Relativna atomska masa kalcijuma. Fizička svojstva kalcijuma

Kalcijum(Kalcijum), Ca, hemijski element grupe II periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 20, atomska masa 40,08; srebrno-bijeli laki metal. Prirodni element je mješavina šest stabilnih izotopa: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca i 48 Ca, od kojih je 40 Ca najčešći (96,97%).

Jedinjenja Ca - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod gorenja 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. G. Davy je 1808. godine, podvrgavajući mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom elektrolizi sa živinom katodom, pripremio amalgam Ca i nakon što je izbacio živu iz njega, dobio je metal nazvan "Kalcij" (od latinskog calx , rod case calcis - kreč) .

Raspodjela kalcijuma u prirodi. Po zastupljenosti u zemljinoj kori, Ca zauzima 5. mesto (posle O, Si, Al i Fe); sadržaj 2,96% težinski. Snažno migrira i akumulira u različitim geohemijskim sistemima, formirajući 385 minerala (4. mjesto po broju minerala). Malo je Ca u Zemljinom omotaču, a verovatno još manje u Zemljinom jezgru (0,02% u gvozdenim meteoritima). Ca prevladava u donjem dijelu zemljine kore, akumulira se u osnovnim stijenama; većina Ca je zatvorena u feldspat - anortit Ca; sadržaj u bazičnim stijenama 6,72%, u kiselim (graniti i dr.) 1,58%. Izuzetno oštra diferencijacija Ca javlja se u biosferi, uglavnom povezana sa "karbonatnom ravnotežom": kada ugljični dioksid stupi u interakciju sa CaCO 3 karbonatom, nastaje rastvorljivi bikarbonat Ca (HCO 3) 2: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \ u003d Ca (HCO 3) 2 \u003d Ca 2+ + 2HCO 3-. Ova reakcija je reverzibilna i osnova je preraspodjele Ca. Sa visokim sadržajem CO 2 u vodama, Ca je u rastvoru, a sa niskim sadržajem CO 2 mineral kalcit CaCO 3 taloži se, formirajući snažne naslage krečnjaka, krede i mermera.

Biogena migracija takođe igra veliku ulogu u istoriji Ca. U živoj materiji od elemenata-metala, Ca je glavni. Poznati su organizmi koji sadrže više od 10% Ca (više ugljika), grade svoj skelet od jedinjenja Ca, uglavnom od CaCO 3 (vapnene alge, mnogi mekušci, bodljikaši, koralji, rizomi, itd.). Sa ukopom morskih kostura. Životinje i biljke povezuju se s nakupljanjem kolosalnih masa algi, koralja i drugih vapnenaca, koji se, uranjajući u dubine zemlje i mineralizirajući, pretvaraju u različite vrste mramora.

Ogromna područja s vlažnom klimom (šumske zone, tundra) karakterizira nedostatak Ca - ovdje se lako ispira iz tla. To je povezano s niskom plodnošću tla, niskom produktivnošću domaćih životinja, njihovom malom veličinom, a često i bolestima skeleta. Zbog toga je od velikog značaja vapnenje zemljišta, ishrana domaćih životinja i ptica itd. Naprotiv, CaCO 3 je slabo rastvorljiv u suvoj klimi, pa su stepski i pustinjski predeli bogati Ca. Gips CaSO 4 2H 2 O se često akumulira u slanim močvarama i slanim jezerima.

Reke unose dosta Ca u okean, ali se ne zadržava u okeanskoj vodi (prosečan sadržaj je 0,04%), već je koncentrisan u skeletima organizama i nakon njihove smrti, taloži se na dno uglavnom u obliku CaCO 3 . Krečni mulj je rasprostranjen na dnu svih okeana na dubinama ne većim od 4000 m (CaCO 3 se rastvara na velikim dubinama, organizmi tamo često imaju nedostatak Ca).

Podzemne vode igraju važnu ulogu u migraciji Ca. U krečnjačkim masivima mjestimično snažno ispiraju CaCO 3, što je povezano s razvojem krša, stvaranjem pećina, stalaktita i stalagmita. Osim kalcita, u morima prošlih geoloških epoha, u morima prošlih geoloških epoha bilo je rasprostranjeno taloženje Ca fosfata (na primjer, nalazišta fosforita Karatau u Kazahstanu), dolomita CaCO 3 ·MgCO 3 i gipsa tokom isparavanja. .

Tokom geološke istorije, formiranje biogenog karbonata se povećavalo, dok se hemijska precipitacija kalcita smanjivala. U pretkambrijskim morima (prije više od 600 miliona godina) nije bilo životinja s vapnenačkim skeletom; postali su rasprostranjeni od kambrija (koralji, spužve, itd.). Ovo se pripisuje visokom sadržaju CO 2 u pretkambrijskoj atmosferi.

Fizička svojstva kalcijuma. Kristalna rešetka α-oblika Ca (stabilna na običnoj temperaturi) je kubna sa centriranjem lica, a = 5,56Å. Atomski radijus 1,97Å, jonski radijus Ca 2+ 1,04Å. Gustina 1,54 g/cm3 (20 °C). Iznad 464 °C, heksagonalni β-oblik je stabilan. t pl 851 °C, t kip 1482 °C; temperaturni koeficijent linearne ekspanzije 22 10 -6 (0-300 °C); toplotna provodljivost na 20 °C 125,6 W/(m K) ili 0,3 cal/(cm s °C); specifični toplotni kapacitet (0-100 °C) 623,9 j/(kg K) ili 0,149 cal/(g °C); električna otpornost na 20 °C 4,6 10 -8 ohm m ili 4,6 10 -6 ohm cm; temperaturni koeficijent električnog otpora 4,57 10 -3 (20 °C). Modul elastičnosti 26 Gn / m 2 (2600 kgf / mm 2); vlačna čvrstoća 60 MN / m 2 (6 kgf / mm 2); granica elastičnosti 4 MN / m 2 (0,4 kgf / mm 2), granica popuštanja 38 MN / m 2 (3,8 kgf / mm 2); izduženje 50%; Tvrdoća po Brinellu 200-300 MN / m 2 (20-30 kgf / mm 2). Kalcijum dovoljno visoke čistoće je plastičan, dobro presovan, valjan i može se mašinski obrađivati.

Hemijska svojstva kalcijuma. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma Ca 4s 2, prema kojoj je Ca u spojevima 2-valentan. Hemijski Ca je veoma aktivan. Na uobičajenim temperaturama Ca lako stupa u interakciju s kisikom i vlagom u zraku, pa se skladišti u hermetički zatvorenim posudama ili pod mineralnim uljem. Kada se zagrije na zraku ili kisiku, zapali se, dajući osnovni oksid CaO. Poznati su i peroksidi Ca-CaO 2 i CaO 4. U početku Ca brzo reagira sa hladnom vodom, a zatim se reakcija usporava zbog stvaranja Ca(OH) 2 filma. Ca energično reaguje sa vrućom vodom i kiselinama, oslobađajući H 2 (osim koncentrovanog HNO 3). Reaguje sa fluorom na hladnom, a sa hlorom i bromom - iznad 400 ° C, dajući CaF 2, CaCl 2 i CaBr 2, respektivno. Ovi halogenidi u rastopljenom stanju sa Ca formiraju takozvana podjedinjenja - CaF, CaCl, u kojima je Ca formalno monovalentan. Kada se Ca zagrije sa sumporom, dobije se kalcijum sulfid CaS, koji dodaje sumpor, formirajući polisulfide (CaS 2, CaS 4 i drugi). U interakciji sa suhim vodonikom na 300-400 ° C, Ca formira hidrid CaH 2 - jonsko jedinjenje u kojem je vodik anion. Na 500 °C Ca i dušik daju Ca 3 N 2 nitrid; interakcija Ca sa amonijakom na hladnom dovodi do kompleksnog amonijaka Ca 6 . Kada se zagreva bez pristupa vazduhu sa grafitom, silicijumom ili fosforom, Ca daje kalcijum karbid CaC 2 , silicide Ca 2 Si, CaSi, CaSi 2 i fosfid Ca 3 P 2 , respektivno. Ca formira intermetalna jedinjenja sa Al, Ag, Au, Cu, Li, Mg, Pb, Sn i drugima.

Dobijanje kalcijuma. U industriji se Ca dobija na dva načina: 1) zagrevanjem briketirane mešavine CaO i Al praha na 1200°C u vakuumu od 0,01-0,02 mm Hg. Art.; oslobađa se reakcijom: 6CaO + 2 Al \u003d 3CaO Al 2 O 3 + 3Ca Ca para kondenzira se na hladnoj površini; 2) elektrolizom taline CaCl 2 i KCl sa tečnom bakar-kalcijum katodom, priprema se legura Cu - Ca (65% Ca) iz koje se Ca oddestiluje na temperaturi od 950-1000°C u vakuum od 0,1-0,001 mm Hg. Art.

Upotreba kalcijuma. U obliku čistog metala, Ca se koristi kao redukciono sredstvo za U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb i neke retke zemne metale iz njihovih jedinjenja. 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. Antifrikcijski materijali Pb-Na-Ca sistema, kao i legure Pb-Ca, koje se koriste za izradu električnih školjki, dobili su veliku primjenu u tehnici. kablovi. Legura Ca-Si-Ca (silikokalcijum) koristi se kao deoksidator i degasator u proizvodnji visokokvalitetnih čelika.

kalcijuma u organizmu. Ca 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 2+, Na+ i K+ jona u vanćelijskom mediju. Biljke dobijaju Ca iz tla. Prema njihovom 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 ćelijskih membrana, za oplodnju jajašaca riba i drugih životinja, te za aktiviranje niza enzima. Ca 2+ joni prenose ekscitaciju na mišićno vlakno, izazivajući njegovo 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: u beskičmenjacima, uglavnom u obliku CaCO 3 (školjke mekušaca, koralji), u kralježnjacima, 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, P i masti u hrani. Optimalni odnos Ca/P u kravljem mlijeku je oko 1,3 (u krompiru 0,15, u pasulju 0,13, u mesu 0,016). Sa viškom P ili 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 masti. 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).

Početna / Predavanja 1. godina / Opšta i organska hemija / Pitanje 23. Kalcijum / 2. Fizička i hemijska svojstva

fizička svojstva. Kalcijum je srebrno-beli savitljivi metal koji se topi na 850°C. C i ključa na 1482 stepena. C. Mnogo je tvrđi od alkalnih metala.

Hemijska svojstva. Kalcijum je aktivan metal. Dakle, u normalnim uslovima, lako stupa u interakciju sa atmosferskim kiseonikom i halogenima:

2 Ca + O2 \u003d 2 CaO (kalcijum oksid);

Ca + Br2 = CaBr2 (kalcijum bromid).

Sa vodonikom, dušikom, sumporom, fosforom, ugljikom i drugim nemetalima, kalcij reagira kada se zagrijava:

Ca + H2 = CaH2 (kalcijum hidrid);

3 Ca + N2 = Ca3N2 (kalcijum nitrid);

Ca + S = CaS (kalcijum sulfid);

3 Ca + 2 P = Ca3P2 (kalcijum fosfid);

Ca + 2 C \u003d CaC2 (kalcijum karbid).

Kalcijum sporo reaguje sa hladnom vodom, a veoma energično sa toplom vodom:

Ca + 2 H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.

Kalcijum može oduzeti kiseonik ili halogene oksidima i halogenidima manje aktivnih metala, odnosno ima redukciona svojstva:

5 Ca + Nb2O5 = CaO + 2 Nb;

1. Biti u prirodi
3. Račun
4. Aplikacija

www.medkurs.ru

Kalcij | vodič Pesticides.ru

Za mnoge ljude, znanje o kalcijumu je ograničeno na činjenicu da je ovaj element neophodan za zdrave kosti i zube. Gdje se to još nalazi, zašto je potrebno i koliko je potrebno, nemaju svi ideju. Međutim, kalcij se nalazi u mnogim nama poznatim spojevima, prirodnim i umjetnim. Kreda i kreč, stalaktiti i stalagmiti pećina, drevni fosili i cement, gips i alabaster, mliječni proizvodi i lijekovi protiv osteoporoze - sve to i još mnogo toga sadrži puno kalcija.

Ovaj element je prvi nabavio G. Davy 1808. godine, a u početku se nije koristio baš aktivno. Ipak, sada je ovaj metal peti u svijetu po proizvodnji, a potreba za njim je iz godine u godinu sve veća. Glavno područje upotrebe kalcija je proizvodnja građevinskih materijala i mješavina. Međutim, potrebno je za izgradnju ne samo kuća, već i živih ćelija. U ljudskom tijelu kalcij je dio skeleta, omogućava kontrakcije mišića, osigurava zgrušavanje krvi, regulira aktivnost brojnih probavnih enzima i obavlja druge prilično brojne funkcije. Nije manje važno za druge žive objekte: životinje, biljke, gljive, pa čak i bakterije. Istovremeno, potreba za kalcijem je prilično visoka, što ga čini mogućim svrstavanjem u makronutrijent.

Kalcijum (Kalcijum), Ca je hemijski element glavne podgrupe grupe II periodnog sistema Mendeljejeva. Atomski broj - 20. Atomska masa - 40.08.

Kalcijum je zemnoalkalni metal. U slobodnom stanju savitljiv, prilično tvrd, bijeli. Gustina se odnosi na lake metale.

Gustina - 1,54 g/cm3,
Tačka topljenja - +842 ° C,
Tačka ključanja - +1495 ° C.

Kalcijum ima izražena metalna svojstva. U svim jedinjenjima oksidacijsko stanje je +2.

Na zraku je prekriven slojem oksida; kada se zagrije, gori crvenkastim, svijetlim plamenom. Polako reaguje sa hladnom vodom i brzo istiskuje vodonik iz tople vode i formira hidroksid. Kada reaguje sa vodonikom, formira hidride. Na sobnoj temperaturi reaguje sa azotom i formira nitride. Takođe se lako kombinuje sa halogenima i sumporom, obnavlja metalne okside kada se zagreje.

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. U zemljinoj kori njegov sadržaj je 3% masenog udjela. Javlja se u obliku naslaga krede, krečnjaka, mermera (prirodna sorta kalcijum karbonata CaCO3). U velikim količinama nalaze se naslage gipsa (CaSO4 x 2h3O), fosforita (Ca3 (PO4) 2 i raznih silikata koji sadrže kalcijum.

Voda

. Kalcijumove soli su skoro uvek prisutne u prirodnoj vodi. Od njih je samo gips slabo rastvorljiv u njemu. Sa sadržajem ugljen-dioksida u vodi, kalcijum karbonat prelazi u rastvor u obliku bikarbonata Ca(HCO3)2.

tvrda voda

. Prirodna voda s velikom količinom soli kalcija ili magnezija naziva se tvrda.

mekana voda

. Uz mali sadržaj ovih soli ili njihov nedostatak, voda se naziva mekom.

Tla

. Tla su po pravilu dovoljno opskrbljena kalcijumom. A kako se kalcij nalazi u većoj masi u vegetativnom dijelu biljaka, njegovo uklanjanje s usjevom je zanemarljivo.

Gubici kalcijuma iz tla nastaju kao rezultat njegovog ispiranja padavinama. Ovaj proces zavisi od granulometrijskog sastava zemljišta, padavina, biljnih vrsta, oblika i doza vapna i mineralnih đubriva. U zavisnosti od ovih faktora, gubici kalcijuma iz obradivog sloja kreću se od nekoliko desetina do 200–400 kg/ha ili više.

Sadržaj kalcija u različitim tipovima tla

Podzolična tla sadrže 0,73% (suhe tvari tla) kalcija.

Siva šuma - 0,90% kalcijuma.

Černozemi - 1,44% kalcijuma.

Serozems - 6,04% kalcijuma.

U biljci se kalcij nalazi u obliku fosfata, sulfata, karbonata, u obliku soli pektina i oksalne kiseline. Skoro 65% kalcijuma u biljkama može se ekstrahovati vodom. Ostatak se tretira slabom sirćetnom i hlorovodoničnom kiselinom. Najviše kalcija se nalazi u stanicama koje stare.

Simptomi nedostatka kalcija prema:
kulture	simptomi nedostatka
Opšti simptomi	Izbjeljivanje apikalnog pupoljka; Izbjeljivanje mladog lišća; Vrhovi listova su savijeni prema dolje; Rubovi listova se uvijaju;
Krompir	Gornji listovi slabo cvjetaju; Tačka rasta stabljike odumire; Na rubovima listova postoji svijetla pruga, kasnije potamni; Rubovi listova su uvijeni prema gore;
Bijeli kupus i karfiol	Na listovima mladih biljaka, klorotične mrlje (mramora) ili bijele pruge duž rubova; Kod starijih biljaka listovi se uvijaju i na njima se pojavljuju opekotine; Tačka rasta umire
	Završni režnjevi lista odumiru Cvijeće pada; Na vrhu ploda pojavljuje se tamna mrlja koja se povećava kako plod raste (trulež vrha paradajza)
	Vrhunski pupoljci umiru; Rubovi mladih listova se omotavaju, kidaju, a zatim odumiru; Gornji dijelovi izdanaka odumiru; Oštećenje vrhova korijena; U pulpi ploda - smeđe mrlje (gorka rupa); Okus voća se pogoršava; Smanjena tržišnost voća

Funkcije kalcijuma

Djelovanje ovog elementa na biljke je višestrano i po pravilu pozitivno. kalcijum:

Poboljšava metabolizam;
Igra važnu ulogu u kretanju ugljikohidrata;
Utječe na metamorfozu dušičnih tvari;
Ubrzava potrošnju rezervnih proteina semena tokom klijanja;
Igra ulogu u procesu fotosinteze;
snažan antagonist drugih kationa, sprječava njihov prekomjeran ulazak u biljna tkiva;
Utiče na fizičko-hemijska svojstva protoplazme (viskoznost, propusnost, itd.), a time i na normalan tok biohemijskih procesa u biljci;
Jedinjenja kalcija sa pektinom spajaju zidove pojedinačnih ćelija;
Utječe na aktivnost enzima.

Treba napomenuti da se djelovanje spojeva kalcija (kreča) na aktivnost enzima izražava ne samo direktnim djelovanjem, već i zbog poboljšanja fizičko-hemijskih svojstava tla i njegovog režima ishrane. Osim toga, kalciranje tla značajno utječe na procese biosinteze vitamina.

Nedostatak (nedostatak) kalcijuma u biljkama

Nedostatak kalcijuma prvenstveno utiče na razvoj korijenskog sistema. Formiranje korijenskih dlačica prestaje na korijenu. Vanjske ćelije korijena su uništene.

Ovaj simptom se manifestira kako nedostatkom kalcija, tako i neravnotežom u hranljivoj otopini, odnosno prevlašću monovalentnih natrijuma, kalija i vodikovih kationa u njemu.

Osim toga, prisustvo nitratnog azota u zemljišnom rastvoru pojačava protok kalcijuma u biljna tkiva, dok ga amonijak smanjuje.

Znaci izgladnjivanja kalcijumom očekuju se kada je sadržaj kalcijuma manji od 20% kapaciteta katjonske izmjene tla.

Simptomi. Vizuelno, nedostatak kalcijuma se utvrđuje sledećim znakovima:

Na korijenu biljaka uočavaju se oštećeni smeđi vrhovi;
Tačka rasta je deformisana i umire;
Cvjetovi, jajnici i pupoljci otpadaju;
Plodovi su oštećeni nekrozom;
Listovi su hlorotični;
Vrhunski pupoljak odumire, a rast stabljike prestaje.

Kupus, lucerka, detelina su veoma osetljivi na prisustvo kalcijuma. Utvrđeno je da ove iste biljke karakteriše i povećana osjetljivost na kiselost tla.

Trovanje mineralnim kalcijumom rezultira intervenalnom hlorozom sa bjelkastim nekrotičnim mrljama. Mogu biti obojene ili imati koncentrične prstenove ispunjene vodom. Neke biljke reagiraju na višak kalcija rastućim lisnim rozetama, odumiranjem izdanaka i opadanjem lišća. Simptomi su po izgledu slični nedostatku gvožđa i magnezijuma.

Izvor nadoknade kalcijuma u tlu su vapnena gnojiva. Podijeljeni su u tri grupe:

Tvrde vapnenačke stijene;
Meke vapnenačke stijene;
Industrijski otpad sa visokim sadržajem vapna.

Tvrde krečnjačke stijene prema sadržaju CaO i MgO dijele se na:

krečnjaci (55–56% CaO i do 0,9% MgO);
dolomitski krečnjaci (42–55% CaO i do 9% MgO);
dolomiti (32–30% CaO i 18–20% MgO).

Krečnjaci

- osnovna krečna đubriva. Sadrži 75–100% Ca i Mg oksida u smislu CaCO3.

Dolomitizovani krečnjak

. Sadrži 79-100% aktivnog sastojka (a.i.) u smislu CaCO3. Preporučuje se u plodoredu sa krompirom, mahunarkama, lanom, korenastim usjevima, kao i na jako podzolizovanim zemljištima.

Lapor

. Sadrži do 25-15% CaCO3 i nečistoće u obliku gline sa pijeskom do 20-40%. Deluje polako. Preporučuje se za upotrebu na lakim zemljištima.

Kreda

. Sadrži 90–100% CaCO3. Djelovanje je brže nego kod krečnjaka. To je vrijedno krečno gnojivo u fino mljevenom obliku.

spaljeni kreč

(CaO). Sadržaj CaCO3 je preko 70%. Karakterizira se kao jak i brzodjelujući materijal za vapnenje.

Gašeno vapno

(Ca(OH)2). Sadržaj CaCO3 je 35% ili više. Takođe je jako i brzo delujuće krečno đubrivo.

Dolomitno brašno

. Sadržaj CaCO3 i MgCO3 je oko 100%. Sporije u akciji od vapnenačkih tufova. Obično se koristi tamo gde je potreban magnezijum.

krečnjački tufovi

. Sadržaj CaCO3 je 15–96%, nečistoće su do 25% gline i pijeska, 0,1% P2O5. Djelovanje je brže nego kod krečnjaka.

Blato za nuždu (defekacija)

. Sastoji se od CaCO3 i Ca(OH)2. Sadržaj vapna na CaO je do 40%. Prisutan je i azot - 0,5% i P2O5 - 1-2%. Ovo je otpad iz fabrika šećerne repe. Preporučuje se za upotrebu ne samo za smanjenje kiselosti tla, već iu područjima uzgoja repe na černozemskim tlima.

Cikloni pepela iz škriljaca

. Suvi usitnjeni materijal. Sadržaj aktivne supstance je 60-70%. Odnosi se na industrijski otpad.

Prašina iz peći i cementara

. Sadržaj CaCO3 mora biti veći od 60%. U praksi se koristi na farmama koje se nalaze u neposrednoj blizini cementara.

Metalurška šljaka

. Koristi se u regijama Urala i Sibira. Nehigroskopan, lak za prskanje. Mora sadržavati najmanje 80% CaCO3, imati sadržaj vlage ne veći od 2%. Važan je granulometrijski sastav: 70% - manje od 0,25 mm, 90% - manje od 0,5 mm.

organska đubriva. Sadržaj Ca u odnosu na CaCO3 iznosi 0,32–0,40%.

Fosfatno brašno. Sadržaj kalcija je 22% CaCO3.

Vapnena đubriva se ne koriste samo za obezbeđivanje tla i biljaka kalcijumom. Osnovna svrha njihove upotrebe je vapnenje tla. Ovo je metoda hemijske rekultivacije. Usmjeren je na neutralizaciju viška kiselosti tla, poboljšanje njegovih agrofizičkih, agrohemijskih i bioloških svojstava, snabdijevanje biljaka magnezijumom i kalcijumom, mobilizaciju i imobilizaciju makroelemenata i mikroelemenata, stvaranje optimalnih vodno-fizičkih, fizičkih i zračnih uslova za život gajenih biljaka.

Efikasnost krečenja tla

Uporedo sa zadovoljavanjem potreba biljaka za kalcijumom kao elementom mineralne ishrane, vapnenje dovodi do višestrukih pozitivnih promena u zemljištu.

Utjecaj kamenca na svojstva nekih tla

Kalcij podstiče koagulaciju koloida tla i sprječava njihovo ispiranje. To dovodi do lakše obrade tla i poboljšane aeracije.

Kao rezultat kamencanja:

pješčana humusna tla povećavaju svoj kapacitet upijanja vode;
na teškim glinovitim tlima formiraju se agregati i grudve tla koji poboljšavaju vodopropusnost.

Konkretno, organske kiseline se neutraliziraju i H-joni se istiskuju iz apsorbirajućeg kompleksa. To dovodi do eliminacije razmjene i smanjenja hidrolitičke kiselosti tla. Istovremeno, dolazi do poboljšanja kationskog sastava apsorbirajućeg kompleksa tla, što nastaje zbog promjene jona vodonika i aluminija u katione kalcija i magnezija. Time se povećava stepen zasićenosti tla bazama i povećava kapacitet upijanja.

Utjecaj kamenca na snabdijevanje biljaka dušikom

Nakon vapnenja, pozitivna agrohemijska svojstva tla i njegova struktura mogu se očuvati nekoliko godina. Ovo doprinosi stvaranju povoljnih uslova za unapređenje korisnih mikrobioloških procesa za mobilizaciju nutrijenata. Pojačava se aktivnost amonifikatora, nitrifikatora, bakterija koje fiksiraju dušik koje slobodno žive u tlu.

Vapnenje pomaže u povećanju reprodukcije kvržičnih bakterija i poboljšanju opskrbe dušikom biljke domaćina. Utvrđeno je da bakterijska đubriva gube svoju efikasnost na kiselim zemljištima.

Utjecaj kamenca na opskrbu biljaka elementima pepela

Vapnenje doprinosi opskrbi biljke elementima pepela, budući da je pojačana aktivnost bakterija koje razgrađuju organske spojeve fosfora u tlu i potiču prelazak željeznih i aluminijskih fosfata u kalcijum fosfatne soli dostupne biljkama. Vapnenje kiselih tla pospješuje mikrobiološke i biokemijske procese, što zauzvrat povećava količinu nitrata, kao i asimilabilnih oblika fosfora i kalija.

Utjecaj kamenca na oblike i dostupnost makronutrijenata i elemenata u tragovima

Vapnenje povećava količinu kalcija, a kada se koristi dolomitno brašno - magnezija. Istovremeno, toksični oblici mangana i aluminija postaju netopivi i prelaze u precipitirani oblik. Dostupnost elemenata kao što su gvožđe, bakar, cink, mangan opada. Azot, sumpor, kalijum, kalcijum, magnezijum, fosfor i molibden postaju sve dostupniji.

Utjecaj kamencanja na djelovanje fiziološki kiselih gnojiva

Vapnenje povećava efikasnost fiziološki kiselih mineralnih đubriva, posebno amonijaka i potaše.

Pozitivan učinak fiziološki kiselih gnojiva blijedi bez vapna, a vremenom se može pretvoriti u negativan. Dakle, na oplođenim mestima prinosi su čak i manji nego na neđubrenim. Kombinacija kamencanja sa upotrebom đubriva povećava njihovu efikasnost za 25-50%.

Kačenjem se aktiviraju enzimski procesi u tlu, koji posredno ocjenjuju njegovu plodnost.

Sastavio: Grigorovskaya P.I.

Stranica dodana: 13.12.05. 00:40

Posljednje ažurirano: 22.05.14 16:25

Književni izvori:

Glinka N.L. Opća hemija. Udžbenik za univerzitete. Izdavač: L: Hemija, 1985, str.731

Mineev V.G. Agrohemija: Udžbenik - 2. izdanje, prerađeno i dopunjeno - M.: Izdavačka kuća MGU, Izdavačka kuća KolosS, 2004. - 720 str., L. ill.: ill. – (Klasični univerzitetski udžbenik).

Petrov B.A., Seliverstov N.F. Mineralna ishrana biljaka. Referentni priručnik za studente i baštovane. Jekaterinburg, 1998. 79 str.

Enciklopedija za djecu. Tom 17. Hemija. / Head. ed. V.A. Volodin. - M.: Avanta +, 2000. - 640 str., ilustr.

Yagodin B.A., Žukov Yu.P., Kobzarenko V.I. Agrohemija / Uredio B.A. Jagodina - M.: Kolos, 2002. - 584 str.: mulj (Udžbenici i nastavna sredstva za studente visokoškolskih ustanova).

Slike (remasterirane):

20 Ca kalcijum, pod licencom CC BY

Nedostatak kalcijuma u pšenici, CIMMYT, licenciran pod CC BY-NC-SA

www.pesticidy.ru

Kalcijum i njegova uloga za čovečanstvo - Hemija

Kalcijum i njegova uloga za čovečanstvo

Uvod

Biti u prirodi

Potvrda

Fizička svojstva

Hemijska svojstva

Upotreba jedinjenja kalcijuma

Biološka uloga

Zaključak

Bibliografija

Uvod

Kalcijum je element glavne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 20. Označava se simbolom Ca (lat. Kalcijum). Jednostavna supstanca kalcijum (CAS broj: 7440-70-2) je meki, reaktivni, srebrno-bijeli zemnoalkalni metal.

Uprkos sveprisutnosti elementa #20, čak ni hemičari nisu 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 CO2.

Istorijat i porijeklo imena

Naziv elementa dolazi od lat. calx (u genitivu calcis) -- "kreč", "meki kamen". Predložio ga je engleski hemičar Humphrey Davy, koji je 1808. godine izolovao metalni kalcij elektrolitičkom metodom. Davy je elektrolizirao mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom HgO na platinskoj ploči, koja je bila anoda. Kao katoda služila je platinska žica uronjena u tečnu živu. Kao rezultat elektrolize, dobijen je kalcijum amalgam. Nakon što je otjerao živu iz njega, Davy je primio metal nazvan kalcijum.

Jedinjenja kalcijuma - krečnjak, mermer, gips (kao i kreč - proizvod sagorevanja krečnjaka) koriste se u građevinarstvu pre nekoliko milenijuma. Sve do kraja 18. veka, hemičari su smatrali da je kreč jednostavno telo. A. Lavoisier je 1789. godine sugerirao da su vapno, magnezijum, barit, glinica i silicijum kompleksne supstance.

Biti 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).

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%.

Od šest prirodno prisutnih 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 5,3×1019 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 0,5h3O i gips CaSO4 2h3O, fluorit CaF2, apatiti Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. 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).

Migracije 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:

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

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

biogene migracije. U biosferi, jedinjenja kalcijuma se nalaze u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi i dole). Značajna količina kalcijuma je deo živih organizama. Dakle, hidroksiapatit Ca5 (PO4) 3OH, ili, na drugi način, 3Ca3 (PO4) 2 Ca (OH) 2 je osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući i ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja i dr. sastoje se od kalcijum karbonata CaCO3.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).

Potvrda

Slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl2 (75-80%) i KCl ili od CaCl2 i CaF2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:

4CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

Fizička svojstva

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Do 443 °C, stabilan?-Ca sa kubičnom rešetkom usredsređenom na lice (parametar a = 0,558 nm), iznad stabilnog?-Ca sa kubičnom centriranom rešetkom tipa?-Fe (parametar a = 0,448 nm) . Standardna entalpija?H0 prijelaz? > ? je 0,93 kJ/mol.

Hemijska svojstva

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 Ca2+/Ca0 para je ?2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom, ali bez paljenja:

Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 ^ + Q.

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

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

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (

kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si

(kalcijum silicid), poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.

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:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2 ^,

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

Ca2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju rastvorljive soli kalcijuma, plamen postaje cigleno crven.

Kalcijumove soli kao što su CaCl2 hlorid, CaBr2 bromid, CaI2 jodid i Ca(NO3)2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. CaF2 fluorid, CaCO3 karbonat, CaSO4 sulfat, Ca3(PO4)2 ortofosfat, CaC2O4 oksalat i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.

Od velikog značaja je činjenica da je, za razliku od kalcijum karbonata CaCO3, kiseli kalcijum karbonat (hidrokarbonat) Ca(HCO3)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:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

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

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

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 kada se voda prokuva, bikarbonat se razgrađuje, a CaCO3 taloži. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.

Primjena metalnog kalcija

Metalthermy

Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za dobivanje rijetkih metala.

Legiranje

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.

Nuklearna fuzija

Izotop 48Ca je najefikasniji i široko korišten materijal za proizvodnju superteških elemenata i otkrivanje novih elemenata u periodnom sistemu. Na primjer, u slučaju korištenja 48Ca jona za proizvodnju superteških elemenata u akceleratorima, jezgra ovih elemenata se formiraju stotine i hiljade puta efikasnije nego kada se koriste drugi "projektili" (joni).

Upotreba jedinjenja kalcijuma

kalcijum hidrid. Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se Cah3 (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 CaC2 se široko koristi za dobijanje acetilena i redukciju metala, kao i za proizvodnju kalcijum cijanamida (zagrevanjem kalcijum karbida u azotu na 1200°C, reakcija je egzotermna, odvija se u pećima na cijanamidu).

Hemijski izvori 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. 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.

Biološka uloga

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). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, kao i u održavanju konstantnog osmotskog pritiska krvi. Kalcijumovi joni takođe služe kao jedan od univerzalnih sekundarnih glasnika i regulišu niz intracelularnih procesa – kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera itd. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10–7 mol, u međućelijskim tečnostima oko 10 ?3 mol.

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). Apsorpcija se odvija i u debelom i u tankom crijevu, a olakšava je kiselo okruženje, vitamin D i vitamin C, laktoza i nezasićene masne kiseline. Važna je i uloga magnezijuma u metabolizmu kalcijuma, sa njegovim nedostatkom, kalcijum se „ispire“ iz kostiju i deponuje u bubrezima (kamen u bubrezima) i mišićima.

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.

Zbog velikog broja procesa povezanih s kalcijem, sadržaj kalcija u krvi je precizno reguliran, a pravilnom ishranom ne dolazi do manjka. Dugotrajno izostanak s ishrane može uzrokovati grčeve, bolove u zglobovima, pospanost, poremećaje u rastu i zatvor. Dublji nedostatak dovodi do trajnih grčeva mišića i osteoporoze. Zloupotreba kafe i alkohola mogu biti uzroci nedostatka kalcijuma, jer se dio izlučuje urinom.

Prekomjerne doze kalcija i vitamina D mogu uzrokovati hiperkalcemiju, praćenu intenzivnom kalcizacijom kostiju i tkiva (uglavnom zahvaćajući urinarni sistem). Produženi višak narušava rad mišićnog i nervnog tkiva, povećava zgrušavanje krvi i smanjuje apsorpciju cinka od strane koštanih stanica. Maksimalna dnevna sigurna doza za odraslu osobu je 1500 do 1800 miligrama.

Proizvodi Kalcijum, mg/100 g

Sesam 783

Kopriva 713

Sljezova šuma 505

Plantain veliki 412

Galinsoga 372

Sardine u ulju 330

Budra bršljan 289

Šipak 257

Badem 252

Plantain lanceolate. 248

lješnjak 226

Seme amaranta 214

Potočarka 214

Zrna soje suhe 201

Djeca do 3 godine - 600 mg.

Djeca od 4 do 10 godina - 800 mg.

Djeca od 10 do 13 godina - 1000 mg.

Adolescenti od 13 do 16 godina - 1200 mg.

Mladi 16 i stariji - 1000 mg.

Odrasli od 25 do 50 godina - 800 do 1200 mg.

Trudnice i dojilje - 1500 do 2000 mg.

Zaključak

Kalcijum je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji. 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.

Kalcij stalno okružuje građane: gotovo svi glavni građevinski materijali - beton, staklo, cigla, cement, vapno - sadrže ovaj element u značajnim količinama.

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.

Bibliografija

1. Uredništvo: Knunyants I. L. (glavni urednik) Hemijska enciklopedija: u 5 tomova - Moskva: Sovjetska enciklopedija, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 str.

2. Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 stranica sa ilustracijama.

3. Dotsenko VA. - Terapeutska i preventivna ishrana. - Q. ishrana, 2001 - N1-str.21-25

4. Bilezikian J. P. Kalcij i metabolizam kostiju // U: K. L. Becker, ur.

www.e-ng.ru

svet nauke

Kalcijum je metalni element glavne podgrupe II grupe 4 perioda periodnog sistema hemijskih elemenata. Pripada porodici zemnoalkalnih metala. Vanjski energetski nivo atoma kalcija sadrži 2 uparena s-elektrona

Koje je u stanju dati energetski tokom hemijskih interakcija. Dakle, kalcijum je redukcioni agens i u svojim jedinjenjima ima oksidaciono stanje +2. U prirodi se kalcijum javlja samo u obliku soli. Maseni udio kalcijuma u zemljinoj kori je 3,6%. Glavni prirodni mineral kalcijuma je kalcit CaCO3 i njegove vrste - krečnjak, kreda, mermer. Postoje i živi organizmi (na primjer, koralji), čija se okosnica sastoji uglavnom od kalcijum karbonata. Takođe važni minerali kalcijuma su dolomit CaCO3 MgCO3, fluorit CaF2, gips CaSO4 2h3O, apatit, feldspat itd. Kalcijum igra važnu ulogu u životu živih organizama. Maseni udio kalcijuma u ljudskom tijelu je 1,4-2%. Ulazi u sastav zuba, kostiju, drugih tkiva i organa, učestvuje u procesu zgrušavanja krvi, stimuliše rad srca. Da bi organizam obezbedio dovoljnu količinu kalcijuma, neophodno je konzumirati mleko i mlečne proizvode, zeleno povrće, ribu.Prosta supstanca kalcijum je tipičan srebrno-beli metal. Prilično je tvrd, plastičan, ima gustinu 1,54 g/cm3 i tačku topljenja 842? C. Hemijski, kalcijum je veoma aktivan. U normalnim uslovima lako stupa u interakciju sa kiseonikom i vlagom u vazduhu, pa se skladišti u hermetički zatvorenim posudama. Kada se zagreje na vazduhu, kalcijum se zapali i formira oksid: 2Ca + O2 = 2CaO Kalcijum reaguje sa hlorom i bromom kada se zagreje, a sa fluorom čak i na hladnom. Produkti ovih reakcija su odgovarajući halogenidi, na primjer: Ca + Cl2 = CaCl2 Kada se kalcij zagrije sa sumporom, nastaje kalcijum sulfid: Ca + S = CaS. Kalcijum može reagirati i sa drugim nemetalima. Interakcija s vodom dovodi do stvaranja slabo rastvorljivog kalcijum hidroksida i evolucije gasovitog vodonika : Ca + 2h3O = Ca (OH) 2 + h3 Metalni kalcijum se široko koristi. Koristi se kao rozkisnik u proizvodnji čelika i legura, kao redukciono sredstvo za proizvodnju nekih vatrostalnih metala.

Kalcijum se dobija elektrolizom taline kalcijum hlorida. Tako je kalcijum prvi put nabavio 1808. Humphry Davy.

worldofscience.ru

Državni naftni tehnički univerzitet u Ufi

Katedra za opštu i analitičku hemiju

Prezentacija na temu: "Element kalcijum. Svojstva, dobijanje, primena"

Pripremio student grupe BTS-11-01 Prokaev G.L.

Vanredni profesor Krasko S.A.

Uvod

Istorijat i porijeklo imena

Biti u prirodi

Potvrda

Fizička svojstva

Hemijska svojstva

Primjena metalnog kalcija

Upotreba jedinjenja kalcijuma

Biološka uloga

Zaključak

Bibliografija

Uvod

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 (CAS broj: 7440-70-2) je meki, reaktivni, srebrno-bijeli zemnoalkalni metal.

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.

Uprkos sveprisutnosti elementa #20, čak ni hemičari nisu vidjeli elementarni kalcij. Ali ovaj metal, kako izvana tako i po ponašanju, uopće nije sličan alkalnim metalima, kontakt s kojima je prepun opasnosti od požara i opekotina. Može se bezbedno čuvati na vazduhu, ne pali se od vode.

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 CO2.

Istorijat i porijeklo imena

Naziv elementa dolazi od lat. calx (u genitivu calcis) - "kreč", "meki kamen". Predložio ga je engleski hemičar Humphrey Davy, koji je 1808. godine izolovao metalni kalcij elektrolitičkom metodom. Davy je elektrolizirao mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom HgO na platinskoj ploči, koja je bila anoda. Kao katoda služila je platinska žica uronjena u tečnu živu. Kao rezultat elektrolize, dobijen je kalcijum amalgam. Nakon što je otjerao živu iz njega, Davy je primio metal nazvan kalcijum.

Biti 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).

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

Od šest prirodno prisutnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop 48Ca, najteži od šest i prilično rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), nedavno je otkriveno da prolazi kroz dvostruki beta raspad s vremenom poluraspada od 5,3 ×1019 godine.

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 - mermer - se u prirodi nalazi mnogo rjeđe.

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 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).

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

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

biogene migracije. U biosferi, jedinjenja kalcijuma se nalaze u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima (vidi i dole). Značajna količina kalcijuma je deo živih organizama. Dakle, hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH, ili, u drugoj notaciji, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 je osnova koštanog tkiva kičmenjaka, uključujući ljude; ljuske i ljuske mnogih beskičmenjaka, ljuske jaja i dr. sastoje se od kalcijum karbonata CaCO3.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).

Potvrda

Slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl2 (75-80%) i KCl ili od CaCl2 i CaF2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:

CaO + 2Al = CaAl2O4 + 3Ca.

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

Fizička svojstva

Metalni kalcijum postoji u dvije alotropske modifikacije. Otporan do 443°C α -Ca sa kubičnom rešetkom, viša stabilna β-Ca sa kubičnim tijelom centriranom rešetkom tipa α -Fe. Standardna entalpija ΔH0 tranzicija α → β je 0,93 kJ/mol.

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.

Hemijska svojstva

U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standardni elektrodni potencijal Ca2+/Ca0 para je -2,84 V, tako da kalcijum aktivno reaguje sa vodom, ali bez paljenja:

2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.

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

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

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

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

Ca + 2P = Ca3P2 (kalcijum fosfid),

poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP5;

Ca + Si = Ca2Si (kalcijum silicid),

Poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2, N2 + 3H2O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH3.

Ca2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju rastvorljive soli kalcijuma, plamen postaje cigleno crven.

Važna je činjenica da je, za razliku od kalcijum karbonata CaCO3, kiseli kalcijum karbonat (hidrokarbonat) Ca(HCO3) 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:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

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

Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.

kalcijum metal hemijska fizička

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. 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, voda se smatra tvrdom. Tvrdoća se eliminiše ključanjem; voda se ponekad destiluje da bi se potpuno eliminisala.

Metalthermy

Čisti metalni kalcij se široko koristi u metalotermiji za dobivanje rijetkih metala.

Legiranje

Nuklearna fuzija

Upotreba jedinjenja kalcijuma

kalcijum hidrid. Zagrevanjem kalcijuma u atmosferi vodika dobija se CaH2 (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.

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

Lijekovi. 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.

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.

Biološka uloga

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). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, kao i u održavanju konstantnog osmotskog pritiska krvi. Kalcijumovi joni takođe služe kao jedan od univerzalnih sekundarnih glasnika i regulišu niz intracelularnih procesa – kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera itd. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10−7 mol, u međućelijskim tečnostima oko 10−3 mol.

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). Apsorpcija se odvija i u debelom i u tankom crijevu, a olakšava je kiselo okruženje, vitamin D i vitamin C, laktoza i nezasićene masne kiseline. Važna je i uloga magnezijuma u metabolizmu kalcijuma, sa njegovim nedostatkom, kalcijum se „ispire“ iz kostiju i deponuje u bubrezima (kamen u bubrezima) i mišićima.

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.

Proizvodi Kalcijum, mg/100 g

Sesam 783

Kopriva 713

Plantain veliki 412

Sardine u ulju 330

Budra bršljan 289

Šipak 257

Badem 252

Plantain lanceolate. 248

lješnjak 226

Potočarka 214

Zrna soje suhe 201

Djeca mlađa od 3 godine - 600 mg.

Djeca od 4 do 10 godina - 800 mg.

Djeca od 10 do 13 godina - 1000 mg.

Adolescenti od 13 do 16 godina - 1200 mg.

Mladi 16 i stariji - 1000 mg.

Odrasli od 25 do 50 godina - 800 do 1200 mg.

Trudnice i dojilje - 1500 do 2000 mg.

Zaključak

Kalcij stalno okružuje građane: gotovo svi glavni građevinski materijali - beton, staklo, cigla, cement, vapno - sadrže ovaj element u značajnim količinama.

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.

Bibliografija

1.Uredništvo: Knunyants I. L. (glavni urednik) Hemijska enciklopedija: u 5 tomova - Moskva: Sovjetska enciklopedija, 1990. - T. 2. - S. 293. - 671 str.

2.Doronin. N. A. Kaltsy, Goshimizdat, 1962. 191 stranica sa ilustracijama.

.Dotsenko V.A. - Terapeutska i preventivna ishrana. - Q. ishrana, 2001 - N1-str.21-25

4.Bilezikian J. P. Kalcij i metabolizam kostiju // U: K. L. Becker, ur.

5.M.Kh. Karapetjanc, S.I. Drakin - Opća i neorganska hemija, 2000. 592 str. sa ilustracijama.

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 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 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.

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

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.

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.

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.

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.

Primjena metalnog kalcija

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.

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 kalcij 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.