisesti varautuneeksi ioniksi:

Ca 0 -2e → Ca 2+.

Kalsiumin molekyyli ja atomi

Vapaassa tilassa kalsiumia on monoatomisten Ca-molekyylien muodossa. Tässä on joitain ominaisuuksia, jotka luonnehtivat kalsiumatomia ja -molekyyliä:

kalsiumlejeeringit

Kalsium toimii joidenkin lyijyseosten seosaineena.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Harjoittele

Kirjoita reaktioyhtälöt, joita voidaan käyttää seuraavien muunnosten suorittamiseen: Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2.

Vastaus

Liuottamalla kalsiumia veteen saat samean liuoksen yhdisteestä, joka tunnetaan nimellä "kalkkimaito" - kalsiumhydroksidi: Ca + 2H 2O → Ca (OH) 2 + H2. Ohjaamalla hiilidioksidia kalsiumhydroksidiliuoksen läpi, saamme kalsiumkarbonaattia: 2Ca(OH)2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O. Lisäämällä vettä kalsiumkarbonaattiin ja jatkamalla hiilidioksidin kuljettamista tämän seoksen läpi, saadaan kalsiumbikarbonaattia: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2.