Kako izgleda čisti kalcijum? Kalcijum i njegove karakteristike

Jedinjenja kalcijuma- krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod krečnjaka) koriste se u građevinarstvu od davnina. Sve do kraja 18. veka hemičari su smatrali da je kreč jednostavna supstanca. A. Lavoisier je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance. Godine 1808. Davy je, podvrgavajući mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom elektrolizi sa živinom katodom, pripremio kalcijum amalgam i nakon što je izbacio živu iz njega dobio metal nazvan "kalcijum" (od lat. Calx, rod. slučaj calcis - kreč).

Raspored elektrona u orbitama.

+20Ca… |3s 3p 3d | 4s

Kalcijum se naziva zemnoalkalnim metalom, klasifikovan je kao S element. Na spoljašnjem elektronskom nivou, kalcijum ima dva elektrona, pa daje jedinjenja: CaO, Ca (OH) 2, CaCl2, CaSO4, CaCO3 itd. Kalcij spada u tipične metale - ima visok afinitet prema kisiku, reducira gotovo sve metale iz njihovih oksida i formira prilično jaku bazu Ca (OH) 2.

Kristalne rešetke metala mogu biti različitih tipova, međutim, kalcijum karakterizira kubična rešetka usmjerena na lice.

Metalografskim metodama emituju se veličine, oblik i međusobni raspored kristala u metalima. Najpotpuniju ocjenu strukture metala u ovom pogledu daje mikroskopska analiza njenog tankog presjeka. Uzorak se izrezuje od metala koji se ispituje, a njegova ravnina se brusi, polira i nagriza posebnim rastvorom (etchant). Kao rezultat jetkanja, ističe se struktura uzorka, koja se ispituje ili fotografira metalografskim mikroskopom.

Kalcijum je lak metal (d=1,55), srebrno-bele boje. Tvrđi je i topi se na višoj temperaturi (851°C) od natrijuma koji se nalazi pored njega u periodnom sistemu. To je zato što postoje dva elektrona po jonu kalcijuma u metalu. Zbog toga je hemijska veza između jona i elektronskog gasa jača od one natrijuma. U hemijskim reakcijama, valentni elektroni kalcijuma se prenose na atome drugih elemenata. U tom slučaju nastaju dvostruko nabijeni ioni.

Kalcijum je veoma reaktivan sa metalima, posebno sa kiseonikom. Na zraku oksidira sporije od alkalnih metala, jer je oksidni film na njemu manje propustljiv za kisik. Kada se zagrije, kalcij gori uz oslobađanje ogromne količine topline:

Kalcijum reaguje sa vodom, istiskujući iz nje vodik i formirajući bazu:

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

Zahvaljujući svojoj visokoj reaktivnosti sa kiseonikom, kalcijum nalazi neku upotrebu u dobijanju retkih metala iz njihovih oksida. Metalni oksidi se zagrijavaju zajedno s kalcijevim čipovima; kao rezultat reakcija dobijaju se kalcijum oksid i metal. Na istom svojstvu zasniva se i upotreba kalcijuma i nekih njegovih legura za takozvanu deoksidaciju metala. Kalcijum se dodaje rastopljenom metalu i uklanja tragove rastvorenog kiseonika; nastali kalcijev oksid ispliva na površinu metala. Kalcijum je deo nekih legura.

Kalcijum se dobija elektrolizom rastaljenog kalcijum hlorida ili aluminotermnom metodom. Kalcijum oksid, ili gašeno vapno, je beli prah koji se topi na 2570°C. Dobija se kalcinacijom krečnjaka:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^

Kalcijum oksid je bazični oksid, pa reaguje sa kiselinama i anhidridima kiselina. Sa vodom daje bazu - kalcijum hidroksid:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Dodavanje vode kalcijevom oksidu, što se naziva gašenje vapna, nastavlja se oslobađanjem velike količine toplote. Dio vode se pretvara u paru. Kalcijum hidroksid, ili gašeno vapno, je bijela supstanca, slabo rastvorljiva u vodi. Vodeni rastvor kalcijum hidroksida naziva se krečna voda. Takav rastvor ima prilično jaka alkalna svojstva, jer kalcijum hidroksid dobro disocira:

Ca (OH) 2 \u003d Ca + 2OH

U poređenju sa hidratima oksida alkalnih metala, kalcijum hidroksid je slabija baza. To se objašnjava činjenicom da je ion kalcija dvostruko nabijen i jače privlači hidroksilne grupe.

Hidrirano vapno i njegova otopina, nazvana krečna voda, reagiraju s kiselinama i anhidridima kiselina, uključujući ugljični dioksid. Krečna voda se koristi u laboratorijama za otkrivanje ugljičnog dioksida, jer rezultirajući nerastvorljivi kalcijev karbonat uzrokuje zamućenje vode:

Ca + 2OH + CO2 = CaCO3v + H2O

Međutim, kada se ugljični dioksid propušta duže vrijeme, otopina ponovo postaje prozirna. To je zbog činjenice da se kalcijev karbonat pretvara u rastvorljivu so - kalcijum bikarbonat:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

U industriji se kalcijum dobija na dva načina:

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

6CaO + 2Al = 3CaO Al2O3 + 3Ca

Kalcijumova para se kondenzuje na hladnoj površini.

Elektrolizom taline CaCl2 i KCl sa tečnom bakar-kalcijum katodom, dobija se legura Cu - Ca (65% Ca) iz koje se kalcijum destiluje na temperaturi od 950 - 1000°C u vakuumu od 0,1 - 0,001 mm Hg.

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

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. Sadrži približno 3% (masenih) u zemljinoj kori. Soli kalcija stvaraju u prirodi velike nakupine u obliku karbonata (kreda, mermer), sulfata (gips), fosfata (fosforita). Pod utjecajem vode i ugljičnog dioksida karbonati prelaze u otopinu u obliku ugljovodonika i prenose se podzemnim i riječnim vodama na velike udaljenosti. Kada se kalcijeve soli ispiru, mogu se formirati pećine. Usljed isparavanja vode ili povećanja temperature mogu se formirati naslage kalcijum karbonata na novom mjestu. Tako se, na primjer, u pećinama formiraju stalaktiti i stalagmiti.

Rastvorljive soli kalcija i magnezija određuju ukupnu tvrdoću vode. Ako su prisutni u vodi u malim količinama, tada se voda naziva mekom. Sa visokim sadržajem ovih soli (100 - 200 mg kalcijevih soli - u 1 litru u smislu jona), voda se smatra tvrdom. U takvoj vodi sapun se slabo pjeni, jer soli kalcija i magnezija s njim stvaraju nerastvorljiva jedinjenja. U tvrdoj vodi prehrambeni proizvodi se slabo kuhaju, a kada se prokuvaju, stvara kamenac na zidovima parnih kotlova. Kamenac ne provodi dobro toplinu, uzrokuje povećanje potrošnje goriva i ubrzava habanje zidova kotla. Formiranje kamenca je složen proces. Kada se zagrije, kisele soli kalcijeve i magnezijeve ugljične kiseline se razlažu i pretvaraju u nerastvorljive karbonate:

Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3v

Rastvorljivost kalcijum sulfata CaSO4 također se smanjuje kada se zagrije, tako da je dio kamenca.

Tvrdoća uzrokovana prisustvom kalcijum i magnezijum bikarbonata u vodi naziva se karbonatna ili privremena, jer se eliminiše ključanjem. Pored karbonatne tvrdoće, razlikuje se i nekarbonatna tvrdoća koja zavisi od sadržaja sulfata i hlorida kalcijuma i magnezijuma u vodi. Ove soli se ne uklanjaju ključanjem, pa se nekarbonatna tvrdoća naziva i konstantnom tvrdoćom. Karbonatna i nekarbonatna tvrdoća zbrajaju ukupnu tvrdoću.

Da bi se potpuno eliminisala tvrdoća, voda se ponekad destiluje. Prokuhajte vodu da biste uklonili karbonatnu tvrdoću. Opšta tvrdoća se eliminiše ili dodavanjem hemikalija ili korišćenjem takozvanih kationskih izmenjivača. Kada se koristi hemijska metoda, rastvorljive soli kalcijuma i magnezija pretvaraju se u nerastvorljive karbonate, na primer, dodaju se krečno mleko i soda:

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3v

Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

Uklanjanje krutosti pomoću kationskih izmjenjivača je napredniji proces. Kationski izmjenjivači su složene tvari (prirodna jedinjenja silicija i aluminija, organska jedinjenja velike molekularne težine), čiji se sastav može izraziti formulom Na2R, gdje je R kompleksni kiseli ostatak. Kada se voda filtrira kroz sloj kationskog izmjenjivača, Na ioni (kationi) se zamjenjuju za jone Ca i Mg:

Ca + Na2R = 2Na + CaR

Posljedično, Ca joni iz otopine prelaze u kationski izmjenjivač, a ioni Na prelaze iz kationskog izmjenjivača u otopinu. Da bi se obnovio korišteni kationski izmjenjivač, ispere se otopinom kuhinjske soli. U ovom slučaju dolazi do obrnutog procesa: Ca ioni u kationskom izmjenjivaču zamjenjuju se Na ionima:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Regenerirani kationski izmjenjivač se može ponovo koristiti za prečišćavanje vode.

U obliku čistog metala, Ca se koristi kao redukciono sredstvo za U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb i neke retke zemne metale i njihove spojeve. Također se koristi za deoksidaciju čelika, bronze i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih derivata, za dehidraciju organskih tekućina, za pročišćavanje argona od dušičnih nečistoća, te kao apsorber plina u električnim vakuum uređajima. Antifikcijski materijali sistema Pb - Na - Ca, kao i legure Pb - Ca, od kojih se izrađuje omotač električnih kablova, dobili su veliku primenu u tehnici. Legura Ca - Si - Ca (silikokalcijum) se koristi kao deoksidator i degazator u proizvodnji kvalitetnih čelika.

Kalcijum je jedan od biogenih elemenata neophodnih za normalan tok životnih procesa. Prisutan je u svim tkivima i tekućinama životinja i biljaka. Samo rijetki organizmi mogu se razviti u okruženju bez Ca. U nekim organizmima sadržaj Ca dostiže 38%: kod ljudi - 1,4 - 2%. Ćelije biljnih i životinjskih organizama trebaju strogo određene omjere Ca, Na i K jona u vanćelijskom mediju. Biljke dobijaju Ca iz tla. Prema svom odnosu prema Ca, biljke se dijele na kalcefile i kalcefobe. Životinje unose Ca iz hrane i vode. Ca je neophodan za stvaranje niza ćelijskih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih ćelijskih membrana, za oplodnju jajašaca riba i drugih životinja i aktiviranje niza enzima. Ca joni prenose ekscitaciju na mišićno vlakno, izazivajući njegovu kontrakciju, povećavaju snagu srčanih kontrakcija, povećavaju fagocitnu funkciju leukocita, aktiviraju sistem zaštitnih proteina krvi i učestvuju u njegovoj koagulaciji. U ćelijama je skoro sav Ca u obliku jedinjenja sa proteinima, nukleinskim kiselinama, fosfolipidima, u kompleksima sa neorganskim fosfatima i organskim kiselinama. U krvnoj plazmi ljudi i viših životinja samo 20-40% Ca može biti povezano s proteinima. Kod životinja sa skeletom, do 97 - 99% ukupnog Ca se koristi kao građevinski materijal: kod beskičmenjaka, uglavnom u obliku CaCO3 (školjke mekušaca, koralji), kod kičmenjaka, u obliku fosfata. Mnogi beskičmenjaci pohranjuju Ca prije linjanja kako bi izgradili novi skelet ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljnim uvjetima. Sadržaj Ca u krvi ljudi i viših životinja reguliran je hormonima paratiroidne i štitne žlijezde. Najvažniju ulogu u ovim procesima ima vitamin D. Apsorpcija Ca se odvija u prednjem dijelu tankog crijeva. Asimilacija Ca se pogoršava sa smanjenjem kiselosti u crijevima i ovisi o odnosu Ca, fosfora i masti u hrani. Optimalni omjeri Ca/P u kravljem mlijeku su oko 1,3 (u krompiru 0,15, u pasulju 0,13, u mesu 0,016). Sa viškom P i oksalne kiseline u hrani, apsorpcija Ca se pogoršava. Žučne kiseline ubrzavaju njegovu apsorpciju. Optimalni odnos Ca/masti u ljudskoj hrani je 0,04 - 0,08 g Ca na 1 g. debeo. Izlučivanje Ca se odvija uglavnom kroz crijeva. Sisari tokom laktacije gube mnogo Ca sa mlekom. Uz kršenje metabolizma fosfora i kalcija kod mladih životinja i djece, razvija se rahitis, kod odraslih životinja - promjena u sastavu i strukturi skeleta (osteomalacija).

U medicini, lijekovi Ca eliminiraju poremećaje povezane s nedostatkom Ca jona u tijelu (sa tetanijom, spazmofilijom, rahitisom). Preparati Ca smanjuju preosjetljivost na alergene i koriste se u liječenju alergijskih bolesti (serumska bolest, groznica za spavanje i dr.). Preparati Ca smanjuju povećanu vaskularnu permeabilnost i djeluju protuupalno. Koriste se kod hemoragičnog vaskulitisa, radijacijske bolesti, upalnih procesa (pneumonija, pleuritis i dr.) i nekih kožnih oboljenja. Propisuje se kao hemostatsko sredstvo, za poboljšanje aktivnosti srčanog mišića i pojačavanje djelovanja preparata digitalisa, kao protuotrov kod trovanja magnezijevim solima. Zajedno s drugim lijekovima, preparati Ca se koriste za stimulaciju porođaja. Ca hlorid se daje na usta i intravenozno. Ossocalcinol (15% sterilna suspenzija posebno pripremljenog koštanog praha u ulju breskve) je predložen za terapiju tkiva.

Preparati Ca uključuju i gips (CaSO4), koji se koristi u hirurgiji za gipsane zavoje, i kredu (CaCO3), koji se daje oralno uz povećanu kiselost želudačnog soka i za pripremu zubnog praha.

KALCIJUM (lat. Calcium), Ca, hemijski element grupe II kratkog oblika (2. grupa dugog oblika) periodnog sistema; odnosi se na zemnoalkalne metale; atomski broj 20; atomska masa 40.078. U prirodi postoji 6 stabilnih izotopa: 40 Ca (96,941%), 42 Ca (0,647%), 43 Ca (0,135%), 44 Ca (2,086%), 46 Ca (0,004%), 48 Ca (0,187%) ; umjetno dobiveni radioizotopi sa masenim brojevima 34-54.

Istorijat. Mnoga prirodna jedinjenja kalcija bila su poznata u antičko doba i naširoko su korištena u građevinarstvu (na primjer, gips, kreč, mermer). Metalni kalcij je prvi izolovao G. Davy 1808. godine tokom elektrolize mješavine CaO i HgO oksida i naknadnom razgradnjom formiranog kalcijumovog amalgama. Ime dolazi od latinskog calx (genitiv calcis) - kreč, meki kamen.

Rasprostranjenost u prirodi. Sadržaj kalcijuma u zemljinoj kori iznosi 3,38% mase. Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, ne javlja se u slobodnom stanju. Najčešći minerali su anortit Ca, anhidrit CaSO 4, apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), gips CaSO 4 2H 2 O, kalcit i aragonit CaCO 3, perovskit CaTiO 3, fluorit CaF 2, šelit CaWO 4 . Minerali kalcijuma su dio sedimentnih (na primjer, krečnjak), magmatskih i metamorfnih stijena. Jedinjenja kalcijuma nalaze se u živim organizmima: glavna su komponenta koštanog tkiva kičmenjaka (hidroksiapatit, fluorapatit), skeleta koralja, školjki mekušaca (kalcijum karbonat i fosfati) itd. Prisustvo jona Ca 2+ određuje tvrdoću vode. .

Svojstva. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma kalcija je 4s 2 ; u jedinjenjima pokazuje oksidacijsko stanje od +2, rijetko +1; Paulingova elektronegativnost 1,00, atomski radijus 180 pm, polumjer Ca 2+ jona 114 pm (koordinacijski broj 6). kalcijum je srebrno-bijeli meki metal; do 443 °S, stabilna je modifikacija sa kubičnom kristalnom rešetkom centriranom na lice, iznad 443 °S - sa kubičnom tijelo centriranom rešetkom; t pl 842°S, t kip 1484 °S, gustina 1550 kg/m3; toplotna provodljivost 125,6 W/(m K).

Kalcijum je metal visoke hemijske aktivnosti (pohranjen u hermetički zatvorenim posudama ili ispod sloja mineralnog ulja). U normalnim uslovima lako stupa u interakciju sa kiseonikom (formira se kalcijum oksid CaO), kada se zagreva - sa vodonikom (CaH 2 hidrid), halogenima (kalcijum halogenidi), borom (CaB 6 borid), ugljenikom (kalcijum karbid CaC 2), silicijumom (Ca silicidi 2 Si, CaSi, CaSi 2, Ca 3 Si 4), dušik (Ca 3 N 2 nitrid), fosfor (Ca 3 P 2, CaP, CaP 5 fosfidi), halkogeni (CaX halkogenidi, gdje je X S, Se, oni). Kalcijum u interakciji sa drugim metalima (Li, Cu, Ag, Au, Mg, Zn, Al, Pb, Sn, itd.) formira intermetalna jedinjenja. Metalni kalcij reaguje sa vodom i formira kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 i H 2 . Snažno stupa u interakciju s većinom kiselina, formirajući odgovarajuće soli (na primjer, kalcijum nitrat, kalcijum sulfat, kalcijum fosfat). Otapa se u tekućem amonijaku i formira tamnoplavu otopinu metalne provodljivosti. Kada amonijak ispari, amonijak se oslobađa iz takve otopine. Postepeno, kalcijum reaguje sa amonijakom i formira amid Ca(NH 2) 2 . Formira razna kompleksna jedinjenja, od kojih su kompleksi sa polidentatnim ligandima koji sadrže kiseonik, na primer Ca kompleksonati, od najveće važnosti.

Biološka uloga. Kalcijum se odnosi na biogene elemente. Dnevna potreba čovjeka za kalcijem je oko 1 g. U živim organizmima joni kalcija su uključeni u procese mišićne kontrakcije i prijenosa nervnih impulsa.

Potvrda. Metalni kalcijum se dobija elektrolitičkim i metalotermnim metodama. Elektrolitička metoda se zasniva na elektrolizi rastaljenog kalcijum hlorida sa dodirnom katodom ili tečnom bakar-kalcijum katodom. Kalcijum se destiluje iz nastale legure bakra i kalcijuma na temperaturi od 1000-1080 °C i pritisku od 13-20 kPa. Metalotermna metoda se zasniva na redukciji kalcijuma iz njegovog oksida aluminijumom ili silicijumom na 1100-1200 °C. Time nastaje aluminat ili kalcijum silikat, kao i plinoviti kalcij, koji se zatim kondenzira. Svjetska proizvodnja kalcijumovih spojeva i materijala koji sadrže kalcij, oko 1 milijardu tona godišnje (1998.).

Aplikacija. Kalcijum se koristi kao redukciono sredstvo u proizvodnji mnogih metala (Rb, Cs, Zr, Hf, V, itd.). Kalcijum silicidi, kao i legure kalcijuma sa natrijumom, cinkom i drugim metalima, koriste se kao deoksidatori i desulfurizatori za neke legure i ulja, za prečišćavanje argona od kiseonika i azota i kao apsorber gasa u vakuum uređajima. CaCl 2 hlorid se koristi kao sredstvo za sušenje u hemijskoj sintezi, gips se koristi u medicini. Kalcijum silikati su glavne komponente cementa.

Lit .: Rodyakin VV Kalcijum, njegova jedinjenja i legure. M., 1967; Spitsyn V.I., Martynenko L.I. Neorganska hemija. M., 1994. Dio 2; Neorganska hemija / Uredio Yu. D. Tretyakov. M., 2004. T. 2.

L. N. Komissarova, M. A. Ryumin.

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

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

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

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

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

Biološka svojstva

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Priča

Metalni kalcij je dobijen relativno nedavno - 1808. godine, međutim, čovječanstvu su spojevi ovog metala poznati već jako dugo. Od davnina su ljudi koristili krečnjak, kredu, mermer, alabaster, gips i druge spojeve koji sadrže kalcijum u građevinarstvu i medicini. Krečnjak CaCO3 je najvjerovatnije bio prvi građevinski materijal koji je čovjek koristio. Korišćen je u izgradnji egipatskih piramida i Velikog kineskog zida. Mnogi hramovi i crkve u Rusiji, kao i većina građevina drevne Moskve, izgrađeni su od krečnjaka - bijelog kamena. Čak iu antičko doba, osoba, koja je sagorevala krečnjak, dobijala je živi kreč (CaO), o čemu svedoče radovi Plinija Starijeg (I vek nove ere) i Dioskorida, lekara u rimskoj vojsci, koga je u svom eseju predstavio za kalcijum oksid. "O lijekovima" naziv "živi kreč", koji je preživio do danas. I sve to uprkos činjenici da je čisti kalcijum oksid prvi opisao nemački hemičar I. Tada je tek 1746. i 1755. hemičar J. Black, proučavajući proces pečenja, otkrio da dolazi do gubitka mase krečnjaka tokom pečenja. zbog oslobađanja plina ugljičnog dioksida:

CaCO3 ↔ CO2 + CaO

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

Rimljani se s pravom mogu nazvati izumiteljima betona, jer su u svojim građevinama koristili jednu od varijanti ovog građevinskog materijala - mješavinu lomljenog kamena, pijeska i vapna. Postoji opis gradnje cisterni od takvog betona od strane Plinija Starijeg: „Za izgradnju cisterni potrebno je pet dijelova čistog šljunkovitog pijeska, dva dijela najboljeg gašenog vapna i fragmenata silexa (tvrde lave) težine ne više od uzima se po funta, nakon miješanja donja i bočna površina se zbijaju udarcima željeznog nabijača". U vlažnoj klimi Italije, beton je bio najstabilniji materijal.

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

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

Biti u prirodi

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

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

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

Velika količina dvadesetog elementa nalazi se u prirodnim vodama zbog postojanja globalne "karbonatne ravnoteže" između slabo rastvorljivog CaCO3, visoko rastvorljivog Ca(HCO3)2 i CO2 koji se nalazi u vodi i vazduhu:

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

Ova reakcija je reverzibilna i osnova je za preraspodjelu dvadesetog elementa – sa visokim sadržajem ugljičnog dioksida u vodama, kalcij je u rastvoru, a sa niskim sadržajem CO2 taloži se mineral kalcit CaCO3, formirajući snažne naslage krečnjak, kreda, mermer.

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

Aplikacija

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

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

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

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

Proizvodnja

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

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

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

6CaO + 2Al → 3CaO Al2O3 + 3Ca

Briketi se presuju iz mješavine kalcijevog oksida sa aluminijem u prahu, stavljaju u retortu od hrom-nikl čelika i nastali kalcij se oddestiluje na 1170-1200°C i rezidualnom pritisku od 0,7-2,6 Pa. Kalcijum se dobija u obliku pare, koja se zatim kondenzuje na hladnoj površini. Aluminotermna metoda dobijanja kalcijuma koristi se u Kini, Francuskoj i nizu drugih zemalja. U industrijskim razmjerima, metalotermna metoda dobivanja kalcija bila je prva koju su Sjedinjene Države upotrijebile tokom Drugog svjetskog rata. Na isti način, kalcijum se može dobiti redukcijom CaO sa ferosilicijumom ili silikoaluminijumom. Kalcijum se proizvodi u obliku ingota ili listova čistoće 98-99%.

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

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

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

Fizička svojstva

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

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

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

Mehanička svojstva elementarnog kalcijuma ne razlikuju se od ostalih članova porodice metala, koji su odlični strukturni materijali: metalni kalcij visoke čistoće je duktilan, dobro prešan i valjan, uvučen u žicu, kovan i podložan rezanju - može se okretati na strugu. Međutim, i pored svih ovih odličnih kvaliteta konstrukcijskog materijala, kalcij nije takav - razlog svemu je njegova visoka hemijska aktivnost. Istina, ne treba zaboraviti da je kalcij neizostavan strukturni materijal koštanog tkiva, a njegovi minerali su bili građevinski materijal dugi milenijumima.

Hemijska svojstva

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

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q

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

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

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

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

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

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

Kalcijum je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 20. Označen je simbolom Ca (lat. Kalcijum). Jednostavna supstanca kalcijum je meki, reaktivni, srebrno-bijeli zemnoalkalni metal.

Kalcijum u okolini

U prirodi ga ima dosta: planinski lanci i glinene stijene nastaju od kalcijevih soli, nalazi se u morskoj i riječnoj vodi, dio je biljnih i životinjskih organizama. Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. mesto po obilju posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa).

Izotopi kalcijuma

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

Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), nedavno je otkriveno da podliježe dvostrukom beta raspadu s vremenom poluraspada od 5,3×10 19 godina.

Sadržaj kalcijuma u stijenama i mineralima

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

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

Minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO 3 , anhidrit CaSO 4 , alabaster CaSO 4 0,5H 2 O i gips CaSO 4 2H 2 O, fluorit CaF 2 , apatiti Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), dolomit MgCO3 CaCO 3 . Prisustvo soli kalcijuma i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.

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

Migracija kalcijuma u zemljinoj kori

U prirodnoj migraciji kalcija, značajnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža", povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom s stvaranjem rastvorljivog bikarbonata:

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

(ravnoteža se pomiče lijevo ili desno ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida).

Biogena migracija igra važnu ulogu.

Sadržaj kalcijuma u biosferi

Jedinjenja kalcijuma nalaze se u skoro svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi i dole). Značajna količina kalcija je dio živih organizama. Dakle, hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, ili, u drugom unosu, 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca (OH) 2 - osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja i dr. sastoje se od kalcijum karbonata CaCO 3. U živim tkivima ljudi i životinja 1,4-2% Ca (po masenom udjelu); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u sastavu međućelijske tvari koštanog tkiva).

Dobijanje kalcijuma

Kalcijum je prvi dobio Davy 1808. godine elektrolizom. Ali, kao i drugi alkalni i zemnoalkalni metali, element br. 20 se ne može dobiti elektrolizom iz vodenih rastvora. Kalcijum se dobija elektrolizom njegovih rastopljenih soli.

Ovo je složen i energetski intenzivan proces. Kalcijum hlorid se topi u elektrolizeru uz dodatak drugih soli (potrebne su da bi se snizila tačka topljenja CaCl 2).

Čelična katoda samo dodiruje površinu elektrolita; oslobođeni kalcij se lijepi i smrzava na njemu. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postupno podiže i na kraju se dobije kalcijeva "šipka" dužine 50 ... 60 cm, zatim se uklanja, otkine sa čelične katode i proces počinje iznova. „Metoda dodira“ se koristi za dobijanje kalcijuma koji je jako kontaminiran kalcijum hloridom, gvožđem, aluminijumom i natrijumom. Prečišćava se pretapanjem u atmosferi argona.

Ako se čelična katoda zamijeni metalnom katodom sposobnom za legiranje s kalcijem, tada će se odgovarajuća legura dobiti tijekom elektrolize. U zavisnosti od namjene, može se koristiti kao legura, ili se čisti kalcij može dobiti destilacijom u vakuumu. Tako se dobijaju legure kalcijuma sa cinkom, olovom i bakrom.

Drugi metod za dobijanje kalcijuma - metalno-termalni - teorijski je potkrijepio još 1865. poznati ruski hemičar N.N. Beketov. Kalcijum se redukuje sa aluminijumom pod pritiskom od samo 0,01 mm Hg. Temperatura procesa 1100...1200°C. Kalcijum se tako dobija u obliku pare, koja se zatim kondenzuje.

Poslednjih godina razvijena je još jedna metoda za dobijanje elementa. Zasnovan je na termalnoj disocijaciji kalcijum karbida: zagrijan u vakuumu do 1750°C, karbid se razlaže sa stvaranjem pare kalcijuma i čvrstog grafita.

Fizička svojstva kalcijuma

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, α-Ca sa kubičnom lice-centriranom rešetkom je stabilan (parametar a = 0,558 nm), iznad β-Ca je stabilan sa kubičnom telocentričnom rešetkom tipa α-Fe (parametar a = 0,448 nm). Standardna entalpija Δ H 0 prelaza α → β je 0,93 kJ/mol.

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

Uprkos sveprisutnosti elementa, čak ni hemičari nisu svi vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, i izvana i po ponašanju, potpuno se razlikuje od alkalnih metala, kontakt s kojima je prepun opasnosti od požara i opekotina. Može se bezbedno čuvati na vazduhu, ne pali se od vode. Mehanička svojstva elementarnog kalcijuma ga ne čine "crnom ovcom" u porodici metala: kalcijum nadmašuje mnoge od njih po snazi ​​i tvrdoći; može se okretati na strugu, uvlačiti u žicu, kovati, presovati.

Pa ipak, elementarni kalcij se gotovo nikada ne koristi kao strukturni materijal. Previše je aktivan za to. Kalcijum lako reaguje sa kiseonikom, sumporom, halogenima. Čak i sa azotom i vodonikom, pod određenim uslovima, reaguje. Okolina ugljikovih oksida, inertna za većinu metala, agresivna je za kalcij. Gori u atmosferi CO i CO 2 .

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

Hemijska svojstva kalcijuma

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

U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal para Ca 2+ / Ca 0 je -2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom, ali bez paljenja:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 + Q.

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

2Ca + O 2 = 2CaO, Ca + Br 2 \u003d CaBr 2.

Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Sa manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljikom, silicijumom, dušikom, fosforom i drugima), kalcij stupa u interakciju kada se zagrijava, na primjer:

Ca + H 2 \u003d CaH 2, Ca + 6B \u003d CaB 6,

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, Ca + 2C \u003d CaC 2,

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP 5;

Poznati su i 2Ca + Si \u003d Ca 2 Si (kalcijum silicid), kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca 3 Si 4 i CaSi 2.

Tijek gore navedenih reakcija u pravilu je praćen oslobađanjem velike količine topline (odnosno, ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2,

Ca 3 N 2 + 3H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH 3.

Ca 2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju rastvorljive soli kalcijuma, plamen postaje cigleno crven.

Kalcijumove soli kao što su CaCl 2 hlorid, CaBr 2 bromid, CaI 2 jodid i Ca(NO 3) 2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. CaF 2 fluorid, CaCO 3 karbonat, CaSO 4 sulfat, Ca 3 (PO 4) 2 ortofosfat, CaC 2 O 4 oksalat i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.

Važna je činjenica da je, za razliku od kalcijum karbonata CaCO 3, kiseli kalcijum karbonat (hidrokarbonat) Ca (HCO 3) 2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre pod zemlju i padne na krečnjake, uočava se njihovo otapanje:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.

Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zracima, događa se obrnuta reakcija:

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.

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

Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer se pri ključanju vode bikarbonat razgrađuje, a CaCO 3 taloži. Ovaj fenomen dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.

Aplikacija kalcijum

Do nedavno, metalni kalcij se gotovo nikada nije koristio. Sjedinjene Američke Države su, na primer, pre Drugog svetskog rata trošile samo 10...25 tona kalcijuma godišnje, Nemačka - 5...10 tona.Ali za razvoj novih oblasti tehnologije, mnogi retki i vatrostalni metali se koriste potrebno. Pokazalo se da je kalcij vrlo pogodan i aktivan redukcijski agens za mnoge od njih, a element se počeo koristiti u proizvodnji torija, vanadija, cirkonija, berilija, niobija, uranijuma, tantala i drugih vatrostalnih metala. Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za dobivanje rijetkih metala.

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

Primjena metalnog kalcija

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

Prirodna kreda u obliku praha uključena je u sastave za poliranje metala. Ali nemoguće je oprati zube prirodnim prahom krede, jer sadrži ostatke školjki i školjki najmanjih životinja, koje imaju povećanu tvrdoću i uništavaju zubnu caklinu.

Upotrebakalcijumu nuklearnoj fuziji

Izotop 48 Ca je najefikasniji i široko korišten materijal za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata u periodnom sistemu. Na primjer, u slučaju korištenja 48 Ca jona za proizvodnju superteških elemenata u akceleratorima, jezgra ovih elemenata se formiraju stotine i hiljade puta efikasnije nego kada se koriste drugi "projektili" (joni). Radioaktivni kalcij se široko koristi u biologiji i medicini kao tragač izotopa u proučavanju procesa mineralnog metabolizma u živom organizmu. Uz njegovu pomoć, utvrđeno je da u tijelu postoji kontinuirana izmjena jona kalcija između plazme, mekih tkiva, pa čak i koštanog tkiva. 45 Ca je takođe igrao važnu ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u zemljištu i u proučavanju procesa asimilacije kalcijuma od strane biljaka. Koristeći isti izotop, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije čelika i ultra čistog gvožđa spojevima kalcijuma tokom procesa topljenja.

Sposobnost kalcijuma da veže kiseonik i azot omogućila je da se koristi za prečišćavanje inertnih gasova i kao getter (Geter je supstanca koja služi za apsorpciju gasova i stvaranje dubokog vakuuma u elektronskim uređajima.) u vakuum radio opremi. .

Upotreba spojeva kalcijuma

Neki umjetni spojevi kalcija postali su još poznatiji i poznatiji od krečnjaka ili gipsa. Tako su gašeni Ca(OH) 2 i živi kreč CaO koristili graditelji antike.

Cement je takođe jedinjenje kalcijuma dobijeno veštačkim putem. Prvo se peče mješavina gline ili pijeska sa krečnjakom i dobija se klinker koji se potom melje u fini sivi prah. Možete puno pričati o cementu (ili bolje rečeno o cementima), ovo je tema nezavisnog članka.

Isto važi i za staklo, koje takođe obično sadrži element.

kalcijum hidrid

Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se CaH 2 (kalcijum hidrid) koji se koristi u metalurgiji (metalotermija) i u proizvodnji vodonika na terenu.

Optički i laserski materijali

Kalcijum fluorid (fluorit) se koristi u obliku monokristala u optici (astronomski objektivi, sočiva, prizme) i kao laserski materijal. Kalcijum volframat (šeelit) u obliku monokristala se koristi u laserskoj tehnologiji, a takođe i kao scintilator.

kalcijum karbida

Kalcijum karbid je tvar otkrivena slučajno prilikom testiranja novog dizajna peći. U novije vreme, kalcijum karbid CaCl 2 se uglavnom koristio za zavarivanje i rezanje metala sa kiseonikom. Kada karbid stupi u interakciju s vodom, nastaje acetilen, a sagorijevanje acetilena u mlazu kisika omogućava postizanje temperature od skoro 3000°C. U posljednje vrijeme acetilen, a sa njim i karbid, sve se manje koristi za zavarivanje i sve više - u hemijskoj industriji.

kalcijum kaohemijski izvor struje

Kalcij, kao i njegove legure s aluminijem i magnezijem, koriste se u rezervnim termalnim električnim baterijama kao anoda (na primjer, kalcij-kromatni element). Kalcijum hromat se koristi u takvim baterijama kao katoda. Posebnost ovakvih baterija je izuzetno dug vijek trajanja (decenijama) u upotrebljivom stanju, sposobnost rada u svim uvjetima (prostor, visoki pritisci), visoka specifična energija po težini i zapremini. Nedostatak je kratko trajanje. Takve baterije se koriste tamo gdje je potrebno za kratko vrijeme stvoriti kolosalnu električnu energiju (balističke rakete, neke svemirske letjelice itd.).

Vatrostalni materijali izkalcijum

Kalcijum oksid, kako u slobodnom obliku, tako i kao deo keramičkih mešavina, koristi se u proizvodnji vatrostalnih materijala.

Lijekovi

Jedinjenja kalcijuma se široko koriste kao antihistaminici.

• Kalcijum hlorid
• Kalcijum glukonat
• kalcijum glicerofosfat

Osim toga, spojevi kalcija se uvode u preparate za prevenciju osteoporoze, u vitaminske komplekse za trudnice i starije osobe.

kalcijuma u ljudskom tijelu

Kalcijum je uobičajen makronutrijent u biljkama, životinjama i ljudima. Kod ljudi i drugih kralježnjaka, većina se nalazi u skeletu i zubima u obliku fosfata. Skeleti većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) sastavljeni su od različitih oblika kalcijum karbonata (kreč). Potreba za kalcijumom zavisi od starosti. Za odrasle potrebna dnevna doza je od 800 do 1000 miligrama (mg), a za djecu od 600 do 900 mg, što je za djecu veoma važno zbog intenzivnog rasta skeleta. Najveći dio kalcija koji s hranom ulazi u ljudski organizam nalazi se u mliječnim proizvodima, ostatak kalcija se nalazi u mesu, ribi i nekim biljnim namirnicama (posebno su bogate mahunarke).

Asimilaciju kalcijuma sprečavaju aspirin, oksalna kiselina, derivati ​​estrogena. U kombinaciji sa oksalnom kiselinom, kalcij daje u vodi netopiva jedinjenja koja su sastavni deo bubrežnih kamenaca.

Prevelike doze kalcijuma i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju, praćenu intenzivnom kalcizacijom kostiju i tkiva (uglavnom zahvaćajući urinarni sistem). Maksimalna dnevna sigurna doza za odraslu osobu je 1500 do 1800 miligrama.

kalcijum u tvrdoj vodi

Kompleks svojstava definisanih jednom rečju "tvrdoća" vodi daju soli kalcijuma i magnezijuma rastvorene u njoj. Tvrda voda je neprikladna u mnogim slučajevima života. Formira sloj kamenca u parnim kotlovima i kotlovnicama, otežava bojenje i pranje tkanina, ali je pogodan za izradu sapuna i emulgiranja u industriji parfema. Stoga su se u prošlosti, kada su metode omekšavanja vode bile nesavršene, tekstilna i parfemska preduzeća obično nalazila u blizini izvora „meke“ vode.

Razlikovati privremenu i trajnu tvrdoću. Privremenu (ili karbonatnu) tvrdoću vodi daju rastvorljivi bikarbonati Ca (HCO 3) 2 i Mg (HCO 3) 2. Može se eliminirati jednostavnim ključanjem, u kojem se bikarbonati pretvaraju u kalcijum i magnezij karbonate netopive u vodi.

Trajnu tvrdoću stvaraju sulfati i hloridi istih metala. I to se može eliminisati, ali je to mnogo teže učiniti.

Zbir obje tvrdoće je ukupna tvrdoća vode. Različito se vrednuje u različitim zemljama. Uobičajeno je da se tvrdoća vode izražava kao broj miligrama ekvivalenata kalcijuma i magnezijuma u jednom litru vode. Ako ima manje od 4 mEq u litru vode, tada se voda smatra mekom; kako njihova koncentracija raste, sve rigidniji i, ako sadržaj prelazi 12 jedinica, vrlo krut.

Tvrdoća vode se obično određuje pomoću otopine sapuna. Takav rastvor (određene koncentracije) dodaje se kap po kap u izmerenu količinu vode. Sve dok u vodi ima jona Ca 2+ ili Mg 2+, oni će ometati stvaranje pjene. Prema troškovima otopine sapuna prije pojave pjene izračunava se sadržaj jona Ca 2+ i Mg 2+.

Zanimljivo je da je tvrdoća vode određena na sličan način još u starom Rimu. Kao reagens poslužilo je samo crno vino - njegove boje i talog sa jonima kalcija i magnezija.

Skladištenje kalcijuma

Metalni kalcij se može dugo skladištiti u komadima težine od 0,5 do 60 kg. Takvi komadi se čuvaju u papirnim vrećama zatvorenim u pocinčane željezne bubnjeve sa zalemljenim i obojenim šavovima. Dobro zatvorene bubnjeve stavljaju se u drvene kutije. Komadi težine manje od 0,5 kg ne mogu se dugo čuvati - brzo se pretvaraju u oksid, hidroksid i kalcijev karbonat.

Kalcijum je hemijski element grupe II sa atomskim brojem 20 u periodnom sistemu, označen simbolom Ca (lat. Kalcijum). Kalcijum je meki, srebrno-sivi zemnoalkalni metal.

20 element periodnog sistema Naziv elementa dolazi od lat. calx (u genitivu calcis) - "kreč", "meki kamen". Predložio ga je engleski hemičar Humphry Davy, koji je izolovao metalni kalcij 1808.
Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod sagorevanja krečnjaka) koriste se u građevinarstvu pre nekoliko milenijuma.
Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji. Jedinjenja kalcijuma nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima. Na njega otpada 3,38% mase zemljine kore (5. mesto po obilju nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa).

Pronalaženje kalcijuma u prirodi

Zbog visoke hemijske aktivnosti kalcijum u slobodnom obliku u prirodi nije pronađen.
Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. mesto po obilju posle kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Sadržaj elementa u morskoj vodi je 400 mg/l.

izotopi

Kalcijum se u prirodi javlja u obliku mešavine šest izotopa: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, među kojima je najčešći – 40Ca – 96,97%. Jezgra kalcijuma sadrže magični broj protona: Z = 20. Izotopi
40
20
Ca20 i
48
20
Ca28 su dva od pet jezgara dvostrukog magičnog broja pronađenih u prirodi.
Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), prolazi kroz dvostruki beta raspad s vremenom poluraspada od 1,6 1017 godina.

U stijenama i mineralima

Najviše kalcija sadržano je u sastavu silikata i aluminosilikata raznih stijena (granita, gnajsa itd.), posebno u feldspatu - anortitu Ca.
U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjakom, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3). Kristalni oblik kalcita, mramora, mnogo je rjeđi u prirodi.
Prilično su rasprostranjeni minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO3, anhidrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O i gips CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatiti Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Prisustvo soli kalcijuma i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.
Kalcijum, koji snažno migrira u zemljinoj kori i akumulira se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrti po broju minerala).

Biološka uloga kalcijuma

Kalcijum je uobičajen makronutrijent u biljkama, životinjama i ljudima. Kod ljudi i drugih kralježnjaka najveći dio je u kosturu i zubima. Kalcijum se nalazi u kostima u obliku hidroksiapatita. „Skeleti“ većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.) se sastoje od različitih oblika kalcijum karbonata (kreč). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, a služe i kao jedan od univerzalnih sekundarnih glasnika unutar ćelija i regulišu niz intracelularnih procesa – kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10-4 mmol/l, u međućelijskim tečnostima oko 2,5 mmol/l.

Potreba za kalcijumom zavisi od starosti. Za odrasle od 19-50 godina i djecu od 4-8 godina, dnevna potreba (RDA) je 1000 mg (sadržano u približno 790 ml mlijeka sa udjelom masti od 1%), a za djecu od 9 do 18 godina uključujući - 1300 mg dnevno (sadržano u približno 1030 ml mlijeka sa sadržajem masti od 1%). U adolescenciji je adekvatan unos kalcija vrlo važan zbog intenzivnog rasta skeleta. Međutim, prema istraživanju u SAD-u, samo 11% djevojčica i 31% dječaka od 12-19 godina ostvaruje svoje potrebe. U uravnoteženoj prehrani većina kalcijuma (oko 80%) ulazi u djetetov organizam s mliječnim proizvodima. Preostali kalcij dolazi iz žitarica (uključujući hljeb od cjelovitog zrna i heljde), mahunarki, narandže, zelenila, orašastih plodova. Mliječni proizvodi na bazi mliječne masti (maslac, kajmak, pavlaka, sladoled na bazi pavlake) praktički ne sadrže kalcij. Što je više mlečne masti u mlečnom proizvodu, sadrži manje kalcijuma. Apsorpcija kalcijuma u crijevima se odvija na dva načina: transcelularni (transcelularni) i međućelijski (paracelularni). Prvi mehanizam je posredovan djelovanjem aktivnog oblika vitamina D (kalcitriol) i njegovih intestinalnih receptora. Ima veliku ulogu u niskom do umjerenom unosu kalcija. Sa većim sadržajem kalcija u ishrani, međućelijska apsorpcija počinje igrati glavnu ulogu, što je povezano s velikim gradijentom koncentracije kalcija. Zbog transcelularnog mehanizma, kalcijum se u većoj mjeri apsorbira u duodenumu (zbog tamošnje najveće koncentracije receptora u kalcitriolu). Zbog međućelijskog pasivnog prijenosa, apsorpcija kalcija je najaktivnija u sva tri dijela tankog crijeva. Apsorpciju kalcija paracelularno podstiče laktoza (mliječni šećer).

Apsorpciju kalcijuma ometaju neke životinjske masti (uključujući mast od kravljeg mleka i goveđe masti, ali ne i mast) i palmino ulje. Palmitinske i stearinske masne kiseline sadržane u takvim mastima se cijepaju tokom probave u crijevima i, u slobodnom obliku, čvrsto vezuju kalcij, formirajući kalcijum palmitat i kalcijum stearat (nerastvorljive sapune). U obliku ovog sapuna sa stolicom gube se i kalcij i masnoće. Ovaj mehanizam je odgovoran za smanjenu apsorpciju kalcija, smanjenu mineralizaciju kostiju i smanjene indirektne mjere čvrstoće kostiju kod dojenčadi s formulama za dojenčad na bazi palminog ulja (palminog oleina). Kod ove djece stvaranje kalcijevih sapuna u crijevima povezano je sa stvrdnjavanjem stolice, smanjenjem njene učestalosti, kao i češćom regurgitacijom i kolikama.

Koncentracija kalcijuma u krvi, zbog njegovog značaja za veliki broj vitalnih procesa, precizno je regulisana, a pravilnom ishranom i dovoljnim unosom nemasnih mlečnih proizvoda i vitamina D ne dolazi do nedostatka. Produženi nedostatak kalcija i/ili vitamina D u ishrani dovodi do povećanog rizika od osteoporoze i uzrokuje rahitis u dojenčadi.

Prekomjerne doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju. Maksimalna sigurna doza za odrasle od 19 do 50 godina je 2500 mg dnevno (oko 340 g sira Edam).

Toplotna provodljivost