Относителна атомна маса на калций. Физични свойства на калция

калций(Калций), Ca, химичен елемент от група II на периодичната система на Менделеев, атомен номер 20, атомна маса 40,08; сребристо-бял лек метал. Природният елемент е смес от шест стабилни изотопа: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, от които 40 Ca е най-изобилен (96, 97%).

Ca съединения - варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт от калциниране на варовик) са били използвани в строителството още в древността. До края на 18-ти век химиците смятат вар за просто твърдо вещество. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезий, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества. През 1808 г. Г. Дейви, подлагайки смес от мокра гасена вар с живачен оксид на електролиза с живачен катод, приготвя Ca амалгама и чрез дестилиране на живак от нея получава метал, наречен "калций" (от латински calx, пол calcis - вар) .

Разпространение на калция в природата.По изобилие в земната кора Ca се нарежда на 5-то място (след O, Si, Al и Fe); съдържание 2,96% тегл. Той мигрира енергично и се натрупва в различни геохимични системи, образувайки 385 минерала (4-то място по брой минерали). В мантията на Земята има малко Ca и вероятно още по-малко в ядрото на Земята (0,02% в железните метеорити). Ca преобладава в долната част на земната кора, натрупвайки се в основните скали; по-голямата част от Са се съдържа във фелдшпат - Ca анортит; съдържанието в основни скали е 6,72%, в кисели скали (гранити и др.) 1,58%. В биосферата възниква изключително рязка диференциация на Ca, свързана главно с „карбонатното равновесие“: когато въглеродният диоксид взаимодейства с карбонат CaCO 3, се образува разтворим бикарбонат Ca (HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3-. Тази реакция е обратима и е в основата на преразпределението на Ca. Когато съдържанието на CO 2 във водите е високо, Ca е в разтвор, а когато съдържанието на CO 2 е ниско, минералът калцит CaCO 3 се утаява, образувайки дебели отлагания от варовик, креда и мрамор.

Биогенната миграция също играе огромна роля в историята на Ca. В живата материя на металните елементи Ca е основният. Известни са организми, които съдържат повече от 10% Ca (повече въглерод), изграждайки своя скелет от Ca съединения, главно от CaCO 3 (варовити водорасли, много мекотели, бодлокожи, корали, коренища и др.). С погребението на скелети в морето. животни и растения са свързани с натрупването на колосални маси от водорасли, корали и други варовици, които, потапяйки се в дълбините на земята и минерализирайки се превръщат в различни видове мрамор.

Обширните райони с влажен климат (горски зони, тундра) се характеризират с дефицит на Ca - тук той лесно се измива от почвата. Това е свързано с ниско плодородие на почвата, ниска продуктивност на домашните животни, малкия им размер и често заболявания на скелета. Поради това голямо значение има варуването на почвите, храненето на домашни животни и птици и т. н. Напротив, в сухия климат CaCO 3 е слабо разтворим, следователно ландшафтите на степите и пустините са богати на Ca. В солените блата и солените езера често се натрупва гипс CaSO 4 · 2H 2 O.

Реките носят много Ca в океана, но той не се задържа в океанската вода (средно съдържание 0,04%), а се концентрира в скелетите на организмите и след смъртта им се отлага на дъното главно под формата на CaCO 3. Варовитите тини са широко разпространени на дъното на всички океани на дълбочини не повече от 4000 m (на по-големи дълбочини CaCO 3 се разтваря и организмите там често страдат от дефицит на Ca).

Подземните води играят важна роля в миграцията на Ca. Във варовиковите масиви на места те интензивно излугват CaCO 3, което е свързано с развитието на карста, образуването на пещери, сталактити и сталагмити. В допълнение към калцита, в моретата от минали геоложки епохи е имало широко разпространено отлагане на Ca фосфати (например фосфоритните находища Каратау в Казахстан), доломит CaCO 3 ·MgCO 3 и в лагуни по време на изпаряване - гипс.

В хода на геоложката история образуването на биогенни карбонати се увеличава и химичното утаяване на калцит намалява. В докамбрийските морета (преди повече от 600 милиона години) не е имало животни с варовити скелети; те са широко разпространени от камбрия (корали, гъби и др.). Това е свързано с високото съдържание на CO 2 в докамбрийската атмосфера.

Физични свойства на калция.Кристалната решетка на α-формата Ca (стабилна при обикновени температури) е лицево-центрирана кубична, a = 5,56 Å. Атомен радиус 1,97Å, йонен радиус Ca 2+ 1,04Å. Плътност 1,54 g/cm 3 (20 °C). Над 464 °C хексагоналната β-форма е стабилна. t топи се 851 °C, t кипи 1482 °C; температурен коефициент на линейно разширение 22·10 -6 (0-300 °C); топлопроводимост при 20 °C 125,6 W/(m K) или 0,3 cal/(cm sec °C); специфичен топлинен капацитет (0-100 °C) 623,9 J/(kg K) или 0,149 cal/(g °C); електрическо съпротивление при 20 °C 4,6·10 -8 ohm·m или 4,6·10 -6 ohm·cm; температурният коефициент на електрическо съпротивление е 4,57·10 -3 (20 °C). Еластичен модул 26 Gn/m2 (2600 kgf/mm2); якост на опън 60 MN/m 2 (6 kgf/mm 2); граница на еластичност 4 MN/m 2 (0,4 kgf/mm 2), граница на провлачване 38 MN/m 2 (3,8 kgf/mm 2); относително удължение 50%; Твърдост по Бринел 200-300 Mn/m2 (20-30 kgf/mm2). Калцият с достатъчно висока чистота е пластичен, лесно се пресова, навива и се поддава на рязане.

Химични свойства на калция.Конфигурацията на външната електронна обвивка на атома Ca 4s 2, според която Ca в съединенията е 2-валентен. Химически Ca е много активен. При нормални температури Ca лесно взаимодейства с кислорода и влагата във въздуха, така че се съхранява в херметически затворени контейнери или под минерално масло. При нагряване във въздух или кислород той се запалва, за да даде основния оксид CaO. Известни са и пероксидите Ca - CaO 2 и CaO 4. Ca реагира бързо със студена вода в началото, след това реакцията се забавя поради образуването на Ca (OH) 2 филм. Ca реагира енергично с гореща вода и киселини, освобождавайки H2 (с изключение на концентрираната HNO3). Реагира с флуор на студено, а с хлор и бром - над 400 °C, давайки съответно CaF 2, CaCl 2 и CaBr 2. В разтопено състояние тези халогениди образуват така наречените подсъединения с Ca - CaF, CaCl, в които Ca формално е едновалентен. Когато Ca се нагрява със сяра, се получава калциев сулфид CaS, последният добавя сяра, образувайки полисулфиди (CaS 2, CaS 4 и други). Взаимодействайки със сух водород при 300-400 °C, Ca образува хидрид CaH 2 - йонно съединение, в което водородът е анион. При 500 °C Ca и азотът дават Ca3N2 нитрид; взаимодействието на Ca с амоняка на студено води до сложен амоняк Ca 6. При нагряване без достъп на въздух с графит, силиций или фосфор Ca дава съответно калциев карбид CaC 2, силициди Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 и фосфид Ca 3 P 2. Ca образува интерметални съединения с Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn и др.

Получаване на калций.В промишлеността Ca се получава по два начина: 1) чрез нагряване на брикетирана смес от CaO и Al прах при 1200 °C във вакуум от 0,01-0,02 mm Hg. Изкуство.; освободен при реакцията: 6CaO + 2 Al = 3CaO·Al 2 O 3 + 3Ca Парите на Ca кондензират върху студена повърхност; 2) чрез електролиза на стопилката CaCl 2 и KCl с течен медно-калциев катод се получава Cu - Ca сплав (65% Ca), от която Ca се дестилира при температура 950-1000 ° C във вакуум от 0,1-0,001 mm Hg. Изкуство.

Приложение на калций.Под формата на чист метал Ca се използва като редуциращ агент за U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и някои редкоземни метали от техните съединения. Използва се също за дезоксидиране на стомани, бронз и други сплави, за отстраняване на сяра от петролни продукти, за дехидратиране на органични течности, за пречистване на аргон от азотни примеси и като газов абсорбер в електрически вакуумни устройства. Антифрикционните материали от системата Pb-Na-Ca, както и сплавите Pb-Ca, използвани за производството на електрически черупки, са широко използвани в технологията. кабели Ca-Si-Ca сплавта (силикокалций) се използва като деоксидант и дегазатор при производството на висококачествени стомани.

Калций в тялото. Ca е един от биогенните елементи, необходими за нормалното протичане на жизнените процеси. Той присъства във всички тъкани и течности на животни и растения. Само редки организми могат да се развиват в среда, лишена от Ca. В някои организми съдържанието на Ca достига 38%; при хора - 1,4-2%. Клетките на растителните и животинските организми изискват строго определени съотношения на Ca 2+, Na + и K + йони в извънклетъчната среда. Растенията получават Ca от почвата. Въз основа на връзката им с Ca растенията се делят на калцефили и калцефоби. Животните получават Ca от храна и вода. Ca е необходим за образуването на редица клетъчни структури, поддържане на нормалната пропускливост на външните клетъчни мембрани, за оплождане на яйца на риби и други животни и активиране на редица ензими. Ca 2+ йони предават възбуждане на мускулните влакна, което ги кара да се свиват, увеличават силата на сърдечните контракции, повишават фагоцитната функция на левкоцитите, активират системата на защитните кръвни протеини и участват в нейната коагулация. В клетките почти целият Ca се намира под формата на съединения с протеини, нуклеинови киселини, фосфолипиди и в комплекси с неорганични фосфати и органични киселини. В кръвната плазма на хората и висшите животни само 20-40% от Са може да се свърже с протеини. При животни със скелет до 97-99% от целия Ca се използва като строителен материал: при безгръбначните главно под формата на CaCO 3 (черупки на мекотели, корали), при гръбначните - под формата на фосфати. Много безгръбначни съхраняват Ca преди линеене, за да изградят нов скелет или да осигурят жизнени функции при неблагоприятни условия.

Съдържанието на Ca в кръвта на хората и висшите животни се регулира от хормони на паращитовидните и щитовидните жлези. Ключова роля в тези процеси играе витамин D. Абсорбцията на Са става в предната част на тънките черва. Усвояването на Ca се влошава с намаляване на чревната киселинност и зависи от съотношението на Ca, P и мазнини в храната. Оптималното съотношение Ca/P в кравето мляко е около 1,3 (в картофите 0,15, в боба 0,13, в месото 0,016). Ако в храната има излишък на P или оксалова киселина, абсорбцията на Ca се влошава. Жлъчните киселини ускоряват усвояването му. Оптималното съотношение Ca/мазнини в човешката храна е 0,04-0,08 g Ca на 1 g мазнина. Екскрецията на Ca се извършва главно през червата. Бозайниците губят много Ca в млякото по време на лактация. При нарушения на фосфорно-калциевия метаболизъм се развива рахит при млади животни и деца, а при възрастни се развиват промени в състава и структурата на скелета (остеомалация).

Начало / Лекции 1-ва година / Обща и органична химия / Въпрос 23. Калций / 2. Физични и химични свойства

Физични свойства. Калцият е сребристо-бял ковък метал, който се топи при температура от 850 градуса. C и кипи при 1482 градуса. C. Той е значително по-твърд от алкалните метали.

Химични свойства. Калцият е активен метал. Така че при нормални условия той лесно взаимодейства с атмосферния кислород и халогени:

2 Ca + O2 = 2 CaO (калциев оксид);

Ca + Br2 = CaBr2 (калциев бромид).

Калцият реагира с водород, азот, сяра, фосфор, въглерод и други неметали при нагряване:

Ca + H2 = CaH2 (калциев хидрид);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (калциев нитрид);

Ca + S = CaS (калциев сулфид);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (калциев фосфид);

Ca + 2 C = CaC2 (калциев карбид).

Калцият реагира бавно със студена вода, но много енергично с гореща вода:

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

Калцият може да отстранява кислород или халогени от оксиди и халиди на по-малко активни метали, т.е. има редуциращи свойства:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

1. Да бъдеш сред природата
3. Разписка
4. Приложение

www.medkurs.ru

Калций | директория Pesticides.ru

За много хора знанието за калция се ограничава само до факта, че този елемент е необходим за здрави кости и зъби. Къде другаде се съдържа, защо е необходимо и колко е необходимо, не всеки има представа. Калцият обаче се намира в много познати съединения, както естествени, така и създадени от човека. Креда и вар, сталактити и сталагмити от пещери, древни вкаменелости и цимент, гипс и алабастър, млечни продукти и лекарства против остеопороза - всичко това и много повече е с високо съдържание на калций.

Този елемент е получен за първи път от Г. Дейви през 1808 г. и първоначално не е бил използван особено активно. Сега обаче този метал е петият най-произведен в света и нуждата от него нараства от година на година. Основната област на използване на калций е производството на строителни материали и смеси. Необходимо е обаче да се изградят не само къщи, но и живи клетки. В човешкото тяло калцият е част от скелета, прави възможни мускулните контракции, осигурява съсирването на кръвта, регулира дейността на редица храносмилателни ензими и изпълнява много други функции. Не по-малко важно е и за други живи обекти: животни, растения, гъби и дори бактерии. В същото време нуждата от калций е доста висока, което го прави възможно да се класифицира като макронутриент.

Калций, Ca е химичен елемент от главната подгрупа на II група на периодичната система на Менделеев. Атомен номер – 20. Атомна маса – 40.08.

Калцият е алкалоземен метал. Когато е свободен, ковък, доста твърд, бял. По плътност принадлежи към леките метали.

Плътност – 1,54 g/cm3,
Точка на топене – +842 °C,
Точка на кипене – +1495 °C.

Калцият има изразени метални свойства. Във всички съединения степента на окисление е +2.

Във въздуха се покрива със слой оксид, а при нагряване гори с червеникав ярък пламък. Той реагира бавно със студена вода, но бързо измества водорода от гореща вода и образува хидроксид. При взаимодействие с водорода образува хидриди. При стайна температура реагира с азот, образувайки нитриди. Освен това лесно се свързва с халогени и сяра и редуцира металните оксиди при нагряване.

Калцият е един от най-разпространените елементи в природата. В земната кора съдържанието му е 3% от масата. Среща се под формата на отлагания от креда, варовик и мрамор (естествен вид калциев карбонат CaCO3). Има големи количества отлагания на гипс (CaSO4 x 2h3O), фосфорит (Ca3(PO4)2 и различни силикати, съдържащи калций.

вода

. Калциевите соли почти винаги присъстват в естествената вода. От тях само гипсът е слабо разтворим в него. Когато водата съдържа въглероден диоксид, калциевият карбонат преминава в разтвор под формата на бикарбонат Ca(HCO3)2.

Твърда вода

. Природната вода с голямо количество калциеви или магнезиеви соли се нарича твърда вода.

Мека вода

. Когато съдържанието на тези соли е ниско или липсва, водата се нарича мека.

почви

. По правило почвите са достатъчно осигурени с калций. И тъй като калцият се съдържа в по-голяма маса във вегетативната част на растенията, отстраняването му с реколтата е незначително.

Загубата на калций от почвата възниква в резултат на измиването му от валежите. Този процес зависи от гранулометричния състав на почвата, количеството на валежите, вида на растенията, формите и дозите на внесените варовици и минерални торове. В зависимост от тези фактори загубите на калций от орния слой варират от няколко десетки до 200 – 400 kg/ha и повече.

Съдържание на калций в различни видове почви

Подзолистите почви съдържат 0,73% (от сухото вещество на почвата) калций.

Сива гора – 0,90% калций.

Черноземи – 1,44% калций.

Сероземи – 6,04% калций.

В растението калцият се намира под формата на фосфати, сулфати, карбонати и под формата на соли на пектинова и оксалова киселина. Почти до 65% от калция в растенията може да се извлече с вода. Останалото се третира със слаба оцетна и солна киселина. Повечето калций се намират в стареещите клетки.

Симптомите на калциев дефицит според:
култура	Симптоми на дефицит
Общи симптоми	Побеляване на апикалната пъпка; Избелване на млади листа; Върховете на листата са извити надолу; Ръбовете на листата се извиват нагоре;
картофи	Горните листа цъфтят слабо; Точката на растеж на стъблото умира; По краищата на листата има светла ивица, която по-късно потъмнява; Ръбовете на листата са извити нагоре;
Бяло и карфиолно зеле	Листата на младите растения имат хлоротични петна (мраморни) или бели ивици по краищата; При старите растения листата се извиват и върху тях се появяват изгаряния; Точката на растеж умира
	Крайните дялове на листата умират Цветята падат; Върху плода във връхната част се появява тъмно петно, което се увеличава с нарастването на плода (гниене на доматен цвят край)
	Апикалните пъпки умират; Краищата на младите листа са извити, имат накъсан вид и впоследствие умират; Горните части на издънките умират; Увреждане на върховете на корените; В пулпата на плода има кафяви петна (горчива костилка); Вкусът на плодовете се влошава; Продаваемостта на плодовете намалява

Функции на калция

Ефектът на този елемент върху растенията е многостранен и като правило положителен. калций:

Засилва метаболизма;
Играе важна роля в движението на въглехидратите;
Повлиява метаморфозата на азотните вещества;
Ускорява изразходването на резервните протеини на семената по време на покълването;
Играе роля в процеса на фотосинтеза;
силен антагонист на други катиони, предотвратявайки излишното им навлизане в растителните тъкани;
Влияе върху физикохимичните свойства на протоплазмата (вискозитет, пропускливост и др.), а следователно и върху нормалното протичане на биохимичните процеси в растението;
Калциевите съединения с пектинови вещества слепват стените на отделните клетки;
Повлиява ензимната активност.

Трябва да се отбележи, че влиянието на калциевите съединения (вар) върху ензимната активност се изразява не само в пряко действие, но и поради подобряване на физико-химичните свойства на почвата и нейния хранителен режим. В допълнение, варуването на почвата значително влияе върху процесите на биосинтеза на витамини.

Липса (дефицит) на калций в растенията

Липсата на калций засяга предимно развитието на кореновата система. Спира се образуването на коренови власинки по корените. Външните коренови клетки се унищожават.

Този симптом се проявява както с липса на калций, така и с дисбаланс в хранителния разтвор, т.е. преобладаването на едновалентни катиони на натрий, калий и водород в него.

В допълнение, наличието на нитратен азот в почвения разтвор увеличава доставката на калций в растителните тъкани и намалява доставката на амоняк.

Признаци на калциев глад се очакват, когато съдържанието на калций е по-малко от 20% от катионния обменен капацитет на почвата.

Симптоми Визуално калциевият дефицит се определя от следните признаци:

Корените на растенията имат повредени върхове с кафяв цвят;
Точката на растеж се деформира и умира;
Цветя, яйчници и пъпки падат;
Плодовете са повредени от некроза;
Забелязва се, че листата са хлоротични;
Апикалната пъпка умира и растежът на стъблото спира.

Зелето, люцерната и детелината са силно чувствителни към наличието на калций. Установено е, че същите тези растения се характеризират и с повишена чувствителност към киселинността на почвата.

Отравянето с минерален калций води до междужилкова хлороза с белезникави некротични петна. Те могат да бъдат оцветени или да имат концентрични пръстени, пълни с вода. Някои растения реагират на излишния калций чрез отглеждане на листни розетки, умиращи издънки и падане на листата. Симптомите са подобни на вид на дефицит на желязо и магнезий.

Източникът на попълване на калций в почвата са варовите торове. Те са разделени на три групи:

Твърди варовити скали;
Меки варовити скали;
Промишлени отпадъци с високо съдържание на варовик.

Въз основа на съдържанието на CaO и MgO твърдите варовити скали се разделят на:

варовици (55–56% CaO и до 0,9% MgO);
доломитизирани варовици (42–55% CaO и до 9% MgO);
доломити (32–30% CaO и 18–20% MgO).

Варовици

– основни варови торове. Съдържа 75–100% Ca и Mg оксиди, изчислени като CaCO3.

Доломитизиран варовик

. Съдържа 79–100% активно вещество (a.i.), изчислено като CaCO3. Препоръчва се в сеитбообороти с картофи, бобови култури, лен, кореноплодни култури, както и на силно оподзолени почви.

Мергел

. Съдържа до 25–15% CaCO3 и примеси под формата на глина и пясък до 20–40%. Действа бавно. Препоръчва се за използване на леки почви.

Тебешир

. Съдържа 90–100% CaCO3. Действието е по-бързо от това на варовика. Той е ценен варов тор в фино смлян вид.

Изгорена вар

(CaO). Съдържанието на CaCO3 е над 70%. Характеризира се като здрав и бързо действащ варовик.

Гасена вар

(Ca(OH)2). Съдържание на CaCO3 - 35% или повече. Освен това е силен и бързодействащ варовиков тор.

Доломитово брашно

. Съдържанието на CaCO3 и MgCO3 е около 100%. Действието му е по-бавно от това на варовитите туфи. Обикновено се използва, когато е необходим магнезий.

Варовити туфи

. Съдържание на CaCO3 – 15–96%, примеси – до 25% глина и пясък, 0,1% P2O5. Действието е по-бързо от това на варовика.

Мръсотия при дефекация (дефекация)

. Състои се от CaCO3 и Ca(OH)2. Съдържанието на вар в CaO е до 40%. Присъства и азот - 0,5% и P2O5 - 1-2%. Това са отпадъци от заводите за захарно цвекло. Препоръчва се да се използва не само за намаляване на киселинността на почвата, но и в райони за отглеждане на цвекло върху черноземни почви.

Циклони за шистова пепел

. Сух прашен материал. Съдържанието на активното вещество е 60-70%. Отнася се за промишлени отпадъци.

Прах от пещи и циментови фабрики

. Съдържанието на CaCO3 трябва да надвишава 60%. На практика се използва във ферми, разположени в непосредствена близост до циментови заводи.

Металургични шлаки

. Използва се в районите на Урал и Сибир. Нехигроскопичен, лесен за пръскане. Трябва да съдържа най-малко 80% CaCO3 и да има съдържание на влага не повече от 2%. Важен е гранулометричният състав: 70% - по-малко от 0,25 mm, 90% - по-малко от 0,5 mm.

Органични торове. Съдържанието на Ca по отношение на CaCO3 е 0,32–0,40%.

Фосфоритно брашно. Съдържание на калций – 22% CaCO3.

Варовите торове се използват не само за осигуряване на почвата и растенията с калций. Основната цел на тяхното използване е варуване на почвата. Това е метод за химическа регенерация. Той е насочен към неутрализиране на излишната киселинност на почвата, подобряване на нейните агрофизични, агрохимични и биологични свойства, снабдяване на растенията с магнезий и калций, мобилизиране и обездвижване на макроелементи и микроелементи, създаване на оптимални водно-физични, физични и въздушни условия за живота на култивираните растения.

Ефективност на варуване на почвата

Едновременно със задоволяването на нуждите на растенията от калций като елемент на минералното хранене, варуването води до множество положителни промени в почвите.

Влиянието на варуването върху свойствата на някои почви

Калцият насърчава коагулацията на почвените колоиди и предотвратява тяхното измиване. Това води до по-лесна обработка на почвата и подобрена аерация.

В резултат на варуване:

песъчливите хумусни почви повишават водопоглъщателната си способност;
При тежки глинести почви се образуват почвени агрегати и бучки, които подобряват водопропускливостта.

По-специално, органичните киселини се неутрализират и Н-йоните се изместват от абсорбиращия комплекс. Това води до елиминиране на метаболитната киселинност и намаляване на хидролитичната киселинност на почвата. В същото време се наблюдава подобряване на катионния състав на почвения абсорбционен комплекс, което се дължи на заместването на водородните и алуминиевите йони с калциеви и магнезиеви катиони. Това повишава степента на насищане на почвата с основи и повишава абсорбционната способност.

Ефектът от варуването върху снабдяването на растенията с азот

След варуване положителните агрохимични свойства на почвата и нейната структура могат да се запазят няколко години. Това спомага за създаването на благоприятни условия за подобряване на полезните микробиологични процеси за мобилизиране на хранителни вещества. Увеличава се активността на амонификаторите, нитрификаторите и азотфиксиращите бактерии, които живеят свободно в почвата.

Варуването спомага за увеличаване на пролиферацията на нодулни бактерии и подобрява снабдяването на растението гостоприемник с азот. Установено е, че бактериалните торове губят ефективността си на кисели почви.

Ефектът от варуването върху доставката на пепелни елементи към растенията

Варуването спомага за снабдяването на растението с пепелни елементи, тъй като повишава активността на бактериите, които разлагат органичните фосфорни съединения в почвата и насърчават прехода на железни и алуминиеви фосфати в калциеви фосфатни соли, достъпни за растенията. Варуването на кисели почви засилва микробиологичните и биохимичните процеси, което от своя страна увеличава количеството на нитратите, както и усвоимите форми на фосфора и калия.

Влияние на варуването върху формите и наличието на макроелементи и микроелементи

Варуването увеличава количеството калций, а при използване на доломитово брашно - магнезий. В същото време токсичните форми на манган и алуминий стават неразтворими и преминават в утаена форма. Наличието на елементи като желязо, мед, цинк, манган намалява. Азотът, сярата, калият, калцият, магнезият, фосфорът и молибденът стават по-достъпни.

Влиянието на варуването върху действието на физиологично киселинните торове

Варуването повишава ефективността на физиологично киселинните минерални торове, особено амоняка и поташа.

Положителният ефект на физиологично киселинните торове без добавяне на вар избледнява и с течение на времето може да стане отрицателен. Така че в наторените площи добивите са дори по-малко, отколкото в неторените площи. Комбинацията от варуване с използването на торове повишава тяхната ефективност с 25–50%.

При варуване се активират ензимни процеси в почвата, по които косвено се съди за нейното плодородие.

Съставител: Григоровская П.И.

Страницата е добавена: 05.12.13 00:40

Последна актуализация: 22.05.14 16:25

Литературни източници:

Глинка Н.Л. Обща химия. Учебник за ВУЗ. Издател: Ленинград: Химия, 1985, стр. 731

Минеев В.Г. Агрохимия: Учебник – 2-ро издание, преработено и допълнено – М.: Издателство на Московския държавен университет, Издателство Колос, 2004 г. – 720 с., л. бол.: бол. – (Класически университетски учебник).

Петров Б.А., Селиверстов Н.Ф. Минерално подхранване на растенията. Справочник за студенти и градинари. Екатеринбург, 1998. 79 с.

Енциклопедия за деца. Том 17. Химия. / Глава. изд. В.А. Володин. – М.: Аванта +, 2000. – 640 с., ил.

Ягодин Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.И. Агрохимия / Под редакцията на B.A. Ягодина – М.: Колос, 2002. – 584 с.: ил. (Учебници и учебни помагала за студенти от висши учебни заведения).

Изображения (преработени):

20 Ca Calcium, лицензиран под CC BY

Дефицит на калций в пшеница, от CIMMYT, лицензиран под CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Калцият и неговата роля за човечеството - Химия

Калцият и неговата роля за човечеството

Въведение

Да бъдеш сред природата

Касова бележка

Физични свойства

Химични свойства

Приложение на калциеви съединения

Биологична роля

Заключение

Библиография

Въведение

Калцият е елемент от главната подгрупа на втората група, четвъртия период от периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (лат. Calcium). Простото вещество калций (CAS номер: 7440-70-2) е мек, реактивен алкалоземен метал със сребристо-бял цвят.

Въпреки повсеместното разпространение на елемент № 20, дори химиците не всички са виждали елементарен калций. Но този метал, както на външен вид, така и по поведение, е напълно различен от алкалните метали, контактът с които е изпълнен с опасност от пожари и изгаряния. Може безопасно да се съхранява на въздух; не се запалва от вода. Механичните свойства на елементарния калций не го правят "черна овца" в семейството на металите: калцият превъзхожда много от тях по сила и твърдост; може да се стругова на струг, да се изтегля на тел, да се кове, пресова.

И все пак елементарният калций почти никога не се използва като структурен материал. Той е твърде активен за това. Калцият лесно реагира с кислород, сяра и халогени. Дори с азот и водород, при определени условия, той реагира. Средата от въглеродни оксиди, инертна за повечето метали, е агресивна за калция. Гори в атмосфера на CO и CO2.

История и произход на името

Името на елемента идва от лат. calx (в родителен падеж calcis) -- “вар”, “мек камък”. Той е предложен от английския химик Хъмфри Дейви, който изолира металния калций чрез електролитен метод през 1808 г. Дейви електролизира смес от мокра гасена вар и живачен оксид HgO върху платинена плоча, която служи като анод. Катодът беше платинена жица, потопена в течен живак. В резултат на електролиза се получава калциева амалгама. След като дестилира живак от него, Дейви получава метал, наречен калций.

Калциевите съединения - варовик, мрамор, гипс (както и вар - продукт от калциниране на варовик) са били използвани в строителството от преди няколко хиляди години. До края на 18-ти век химиците смятат вар за просто твърдо вещество. През 1789 г. А. Лавоазие предполага, че вар, магнезий, барит, алуминиев оксид и силициев диоксид са сложни вещества.

Да бъдеш сред природата

Поради високата си химична активност, калцият не се среща в свободна форма в природата.

Калцият представлява 3,38% от масата на земната кора (5-то място по разпространение след кислород, силиций, алуминий и желязо).

Изотопи. Калцият се среща в природата като смес от шест изотопа: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, сред които най-често срещаният - 40Ca - е 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калций, пет са стабилни. Шестият изотоп, 48Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (изотопното му изобилие е само 0,187%), наскоро беше открит, че претърпява двоен бета-разпад с полуживот от 5,3 x 1019 години.

В скали и минерали. По-голямата част от калция се съдържа в силикати и алумосиликати от различни скали (гранити, гнайси и др.), Особено във фелдшпат - Ca анортит.

Под формата на седиментни скали калциевите съединения са представени от креда и варовици, състоящи се главно от минерала калцит (CaCO3). Кристалната форма на калцита - мрамор - е много по-рядко срещана в природата.

Калциевите минерали като калцит CaCO3, анхидрит CaSO4, алабастър CaSO4 0.5h3O и гипс CaSO4 2h3O, флуорит CaF2, апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3 CaCO3 са доста разпространени. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

Калцият, енергично мигриращ в земната кора и натрупвайки се в различни геохимични системи, образува 385 минерала (четвъртият по брой минерали).

Миграция в земната кора. В естествената миграция на калций важна роля играе "карбонатното равновесие", свързано с обратимата реакция на взаимодействието на калциев карбонат с вода и въглероден диоксид с образуването на разтворим бикарбонат:

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

(равновесието се измества наляво или надясно в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Биогенна миграция. В биосферата калциевите съединения се намират в почти всички животински и растителни тъкани (виж също по-долу). Значително количество калций се съдържа в живите организми. По този начин хидроксиапатитът Ca5(PO4)3OH или, в друг запис, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, е основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; От калциев карбонат CaCO3 са изградени черупките и черупките на много безгръбначни, яйчените черупки и др.. В живите тъкани на хората и животните има 1,4-2% Ca (масова част); в човешко тяло с тегло 70 kg съдържанието на калций е около 1,7 kg (главно в междуклетъчното вещество на костната тъкан).

Касова бележка

Свободният метален калций се получава чрез електролиза на стопилка, състояща се от CaCl2 (75-80%) и KCl или от CaCl2 и CaF2, както и алуминотермична редукция на CaO при 1170-1200 ° C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Физични свойства

Калциевият метал съществува в две алотропни модификации. До 443 °C ?-Ca с кубична лицево-центрирана решетка (параметър a = 0,558 nm) е стабилен; по-високо стабилен е ?-Ca с кубична обемно-центрирана решетка от типа ?-Fe (параметър a = 0,448 nm). Стандартна енталпия? H0 преход? > ? е 0,93 kJ/mol.

Химични свойства

Калцият е типичен алкалоземен метал. Химическата активност на калция е висока, но по-ниска от тази на всички други алкалоземни метали. Той лесно реагира с кислорода, въглеродния диоксид и влагата във въздуха, поради което повърхността на металния калций обикновено е тъмно сива, така че в лабораторията калцият обикновено се съхранява, подобно на други алкалоземни метали, в плътно затворен буркан под слой керосин или течен парафин.

В серията от стандартни потенциали калцият е разположен отляво на водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca2+/Ca0 е ≤ 2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

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

Калцият реагира с активни неметали (кислород, хлор, бром) при нормални условия:

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

При нагряване във въздух или кислород калцият се запалва. Калцият реагира с по-малко активни неметали (водород, бор, въглерод, силиций, азот, фосфор и други) при нагряване, например:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

калциев фосфид), калциевите фосфиди със съставите CaP и CaP5 също са известни;

2Ca + Si = Ca2Si

(калциев силицид), известни са и калциевите силициди от съставите CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Появата на горните реакции, като правило, е придружена от отделяне на голямо количество топлина (т.е. тези реакции са екзотермични). Във всички съединения с неметали степента на окисление на калция е +2. Повечето от калциевите съединения с неметали лесно се разграждат от вода, например:

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

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

Ca2+ йонът е безцветен. Когато към пламъка се добавят разтворими калциеви соли, пламъкът става керемиденочервен.

Калциевите соли като CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 йодид и Ca(NO3)2 нитрат са силно разтворими във вода. Неразтворими във вода са флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат CaC2O4 и някои други.

Важно е, че за разлика от калциевия карбонат CaCO3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Ca(HCO3)2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, прониква под земята и пада върху варовик, се наблюдава тяхното разтваряне:

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

На същите места, където водата, наситена с калциев бикарбонат, излиза на повърхността на земята и се нагрява от слънчевите лъчи, възниква обратна реакция:

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

Така се пренасят големи маси от вещества в природата. В резултат на това под земята могат да се образуват огромни празнини, а в пещерите се образуват красиви каменни „ледени висулки“ - сталактити и сталагмити.

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото при кипене на водата бикарбонатът се разлага и CaCO3 се утаява. Това явление води например до факта, че с времето в чайника се образува котлен камък.

Приложения на металния калций

Металотермия

Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Легиране на сплави

Чистият калций се използва за легиране на олово, използвано за производството на акумулаторни пластини и необслужваеми стартерни оловно-киселинни батерии с нисък саморазряд. Също така металният калций се използва за производството на висококачествени калциеви бабити BKA.

Ядрен синтез

Изотопът 48Ca е най-ефективният и често използван материал за производството на свръхтежки елементи и откриването на нови елементи в периодичната таблица. Например, в случай на използване на йони 48Ca за производство на свръхтежки елементи в ускорители, ядрата на тези елементи се образуват стотици и хиляди пъти по-ефективно, отколкото при използване на други „снаряди“ (йони).

Приложение на калциеви съединения

Калциев хидрид. Чрез нагряване на калций във водородна атмосфера се получава Cah3 (калциев хидрид), който се използва в металургията (металотермия) и при производството на водород в областта.

Оптични и лазерни материали Калциевият флуорид (флуорит) се използва под формата на монокристали в оптиката (астрономически обективи, лещи, призми) и като лазерен материал. Калциевият волфрамат (шеелит) под формата на монокристали се използва в лазерната технология, а също и като сцинтилатор.

Калциев карбид. Калциевият карбид CaC2 се използва широко за производството на ацетилен и за редукция на метали, както и в производството на калциев цианамид (при нагряване на калциев карбид в азот при 1200 °C, реакцията е екзотермична, провежда се в пещи за цианамид) .

Химически източници на ток. Калцият, както и неговите сплави с алуминий и магнезий, се използват в резервни топлинни електрически батерии като анод (например калциево-хроматен елемент). Калциевият хромат се използва в такива батерии като катод. Особеността на такива батерии е изключително дълъг срок на годност (десетилетия) при подходящи условия, възможност за работа при всякакви условия (пространство, високо налягане), висока специфична енергия по отношение на тегло и обем. Недостатък: кратък живот. Такива батерии се използват там, където е необходимо да се създаде колосална електрическа енергия за кратък период от време (балистични ракети, някои космически кораби и др.).

Огнеупорни материали. Калциевият оксид, както в свободна форма, така и като част от керамични смеси, се използва при производството на огнеупорни материали.

Лекарства. Калциевите съединения се използват широко като антихистамин.

Калциев хлорид

Калциев глюконат

Калциев глицерофосфат

В допълнение, калциевите съединения са включени в лекарства за профилактика на остеопороза, във витаминни комплекси за бременни жени и възрастни хора.

Биологична роля

Калцият е често срещан макронутриент в тялото на растенията, животните и хората. При хората и другите гръбначни животни по-голямата част от него се съдържа в скелета и зъбите под формата на фосфати. Скелетите на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) се състоят от различни форми на калциев карбонат (вар). Калциевите йони участват в процесите на кръвосъсирване, както и в осигуряването на постоянно осмотично налягане на кръвта. Калциевите йони също служат като един от универсалните вторични посредници и регулират различни вътреклетъчни процеси - мускулна контракция, екзоцитоза, включително секрецията на хормони и невротрансмитери и др. Концентрацията на калций в цитоплазмата на човешките клетки е около 10?7 mol, в междуклетъчните течности около 10 ?3 mol.

Нуждите от калций зависят от възрастта. За възрастни необходимият дневен прием е от 800 до 1000 милиграма (mg), а за деца от 600 до 900 mg, което е много важно за децата поради интензивния растеж на скелета. По-голямата част от калция, който влиза в човешкото тяло с храната, се намира в млечните продукти; останалият калций идва от месо, риба и някои растителни продукти (особено бобови). Абсорбцията се осъществява както в дебелите, така и в тънките черва и се улеснява от кисела среда, витамин D и витамин C, лактоза и ненаситени мастни киселини. Ролята на магнезия в калциевия метаболизъм е важна; с неговия дефицит калцият се „отмива“ от костите и се отлага в бъбреците (бъбречни камъни) и мускулите.

Аспиринът, оксаловата киселина и естрогенните производни пречат на усвояването на калций. Когато се комбинира с оксалова киселина, калцият произвежда неразтворими във вода съединения, които са компоненти на камъните в бъбреците.

Поради големия брой процеси, свързани с него, съдържанието на калций в кръвта се регулира прецизно и при правилно хранене не се получава дефицит. Продължителното отсъствие от диетата може да причини спазми, болки в ставите, сънливост, дефекти в растежа и запек. По-дълбокият дефицит води до постоянни мускулни крампи и остеопороза. Злоупотребата с кафе и алкохол може да причини недостиг на калций, тъй като част от него се екскретира в урината.

Прекомерните дози калций и витамин D могат да причинят хиперкалциемия, последвана от интензивна калцификация на костите и тъканите (засягаща главно пикочната система). Дългосрочният излишък нарушава функционирането на мускулните и нервните тъкани, повишава съсирването на кръвта и намалява усвояването на цинк от костните клетки. Максималната дневна безопасна доза за възрастен е 1500 до 1800 милиграма.

Продукти Калций, mg/100 g

Сусам 783

Коприва 713

Горски слез 505

Голям живовляк 412

Галинсога 372

Сардини в масло 330

Бръшлян будра 289

Шипка 257

Бадеми 252

Живовляк ланцетолист. 248

Лешник 226

Семена от амарант 214

Кресон 214

Сухи соеви зърна 201

Деца под 3 години - 600 mg.

Деца от 4 до 10 години - 800 mg.

Деца от 10 до 13 години - 1000 mg.

Юноши от 13 до 16 години - 1200 mg.

Младежи 16 и повече години - 1000 mg.

Възрастни от 25 до 50 години - от 800 до 1200 mg.

Бременни и кърмачки - от 1500 до 2000 mg.

Заключение

Калцият е един от най-разпространените елементи на Земята. В природата има много от него: планинските вериги и глинестите скали се образуват от калциеви соли, намира се в морската и речната вода и е част от растителни и животински организми.

Калцият постоянно заобикаля градските жители: почти всички основни строителни материали - бетон, стъкло, тухли, цимент, вар - съдържат този елемент в значителни количества.

Естествено, имайки такива химични свойства, калцият не може да съществува в природата в свободно състояние. Но калциевите съединения - естествени и изкуствени - придобиха първостепенно значение.

Библиография

1. Редакционна колегия: Кнунянц И. Л. (главен редактор) Химическа енциклопедия: 5 тома - Москва: Съветска енциклопедия, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с.

2. Доронин. N.A. Калций, Goskhimizdat, 1962. 191 стр. с илюстрации.

3. Доценко VA. - Лечебно и профилактично хранене. - Въпрос. хранене, 2001 - N1-с.21-25

4. Bilezikian J. P. Калций и костен метаболизъм // В: K. L. Becker, ed.

www.e-ng.ru

Светът на науката

Калцият е метален елемент от главната подгрупа II на група 4 на периодичната таблица на химичните елементи. Той принадлежи към семейството на алкалоземните метали. Външното енергийно ниво на калциевия атом съдържа 2 сдвоени s-електрона

Което той е в състояние енергийно да отдаде по време на химически взаимодействия. По този начин калцият е редуциращ агент и в неговите съединения има степен на окисление +2 В природата калцият се среща само под формата на соли. Масовата част на калций в земната кора е 3,6%. Основният природен калциев минерал е калцит CaCO3 и неговите разновидности - варовик, креда, мрамор. Има и живи организми (например корали), чийто гръбнак се състои главно от калциев карбонат. Също така важни калциеви минерали са доломит CaCO3 MgCO3, флуорит CaF2, гипс CaSO4 2h3O, апатит, фелдшпат и др. Калцият играе важна роля в живота на живите организми. Масовата част на калция в човешкото тяло е 1,4-2%. Влиза в състава на зъбите, костите, други тъкани и органи, участва в процеса на съсирване на кръвта, стимулира сърдечната дейност. За да осигурите на организма достатъчно количество калций, задължително трябва да консумирате мляко и млечни продукти, зелени зеленчуци и риба.Простото вещество калций е типичен сребристо-бял метал. Той е доста твърд, пластичен, има плътност 1,54 g/cm3 и точка на топене 842? В. Химически калцият е много активен. При нормални условия той лесно взаимодейства с кислорода и влагата във въздуха, така че се съхранява в херметически затворени контейнери. При нагряване на въздух калцият се запалва и образува оксид: 2Ca + O2 = 2CaO.Калцият реагира с хлор и бром при нагряване и с флуор дори на студено. Продуктите на тези реакции са съответните халогениди, например: Ca + Cl2 = CaCl2.При нагряване на калций със сяра се образува калциев сулфид: Ca + S = CaS.Калцият може да реагира и с други неметали.Взаимодействие с вода води до образуването на слабо разтворим калциев хидроксид и отделянето на водороден газ: Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3.Широко се използва металният калций. Използва се като розетка при производството на стомани и сплави и като редуциращ агент за производството на някои огнеупорни метали.

Калцият се получава чрез електролиза на разтопен калциев хлорид. Така калцият е получен за първи път през 1808 г. от Хъмфри Дейви.

worldofscience.ru

Държавен петролен технически университет в Уфа

Катедра по обща и аналитична химия

на тема: „Елементът калций. Свойства, производство, приложение"

Подготвен от студент от група BTS-11-01 Прокаев Г.Л.

Доцент Краско С.А.

Въведение

История и произход на името

Да бъдеш сред природата

Касова бележка

Физични свойства

Химични свойства

Приложения на металния калций

Приложение на калциеви съединения

Биологична роля

Заключение

Библиография

Въведение

Калцият се нарича алкалоземен метал и се класифицира като S елемент. На външно електронно ниво калцият има два електрона, така че дава съединения: CaO, Ca(OH)2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 и др. Калцият е типичен метал - има висок афинитет към кислорода, редуцира почти всички метали от техните оксиди и образува доста силна основа Ca(OH)2.

Въпреки повсеместното разпространение на елемент № 20, дори химиците не всички са виждали елементарен калций. Но този метал, както на външен вид, така и на поведение, изобщо не е подобен на алкалните метали, контактът с които е изпълнен с опасност от пожари и изгаряния. Може безопасно да се съхранява на въздух; не се запалва от вода.

Елементарният калций почти никога не се използва като конструктивен материал. Той е твърде активен за това. Калцият лесно реагира с кислород, сяра и халогени. Дори с азот и водород, при определени условия, той реагира. Средата от въглеродни оксиди, инертна за повечето метали, е агресивна за калция. Гори в атмосфера на CO и CO2.

История и произход на името

Името на елемента идва от лат. calx (в родителен падеж calcis) - „вар“, „мек камък“. Той е предложен от английския химик Хъмфри Дейви, който изолира металния калций чрез електролитен метод през 1808 г. Дейви електролизира смес от мокра гасена вар и живачен оксид HgO върху платинена плоча, която служи като анод. Катодът беше платинена жица, потопена в течен живак. В резултат на електролиза се получава калциева амалгама. След като дестилира живак от него, Дейви получава метал, наречен калций.

Да бъдеш сред природата

Поради високата си химична активност, калцият не се среща в свободна форма в природата.

Изотопи. Калцият се среща в природата като смес от шест изотопа: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, сред които най-често срещаният - 40Ca - представлява 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калций, пет са стабилни. Шести изотоп, 48Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (изотопното му изобилие е само 0,187%), наскоро беше открит, че претърпява двойно бета разпадане с полуживот от 5,3 ×1019 години.

Калциевите минерали като калцит CaCO3, анхидрит CaSO4, алабастър CaSO4 0.5H2O и гипс CaSO4 2H2O, флуорит CaF2, апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3 CaCO3 са доста разпространени. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3ˉ

(равновесието се измества наляво или надясно в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Касова бележка

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Разработен е и метод за получаване на калций чрез термична дисоциация на калциев карбид CaC2

Физични свойства

Калциевият метал съществува в две алотропни модификации. Стабилен до 443°C α -Ca с кубична решетка, по-висока стабилност β-Ca с решетъчен тип с кубичен центриран корпус α -Фе. Стандартна енталпия ΔH0 преход α → β е 0,93 kJ/mol.

Калцият е лек метал (d = 1,55), сребристо-бял на цвят. Той е по-твърд и се топи при по-висока температура (851 ° C) в сравнение с натрия, който се намира до него в периодичната таблица. Това се обяснява с факта, че на всеки калциев йон в метала има два електрона. Следователно химическата връзка между йоните и електронния газ е по-силна от тази на натрия. По време на химичните реакции калциевите валентни електрони се прехвърлят към атоми на други елементи. В този случай се образуват двойно заредени йони.

Химични свойства

В серията от стандартни потенциали калцият е разположен отляво на водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca2+/Ca0 е −2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

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

Калцият реагира с активни неметали (кислород, хлор, бром) при нормални условия:

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

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (калциев фосфид),

известни са също така калциевите фосфиди със съставите CaP и CaP5;

Ca + Si = Ca2Si (калциев силицид),

Известни са също калциеви силициди със състави CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

CaH2+ 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Важно е, че за разлика от калциевия карбонат CaCO3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Ca(HCO3) 2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, прониква под земята и пада върху варовик, се наблюдава тяхното разтваряне:

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

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

калциев метал химически физик

Основната употреба на металния калций е като редуциращ агент при производството на метали, особено никел, мед и неръждаема стомана. Калцият и неговият хидрид също се използват за производството на трудни за редуциране метали като хром, торий и уран. Калциево-оловните сплави се използват в батерии и лагерни сплави. Калциевите гранули се използват и за отстраняване на следи от въздух от вакуумни устройства. Разтворимите калциеви и магнезиеви соли причиняват цялостна твърдост на водата. Ако те присъстват във водата в малки количества, тогава водата се нарича мека. Ако съдържанието на тези соли е високо, водата се счита за твърда. Твърдостта се елиминира чрез кипене; за пълно елиминиране на водата понякога се дестилира.

Металотермия

Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Легиране на сплави

Ядрен синтез

Приложение на калциеви съединения

Калциев хидрид. Чрез нагряване на калций във водородна атмосфера се получава CaH2 (калциев хидрид), който се използва в металургията (металотермия) и при производството на водород в областта.

Оптични и лазерни материали. Калциевият флуорид (флуорит) се използва под формата на монокристали в оптиката (астрономически обективи, лещи, призми) и като лазерен материал. Калциевият волфрамат (шеелит) под формата на монокристали се използва в лазерната технология, а също и като сцинтилатор.

Лекарства. В медицината Ca лекарствата елиминират нарушения, свързани с липсата на Ca йони в организма (тетания, спазмофилия, рахит). Ca препаратите намаляват свръхчувствителността към алергени и се използват за лечение на алергични заболявания (серумна болест, сънна треска и др.). Ca препаратите намаляват повишената съдова пропускливост и имат противовъзпалителен ефект. Прилагат се при хеморагични васкулити, лъчева болест, възпалителни процеси (пневмония, плеврит и др.) и някои кожни заболявания. Предписва се като кръвоспиращо средство, за подобряване на дейността на сърдечния мускул и засилване на действието на дигиталисови препарати, като антидот при отравяне с магнезиеви соли. Заедно с други лекарства, Ca препаратите се използват за стимулиране на раждането. Ca хлорид се прилага перорално и интравенозно.

Препаратите с Ca включват също гипс (CaSO4), използван в хирургията за гипсови превръзки, и креда (CaCO3), предписана вътрешно за повишена киселинност на стомашния сок и за приготвяне на зъбен прах.

Биологична роля

Калцият е често срещан макронутриент в тялото на растенията, животните и хората. При хората и другите гръбначни животни по-голямата част от него се съдържа в скелета и зъбите под формата на фосфати. Скелетите на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) се състоят от различни форми на калциев карбонат (вар). Калциевите йони участват в процесите на кръвосъсирване, както и в осигуряването на постоянно осмотично налягане на кръвта. Калциевите йони също служат като един от универсалните вторични посредници и регулират различни вътреклетъчни процеси - мускулна контракция, екзоцитоза, включително секрецията на хормони и невротрансмитери и др. Концентрацията на калций в цитоплазмата на човешките клетки е около 10-7 mol, в междуклетъчните течности около 10−3 mol.

По-голямата част от калция, който влиза в човешкото тяло с храната, се намира в млечните продукти; останалият калций идва от месо, риба и някои растителни продукти (особено бобови). Абсорбцията се осъществява както в дебелите, така и в тънките черва и се улеснява от кисела среда, витамин D и витамин C, лактоза и ненаситени мастни киселини. Ролята на магнезия в калциевия метаболизъм е важна; с неговия дефицит калцият се „отмива“ от костите и се отлага в бъбреците (бъбречни камъни) и мускулите.

Продукти Калций, mg/100 g

Сусам 783

Коприва 713

Голям живовляк 412

Сардини в масло 330

Бръшлян будра 289

Шипка 257

Бадеми 252

Живовляк ланцетолист. 248

Лешник 226

Кресон 214

Сухи соеви зърна 201

Деца под 3 години - 600 mg.

Деца от 4 до 10 години - 800 mg.

Деца от 10 до 13 години - 1000 mg.

Юноши от 13 до 16 години - 1200 mg.

Младежи 16 и повече години - 1000 mg.

Възрастни от 25 до 50 години - от 800 до 1200 mg.

Бременни и кърмачки - от 1500 до 2000 mg.

Заключение

Библиография

1.Редакционна колегия: Кнунянц И. Л. (главен редактор) Химическа енциклопедия: в 5 тома - Москва: Съветска енциклопедия, 1990. - Т. 2. - С. 293. - 671 с.

2.Доронин. N.A. Калций, Goskhimizdat, 1962. 191 стр. с илюстрации.

.Доценко В.А. - Лечебно и профилактично хранене. - Въпрос. хранене, 2001 - N1-с.21-25

4.Bilezikian J. P. Калций и костен метаболизъм // В: K. L. Becker, ed.

5.М.Х. Карапетянц, С.И. Дракин - Обща и неорганична химия, 2000. 592 стр. с илюстрации.

Калцият е елемент от главната подгрупа на втората група, четвъртия период от периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (лат. калций). Простото вещество калций е мек, химически активен алкалоземен метал със сребристо-бял цвят.

Калций в околната среда

В природата има много от него: планинските вериги и глинестите скали се образуват от калциеви соли, намира се в морската и речната вода и е част от растителни и животински организми. Калцият представлява 3,38% от масата на земната кора (5-то място по разпространение след кислород, силиций, алуминий и желязо).

Изотопи на калций

Калцият се среща в природата като смес от шест изотопа: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, сред които най-често срещаният - 40 Ca - е 96,97%.

От шестте естествени изотопа на калций, пет са стабилни. Шестият изотоп 48 Ca, най-тежкият от шестте и много рядък (неговото изотопно изобилие е само 0,187%), наскоро беше открито, че претърпява двойно бета разпадане с полуживот от 5,3 x 10 19 години.

Съдържание на калций в скалите и минералите

По-голямата част от калция се съдържа в силикати и алумосиликати от различни скали (гранити, гнайси и др.), Особено във фелдшпат - Ca анортит.

Под формата на седиментни скали калциевите съединения са представени от креда и варовици, състоящи се главно от минерала калцит (CaCO 3). Кристалната форма на калцита - мрамор - е много по-рядко срещана в природата.

Калциеви минерали като калцит CaCO 3 , анхидрит CaSO 4 , алабастър CaSO 4 ·0,5H 2 O и гипс CaSO 4 ·2H 2 O, флуорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), доломит MgCO3 ·CaCO3. Наличието на калциеви и магнезиеви соли в естествената вода определя нейната твърдост.

Миграция на калций в земната кора

В естествената миграция на калций важна роля играе "карбонатното равновесие", свързано с обратимата реакция на взаимодействието на калциев карбонат с вода и въглероден диоксид с образуването на разтворим бикарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Ca (HCO 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(равновесието се измества наляво или надясно в зависимост от концентрацията на въглероден диоксид).

Биогенната миграция играе огромна роля.

Съдържание на калций в биосферата

Калциевите съединения се намират в почти всички животински и растителни тъкани (вижте също по-долу). Значително количество калций се съдържа в живите организми. По този начин хидроксиапатитът Ca 5 (PO 4) 3 OH или, в друг запис, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Ca (OH) 2, е основата на костната тъкан на гръбначните животни, включително хората; Черупките и черупките на много безгръбначни, яйчени черупки и др. са изградени от калциев карбонат CaCO 3. В живите тъкани на хора и животни има 1,4-2% Ca (масова част); в човешко тяло с тегло 70 kg съдържанието на калций е около 1,7 kg (главно в междуклетъчното вещество на костната тъкан).

Получаване на калций

Калцият е получен за първи път от Дейви през 1808 г. с помощта на електролиза. Но, подобно на други алкални и алкалоземни метали, елемент № 20 не може да бъде получен чрез електролиза от водни разтвори. Калцият се получава чрез електролиза на неговите разтопени соли.

Това е сложен и енергоемък процес. Калциевият хлорид се стопява в електролизатор с добавяне на други соли (те са необходими за понижаване на точката на топене на CaCl2).

Стоманеният катод докосва само повърхността на електролита; отделеният калций полепва и се втвърдява върху него. При отделянето на калция катодът постепенно се повдига и в крайна сметка се получава калциева „пръчка“ с дължина 50...60 см. След това тя се изважда, отбива се от стоманения катод и процесът започва отначало. „Методът на допир“ произвежда калций, силно замърсен с калциев хлорид, желязо, алуминий и натрий. Пречиства се чрез разтопяване в аргонова атмосфера.

Ако стоманеният катод се замени с катод, изработен от метал, който може да бъде легиран с калций, тогава по време на електролиза ще се получи съответната сплав. В зависимост от предназначението може да се използва като сплав или да се получи чист калций чрез дестилация във вакуум. Така се получават калциеви сплави с цинк, олово и мед.

Друг метод за получаване на калций - металотермичен - е теоретично обоснован още през 1865 г. от известния руски химик Н.Н. Бекетов. Калцият се редуцира с алуминий при налягане от само 0,01 mmHg. Температура на процеса 1100...1200°C. Калцият се получава под формата на пара, която след това се кондензира.

През последните години е разработен друг метод за получаване на елемента. Основава се на термичната дисоциация на калциевия карбид: карбидът, нагрят във вакуум до 1750°C, се разлага, за да образува калциеви пари и твърд графит.

Физични свойства на калция

Калциевият метал съществува в две алотропни модификации. До 443 °C α-Ca с кубична лицево-центрирана решетка (параметър a = 0,558 nm) е стабилна; β-Ca с кубична обемно-центрирана решетка от типа α-Fe (параметър a = 0,448 nm) е стабилен по-стабилен. Стандартна енталпия Δ з 0 преход α → β е 0,93 kJ/mol.

С постепенно увеличаване на налягането той започва да проявява свойствата на полупроводник, но не става полупроводник в пълния смисъл на думата (вече не е и метал). При по-нататъшно увеличаване на налягането той се връща в метално състояние и започва да проявява свръхпроводими свойства (температурата на свръхпроводимостта е шест пъти по-висока от тази на живака и далеч надвишава всички други елементи по проводимост). Уникалното поведение на калция е подобно в много отношения на стронция.

Въпреки повсеместното разпространение на елемента, дори химиците не всички са виждали елементарен калций. Но този метал, както на външен вид, така и по поведение, е напълно различен от алкалните метали, контактът с които е изпълнен с опасност от пожари и изгаряния. Може безопасно да се съхранява на въздух; не се запалва от вода. Механичните свойства на елементарния калций не го правят "черна овца" в семейството на металите: калцият превъзхожда много от тях по сила и твърдост; може да се стругова на струг, да се изтегля на тел, да се кове, пресова.

Химични свойства на калция

В серията от стандартни потенциали калцият е разположен отляво на водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca 2+ /Ca 0 е −2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Q.

Калцият реагира с активни неметали (кислород, хлор, бром) при нормални условия:

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 = CaBr 2.

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

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

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (калциев фосфид), известни са и калциевите фосфиди от съставите CaP и CaP 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (калциев силицид); Известни са и калциеви силициди от съставите CaSi, Ca 3 Si 4 и CaSi 2.

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Ca 2+ йонът е безцветен. Когато към пламъка се добавят разтворими калциеви соли, пламъкът става керемиденочервен.

Калциевите соли като CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 йодид и Ca(NO3)2 нитрат са силно разтворими във вода. Неразтворими във вода са CaF 2 флуорид, CaCO 3 карбонат, CaSO 4 сулфат, Ca 3 (PO 4) 2 ортофосфат, CaC 2 O 4 оксалат и някои други.

Важно е, че за разлика от калциевия карбонат CaCO 3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Ca (HCO 3) 2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, прониква под земята и пада върху варовик, се наблюдава тяхното разтваряне:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото когато водата заври, бикарбонатът се разлага и CaCO 3 се утаява. Това явление води например до факта, че с времето в чайника се образува котлен камък.

Приложение калций

Доскоро калциевият метал почти не намираше приложение. САЩ, например, преди Втората световна война консумират само 10...25 тона калций годишно, Германия - 5...10 тона, но за развитието на нови области на технологията са необходими много редки и огнеупорни метали . Оказа се, че калцият е много удобен и активен редуциращ агент за много от тях и елементът започна да се използва в производството на торий, ванадий, цирконий, берилий, ниобий, уран, тантал и други огнеупорни метали. Чистият метален калций се използва широко в металотермията за производството на редки метали.

Приложения на металния калций

Естествената креда в прахообразна форма е включена в съставите за полиране на метали. Но не можете да миете зъбите си с прах от естествена креда, тъй като съдържа останки от черупки и черупки на най-малките животни, които са изключително твърди и разрушават зъбния емайл.

Използванекалцийв ядрен синтез

Изотопът 48 Ca е най-ефективният и често използван материал за производството на свръхтежки елементи и откриването на нови елементи от периодичната таблица. Например, в случай на използване на йони 48 Ca за производство на свръхтежки елементи в ускорители, ядрата на тези елементи се образуват стотици и хиляди пъти по-ефективно, отколкото при използване на други „снаряди“ (йони). Радиоактивният калций се използва широко в биологията и медицината като изотопен индикатор при изследване на процесите на минерален метаболизъм в живия организъм. С негова помощ е установено, че в тялото има непрекъснат обмен на калциеви йони между плазмата, меките тъкани и дори костната тъкан. 45Ca също играе важна роля в изследването на метаболитните процеси, протичащи в почвите, и в изследването на процесите на усвояване на калций от растенията. Използвайки същия изотоп, беше възможно да се открият източници на замърсяване на стомана и свръхчисто желязо с калциеви съединения по време на процеса на топене.

Способността на калция да свързва кислород и азот направи възможно използването му за пречистване на инертни газове и като геттер (Геттер е вещество, използвано за абсорбиране на газове и създаване на дълбок вакуум в електронни устройства.) във вакуумно радио оборудване.

Приложение на калциеви съединения

Някои изкуствено произведени калциеви съединения са станали дори по-известни и често срещани от варовика или гипса. Така гасената Ca(OH)2 и негасената вар CaO са използвани от древните строители.

Циментът също е калциево съединение, получено по изкуствен път. Първо се изпича смес от глина или пясък и варовик, за да се получи клинкер, който след това се смила на фин сив прах. Можете да говорите много за цимента (или по-скоро за цимента), това е темата на независима статия.

Същото важи и за стъклото, което също обикновено съдържа елемента.

Калциев хидрид

Чрез нагряване на калций във водородна атмосфера се получава CaH 2 (калциев хидрид), който се използва в металургията (металотермия) и при производството на водород в областта.

Оптични и лазерни материали

Калциевият флуорид (флуорит) се използва под формата на монокристали в оптиката (астрономически обективи, лещи, призми) и като лазерен материал. Калциевият волфрамат (шеелит) под формата на монокристали се използва в лазерната технология, а също и като сцинтилатор.

Калциев карбид

Калциевият карбид е вещество, открито случайно при тестване на нов дизайн на пещ. Доскоро калциевият карбид CaCl 2 се използваше главно за автогенно заваряване и рязане на метали. Когато карбидът взаимодейства с вода, се образува ацетилен, а изгарянето на ацетилен в поток от кислород позволява да се постигне температура от почти 3000 ° C. Напоследък ацетиленът, а заедно с него и карбидът, се използват все по-рядко за заваряване и все повече в химическата промишленост.

Като калцийхимически източник на ток

Калцият, както и неговите сплави с алуминий и магнезий, се използват в резервни топлинни електрически батерии като анод (например калциево-хроматен елемент). Калциевият хромат се използва в такива батерии като катод. Особеността на такива батерии е изключително дълъг срок на годност (десетилетия) при подходящи условия, възможност за работа при всякакви условия (пространство, високо налягане), висока специфична енергия по тегло и обем. Недостатък: кратък живот. Такива батерии се използват там, където е необходимо да се създаде колосална електрическа енергия за кратък период от време (балистични ракети, някои космически кораби и др.).

Огнеупорни материали откалций

Калциевият оксид, както в свободна форма, така и като част от керамични смеси, се използва при производството на огнеупорни материали.

Лекарства

Калциевите съединения се използват широко като антихистамин.

Калциев хлорид
Калциев глюконат
Калциев глицерофосфат

Калций в човешкото тяло

Калцият е често срещан макронутриент в тялото на растенията, животните и хората. При хората и другите гръбначни животни по-голямата част от него се съдържа в скелета и зъбите под формата на фосфати. Скелетите на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) се състоят от различни форми на калциев карбонат (вар). Нуждите от калций зависят от възрастта. За възрастни необходимият дневен прием е от 800 до 1000 милиграма (mg), а за деца от 600 до 900 mg, което е много важно за децата поради интензивния растеж на скелета. По-голямата част от калция, който влиза в човешкото тяло с храната, се намира в млечните продукти; останалият калций идва от месо, риба и някои растителни продукти (особено бобови).

Прекомерните дози калций и витамин D могат да причинят хиперкалциемия, последвана от интензивна калцификация на костите и тъканите (засягаща главно пикочната система). Максималната дневна безопасна доза за възрастен е 1500 до 1800 милиграма.

Калций в твърда вода

Набор от свойства, определени с една дума „твърдост“, се придават на водата от калциевите и магнезиевите соли, разтворени в нея. Твърдата вода е неподходяща за много житейски ситуации. Образува нагар в парни котли и котелни инсталации, затруднява боядисването и прането на тъкани, но е подходящ за направа на сапун и приготвяне на емулсии в парфюмерийното производство. Следователно, по-рано, когато методите за омекотяване на водата бяха несъвършени, текстилните и парфюмерийните фабрики обикновено бяха разположени в близост до източници на „мека“ вода.

Прави се разлика между временна и постоянна ригидност. Временна (или карбонатна) твърдост се придава на водата от разтворими хидрокарбонати Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Може да се елиминира чрез обикновено кипене, по време на което бикарбонатите се превръщат във водонеразтворими калциеви и магнезиеви карбонати.

Постоянната твърдост се създава от сулфати и хлориди на същите метали. И може да се елиминира, но е много по-трудно да се направи.

Сумата от двете твърдости съставлява общата твърдост на водата. В различните страни се оценява по различен начин. Прието е твърдостта на водата да се изразява с броя милиграм еквиваленти калций и магнезий в един литър вода. Ако в литър вода има по-малко от 4 mEq, тогава водата се счита за мека; тъй като концентрацията им се увеличава, тя става все по-сурова и, ако съдържанието надвишава 12 единици, много сурова.

Твърдостта на водата обикновено се определя с помощта на сапунен разтвор. Този разтвор (с определена концентрация) се добавя на капки към измерено количество вода. Докато във водата има Ca 2+ или Mg 2+ йони, те ще пречат на образуването на пяна. Въз основа на разхода на сапунения разтвор преди появата на пяна се изчислява съдържанието на Ca 2+ и Mg 2+ йони.

Интересното е, че твърдостта на водата е определяна по подобен начин в древен Рим. Като реактив служи само червеното вино - неговите оцветители също образуват утайка с калциеви и магнезиеви йони.

Съхранение на калций

Калциевият метал може да се съхранява дълго време на парчета с тегло от 0,5 до 60 kg. Такива парчета се съхраняват в хартиени торби, поставени в галванизирани железни варели със запоени и боядисани шевове. Плътно затворените варели се поставят в дървени кутии. Парчетата с тегло под 0,5 кг не могат да се съхраняват дълго време - те бързо се превръщат в оксид, хидроксид и калциев карбонат.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

калций- двадесетият елемент от периодичната таблица. Обозначение - Ca от латинското "калций". Намира се в четвърти период, група IIA. Отнася се за метали. Основният заряд е 20.

Калцият е един от най-разпространените елементи в природата. Земната кора съдържа приблизително 3% (тегл.). Среща се в множество находища на варовик и креда, както и мрамор, които са естествени разновидности на калциевия карбонат CaCO 3 . Гипс CaSO 4 × 2H 2 O, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и накрая различни силикати, съдържащи калций, също се намират в големи количества.

Под формата на просто вещество калцият е ковък, доста твърд, бял метал (фиг. 1). Във въздуха бързо се покрива със слой оксид, а при нагряване гори с ярък червеникав пламък. Калцият реагира относително бавно със студена вода, но бързо измества водорода от гореща вода, образувайки хидроксид.

Ориз. 1. Калций. Външен вид.

Атомна и молекулна маса на калций

Относителната молекулна маса на дадено вещество (M r) е число, показващо колко пъти масата на дадена молекула е по-голяма от 1/12 масата на въглероден атом, а относителната атомна маса на елемент (A r) е колко пъти средната маса на атомите на даден химичен елемент е по-голяма от 1/12 маса на въглероден атом.

Тъй като в свободно състояние калцият съществува под формата на моноатомни Ca молекули, стойностите на неговите атомни и молекулни маси съвпадат. Те са равни на 40,078.

Изотопи на калций

Известно е, че в природата калцият може да се намери под формата на четири стабилни изотопа 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca и 48 Ca, с явно преобладаване на изотопа 40 Ca (99,97%). Техните масови числа са съответно 40, 42, 43, 44, 46 и 48. Ядрото на атома на калциевия изотоп 40 Ca съдържа двадесет протона и двадесет неутрона, а останалите изотопи се различават от него само по броя на неутроните.

Съществуват изкуствени изотопи на калций с масови числа от 34 до 57, сред които най-стабилен е 41 Ca с период на полуразпад 102 хиляди години.

Калциеви йони

На външното енергийно ниво на калциевия атом има два електрона, които са валентни:

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

В резултат на химично взаимодействие калцият отдава валентните си електрони, т.е. е техен донор и се превръща в положително зареден йон:

Ca 0 -2e → Ca 2+ .

Молекула и атом на калций

В свободно състояние калцият съществува под формата на моноатомни Са молекули. Ето някои свойства, характеризиращи калциевия атом и молекула:

Калциеви сплави

Калцият служи като легиращ компонент в някои оловни сплави.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение

Напишете уравненията на реакцията, които могат да се използват за извършване на следните трансформации:

Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2.

Отговор

Чрез разтваряне на калций във вода можете да получите мътен разтвор на съединение, известно като "варно мляко" - калциев хидроксид:

Ca+ 2H 2 O→ Ca(OH) 2 + H 2.

Чрез преминаване на въглероден диоксид през разтвор на калциев хидроксид получаваме калциев карбонат:

2Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O.

Като добавим вода към калциевия карбонат и продължим да пропускаме въглеродния диоксид през тази смес, получаваме калциев бикарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2.