Kiselina sa formulom kalcijuma. Šta je kalcijum, reakcija kalcija sa kiseonikom

Kalcijum je poznat čoveku od davnina u obliku alkalnih jedinjenja kao što su kreda ili krečnjak. U svom čistom obliku, ovaj element je dobijen početkom 19. stoljeća. Istovremeno je utvrđeno da po svojim osnovnim svojstvima kalcijum spada u alkalne metale.

Kalcij igra važnu biološku ulogu – glavni je makronutrijent skeleta (uključujući i vanjski) kod većine vrsta na planeti, dio je hormona i regulator neuronskih i mišićnih interakcija. Hemijski čisti kalcij se koristi u raznim reakcijama, u metalurgiji i mnogim drugim industrijama.

opšte karakteristike

Kalcijum je jedan od tipičnih članova porodice aktivnih alkalnih metala. U svom čistom obliku, teksturom i izgledom, podsjeća na željezo, sa manje izraženim sjajem. Krhak, puca sa formiranjem heterogenih kristalnih granula. Najviše od svega, kalcijum je poznat u obliku svojih jedinjenja (kreda, krečnjak, silicijum i dr.), gde ima izgled beličaste mrvičaste supstance.

Ne nalazi se u svom čistom obliku zbog visoke reaktivnosti. Sastoji se od većine minerala, među kojima su najveći značaj mermer, granit, alabaster i neke druge vrijedne stijene.

Osnovna fizička i hemijska svojstva

Pripada drugoj grupi periodnog sistema elemenata, pokazujući slična fizička svojstva sa drugim predstavnicima alkalne grupe:

• Relativno mala gustina (1,6g/cm3);
• Granica tačke topljenja - 840 0 C u normalnim uslovima;
• Prosječna toplinska provodljivost je općenito primjetno niža od one većine metala;

Generalno, fizika kalcijuma ne predstavlja posebna iznenađenja. Posjedujući tipičnu kristalnu rešetku, ovaj element ima prilično nisku čvrstoću i gotovo nultu duktilnost, lako se mrvi i lomi s formiranjem karakterističnog kristalnog uzorka na granici loma.

Međutim, nedavne studije su pokazale neke vrlo zanimljive rezultate. Utvrđeno je da se pri visokom atmosferskom pritisku fizička svojstva elementa počinju mijenjati. Pojavljuju se poluvodička svojstva koja su apsolutno nekarakteristična za bilo koji metal. Ekstremni pritisak dovodi do pojave kalcijuma i supravodljivih svojstava. Ove studije imaju dalekosežne implikacije, ali do sada je opseg kalcijuma ograničen na njegova uobičajena svojstva.

Po svojim hemijskim svojstvima, kalcijum se ni po čemu ne ističe i tipičan je zemnoalkalni metal:

• Visoka reaktivnost;
• Voljna interakcija s atmosferom i stvaranje karakterističnog mutnog filma na površini elementa;
• Aktivno stupa u interakciju s vodom, ali, za razliku od elemenata kao što je natrij, ne dolazi do eksplozivne egzotermne reakcije;
• Reaguje sa svim aktivnim nemetalima, uključujući jod i brom;

Za razliku od aktivnijih alkalnih metala, kalciju je potreban katalizator ili jako zagrijavanje da bi reagirao s metalima i relativno inertnim elementima (na primjer, s ugljikom). Kalcijum se čuva u dobro zatvorenim staklenim posudama kako bi se sprečile spontane reakcije.

Kalcijum je jedna od pet najčešćih supstanci na planeti, odmah iza kiseonika, silicijuma i aluminijuma sa gvožđem. Štoviše, u prirodi se ovaj element uglavnom javlja u obliku čvrstih ili rastresitih minerala. Najpoznatije jedinjenje kalcijuma je krečnjak. Kalcijum takođe formira širok spektar različitih minerala, od gore pomenutih granita i mermera, do manje uobičajenih barita i šparta. Prema približnim procjenama istraživača, sadržaj kalcija u čistom ekvivalentu iznosi oko 3,4% težinski.

Opseg industrijske primjene

U industrijskoj sferi, kalcijum je uvršten u grupu veoma traženih materijala za potrebe metalurgije. Uz njegovu pomoć dobijaju se rafinisani metali, uključujući uranijum i torijum, kao i neki elementi retkih zemalja. Dodavanje kalcija u taline čelika doprinosi vezivanju i uklanjanju slobodnog kisika, što poboljšava strukturna svojstva metalne legure. Kalcijum se takođe koristi kao elektrolitički element u akumulatorima i baterijama.

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 prirodno prisutnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Nedavno je otkriveno da šesti izotop 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), podliježe dvostrukom beta raspadu s poluživotom 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 kalcija 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 kalcijuma je deo 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. su napravljene 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 dodiruje samo površinu elektrolita; oslobođeni kalcij se lijepi i smrzava na njemu. Kako se kalcij oslobađa, katoda se postepeno podiže i na kraju se dobije kalcijumska "šipka" dužine 50 ... 60 cm, koja se zatim uklanja, odvaja od čelične katode i proces počinje iznova. „Metoda dodira“ koristi se 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. godine poznati ruski hemičar N.N. Beketov. Kalcijum se redukuje sa aluminijumom pod pritiskom od samo 0,01 mmHg. 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 razgrađuje 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 tjelesno centriranom 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 (više nije ni metal). Daljnjim povećanjem pritiska, vraća se u metalno stanje i počinje da ispoljava supravodljiva svojstva (temperatura supravodljivosti je šest puta viša od one kod žive, a po vodljivosti daleko nadmašuje sve ostale elemente). Jedinstveno ponašanje kalcija je na mnogo načina slično stroncijumu.

Uprkos sveprisutnosti elementa, čak ni hemičari nisu svi vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, kako izvana tako 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 drugi 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 u 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 formiraju 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. Ova pojava 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 koriste se mnogi retki i vatrostalni metali. potreban. Pokazalo se da je za mnoge od njih kalcij vrlo zgodan i aktivan redukcijski agens, 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 kalcij se koristi za legiranje olova, koje se koristi za proizvodnju ploča akumulatora, starter olovnih baterija bez održavanja i niskog samopražnjenja. 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 naširoko 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, ustanovljeno je da u tijelu postoji kontinuirana izmjena jona kalcija između plazme, mekih tkiva, pa čak i koštanog tkiva. 45 Ca je također igrao važnu ulogu u proučavanju metaboličkih procesa koji se odvijaju u zemljištu i u proučavanju procesa asimilacije kalcija od strane biljaka. Koristeći isti izotop, bilo je moguće otkriti izvore kontaminacije čelika i ultračistog gvožđa spojevima kalcijuma tokom procesa topljenja.

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

Upotreba jedinjenja kalcijuma

Neka umjetna jedinjenja kalcija postala su još poznatija i poznatija od krečnjaka ili gipsa. Tako su antički graditelji koristili gašeni Ca(OH) 2 i živi kreč CaO.

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. Karakteristika 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 organizmu

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 s oksalnom kiselinom, kalcij daje u vodi netopiva jedinjenja koja su sastavni dio bubrežnih kamenaca.

Prekomjerne doze kalcija 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 pravljenje sapuna i emulgiranje u parfimeriji. 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 eliminisati jednostavnim ključanjem, pri čemu se bikarbonati pretvaraju u kalcijum i magnezijum karbonate netopive u vodi.

Trajnu tvrdoću stvaraju sulfati i hloridi istih metala. I to se može eliminirati, 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 u litri vode ima manje od 4 mEq, tada se voda smatra mekom; kako njihova koncentracija raste, sve su krutiji i, ako sadržaj prelazi 12 jedinica, vrlo kruti.

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 rastvora sapuna pre pojave pene 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 tvari stvaraju talog s 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.

Jedinjenja kalcijuma- krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod krečnjaka) se koriste 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 stvara 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 tom pogledu daje mikroskopska analiza njenog tankog presjeka. Uzorak se izrezuje od metala koji se ispituje, a njegova ravnina se bruši, polira i ugrava 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:

Kalcij reagira s vodom, istiskujući iz nje vodik i formirajući bazu:

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

Zbog svoje velike reaktivnosti s kisikom, kalcij pronalazi određenu primjenu u dobivanju rijetkih 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 nastali 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 djelovanjem vode i ugljičnog dioksida karbonati prelaze u otopinu u obliku ugljikovodika i prenose se podzemnim i riječnim vodama na velike udaljenosti. Kada se soli kalcijuma ispiru, mogu se formirati pećine. Usljed isparavanja vode ili povećanja temperature mogu se formirati naslage kalcijum karbonata na novom mjestu. Tako se, na primjer, stalaktiti i stalagmiti formiraju u pećinama.

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 litri 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 karbonske 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 kalcija 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 ioni iz otopine prelaze u kationski izmjenjivač, a ioni Na prelaze iz kationskog izmjenjivača u otopinu. Da bi se obnovio korišteni kationski izmjenjivač, on se ispere 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 metale retkih zemalja i njihove spojeve. Koristi se i za deoksidaciju čelika, bronze i drugih legura, za uklanjanje sumpora iz naftnih derivata, za dehidraciju organskih tekućina, za pročišćavanje argona od dušičnih nečistoća i 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) koristi se 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 formiranje niza ćelijskih struktura, održavanje normalne propusnosti vanjskih staničnih 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 skladište Ca prije linjanja kako bi izgradili novi kostur ili osigurali vitalne funkcije u nepovoljnim uvjetima. Sadržaj Ca u krvi ljudi i viših životinja reguliran je hormonima paratireoidne 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 za liječenje 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 specijalno pripremljenog koštanog praha u ulju breskve) je predložen za terapiju tkiva.

Preparati Ca takođe uključuju 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.

DEFINICIJA

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

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

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

Rice. 1. Kalcijum. Izgled.

Atomska i molekularna težina kalcijuma

Relativna molekulska težina supstance (M r) je broj koji pokazuje koliko je puta masa date molekule veća od 1/12 mase atoma ugljika, i relativna atomska masa elementa (Ar r) je koliko je puta prosječna masa atoma nekog kemijskog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljika.

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

Izotopi kalcijuma

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

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

Kalcijumovi joni

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

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

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

Ca 0 -2e → Ca 2+.

Molekul i atom kalcijuma

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

legura kalcijuma

Kalcijum služi kao legirajuća komponenta nekih legura olova.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

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

Odgovori

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

Kalcijum- element 4. perioda i PA grupe periodnog sistema, serijski broj 20. Elektronska formula atoma je [ 18 Ar] 4s 2, oksidaciona stanja +2 i 0. Odnosi se na zemnoalkalne metale. Ima nisku elektronegativnost (1,04), ispoljava metalna (bazna) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Mnoge kalcijumove soli su slabo rastvorljive u vodi. U prirodi - šesto u smislu hemijskog izobilja, element (treći među metalima) je u vezanom obliku. Neophodan element za sve organizme.Nedostatak kalcijuma u zemljištu nadoknađuje se primenom krečnih đubriva (CaCO 3 , CaO, kalcijum cijanamid CaCN 2 itd.). Kalcijum, kalcijum kation i njegovi spojevi boje plamen plinskog plamenika u tamno narandžastu boju ( kvalitativna detekcija).

Calcium Ca

Srebrno-bijeli metal, mekan, duktilan. U vlažnom vazduhu tamni i postaje prekriven filmom CaO i Ca(OH) 2. Vrlo reaktivan; zapali se kada se zagrije na zraku, reagira s vodikom, hlorom, sumporom i grafitom:

Redukuje druge metale iz njihovih oksida (industrijski važna metoda je calciumthermy):

Potvrda kalcijum u industrija:

Kalcij se koristi za uklanjanje nemetalnih nečistoća iz metalnih legura, kao komponenta lakih i antifrikcionih legura, za izolaciju rijetkih metala od njihovih oksida.

Kalcijum oksid CaO

bazični oksid. Tehnički naziv je gašeno vapno. Bijela, visoko higroskopna. Ima jonsku strukturu Ca 2+ O 2- . Vatrostalna, termički stabilna, isparljiva pri paljenju. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Snažno reaguje sa vodom (visoka egzo- efekat), stvara jako alkalnu otopinu (moguća je precipitacija hidroksida), proces se naziva gašenje vapna. Reaguje sa kiselinama, oksidima metala i nemetala. Koristi se za sintezu drugih jedinjenja kalcijuma, u proizvodnji Ca(OH) 2 , CaC 2 i mineralnih đubriva, kao fluks u metalurgiji, katalizator u organskoj sintezi, komponenta veziva u građevinarstvu.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda CaO u industriji– pečenje krečnjaka (900-1200 °S):

CaCO3 = CaO + CO2

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2

bazični hidroksid. Tehnički naziv je gašeno vapno. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu Ca 2+ (OH -) 2. Razlaže se na umjerenoj vatri. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo rastvorljiv u hladnoj vodi (nastaje alkalni rastvor), još manje u kipućoj vodi. Bistra otopina (vapnena voda) brzo postaje mutna zbog taloženja hidroksida (suspenzija se zove krečno mlijeko). Kvalitativna reakcija na ion Ca 2+ je prolazak ugljičnog dioksida kroz krečnu vodu s pojavom taloga CaCO 3 i njegovim prelaskom u otopinu. Reagira sa kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene. Koristi se u proizvodnji stakla, kreča za izbjeljivanje, mineralnih đubriva vapna, za kaustifikaciju sode i omekšavanje slatke vode, kao i za pripremu krečnih maltera - pastoznih smjesa (pijesak + gašeno vapno + voda), koji služe kao vezivo za kamena i cigla, završna obrada (žbukanje) zidova i druge građevinske namjene. Stvrdnjavanje ("zauzimanje") takvih otopina je zbog apsorpcije ugljičnog dioksida iz zraka.